hidratacion de hidrocarburos


UNIVERSIDAD DE GUANAJUATO
DIVISICION DE CIENCIAS NATURALES Y EXACTAS

MATERIA:
LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL

VELOCIDAD DE DIFUSION DE GASES

PROFESOR:
DRA. ALMA ROSA CORRALES ESCOBOSA
ALUMNOS:





VELOCIDAD DE DIFUSION DE GASES




Fundamentos teóricos
La Relación Volumen–Cantidad: LEY DE ABOGADOR
El trabajo del científico italiano Amadeo Avogadro complemento losestudios de Boyle, Charles y Gray Lussac. En 1811, publico una hipótesis en la que estableció que a la misma temperatura y presión, volúmenes iguales de diferentes gases contienen el mismo número de moléculas (o átomos si el gas es monoatómico). De ahí que el volumen de cualquier debe ser proporcional al numero de moles de moléculas presentes; es decir

donde n representa el numero de moles y k, esla constante de proporcionalidad.
La ecuación (5.5) res la expresión matemática de la ley de Avogadro, la cual establece que la presión y temperatura constantes , el volumen de un gas es directamente proporcional al numero de moles del gas presente. De la ley de Abogador aprendimos que, cuando dos gases reaccionan entre sí. Los volúmenes que reaccionan de cada uno de los gases tiene una relaciónsimple entre sí. Si el producto es un gas, su volumen se relaciona con el volumen de los reactivos a través de una sencilla relación (un hecho demostrado antes por Gray Lussac). Por ejemplo, considérese la síntesis de amoniaco a partir de hidrógeno y nitrógeno moleculares:
3H2(g)+ N2 (g) 2NH3(g)
3mol 1mol 2mol


TEORIA CINETICA DE LOS GASES:
 explica el comportamiento de los gasesutilizando un “modelo” teórico. Suministra un
 modelo mecánico el cual exhibepropiedades mecánicas promedias, que están identificadas con propiedadesmacroscópicas, tales como la presión. En este modelo, una sustancia gaseosa puraconsiste del agregado de un número muy grande de partículas independientesllamadas moléculas, que son muy pequeñas, perfectamente elásticas y estánmoviéndose en todas direcciones,las magnitudes de las velocidades de las moléculasde los gases están distribuidas al azar. Cuando nos referimos a las velocidades de lasmoléculas, las medimos respecto del centro de masas del sistema gaseoso, por tanto,la presión y la temperatura del gas no se modifican si el recipiente que lo contiene noesta en movimiento.


VELOCIDAD DE DIFUSION:
La difusión es el proceso por el cual unasubstanciase distribuye uniformemente en el espacio que la encierra o en el medio en quese encuentra
. La difusión es una consecuencia del movimiento continuo y elástico delas moléculas gaseosas. Gases diferentes tienen distintas velocidades de difusión.Para obtener información cuantitativa sobre las velocidades de difusión se han hechomuchas determinaciones. En una técnica el gas se deja pasar pororificios pequeños aun espacio totalmente vacío; la distribución en estas condiciones se llama efusión y lavelocidad de las moléculas es igual que en la difusión. Los resultados son expresadospor la ley de Graham.

RIESGOS:
 Tanto el acido clorhídrico como el hidróxido de amonio son tóxicos eirritantes.

PRECAUCIONES:
Manipula los reactivos dentro de la campana de extracción,utilizandoguantes y lentes de seguridad.









CALCULOS:
Calculamos la relación experimental promedio con la formula siguiente:
Re= (R1+R2+R3)/3.
Hallamos la distancia experimental promedio del hidróxido de amonio:
De (NH4OH(c)) = (D1+D2+D3) /3.
De (NH4OH(c)) = (20.8+23.5+20) /3.
De (NH4OH(c)) =21.433.
Hallamos la distancia experimental promedio del acido clorhídrico:
De (HCl(c)) =(D1+D2+D3)/3.
De (HCl(c))= (10.2+7.5+11)/3.
De (HCl(c))= 9.566.
Hallamos el tiempo experimental promedio de los gases:
Te= (T1+T2+T3) /3.
Te= (49+55+50) /3.
Te=51.333.
Calculamos la relación teórica:
1/2
Rt= D1 (NH4OH) = M2 (masa molecular del HCl)
D2 (HCl) M1 (masa molecular del NH4OH)
1/2
21.433 = 36.500
9.566 M1 (masa molecular del NH4OH)
M1 (masa molecular del NH4OH)= 7.260

Calcula...