INFORME DE LABORATORIO Nº7: GASES
Blancas Soto Brian Jeef
Zuñiga Salvador Junior
Facultad de Ingeniería de Petróleo, Gas Natural y Petroquímica
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RESUMEN
Este informe tiene por finalidad el demostrar mediante distintas experiencias las propiedades de los gases tales como: La Ley de Boyle – Mariotte, ley de Avogadro y la Ley de Graham.
ASBTRAC
This report is intended to demonstrate different experiences through the properties of gases such as Boyle - Mariotte, Avogadro's law and the law of Graham.
INTRODUCCIÓN
Las leyes de los gases que se estudiaron en este laboratorio son consecuencia del estudio las relaciones entre las propiedades de los gases. Estas propiedades son:
Presión.- La presión de un gas, es el resultado de la fuerza ejercida por las partículas del gas al chocar contra las paredes del recipiente.
Volumen.- Espacio en el cual se mueven sus moléculas. E sta dado por el volumen del recipiente que lo contiene, pues por lo general se desprecia el espacio ocupado por sus moléculas.
Temperatura.- Es una propiedad que determina la dirección del flujo del calor y el calor a su vez es una forma de energía que podemos medir en unidades de calorías. La temperatura de un gas es proporcional a la energía cinética media de las moléculas del gas. A mayor energía cinética mayor temperatura y viceversa.
Cantidad de sustancia.- La cantidad de un gas se puede medir en unidades de masa, usualmente en gramos. De acuerdo con el sistema de unidades SI, la cantidad también se expresa mediante el número de moles de sustancia, esta puede calcularse dividiendo el peso del gas por su peso molecular.
OBJETIVO
Analizar el efecto de la presión sobre el volumen de los gases a temperatura constante y establecer una relación entre la presión y el volumen.
Determinar el volumen molar de un gas.
Ilustrar la ley e Gram. comparando las velocidades de difusión de dos sustancias gaseosas; amoniaco y cloruro de hidrogeno.
FUNDAMENTO TEÓRICO
Se denomina gas al estado de agregación de la materia que no tiene forma ni volumen propio. Su principal composición son moléculas no unidas, expandidas y con poca fuerza de atracción, haciendo que no tengan volumen y forma definida, provocando que este se expanda para ocupar todo el volumen del recipiente que la contiene, con respecto a los gases las fuerzas gravitatorias y de atracción entre partículas resultan insignificantes. Con respecto a los gases se han desarrollado las siguientes leyes:
Ley de Boyle – Mariotte:
Cuando el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas es mantenida a temperatura constante, el volumen será inversamente proporcional a la presión: PV=K (Donde K es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes).
Cuando aumenta la presión, el volumen disminuye; si la presión disminuye el volumen aumenta. El valor exacto de la constante k, no es necesario conocerlo para poder hacer uso de la Ley; si consideramos las dos situaciones, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación:
P1×V1 = P2×V2
Al aumentar el volumen, las partículas (átomos o moléculas) del gas tardan más en llegar a las paredes del recipiente y por lo tanto chocan menos veces por unidad de tiempo contra ellas. Esto significa que la presión será menor ya que ésta representa la frecuencia de choques del gas contra las paredes.
Volumen molar:
Un mol de cualquier sustancia contiene 6,023 · 1023 partículas. En el caso de sustancias gaseosas moleculares un mol contiene NA moléculas. De aquí resulta, teniendo en cuenta la ley de Avogadro, que un mol de cualquier sustancia gaseosa ocupará siempre el mismo volumen (medido en las mismas condiciones de presión y temperatura).
Experimentalmente, se ha podido comprobar que el volumen que ocupa un mol de cualquier gas ideal en condiciones normales (Presión = 1 atmósfera, Temperatura = 273,15 K = 0 ºC) es de 22,4 litros. Este valor se conoce como volumen molar normal de un gas.
Este valor del volumen molar corresponde a los llamados gases ideales o perfectos; los gases ordinarios no son perfectos (sus moléculas tienen un cierto volumen, aunque sea pequeño) y su volumen molar se aparta ligeramente de este valor. Así los volúmenes molares de algunos gases son:
Monóxido de carbono (CO) = 22,4 L.
Dióxido de azufre (SO2) = 21,9 L.
