Laboratotio de Gases
Páginas: 6 (1388 palabras)
Publicado: 24 de septiembre de 2013
OBJETIVOS
1. Analizar el efecto de la presión sobre el volumen de los gases a temperatura constante y establecer una relación entre la presión y el volumen (Ley de Boyle y Mariotte).
2. Determinar el volumen molar de un gas.
3. Comprobar la ley de Graham comparando las velocidades de difusión de dos sustancias gaseosas; amoniaco y cloruro de hidrógeno.
Descripción GráficaComprobación de la ley de Boyle y Mariotte
Tubo neumométrico
Pera de nivel
Soporte
Pinza
Regla
Se debe tapar el tubo con un corcho para evitar escapes de aire.
Se mide el volumen muerto del tubo.
Se compara la distancia medida con su equivalente en mililitros.
Se hace ascender y descender la pera,aumentando y disminuyendo la presión.
Se miden los cambios en el volumen debido a los cambios de presión.
Determinación del volumen molar del hidrógeno
Se llena la bureta con 10ml de HCl.
Se coloca la cinta de magnesio doblada en la bureta.
Se coloca rápidamente un papel en la boca de labureta, introduciéndola dentro del recipiente tubular.
Se disolverá la porción de magnesio, luego se debe medir el volumen de hidrógeno.
Demostración de la Ley de Graham
Se colocan trozos de algodón en los tapones de goma. Se agregan 5 gotas de HCl en un algodón y 5 de amoniaco en el otro.
Se coloca al mismo tiempo los tapones a cada unode los extremos del tubo.
Finalmente, se marca el lugar donde se forma un anillo blanco.
Cuadro de resultados
Experimento 1:
P aire seco =P barométrica + densidad del agua/densidad de mercurio - P vapor de agua
P1= 754 mmHg + 1000 kg/m³/760 kg/m³x (0) – 21.1 mmHg = 732.9 mmHg
P2= 754 mmHg + 1000 kg/m³/760 kg/m³x (10) – 21.1 mmHg = 746.05 mmHg
P3= 754 mmHg + 1000 kg/m³/760kg/m³x (20) – 21.1 mmHg = 759.21 mmHg
P4= 754 mmHg + 1000 kg/m³/760 kg/m³x (30) – 21.1 mmHg = 772.37 mmHg
P5= 754 mmHg + 1000 kg/m³/760 kg/m³x (-10) – 21.1 mmHg = 719.74 mmHg
P6= 754 mmHg + 1000 kg/m³/760 kg/m³x (-20) – 21.1 mmHg = 706.58 mmHg
P7= 754 mmHg + 1000 kg/m³/760 kg/m³x (-30) – 21.1 mmHg = 693.42 mmHg
P aire seco(mmhg) Volumen (ml) PV (mmhg.ml)
1 732.9 25.1 18395.79
2 746.05 24.918576.645
3 759.21 24.7 18752.487
4 772.37 24.4 18845.828
5 719.74 25.4 18281.396
6 706.58 25.6 18088.448
7 693.42 25.8 17890.236
Experimento 2:
Mg(s) + 2HCl (ac) → MgCl2 (ac) + H2
0.02312 n
24.3 1
n=0.00095144
(P.V/T) lab = (P.V/T)C.N.
(732.9mmHg.10.2ml/296K) = (760mmHg.V/273K)
V=9.0.7ml
V molar=V cn/nh2
V molar=9.535L
Eficiencia=(22.4-9.535)*100/22.4=57.43%
Experimento 3:
V NH3/ V HCl = √(MHCl/MNH3)
1.465 viene a ser la relación teórica de velocidades entre los gases.
20.5cm es la distancia recorrida por el NH3, y 9.5 por HCl.
20.5/9.5= 2.15 es la relación experimental.
Conclusiones
Las relaciones de presión-volumen de los gases ideales están gobernadas por la Ley de Boyle: el volumen es inversamente proporcionala la presión (a t y n constantes).
En el primer experimento se encontraron muchas dificultades con el escape de aire, ya que el corcho tenía un mal diseño.
La ecuación del gas ideal, PV=nRT, combina las leyes de Boyle, Charles y Abogadro. Esta ecuación describe el comportamiento del gas ideal.
En el segundo experimento se encontraron problemas en la medición del volumen, debido a lainestabilidad de la bureta en el agua.
La teoría cinética molecular, una forma matemática de describir el comportamiento de las moléculas de los gases, se basa en las siguientes suposiciones; las moléculas de los gases están separadas por distancias más grandes que las de sus propias dimensiones, poseen masa pero su volumen es despreciable, están en continuo movimiento y con frecuencia chocan...
