LABORATORIO 5: GASES Y SUS LEYES

LABORATORIO 5: GASES Y SUS LEYES

1. OBJETIVO

• Obtener gases experimentalmente a partir de reacciones químicas sencillas
• Determinar cuantitativamente el gas generado, aplicando las leyes de los gases ideales.

1. FUNDAMENTO TEÓRICO

La materia nos rodea y esta existe como sólido, líquido o gas. En la vida diaria muchas veces es difícil ver la materia cuando se encuentra en su estado más desordenado (gaseoso), más aún, es importante tener presente que vivimos inmersos en ella, el aire.

Los gases difieren significativamente de sólidos y líquidos en varios aspectos. Un gas se expande hasta llenar el recipiente que lo contiene, tomando la forma y el volumen de este, son compresibles, difunden con rapidez y fluyen con facilidad.

Algunos elementos y compuestos comunes existen como gases a temperatura ambiente, los más comunes son: He, H2, O2, N2, NH3, CO2 y CH4. Una mezcla gaseosa importante es el aire, que consiste principalmente de N2, O2 y Ar, además, cuando está húmedo contiene vapor de agua.

Julio Verne, en su obra “La Isla Misteriosa” (1870), pronosticaba: “Creo que el agua se empleará algún día como combustible, que el hidrógeno y el oxígeno que la constituyen proporcionarán una fuente inagotable de calor y de luz”.

Como la cita anterior lo indica, el H2, ha sido reconocido desde hace mucho tiempo como un combustible muy atractivo. El H2, que es un gas incoloro e inodoro, no tiene un valor energético muy alto y su combustión produce agua, un subproducto “limpio” sin efectos negativos sobre el ambiente:      H2 (g)   +  2 O2 (g)   ⇔   2 H2O (g) 

Actualmente el Hidrógeno no se utiliza como fuente primaria de energía porque su forma elemental H2 es muy escasa en la naturaleza. Industrialmente el hidrógeno se obtiene por descomposición del agua o hidrocarburos; esta reacción requiere energía y a causa de la pérdida de calor del proceso, se utiliza más energía para generar el Hidrógeno, que la energía obtenida al utilizarlo como combustible. No obstante, a medida que están disponibles fuentes de energía alternativas, como la energía solar, parte de estas fuentes se podría utilizar para generar H2, el cual se puede transportar y almacenar.

El H2 se puede generar a partir de (A) metano, principal componente del gas natural, y reacción con vapor de agua, (B) electrólisis del agua, por la reacción entre un (C) metal y un ácido o (D) tratamiento del carbón con vapor sobrecalentado. BUSQUE Y ANOTE LAS 4 REACCIONES DESCRITAS.

La obtención de H2 a partir de conversión del carbón (que además es rico en azufre) es especialmente importante, porque se elimina el azufre en este proceso. La combustión directa del carbón rico en azufre, genera emisiones que son muy dañinas para el ambiente. El azufre sufre varias reacciones posteriores, hasta generar ácido sulfúrico en la atmósfera, que precipita como lluvia ácida produciendo amplios daños medio ambientales.

Una vez generado el H2, podría ser utilizado en los hogares compitiendo con la energía eléctrica, aprovechando las tuberías y redes de distribución del gas natural. Además, las tecnologías actuales se basan en combustibles que se queman, y el H2 podría sustituir al petróleo y al gas natural, los que cada día son más escasos y costosos. Ya se han desarrollado motores de combustión interna que queman H2 y que son de 20 a 50% más eficientes que los motores a gasolina.

Desde luego, existen inconvenientes en su empleo como combustible: su flamabilidad y explosividad son los mayores riesgos. La solución más prometedora es el empleo de aleaciones metálicas para almacenarlo. Por ejemplo, una aleación de hierro y titanio actúa como una esponja del gas, donde el H2 se combina con la aleación para formar un polvo plateado fino. El calentamiento del polvo libera el H2 con seguridad, para ser utilizado. Tales sistemas son mucho más seguros que su almacenamiento como gas líquido.

Ley general de los gases

En el estudio de los gases, se tiene la ventaja de que muchas de las propiedades son las mismas para todos ellos, lo que permite hacer varias generalizaciones convenientes o “leyes” relacionadas con su comportamiento.

