Reporte laboratorio difusion de gases

...

Parte II.B: Difusión de los gases con el tubo en posición vertical con el ácido clorhídrico arriba

Réplica

Distancia HCl (cm)

Distancia NH3 (cm)

Tiempo HCl (s)

Tiempo NH3 (s)

Velocidad HCl (cms-1)

Velocidad NH3 (cms-1)

1

9.5

21

51

51

[pic 25]

[pic 26]

2

7

23

53

53

[pic 27]

[pic 28]

3

8

19

54

54

[pic 29]

[pic 30]

Velocidad promedio

[pic 31]

[pic 32]

Ley de efusión de Graham

Relación de velocidades r1/r2 (NH3/HCl)

2.57

Relación de masa molares (HCl/NH3)[pic 33]

1.46

Esta parte del experimento la Ley de Graham tampoco se cumplió, además de que fue la que presentó las velocidades más altas de formación de cristales y el segundo error más alto. Los resultados de esta parte del experimento tampoco fueron los esperados. Teniendo el ácido clorhídrico en la parte de arriba del tubo, se esperaba que las velocidades fueran las menores. Debido a que el se mueve más lentamente que el , y el amoniaco estaría siendo acelerado hacia abajo por la gravedad, por lo que se esperaba un menor tiempo de reacción. Podemos concluir que los resultados no fueron muy exactos. Esto podría deberse a cualquier error mencionado anteriormente en la parte I. [pic 34][pic 35]

Parte III: Difusión de los gases a diferentes concentraciones de los reactivos

Réplica

Distancia HCl (cm)

Distancia NH3 (cm)

Tiempo HCl (s)

Tiempo NH3 (s)

Velocidad HCl (cms-1)

Velocidad NH3 (cms-1)

1

0

0

300

300

0

0

2

0

0

300

300

0

0

Velocidad promedio

0

0

Ley de efusión de Graham

Relación de velocidades r1/r2 (NH3/HCl)

0

Relación de masa molares (HCl/NH3)[pic 36]

2.14

En esta parte del experimento no hubo reacción visible. Según Brown et al. (2014), la ley de Henry establece que “la solubilidad de un gas en un disolvente liquido aumenta en proporción directa a la presión del gas sobre la disolución”. Esta ley nos ayuda a comprender lo que pasó en la parte anterior, ya que podemos concluir que las sustancias no tienen ni la presión ni el volumen para alcanzarse en el tiempo determinado. Podemos establecer que en este caso la Ley de Graham no se cumplió ya que las velocidades de los gases fueron nulas.

Luego de realizar el experimento podemos concluir que las velocidades de los gases de amoniaco y ácido clorhídrico varían dependiendo de las condiciones en las que se encuentren, ya que se encuentran bajo condiciones como la gravedad que influyen en la velocidad de movimiento de sus moléculas. Por otro lado, podemos concluir que la velocidad de difusión del amonio en mayor a la del ácido clorhídrico, verificando que las velocidades de los gases con masas molares menores es mayor. Finalmente podemos concluir que la Ley de Efusión de Graham no se verificó en ninguna parte del experimento, pero hubieron muchos factores que pudieron afectar está medición.

Bibliografía

Atkins W.; Jones L.. Principios de Química los caminos del descubrimiento, tercera edición, Editorial Medica Panamericana: Madrid, España, 1999; pp 131

Brown, T.L.; LeMay JR, H.E.; Bursten, B.E.; Murphy, C.J.; Woodward, P.M. QUIMICA, La ciencia central, décimo-segunda edición, Pearson Educación: México, 2014; pp 405, 407, 524, G-6.

Fuster A.. Prácticas de Química General, Sucesores de Nogués: España, Universidad de Murcia, 1986; pp 41.

García J.; Olmo R.; Teijón J.; Gacía C..Química, Teoría y Problemas, Editorial Tebar Flores: Madrid, España, 1996; pp 41.

Valenzuela C.. Química General: Introducción a la Química Teórica, Universidad de Salamanca: Salamanca, España, 1995; 257, 258, 259.