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Instituto Politécnico Nacional Escuela Superior de Ingeniería Mecánica y Eléctrica Unidad “Culhuacán”

Laboratorio de Química “LEY DE GRAHAM” Practica No.1

Integrantes:

Grupo:

Reyes Cruz Cristopher Alberto

2EV1

Flores García José Antonio

Profesor: Ing. HUGO D’APONTE OLAYA

Fecha de entrega: 28 de Agosto del 2014

7. Cálculos efectuados.

1. Calcule el valor de experimentales:

/

utilizando los datos

V = d/t V= velocidad d= distancia recorrida t= tiempo de formación del anillo

2. Calcule / aplicando la Ley de Graham expresada en términos de pesos moleculares.

3. Calcule el porcentaje de error.

8. RESULTADOS OBTENIDOS

Relación experimental Relación teórica Porcentaje de error

1.6 1.4642 9.27%

9. CUESTIONARIO 1. Escriba los principales postulados de la Teoría Cinética Molecular en el comportamiento de un gas. -Los gases están constituidos por partículas que se mueven en línea recta y al azar -Este movimiento se modifica si las partículas chocan entre sí o con las paredes del recipiente. -El volumen de las partículas se considera despreciable comparado con el volumen del gas. -Entre las partículas no existen fuerzas atractivas o repulsivas. -La Ecuación media de las partículas es proporcional a la temperatura absoluta del gas. -La energía cinética aumenta con la temperatura. 2. Como explica la ley de Graham de acuerdo a lo experimentado. Los gases tienen una característica particular a la que nombran difusión entre otros gases, además, de que sus partículas viajan a diferentes velocidades ya que esta velocidad depende de que tan pesados son con respecto a su peso molecular, entre más pesados se difunden con mayor lentitud y al contrario, si son más ligeros se difunden con mayor rapidez.

10. OBSERVACIONES En la práctica de laboratorio pudimos observar cómo es que dos líquidos al tener un cambio de presión, pasan al estado gaseoso y comienzan a difundirse sobre el tubo propuesto, llegando a un punto en el cual se combinan para formar otro compuesto, este experimento es la representación física más sencilla de la Ley de

Graham, comprobamos los datos experimentales con los teóricos, teniendo como resultado un margen de error mínimo.

11. CONCLUSIONES. Con esta práctica concluimos con la ley de Graham, en los extremos del tubo de vidrio, los dos compuestos se desplazaron y al juntarse sus gases formaron un anillo de cloruro de amonio, demostrando dicha ley, que explica la presencia de moléculas en movimiento y la difusión de gases a partir de sus densidades.

1.- Objetivos. Que el alumno compruebe experimentalmente la ley de Graham o de la velocidad de difusión de los gases a partir de su relación de velocidades.

2.- Generalidades. De acuerdo con la Teoría Cinética de los gases, las moléculas de los gases están en rápido movimiento y sus velocidades promedio son proporcionales a la temperatura absoluta. También supone que 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 vamos a 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 segundo gas. El Amoniaco, NH3, y el Ácido Clorhídrico, HCl, son gases que al ponerse en contacto reaccionan para formar otro compuesto, caracterizado por ser un gas de color blanco.

Los líquidos difunden más lentamente que los gases, porque sus moléculas están más cerca entre si y no pueden apartarse sin chocar.

3.- Material y equipo.         

2 tubos de ensayo 1 tubo de vidrio de 1 m (aprox) 1 tubo de vidrio doblado en ángulo recto 1 soporte universal 2 tapones de caucho Algodón Cinta métrica 1 pipeta graduada o un gotero

4.- Descripción de reactivos. Frasco gotero con hidróxido de amonio (NH4OH) concentrado Frasco gotero con ácido clorhídrico (CHl) concentrado

5.- Procedimiento. 1.- Montar el dispositivo de acuerdo con el diagrama ilustrado por el profesor debiendo quedar el tubo de vidrio en forma horizontal.

2.- Cubrir el alfiler de cada tapón con una mota de algodón del mismo tamaño aproximado.

3.- Adiciona al mismo tiempo 4 gotas de ácido clorhídrico a una de las motas y 4 gotas de hidróxido de amonio a la otra.

4.- Rápido y al mismo tiempo coloca los tapones en cada uno de los extremos del tubo; toma el tiempo y observa la difusión de los gases.

5.- Detener el cronómetro al formarse el anillo de cloruro de amonio según la reacción. HCl + NH4OH  H2O + NH4Cl

6.- Medir la distancia recorrida por cada uno de los gases antes de que se expanda el anillo.

6.- Datos obtenidos en el laboratorio. Tiempo en el que tarda en formarse el anillo

t= 57.18s

Distancia recorrida por el gas HCl

d1= 15.5cm

Distancia recorrida por el gas NH3

d2= 24.6cm

Temperatura ambiente

T= 23°C