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Universidad El Bosque Fisicoquímica Laboratorio 1. Gases Propiedades de un gas Aguirre Franco, Valerin Alison; Carreño,

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Universidad El Bosque Fisicoquímica Laboratorio 1. Gases Propiedades de un gas Aguirre Franco, Valerin Alison; Carreño, Ana Maria; Castellanos Ortegon, Yesica Viviana; Herrera Cruz, Geraldine; Ríos Mejía, Carolina; Rojas Giraldo, Valerie. OBJETIVOS 1. Identificar las propiedades de un gas en las condiciones de Bogotá y establecer su comportamiento. 2. Aplicar los conceptos teóricos de presión, leyes de gases y estequiometria. 3. Establecer una relación entre el volumen obtenido en el laboratorio y el volumen experimental. MARCO TEÓRICO temperatura ºK. Sin embargo, no todos los gases aplican para las suposiciones Las propiedades físicas de los gases son descritas, de modo que a estos gases se les similares, aun más cuando las presiones denomina gases reales y tienen la son bajas, puesto que se trata de materia particularidad de que se comportan como consistente en grandes cantidades de gases ideales en condiciones de moléculas con propiedades que surgen del temperatura y presión moderada pero comportamiento de sus partículas cuando la temperatura es muy baja y la individuales. Sobre el gas se ejerce una presión es muy alta estos desvían sus presión como resultado de las colisiones propiedades cambiando así su de las moléculas contra una superficie, la comportamiento (Daub, Seese, & presión se define como fuerza que ejerce Fernández, 2005). Dentro de las leyes más un gas sobre la superficie: importantes están: Fuerza ● Ley de avogadro: Se propone que P= (1) Área en volúmenes iguales de todos los donde su unidad para el SI son pascales (Pa), aunque también es de uso unidades como atm, mmHg, bar, entre otras. La presión atmosférica puede variar respecto a la altitud y el clima, además, puede ser medida mediante un indicador de presión o un barómetro (Atkins, & Jones, 2006). La variación de temperatura, volumen y presión respecto a un gas se han definido mediante las leyes de los gases; para ello, tenemos a los gases ideales que tienen consigo cinco suposiciones, compuestos por moléculas, no existen fuerzas de atracción entre ellos, se encuentran en estado de movimiento rápido y constante, y finalmente, la energía cinética promedio por molécula es proporcional a la

gases contienen el mismo número de moléculas si se encuentran a una presión y temperatura determinada: n=kV (2) Donde P y T son constantes, k es una constante de proporcionalidad y V el volumen (Dickerson, 1992). ● Ley de Boyle: Se tiene que para una determinada cantidad de gas a temperatura constante, el volumen es inversamente proporcional a la presión. P1 V 1=P2 V 2 (3) ● Ley de Charles: Se tiene que para una cantidad fija de gas a presión

constante, la variación del volumen es directamente proporcional a la variación de la temperatura.

una mezcla de gases es la suma de las presiones parciales de sus componentes”, teniendo así:

V1 V2 = (4) T 1 T2

PT =P A + P B .. .(8)

(Atkins, & Jones, 2006) ● Ley de Gay-Lussac: Se tiene que la presión de una masa fija de un gas es directamente proporcional a la temperatura ºK sí su volumen es constante. P 1 P2 = (5) T1 T 2 (Daub, Seese, & Fernández, 2005) Finalmente se tiene la ley combinada de los gases que une la ley de Boyle y la ley de Charles: P1V 1 P2V 2 = (6) T1 T2 (Canales, 1999). Así mismo, se obtiene una ecuación que permite variar una de las variables incluyendo su masa, ésta se denomina ecuación general del estado gaseoso o ley de los gases ideales.: PV =nRT (7) Donde se relaciona la presión ( P), el volumen (V ), la cantidad de un gas en moles(n), la constante universal de los gases ( R)y la temperatura (T )(Daub, Seese, & Fernández, 2005). A su vez, ésta ley puede ser utilizada para gases reales en condiciones de presión baja. La mayoría de los gases se encuentran en una mezcla, para esto Dalton cálculo la presión de los gases de ésta forma, obteniendo la ley de las presiones parciales que se define como “la presión total de

