Determinar el volumen molar del gas hidrógeno H2(g) a C.N y en condiciones del laboratorio.

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INFORME:

LABORATORIO Nº 9

TEMA:

                     “DETERMINACION DELA DUREZA DEL AGUA”

INTEGRANTES:

• CONDORI GARCIA LEONARDO ISRAEL
• MORALES BLANCO FERNANDO
• BASURTO SOTO ANDERSON

Experiencia N° 1: Volumen Molar de un Gas

I) Objetivos: 

• Determinar el volumen molar del gas hidrógeno H2(g) a C.N y en condiciones del laboratorio.
• Hacer que la que reaccione completamente la muestra de magnesio, Mg(s).
• Hallar el volumen muerto en la bureta.
• Calcular el volumen de hidrógeno húmedo a condiciones del laboratorio.
• Verificar que el volumen molar de un gas a condiciones normales (C.N) está definido.

II) Materiales: 

• Probetas pequeña y grande
• Vaso de precipitado
• Soporte Universal
• Pinzas del soporte de pie
• Piceta
• Bureta
• Cinta de magnesio
• Disco pequeño de papel

III) Reactivos:                                                        Fórmula:

• Ácido clorhídrico                                        HCl

IV) Fundamento Teórico:

Supóngase que se introducen dos gases, exactamente a la misma temperatura y presión, en dos recipientes de volumen exactamente igual.

A determinada temperatura, las moléculas gaseosas a esa temperatura, tendrán la misma energía cinética media sin tener en cuenta su tamaño o masa. Las moléculas más pesadas viajarán con más lentitud, las más ligeras con mayor rapidez, pero la energía cinética tradicional media será igual para todas las moléculas. Si las energías cinéticas son iguales la diferencia de presión que ejercen los gases únicamente depende del número de presión que ejercen los gases únicamente depende del número de moléculas de cada gas. Como ambos gases están a la misma presión, debe hacer igual número de moléculas en los dos recipientes.

De acuerdo a esto, Avogadro, en 1911, considera que los elementos en fase gaseosa no están formados por átomos aislados, sino por moléculas que contienen generalmente átomos. Así el hidrógeno y el cloro están formados por moléculas de H2 Y Cl2. Según Avogadro, las moléculas ya sea de elementos o de compuestos, son las que están asociadas a un volumen constante es decir, que Avogadro propuso que “en las mismas condiciones de presión y temperatura volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de moléculas”. Este enunciado se conoce como el Principio de Avogadro, Avogadro concluyó que, si una molécula de cloro es combinada siempre con una molécula de hidrógeno, iguales volúmenes de gases debían contener el mismo número de moléculas. Considerando como ley, de este principio se deduce que 1 mol de cualquier gas ocupa aproximadamente el mismo volumen a EC y 1 atmósfera d presión (condiciones normales CN), dicho volumen es denominado “VOLUMEN MOLAR” del gas a CN.

Sean n el número de moles de un gas y V el volumen. Entonces para dos gases en condiciones semejantes el principio de Avogadro establece que si V1 = V2 entonces n1 = n2 también si el número de moles de dos gases es igual en condiciones semejantes, entonces sus volúmenes serán iguales.

De esto se concluye que 1 mol de cualquier gas a CN ocupa el mismo volumen que 1 mol de cualquier otro gas a TPN.

PRESIÓN DE UN GAS.

Los gases ejercen presión sobre cualquier superficie con la que entren en contacto debido a que las moléculas gaseosas están en constante movimientos. Los humanos nos hemos adaptado fisiológicamente tan bien a la presión del aire que nos rodea que prácticamente no nos percatamos de su existencia, quizás como los peces son inconscientes de la presión del agua sobre ellos.

V) Diagrama de Flujo:

VI) Reacciones:

Mg + 2HCl                MgCl2 + H2[pic 9][pic 10]

V) Cálculos:

Masa de la cinta de magnesio: 0,012 g

 Volumen muerto de la bureta: 2,5 ml

24,3 g Mg                 1 mol de H2[pic 11]

0,012 g de Mg                     X moles[pic 12]

[pic 13]

 mol H2[pic 14]

Volumen exp = V. muerto + V. graduado

                         = 2,5 ml + 10,5 ml

                         = 13 ml de H2 

Volumen Molar: VH2 exp. / N H2 = 13 ml/0,0004938 mol

                = 26,326 L/mol

A Temperatura de Laboratorio T= 25° C = 298 K

P gas húmedo 752 mmHg                P vapor = 23,5 mmHg

P gas seco = 752 mmHg – 23,5 mmHg = 728,5 mmHg

Ecuación General de los gases:

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[pic 16]

V molar de H2 a condiciones normales: 23,1178

Volumen Molar Teórico: 22,4 L/mol

% Error = [pic 17]

VI) Recomendaciones:

• Se recomienda que la burea se utilizada delicadamente para no romperla.
• Cerrar bien la llave de la bureta para que no haya fuga de gas.
• Tratar de meter toda la cinta de Mg en la bureta para que no haya fuga reacción fuera de la bureta.
• Se debe tratar con cuidado el HCl para no tener accidentes.

VII) Aplicación a la Especialidad:

Este experimento nos ayuda a determinar el volumen y en consecuencia el volumen molar de cualquier gas, producto de una reacción.

VIII) Conclusiones:

• El volumen molar del hidrógeno se obtiene del volumen entre el número de moles.
• El volumen de hidrógeno es igual al volumen medido en la bureta y el volumen muerto.
• De la reacción química entre Mg(s) y HCl se forma el cloruro de magnesio (MgCl2) y el gas hidrógeno (H2(g)).
• El volumen molar del gas hidrógeno a C.N. es definido (22.4 l).

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Experiencia N° 2: Ley de Difusión Gaseosa de Graham

I) Objetivo: 

• Comprobar la ley que dio a conocer Thomas Graham, “A las mismas condiciones de presión y temperatura las velocidades de efusión y difusión de dos gases son inversamente proporcionales a la raíz cuadrada de sus pesos moleculares o de sus densidades.
• Controlar el tiempo desde que son expuestos los reactivos hasta que se forme el anillo blanco de cloruro de amonio (NH4Cl).
• Medir a partir de un extremo la distancia a la que se formó el anillo.

II) Materiales:

• Tubo de vidrio
• 2 tapones
• Algodón
• Goteros
• Regla

III) Reactivos:                                                        Fórmula:

• Ácido clorhídrico                                         HCl
• Hidróxido de Amonio                                        NH4OH

IV) Fundamento Teórico:

LEY DE GRAHAM: DIFUSIÓN Y EFUSIÓN GASEOSA.

Difusión.

La difusión, es decir, la mezcla gradual de las moléculas de un gas con moléculas de otro en virtud de sus propiedades cinéticas, constituye una demostración directa del movimiento al azar de las moléculas.  A pesar del hecho de que las velocidades moleculares son muy grandes el proceso de difusión en sí mismo requiere un periodo relativamente largo de tiempo para completarse, así, la difusión de los gases siempre ocurre en forma gradual y no en forma instantánea, como parecieran sugerir las velocidades moleculares. Además, dado que la raíz de la velocidad cuadrática media de un gas ligero es mayor que la de un gas más pesado, un gas más ligero se difundirá a través de un cierto espacio más rápido que uno más pesado.

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