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

...

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:

[pic 15]

[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).

[pic 18]

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.

LEY DE GRAHAM DE DIFUSIÓN GASEOSA.

En el estado gaseoso, las moléculas se encuentran alejadas, se desplazan o mueven más rápidamente que en el estado líquido y ocupan el volumen total del recipiente que las contiene.

Las interacciones entre las partículas son muy débiles.

Los gases a diferencia de los sólidos se difunden, se esparcen o dispersan con mucha rapidez. Se puede describir el fenómeno de “difusión” como la tendencia mostrada por cualquier sustancia para extenderse del espacio aprovechable que para ello dispone. Tratándose de los gases se aplica apropiadamente el término a la capacidad de las moléculas gaseosas para pasar a través de aberturas pequeñas, tales como paredes porosas de globos, de cerámica o porcelana que no se halle vidriada, en cuyos clavos se denomina “efusión” pero cuando el movimiento de las moléculas de un gas se realiza a través de otras clases de gases o entre dos gases uno hacia el otro se denomina propiamente “difusión”.

Basándose en la teoría cinética molecular, es evidente que al aumentar la temperatura de un gas se aumentará la rapidez de difusión o efusión, debido de que al aumentar la temperatura se aumenta la velocidad de las moléculas, predicándose así, un número mayor de impactos en las paredes del recipiente en una unidad de tiempo determinada. También resulta evidente que aumentando la presión de un gas se producen más impactos sobre las paredes del recipiente, aumentando su velocidad de difusión.

Tanto la difusión como la efusión, se describen cuantitativamente por la Ley de Graham, que establece “que a una determinada temperatura, las velocidades de difusión o fusión de dos gases son inversamente proporcionales a las raíces cuadradas de sus pesos moleculares o densidades”, y se expresa así:

[pic 19]

V1 : Velocidades de difusión de los gases 1 y 2

M1 M2: Masas molares de los gases 1 y 2.

Nota: Para volúmenes iguales es Vol1=Vol2

P: Densidad

Reemplazando

[pic 20]

Efusión.

Es el proceso mediante el cual un gas bajo presión escapa de un compartimiento de un recipiente a otro pasando a través de una pequeña abertura. A pesar de que la efusión difiere de la difusión en naturaleza, la velocidad de efusión de un gas está también dada por la