Difusion de gases

Difusión de Gases


INTRODUCCIÓN:

Según la teoría de la cinemática molecular, los gases tienden a presentar comportamiento diferente en dadas temperaturas y presiones, es decir se pueden mover más rápidos o lentos según las condiciones anteriores, así mismo se describe que los movimientos de las partículas individuales se mueven de forma aleatoria. Esto da cabida a afirmar que se considereel análisis del comportamiento de los Gases en forma general y no haciendo el análisis partícula por partícula lo cual seria un tanto complicado. Así mismo dado:

Con e como la energía cinética, m la masa y u como la velocidad, se puede notar que un gas de liviano se va a mover más rápido que uno más pesado.

Para los fines de esta practica, se realizó el estudio de la velocidades dedispersión utilizado una comparación con datos experimentales y teóricos dados por la ley de Graham, en la cual se establece que: “La velocidad de efusión de un gas es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de su masa molar” (Brown et., al 2009).



SECCIÓN EXPERIMENTAL

Se siguió el procedimiento descrito por Irías et al (2014). Manual de Prácticas de Laboratorio para Química General II:Difusión de gases. Páginas 3 a 8 con las siguientes modificaciones:
En lugar de NH4 se utilizó NH4(OH)3


RESULTADOS Y DISCUSIÓN:

La practica de laboratorio fue realizada con la finalidad de comparar las velocidades de difusión del acido clorhídrico y el amonio. Para ello se procedió a tomar unas ciertas medidas con la las distancia y los tiempos que duraron estos en difundirse en un medio(tubo de vidrio). Es así que se tuvo la tabla 1.3 (ver anexos), la cual fue de gran ayuda para obtener las velocidades de dispersión de los gases (ver tabla 1.1) anteriormente mencionados.

Tabla. 1.1 Velocidades de dispersión.
Experimento
Reactivo
Velocidades (cm/s)


a
b
c
Promedio
Mediana
Horizontal
HCl
0,101
0,085
0,135
0,107
0,101

NH4(OH)3
0,109
0,095
0,156
0,1200,109
Vertical
HCl Sup
0,072
0,067
0,071
0,070
0,071

NH4(OH)3 inf
0,094
0,080
0,086
0,087
0,086

HCl Inf
0,160
0,182
0,250
0,197
0,182

NH4(OH)3 Sup
0,136
0,128
0,128
0,131
0,128
Concentración 50/50
HCl
0,000
0,000
0,000
0,000
0,000

NH4(OH)3
0,091
0,143
0,103
0,112
0,103
Fuente: Propia


Tabla. 1.2 Velocidades de dispersión.

Velocidades teóricas(cm/s)
HCl
0,740
NH4(OH)3
1,351
Fuente: Propia

Como se puede apreciar al comparar la tabla 1.1 con la 1.3 (ver anexo) se da una velocidad mayor en el NH4(OH)3, lo cual indica un error en la medición, ya que este al ser el gas más pesado debería se más lento que el HCl, “En consecuencia, las partículas del gas más ligero deben tener una velocidad rms mayor, u, que las partículas del máspesado.” (Brown, et., al 2009). Esto se puede dar por mala sincronización o a la hora de poner las jotas de cada reactivo al algodón fueran menores a las indicadas, por alguna distracción de los ejecutores del experimento.

Del mismo modo la practica en si esta mal orientada, ya que se estudia la ley de Graham desde la efusión de los gases, teniendo claro que el concepto de efusión esta dado “(…) es laefusión, que es el escape de las moléculas de un gas a través de un agujero diminuto hacia un espacio evacuado, como se muestra en la. El segundo es la difusión, que es la dispersión de una sustancia dentro de un espacio o dentro de una segunda sustancia.” (Brown et,. Al 2009). Por lo que teniendo ahora si el concepto claro de efusión y difusión, se logra concluir que la practica se le manipulocomo un proceso de difusión.

Cabe destacar que la ley de Graham es más que todo orientado a la efusión de los gases, sin embargo “la razón de las velocidades de difusión de dos gases en condiciones experimentales idénticas se aproxima con la ley de Graham” (Brown, et al., 2009). Esto crea un punto de vista en donde se logra apreciar que dicha ley se aproxima a al velocidad de difusión, por lo...