Practica 3
Enviado por oswaldohf • 30 de Julio de 2014 • 2.537 Palabras (11 Páginas) • 207 Visitas
INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL
UNIDAD PROFESIONAL INTERDISCIPLINARIA DE INGENIERIA Y CIENCIAS SOCIALES Y ADMINISTRATIVAS.
Química aplicada.
“LABORATORIO”
Profesora: Guadalupe Tapia Aguilar
Determinación de la densidad de un gas.
(Practica N° 3)
Secuencia: 1IM24
EquipoN°: “1”
Integrantes: Firma
Fecha de práctica: viernes 14 de marzo de 2014
Fecha de entrega: viernes 21 de marzo de 2014
Determinación de la densidad de un gas
(Practica N° 3)
Objetivos:
Producir dióxido de carbono (CO2) por reacción entre bicarbonato de sodio y ácido clorhídrico.
Determinar la densidad del dióxido de carbono en las condiciones en las que se desarrolla el experimento.
2) Marco teórico “conceptos básicos necesarios”.
La densidad (símbolo ρ) es una magnitud escalar referida a la cantidad de masa en un determinado volumen de una sustancia. La densidad media es la razón entre la masa de un cuerpo y el volumen que ocupa.
Si un cuerpo no tiene una distribución uniforme de la masa en todos sus puntos la densidad alrededor de un punto puede diferir de la densidad media. Si se considera una sucesión pequeños volúmenes decrecientes (convergiendo hacia un volumen muy pequeño) y estén centrados alrededor de un punto, siendo la masa contenida en cada uno de los volúmenes anteriores, la densidad en el punto común a todos esos volúmenes:
La unidad es kg/m3 en el SI.
Ley de los gases ideales
La ley de los gases ideales es la apariencia negativa, un gas hipotético formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos (conservación de momento y energía cinética.
La ecuación de estado
El estado de una cantidad de gas se determina por su presión, volumen y temperatura. La forma moderna de la ecuación relaciona estos simplemente en dos formas principales. La temperatura utilizada en la ecuación de estado es una temperatura absoluta: en el sistema SI de unidades, kelvin, en el sistema imperial, grados Rankine.7
Forma común
La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad (en moles) de un gas ideal es:
P V = n R T
En esta práctica se aplicó la ley de Dalton por el hecho en que se establece la presión total en una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales.
Además la ley de Dalton establece que:
Establece que la presión de una mezcla de gases, que no reaccionan químicamente, es igual a la suma de las presiones parciales que ejercería cada uno de ellos si sólo uno ocupase todo el volumen de la mezcla, sin cambiar la temperatura.
La ley de Dalton es muy útil cuando deseamos determinar la relación que existe entre las presiones parciales y la presión total de una mezcla de gases.
Si estudiáramos cada uno de estos gases en formas separadas, la contribución a la presión de cada componente está directamente relacionada con el número de moles del componente y de los choques que tienen las moléculas con las paredes del recipiente. Dado que cada componente tiene el mismo volumen y la misma temperatura, la diferencia de las presiones que ejercen los tres distintos gases se deberán a los distintos números de moles.
Entonces la presión que ejerce un componente determinado de una mezcla de gases se llama presión parcial del componente. Las presiones parciales se calculan aplicando la ley de los gases ideales a cada componente. Así la presión parcial (Pc) para un componente consiste en n moles a la temperatura T en el volumen V, siendo R la constante universal de los gases ideales, está dada por la expresión:
Se puede calcular la presión parcial de cada componente, si se conoce el número de moles de cada uno de los gases que se encuentran en la mezcla encerrada en un volumen determinado y a una temperatura dada. Debido a que las partículas de cada gas componente se conducen de una forma diferente, la presión total que ejerza la mezcla será el resultado de todas las partículas.
En esta tabla se muestra el vapor del agua a diferentes temperaturas:
T en ºC 0 10 20 25 30 40 60 80 100
P en mmHg 4,58 9,21 12,79 23,76 31,82 55,32 149,38 355,1 760
NOTA. Esto nos ayuda a comprender la presión con un ejemplo más conciso.
3) Procedimiento
Llenamos el vaso de precipitados con agua de la llave, hasta poco antes del borde.
Introducimos la bureta a modo que se llenara de 70 a 72 ml de agua.
Colocamos el matraz de 2 bocas sobre el soporte universal, este sujeto con las pinzas.
Conectamos la bureta al matraz con tapón y tubería látex.
Medimos 20ml de HCL 0.5 molar en la probeta y lo adicionamos al matraz.
Pesamos sobre el vidrio de reloj un trozo pequeño de tableta, entre 0.20 y 0.24 gramos.
Agregamos el trozo de tableta al matraz y se tamo inmediatamente con el tapón de hule.
Se mantuvo la bureta para gases en posición vertical, de tal manera que el nivel de agua interna coincidió con el nivel de agua en el vaso exterior, se observó el volumen ocupado por la bureta y determinamos el volumen.
Una vez que se terminó la reacción, se leyó el volumen ocupado por el gas en la bureta y determinamos el volumen del desplazamiento por efecto de la reacción.
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