Informe 5 de quimica basica fiis uni

I. OBJETIVO

Estudiar y experimentar algunas propiedades y leyes fundamentales que explican el comportamiento de los gases ideales.

II. FUNDAMENTO TEÓRICO

En el estado gaseoso, las moléculas se encuentran alejadas, se mueven más rápidamente que en el estado liquido y ocupan el volumen total del recipiente que los contiene. Las interacciones entre las moléculas son muy débiles debido aesas características, el almacenamiento y manejo de gases es más complicado que el de los líquidos. El nitrógeno, hidrogeno y oxigeno se almacenan y venden el cilindros espaciales de alta presión.

En el laboratorio, como se necesitan más que pequeñas cantidades de gases, con fines de estudio, es conveniente obtener el gas por medio de algunas reacciones químicas.

Existen algunas reaccionesquímicas que producen gases, por ejemplo cuando un metal (zinc) es tacado por un acido fuerte (HCl), produciendo el gas hidrogeno (H2).

Zn + 2HCl ZnCl2 + H2
Zn + 2H+ Zn+2 + H2
De igual forma los carbonatos liberan dióxido de carbono cuando son acidificados.

NaCO3 + 2HCl 2NaCl + H2CO3
CO3-2 + 2H+ H2CO3 + H2O+ CO2

VOLUMEN MOLAR DE LOS GASES

En 1811 Avogadro propuso que en lasmismas condiciones de presión y temperatura volúmenes iguales de diferentes gases contengan el mismo número de moléculas.

De este principio se deduce que 1 mol de cualquier gas ocupa aproximadamente el mismo volumen a 0° y 1atm de presión. A este volumen se le denomina volumen molar de gas a condiciones normales.

Para casi todos los gases, este valor es de 22,414L. Para calcular el volumenmolar del gas a otras condiciones de presión y temperatura es necesario aplicar la ecuación universal de los gases ideales:

PV = nRT

Dónde:

P: presión del gas
V: volumen del gas
n: número de moles del gas
R: constante universal de los gases ideales
T: temperatura del gas (en grados Kelvin)

DIFUSIÓN GASEOSA

Los gases a diferencia de los sólidos, se difunden (dispersan, esparcen)con mucha rapidez. La ecuación que relaciona la difusión de un gas A, con relación a la de otro gas B, se conoce como la ley de Graham y se expresa así:

VAVB = MBMA

Donde: VA y VB, son las velocidades (promedio) de la difusión de los gases A y B respectivamente, MA y MB son sus correspondientes pesos moleculares.
RELACIÓN VOLUMEN – PRESIÓN (LEY DE BOYLE- MARIOTTE)
En 1662 en Inglaterra,Roberto Boyle formula una relación entre volumen y la presión de una determinada masa de gas a cierta temperatura, a esta relación se le conoce como Ley de Boyle y Mariotte. Este último investigador la anuncia así :
“Manteniendo constante la temperatura de una masa constante de gas, sus volúmenes están en razón inversa a la presión que soportan”
V1V2 = P2P1

PV = Cte. (T y masa constante)III. PROCESO EXPERIMENTAL
EXPERIMENTO N°1: DETERMINACIÓN DEL VOLUMEN MOLAR ESTÁNDAR DEL GAS HIDRÓGENO
1. MATERIALES Y REACTIVOS:

* 1 bureta
* 1 recipiente tubular de 4x25cm
* 1 vaso de 600ml
* 1 probeta de 25ml
* 1 cinta de magnesio
* HCl, 3M

2. DIAGRAMA DE PROCESO

………………………….

3. OBSERVACIONES
* Al invertir la bureta e introducirla en el recipientetubular se observa que el HCl desciende y entra en contacto con la cinta de magnesio.
* Se observa burbujas de gas que se desprenden de la tira de magnesio.
* La tira de magnesio se consume hasta desaparecer.
* El volumen de agua en la bureta es desplazado

4. DATOS, CÁLCULOS Y REACCIONES QUÍMICAS

a) Reacción química:
Mg(s) + 2HCl Mg2+ (ac) + 2Cl-(ac) + H2 (g)
* Volumenmuerto: 2.2ml
* Volumen milimetrado: 23.7ml
* Volumen del gas hidrogeno:
Vmilimetrado + Vmuerto = VH2

b) Entonces el VH2será igual a: 23.7ml + 2.2ml = 25.9ml

* Presión barométrica en el laboratorio: 752.95 mmHg………….(1)
* Presión del vapor de agua P22°CV(H2O): 18.8 mmHg……………………(2)
* Presión del H2: (1) – (2) ; se tendría
752.95 mmHg - 18.8 mmHg = 734.15 mmHg...