Si el volumen molar (volumen que ocupa un mol de moléculas de gas) es el mismo para todos los gases en condiciones de temperatura y presión estándar, TPE (0°C y 273,15 K), entonces se puede considerar que este volumen es el mismo para todos los gases, a cualquier temperatura y presión a que sea sometido el sistema gaseoso. Esto es cierto, porque las leyes que gobiernan los cambios de volumen de los gases, con variaciones de temperatura y presión, son las mismas para todos los gases ideales. Se está relacionando proporcionalmente el número de moles (n), el volumen (V), la presión (P) y la temperatura (T), de la siguiente manera: el producto [P x V] es proporcional al producto [n x T]. Para establecer una igualdad se debe añadir una constante (R), quedando:

BUSQUE Y ANOTE la ecuación:

Gases húmedos

Con frecuencia, es conveniente recolectar gases por desplazamiento de líquidos como el agua. Los gases que se recolectan de este modo, no están puros, sino que consisten en una mezcla del gas original más el vapor del líquido empleado. En este caso se puede emplear la ley de Dalton de las presiones parciales (“La presión total de una mezcla gaseosa corresponde a la suma de las presiones parciales que cada uno de los gases ejercería si los otros gases no estuvieran presentes”). Si logramos conocer qué presión ejerce el vapor de agua, se puede restar la presión total observada y la diferencia corresponde entonces a la presión total ejercida por el gas original en el recipiente. Matemáticamente, se puede expresar la ley de Dalton de la siguiente manera:

  Presión total  =  presión del gas   +   presión de vapor del agua

                         [pic 2]

donde Ptotal es la presión total ejercida por el gas húmedo y Pagua es la presión de vapor de agua, que se obtiene a partir de tablas de presión de vapor de agua (ver en Parte experimental).

1. PARTE EXPERIMENTAL:

1. OBTENCIÓN DE HIDRÓGENO

• LEA CUIDADOSAMENTE LAS INSTRUCCIONES. UNA VEZ COMPRENDIDAS DECIDA QUÉ ACCIONES REALIZARÁ. PRIMERO PREGUNTE AL PROFESOR, SI SU DECISIÓN ES CORRECTA, ANTES DE PROCEDER.
• Monte un equipo generador y recolector de gas, como se muestra en el esquema, sostenga la probeta utilizando una pinza y soporte.
• El metal es lo último que se agrega en el sistema

[pic 3]

[pic 4]

• Llene una probeta con agua de la llave y sitúela invertida en el recipiente suministrado que también contiene agua; la probeta debe estar libre de burbujas, por pequeñas que sean.
• Introduzca la manguera que está unida al tapón monohoradado, hasta la mitad de la altura de la probeta es suficiente.
• En un matraz Erlenmeyer de 125 mL, agregue 20 mL de HCl 2,0 M, medido con probeta.
• Pese en balanza analítica un trozo de magnesio metálico (aprox. 1 cm de longitud), anote todos los decimales entregados por la balanza.
• Realice los cálculos necesarios para determinar la cantidad de hidrógeno que se espera obtener, utilice la siguiente reacción

Mg°(s)  +   2 HCl (ac) 🡪 H2(g)   +    MgCl2 (aq)

• Introduzca el magnesio en el matraz Erlenmeyer y tape inmediatamente con un tapón horadado, que está conectado a la probeta mediante la manguera. A través de la manguera comenzarán a salir burbujas de gas que se recogerán en la probeta invertida.
• Cuando todo el magnesio haya reaccionado y cese el burbujeo, mida el volumen de hidrógeno desprendido y expréselo en litros; cuide medir solo el gas. Si una porción de la manguera está junto al gas, retírela de modo que solo el gas sea medido.
• Mida, con una regla, la altura de la columna de agua de la probeta, desde el nivel del agua de la cubeta hasta la parte inferior del volumen de hidrógeno desprendido.

1. OBTENCIÓN DE DIÓXIDO DE CARBONO

Repita el proceso utilizando 0,2 g de NaHCO3 envueltos en papel tissue o confort.

Prediga el volumen de gas resultante a la temperatura experimental, según la reacción:

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