1. Analizar el efecto de la presión sobre el volumen de los gases a temperatura constante y establecer una relación entre la presión y el volumen (Ley de Boyle y Mariotte).
2. Determinar el volumen molar de un gas.
3. Comprobar la ley de Graham comparando las velocidades de difusión de dos sustancias gaseosas; amoniaco y cloruro de hidrógeno.
Descripción GráficaComprobación de la ley de Boyle y Mariotte
Tubo neumométrico
Pera de nivel
Soporte
Pinza
Regla
Se debe tapar el tubo con un corcho para evitar escapes de aire.
Se mide el volumen muerto del tubo.
Se compara la distancia medida con su equivalente en mililitros.
Se hace ascender y descender la pera,aumentando y disminuyendo la presión.
Se miden los cambios en el volumen debido a los cambios de presión.
Determinación del volumen molar del hidrógeno
Se llena la bureta con 10ml de HCl.
Se coloca la cinta de magnesio doblada en la bureta.
Se coloca rápidamente un papel en la boca de labureta, introduciéndola dentro del recipiente tubular.
Se disolverá la porción de magnesio, luego se debe medir el volumen de hidrógeno.
Demostración de la Ley de Graham
Se colocan trozos de algodón en los tapones de goma. Se agregan 5 gotas de HCl en un algodón y 5 de amoniaco en el otro.
Se coloca al mismo tiempo los tapones a cada unode los extremos del tubo.
Finalmente, se marca el lugar donde se forma un anillo blanco.
Cuadro de resultados
Experimento 1:
P aire seco =P barométrica + densidad del agua/densidad de mercurio - P vapor de agua
P1= 754 mmHg + 1000 kg/m³/760 kg/m³x (0) – 21.1 mmHg = 732.9 mmHg
P2= 754 mmHg + 1000 kg/m³/760 kg/m³x (10) – 21.1 mmHg = 746.05 mmHg
P3= 754 mmHg + 1000 kg/m³/760kg/m³x (20) – 21.1 mmHg = 759.21 mmHg
P4= 754 mmHg + 1000 kg/m³/760 kg/m³x (30) – 21.1 mmHg = 772.37 mmHg
P5= 754 mmHg + 1000 kg/m³/760 kg/m³x (-10) – 21.1 mmHg = 719.74 mmHg
P6= 754 mmHg + 1000 kg/m³/760 kg/m³x (-20) – 21.1 mmHg = 706.58 mmHg
P7= 754 mmHg + 1000 kg/m³/760 kg/m³x (-30) – 21.1 mmHg = 693.42 mmHg
P aire seco(mmhg) Volumen (ml) PV (mmhg.ml)
1 732.9 25.1 18395.79
2 746.05 24.918576.645
3 759.21 24.7 18752.487
4 772.37 24.4 18845.828
5 719.74 25.4 18281.396
6 706.58 25.6 18088.448
7 693.42 25.8 17890.236
Experimento 2:
Mg(s) + 2HCl (ac) → MgCl2 (ac) + H2
0.02312 n
24.3 1
n=0.00095144
(P.V/T) lab = (P.V/T)C.N.
(732.9mmHg.10.2ml/296K) = (760mmHg.V/273K)
V=9.0.7ml
V molar=V cn/nh2
V molar=9.535L
Eficiencia=(22.4-9.535)*100/22.4=57.43%
Experimento 3:
V NH3/ V HCl = √(MHCl/MNH3)
1.465 viene a ser la relación teórica de velocidades entre los gases.
20.5cm es la distancia recorrida por el NH3, y 9.5 por HCl.
20.5/9.5= 2.15 es la relación experimental.
Conclusiones
Las relaciones de presión-volumen de los gases ideales están gobernadas por la Ley de Boyle: el volumen es inversamente proporcionala la presión (a t y n constantes).
En el primer experimento se encontraron muchas dificultades con el escape de aire, ya que el corcho tenía un mal diseño.
La ecuación del gas ideal, PV=nRT, combina las leyes de Boyle, Charles y Abogadro. Esta ecuación describe el comportamiento del gas ideal.
En el segundo experimento se encontraron problemas en la medición del volumen, debido a lainestabilidad de la bureta en el agua.
La teoría cinética molecular, una forma matemática de describir el comportamiento de las moléculas de los gases, se basa en las siguientes suposiciones; las moléculas de los gases están separadas por distancias más grandes que las de sus propias dimensiones, poseen masa pero su volumen es despreciable, están en continuo movimiento y con frecuencia chocan...
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