(Atkins, & Jones, 2006) Como ya dicho anteriormente, cuando el gas no se comporta de igual forma a la de un gas ideal se tienen que son gases reales. Una de las ecuaciones más utilizadas para este caso es la ecuación de Van der Waals: ( P+a

n2 )(V −nb)=nRT (9) V2

En donde, a y b son constantes de Van der Waals y depende de cada gas (Reboiras, 2006). PROCEDIMIENTO En la práctica de laboratorio, se procedió a llenar con agua un vaso de precipitado de 50ml para posteriormente colocar la boca hacia abajo sobre una ponchera, procurando que al momento de voltear el vaso se perdiera la menor cantidad de agua posible; una vez posicionado el vaso, por medio de un tubo de goma, se extrajo el aire encontrado en vaso dejando así este lleno solamente de agua procurando de que no quedara ninguna burbuja de aire en su interior Subsiguiente a esto, se colocó una muestra de 3ml de HCL en el tubo de ensayo con desprendimiento lateral, conectado al tubo de goma el cual se encuentra al interior del vaso de precipitado finalmente se colocó una pastilla de zinc previamente pesada (1,4529 g) en en el tubo de ensayo y se tapó con el fin de que no se escapara el gas producido por la mezcla, una vez terminada la reacción se procedió tomar datos de la temperatura del agua por medio de un termómetro, el área de la base del vaso de precipitado, la altura del vaso de

precipitado, la atura del gas generado y la altura del agua una vez fue desplazada por el gas todo emprendo un rage para las mediciones, posteriormente estos datos se usaron posteriormente en resultados y análisis.

Figura 1. Esquema del montaje de la práctica

RESULTADO En primera instancia se tomó la siguiente reacción como base para realizar la práctica de laboratorio:

Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2

● 0,035245 mol HCl (1 mol Zn)/(2 mol HCl) = 0,0176244 mol Zn ● 0,0176244 mol Zn (65,37 g Zn)/(1 mol Zn) = 1,1521 g Zn Puesto que en la reacción de una molécula de zinc con dos moléculas de ácido clorhídrico produce cloruro de zinc más hidrógeno. Sabiendo que la cantidad de ácido clorhídrico de 3 ml al 36% y la densidad de 1.19g/ml se puede hallar la masa del ácido clorhídrico y con esta masa mediante cálculos estequiométricos que establece la cantidad de masa de zinc. Una vez realizada la práctica se procedió a determinar datos tales como: temperatura del agua, densidad y peso de la lámina de Zinc, entre otros. Los cuales al pesar en la balanza el zinc se tomó una cantidad de 1,4529 g Zn y al reaccionar con 3 ml de HCl.m T: 17 °C hv: 3 cm

v: 3 ml HCl (36%)

hh: 6,4 cm

d: 1,19 g/ml

Diámetro= 10,6 cm

Con los datos anteriores se y sabiendo que la densidad es igual al masa sobre el volumen, se logró despejar de la fórmula la masa, dando como resultado. ● masa= 1,19 g/ml * 3 ml HCl ● masa=3,57 g HCl Se procedió a determinar la cantidad de muestra de Zinc que se debía implementar en la muestra experimental

● Área de la base: A base = π*r 2 A base = π (5,3)2= 88,24734 cm 2 ● Volumen del gas Vol gas = A base * (hv) Vol gas = 88,24734 cm 2* 3 cm Vol gas = 264,742013 cm 3

● 3,57 g HCl (36)/(100) = 1,2852 g HCl ● 1,2852 g HCl (1 mol HCl)/(36,4609 g HCl) = 0,035245 mol HCl

Vol gas = 0,26474 L ● Gravedad de bogotá

-

La altura de Bogotá: 2542 m

En donde n es la presión y n0 la presión inicial en donde m la masa molecular del aire que es 28,96 g/mol g la gravedad de 9,8025 m/s2; h altura de 2542 m; K la constante de los gases y te la temperatura 17°C (290,15°K ) pf = 0,74146696 atm

gravedad

La presión del vapor de agua (P = H2O)

La gravedad es igual a la constante de gravitación universal por la masa de la tierra sobre el radio de la tierra las más la altura de bogotá al cuadrado estas medidas se toman en metros.

Se utilizó la presión correspondiente para la presión de vapor según las tablas termodinámicas

g = 6,67*10^-11* (5,97*10^24) /((6371*1000+2542)2) = -La gravedad (g) de Bogotá: 9,80254 m/s2 -La temperatura tomada en la práctica de laboratorio: 290,15°K Para hallar la presión hidrostática (P=hidrostática) se empleó: -Una densidad del agua 997 kg/m 3 -La gravedad (g) de Bogotá: 9,80254 m/s2 -La altura (h) hidrostática: 0,064m ΔP=d.g.Δh ΔP = 997 kg/m 3*9,80254 m/s2*0,064m ΔP = 625,480472 pas ΔP= 0.00617301 atm La presión atmosférica (P=atm) se empleó También como presión barométrica se utilizó la fórmula de:

Temperatura (°C)

Presión de vapor (Pas)

5

872,5

10

1228,1

15

1705,7

17

1975,368

20

2339,2

1975,368 Pas = 0,019495 atm Presión del hidrógeno Patm=PH2 +PvaporH2O+PHidrostática PH2 = Patm-PvaporH2O-PHidrostática PH2 = 0,74146696 -0,019495 -0,00617301 PH2 = 0,71579895 atm 3

Una vez calculado el volumen del gas se calcula el número de moles por medio del producto de la densidad de H2 por el volumen . m = D*V = 0,071g/ml * 264,74201ml =18,79668g n= 18,79668g/2,0158g/mol =

9,324675 mol

Para el cálculo del volumen ideal se tiene en cuenta P.V= nRT V= nRT/P

Vol ideal = 9,324675 mol*0,08206 Latm/mol°K *290,15 °K/ 0,71579895 atm

ecuación anterior dando así como resultado: V 1=33,252889 L/mol Así se realiza para hallar el valor del V2 y V3 sucesivamente dando como resultado: f (V 1) V 2=V 1 − ' =33,2528531 L/mol f (V 1) V 3=V 2−

Vol ideal=310,1678178 L

P= 0,71579895 atm H2 T=290,15°k Vo=RT/P Vo=0,08206 Latm/mol°K*290,15°k / 0,71579895 atm H2 Vo=33,26312367 f v =P V 3−( Pb+ RT ) V 2 +aV −ab Se realizó el reemplazo del Vo en la ecuación anterior. f ' ( v )=3 P V 2−2 ( PB+ RT ) V +a Se realizó el reemplazo del Vo en la ecuación anterior que es la derivada dando como resultado f (V 0) V 1=V 0 − ' f (V 0) Con los resultados del de la función del Vo y la derivada se calcula el V1 con la

f ' ( V 2)

=33,252791 L/mol

V ❑=b+

El volumen real se calculó por medio de la ecuación de VDW donde: Primero se consultan las constantes de Van der Waals del Hidrógeno que es: L2 . atm a=0,2444 b=0,0266 L/mol mo l 2

f (V 2)

RT P

V= 33,28972367 L/mol 33,28972367 L/mol∗¿9,324675 mol =

310,4158541 L

I.

DISCUSIÓN Y ANÁLISIS DE RESULTADOS

Rendimiento de la reacción: Volumen obtenido ×100=¿ Volumen esperado 0,26474 L ×100=0,08535379 % 310,1678178 L La reacción generada en el experimento es una reacción de oxidorreducción y de desplazamiento ya que el Zinc desplaza (se oxida) al H (se reduce) produciendo Cloruro de Zinc. Además, es una reacción exotérmica, esto quiere decir que genera un aumento de la temperatura, donde la velocidad de la reacción se acelera y con ella la velocidad de desprendimiento de calor, conduce un posible descontrol térmico. Esta pérdida de control ocurre porque la velocidad de autocalentamiento de una reacción (y la energía térmica producida) aumenta exponencialmente con la temperatura, mientras que la disipación de calor aumenta sólo como una función lineal de la temperatura (Calvet,1999). Debido a la naturaleza exotérmica de la reacción el líquido (Cloruro de Zinc) se

calienta o incrementa la temperatura, por el incremento de la energía cinética a causa del movimiento entre las moléculas. Las moléculas cuya energía cinética es más elevada y que están cerca de la superficie del líquido escaparan y darán lugar a la fase de vapor. Si el líquido está contenido en un recipiente cerrado, algunas moléculas del vapor seguirán el camino inverso chocando con la superficie del líquido e incorporándose a la fase líquida (Gesari,1996). Ha sido comprobado que el comportamiento de un gas real es muy cercano al de un gas ideal a bajas presiones o a presiones cercanas a 1 atm, pero éste no es el caso ya que en éste experimento la presión del H es de 68618,17 Pa = 67.72 atm, debido a que como lo consideró Van der Waals existen volúmenes finitos de las moléculas que interactúan en un gas y al mismo tiempo existe interacción entre esas moléculas, así que como efecto de las fuerzas intermoleculares debido a la presión ejercida sobre el gas, la velocidad de una molécula de H2 que se mueva hacia las paredes del tubo de ensayo se verá reducida por las fuerzas de atracción que ejercen hacía ella las moléculas vecinas de su misma naturaleza. En consecuencia, podría decirse que la presión real es menor a la presión de ese gas si se considerará de manera ideal, debido a las fuerzas intermoleculares (Chang, 2008) Graham postuló las leyes que dan cuenta del movimiento molecular, al hablar sobre la difusión de los gases (flujo volumétrico), comportamiento observado en el experimento por el H2 ya que durante este proceso el gas se transporta de regiones de alta presión a regiones de baja presión a través de una agujero u orificio, en este caso una manguera de caucho. Pero además para que ocurra este proceso la trayectoria media libre de moléculas debe ser grande, en comparación al diámetro del orificio (Chang, 2008). La presión hidrostática es aquella presión que un líquido ejerce sobre las paredes del

recipiente que lo contiene, en el experimento realizado al entrar el gas en el recipiente lleno de líquido la presión hidrostática aumenta, lo que provoca un desplazamiento de líquido para dar espacio al gas que está ingresando, al finalizar la entrada de gas y este ocupa espacio en el recipiente, la presión hidrostática vuelve a equilibrarse teniendo en cuenta el gas presente.

CONCLUSIONES

➔ La diferencia entre el dato experimental y teórico hace referencia a la forma de medición del volumen del gas, debido a que se realizó con los datos obtenidos a partir de las dimensiones del vaso precipitado, ignorando el gas presente en el tubo con desprendimiento y la manguera. ➔ Las propiedades de un gas se encuentran directamente afectadas por variables tales como presión (tanto hidrostática como atmosférica), altura, gravedad específica, temperatura de la muestra, entre otros. ➔ Se obtuvo una reacción exotérmica, óxido reducción y desplazamiento que da como resultado Cloruro de Zinc. BIBLIOGRAFÍA ● Atkins, P. W., & Jones, L. (2006). Principios de química: los caminos del descubrimiento. Ed. Médica Panamericana. ● Calvet, S (1999) Reacciones químicas exotérmicas : factores de riesgo y prevención.Tomado de http://www.insht.es/InshtWeb/Contenido s/ Documentacion/FichasTecnicas/NTP/Fic h eros/501a600/ntp_527.pdf

● Canales, M. (1999). Fisicoquimica Volumen i: Teoria. UNAM. ● Chang, R. (2008). Fisicoquímica para las ciencias químicas y biológicas.Tercera edición. The McGraw-Hill Interamericana ediciones. ● Daub, G. W., Seese, W. S., & Fernández, A. E. (2005). Química. México: Pearson Educación de México.

● Dickerson, R. E. (1992). Principios de química. Reverté. ● -Gesari, S; Irigoyen, B (1996) An experiment on the liquid-vapor equilibrium for water. Am. J. Phys. 64 (9). 1165-1168 pp. ● Reboiras, M. D. (2006). Química: la ciencia básica. Editorial Paraninfo.