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LEY DE GRAHAM

PRÁCTICA Nº 6LEY DE GRAHAM

I.OBJETIVOS

Demostrar experimentalmente la difusión de los gases mediante la Ley de Graham.

Determinar la relación entre los pesos moleculares de las sustancias empleadas con

respecto a su velocidad ó longitud de desplazamiento.

II. PRINCIPIOS TEÓRICOS

LEY DE GRAHAM DE LA DIFUSIÓN GASEOSA

El proceso por el cual un gas se distribuye por todo el recipiente que lo contiene se denomina

difusión. Podemos expresar los siguientes conceptos:

Difusión = es el proceso de expansión a través del espacio por parte del gas.

Efusión = es el proceso de pasaje a través de poros pequeños por parte del gas.

Formulando la ley que ahora se conoce como ley de Graham de la difusión de los gases y que

establece que, bajo condiciones similares de temperatura y presión, las velocidades de

difusión de dos gases son inversamente proporcionales a sus raíces cuadradas de sus

densidades.

Si la presión y temperatura de dos gases diferentes son las mismas, se puede calcular la

relación entre sus velocidades de difusión v1 y v2 a partir de sus densidades ρ1 y ρ2 o a partir de

sus pesos moleculares M1 y M2. Ahora, si son las mismas condiciones de presión y

temperatura, los tiempos t1 y t2 necesarios para que un volumen igual de dos gases fluya a

través de un orificio pequeño serán inversamente proporcionales a las velocidades de

difusión, por tratarse de un movimiento uniforme. Así tenemos lo siguiente:

v1v2

= √M 1

M 2

= √ ρ2ρ1 =t2t1

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III. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

a) Materiales

- 01 Tubería de vidrio.

- 02 Tapones de jebe horadados.

- Algodón

b) Reactivos

- Amoniaco acuoso concentrado, NH3 cc

- Acido Clorhídrico concentrado, HCl cc

c) Procedimiento

Antes de comenzar la práctica, asegúrese que la tubería esté completamente seca.

En cada uno de los extremos del tubo se le colocará tapones horadados conteniendo cada uno un algodón impregnado en cantidades iguales de ácido clorhídrico y amoniaco acuoso, respectivamente.

Colocar un pedazo de algodón en cada tapón de jebe horadado y agregar cuidadosamente sobre el algodón de cada tapón 4 gotas de HCl e NH3 (ac)

respectivamente.

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Colocar en forma simultánea, es decir al mismo tiempo, los tapones en cada extremo de la tubería de vidrio.

Empiece a tomar el tiempo y observe cuidadosamente la superficie interna del tubo hasta ubicar el lugar de formación de un anillo blanco de cloruro de amonio (NH4Cl).

Ubicado el anillo, proceda a medir las distancias entre el anillo blanco y los extremos de la tubería, tomando siempre los puntos de referencia equivalentes en cada caso.

Repetir la experiencia y tomar el promedio de los dos resultados para realizar los cálculos.

v1v2

=

x1t

x2t

= √M 2

M 1

IV. RESULTADOS:

Aplicando los principios teóricos respectivos complete la siguiente tabla:

Prueba 1 Prueba 2

Reacción Química (complete)NH3 + HCl

Distancia recorrida por el HCl, X2

(cm.)

Distancia recorrida por el NH3, X1 (cm.)

Valor teórico de relación de velocidades

Valor experimental de relación de velocidades

Porcentaje de error %e

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V. CUESTIONARIO

1. ¿Qué factores determinan la diferencia entre la relación experimental y la

relación teórica?

2. Describa las propiedades más importantes de los gases utilizados.

3. ¿Por qué el tubo de vidrio debe estar completamente seco y limpio?

4. Dos globos del mismo tamaño y material se llenan con hidrógeno y

oxígeno a la misma temperatura y presión respectivamente. El oxígeno

escapa a 65 mL/hr. ¿Con qué rapidez escapará el hidrógeno?

5. Ordenar los siguientes gases en forma creciente en función del tiempo

que necesitan para difundirse a través de un orificio bajo condiciones

similares:

a)150 mL de COCl2 b) 500 mL de H2 y c) 375 mL de CO2

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