Dióxido de carbono (CO2) = 22,3 L.
La Ley de Graham:
La ley de Graham, formulada en 1829 por el químico británico Thomas Graham, establece que las velocidades de difusión y efusión de los gases son inversamente proporcionales a las raíces cuadradas de sus respectivas masas molares.
V1V2=ρ2ρ1=M2M1
Siendo V las velocidades, ρ las densidades y M las masas moleculares.
El fenómeno de efusión está relacionado con la energía cinética de las moléculas. Gracias a su movimiento constante, las partículas de una sustancia, se distribuyen uniformemente en el espacio libre. Si hay una concentración mayor de partículas en un punto habrá más choques entre sí, por lo que hará que se muevan hacia las regiones de menor número: las sustancias se efunden de una región de mayor concentración a una región de menor concentración.
EXPERIMENTO N° 1: PROPIEDADES DE LOS GASES
Materiales:
1 tubo con brazo lateral con su tapón de jebe, con su conexión de manguera y terminal con tubo de vidrio.
1 probeta de 50 ml.
2 pinzas para fijar.
1 soporte de pie.
Trozos pequeños de granalla de zinc.
1 balanza.
Tubos de ensayo con sus corchos respectivamente.
Gradilla.
Procedimiento:
Poner en el tubo de ensayo de brazo lateral (limpio y seco), 1,5gr de zinc.
Tenga dispuesto 6ml de HCl al 6N en su probeta.
Tome tres tubos de ensayo con su respectiva gradilla.
Llenar uno de ellos con las 3 4 partes de agua e introduzca el tubo de salida del gas.
Comience a generar el gas, echando lentamente un mililitro de ácido al tubo de ensayo con brazo lateral.
Observe que sucede. Puede repetir para generar más gas, echando nuevamente un mililitro más de ácido.
Recolectar el gas por desplazamiento del aire en los tubos de ensayo restantes (secos y limpios), colocados verticalmente en forma correcta por espacio de 30 segundos cada uno e inmediatamente tápelo.
EXPERIMENTO N° 2: DEMOSTRACIÓN DE LA LEY DE GRAHAM DE LA DIFUSIÓN GASEOSA
Materiales:
Tubo de vidrio pírex de 40 cm de longitud y 8 mm de diámetro interno.
Soporte de pie.
Pinzas.
Tapones de goma de N°4, con perforaciones.
Algodón hidrófilo.
Goteros con bulbo de 25 cm.
Regla de 30-50 cm.
Ácido clorhídrico concentrado.
Hidróxido de amonio.
Procedimiento:
Armar el equipo mostrado en la figura N°2. Tenga cuidado que el tubo este perfectamente limpio y seco.
Colocar un pequeño trozo de algodón en la oquedad de cada uno de los tapones de goma.
Agregar cuidadosamente sobre el algodón de uno de los tapones 4 gotas de HCl con el gotero correspondiente, luego agregar en el algodón del otro tapón 4 gotas de amónico acuoso, los frascos goteros deben taparse tan pronto como sea posible para evitar la formación de humo.
Colocar en forma simultanea los tapones a cada uno de los extremos del tubo de vidrio de 40 cm, con los algodones hacia la parte interna del tubo.
Observe cuidadosamente la superficie interna del tubo hasta ubicar el lugar en que empieza a formarse un anillo blanco de cloruro de amonio(NH4Cl), producto de la siguiente reacción:
HCl(g)+NH3(g) NH4Cl(s)
Retirar inmediatamente los tapones y enjuagarlos con agua de caño para evitar que el laboratorio se llene de humos blancos irritantes.
Medir con una regla la distancia desde el anillo blanco hasta el extremo del tubo en que se colocó el tapón embebido en HCl y anótelo como 1, haga lo mismo hacia el otro extremo y anótelo como 2.
OBSERVACIONES
Experimento N°1:
¿Es el gas soluble en agua? (observe si las burbujas se vuelven más pequeñas a medida que ascienden por el tubo de ensayo)
Con papel tornasol determine la acidez o basicidad del agua o solución.
¿Tiene olor el gas?
¿Tiene color el gas?
¿Es el gas más pesado o más ligero que el aire?
Pase con cuidado un palo de fosforo encendido por la boca del tubo de ensayo y vea que ocurre.
Experimento N°2: