Laboratorio N

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA
FACULTAD INGENIERIA AMBIENTAL
ESPECIALIDAD DE INGENIERÍA SANITARIA







LABORATORIO DE QUIMICA
Informe de Laboratorio N° 3
“GASES”
INTEGRANTES:
Espinoza Giráldez, Fanny
Parra Arteaga, Diego
Mayta Vargas, Bryan
PROFESOR:
Cesar Augusto Masgo Soto





EXPERIMENTO N°1:
“VOLUMEN MOLAR DE UN GAS”

OBJETIVO:
Comprobar experimentalmente y con un mínimo porcentajede error el volumen molar de un gas a condiciones normales y a condiciones estándar del gas hidrógeno.
Encontrar la forma de pesar un gas en el laboratorio.

FUNDAMENTO TEÓRICO:
El volumen molar de una sustancia es el volumen de un mol de ésta. En el caso de sustancias gaseosas moleculares un mol contiene NA moléculas. De aquí resulta, teniendo en cuenta la ley de Avogadro, que un mol de cualquiersustancia gaseosa ocupará siempre el mismo volumen (medido en las mismas condiciones de presión y temperatura).

DIAGRAMA DE FLUJO:





Probeta Recipiente





10 ml de HCl
















Masa Mg 2gr

















CÁLCULOS:
V (g) húmedo = 25.4
T = 25° C
P vapor = 23.8torr
P barométrica = 752 torr
Nota: acondiciones normales es decir
P=760torr T=273k
Y si el gas es seco gas=22.4 l/mol, asumiendo HR=100%

ESTEQUIOMETRIA:
Mg=24.3g
Mg(s) + 2HCl MgCl2(ac) + H2(g)
24.3g 1mol
0.03g x

X = m(g) =0.0012mol

Vm exp (lab) = =
Vm exp= 22.4L/mol
T = 25c
P vap = 23.8torr
P barométrica = 752torr

Por la ecuación del cambio triple:

=
Vm exp c.n = 19.31

CONCLUSIONES:
En conclusión podemos decir que este experimento nos sirvió para realizar la reacción del ácido clorhídrico con magnesio y obtener hidrogeno gaseoso.

RECOMENDACIONES:
Al echar el agua destilada seobservó que no se combina con el ácido clorhídrico de manera inmediata, esto permite que la cinta de magnesio no reaccione rápidamente al voltear la bureta.
La reacción entre el ácido clorhídrico y la cinta de magnesio generara de inmediato el gas de hidrógeno
Asegurarse de limpiar todo instrumento de trabajo (tubo de ensayo, bureta, etc.)
Antes de iniciar el proceso, anotar los volúmenes muertoinferior y superior de la bureta de trabajo.
Asegurar bien la bureta para que el hidrogeno que se produce no escape.













EXPERIMENTO N°2:
“LEY DE GRAHAM DE DIFUSION GASEOSA”

OBJETIVO:
Demostrar la ley de difusión de los gases (ley de Graham)
Tomaremos una muestra de cada uno de los reactivos concentrados con un algodón cada uno, para luego meterlos en los extremos del tubo de cristal yfinalmente sellar el tubo en sus extremos.
Luego mediremos las velocidades de difusión de cada uno de los reactivos y los compararemos con los que obtendríamos teóricamente con la Ley de Graham.

FUNDAMENTO TEORICO:
De acuerdo con la Teoría Cinética de los gases:
las moléculas de los gases están en rápido movimiento
sus velocidades promedio son proporcionales a la temperatura absoluta. También suponeque a la misma temperatura, la energía cinética promedio de las moléculas de gases diferentes es igual. La ley de difusión de Graham se basa en estas tres suposiciones anteriores.

Entre las diferentes propiedades que exhiben los gases se encuentra aquella facultad que tienen de difundir a velocidades que son función de sus pesos moleculares o de sus densidades.

En el presente experimento vamosa comprobar que las velocidades con las que se difunden dos gases son inversamente proporcionales a las raíces cuadradas de sus pesos moleculares o de sus densidades, lo cual constituye la ley de difusión de Graham.

Donde V1, M1 y D1 representan la Velocidad de Difusión, Peso Molecular y Densidad del primer gas, y V2, M2 y D2 representan la Velocidad de Difusión, Peso Molecular y Densidad del...