Fisicoquimica56

martes, 10 de abril de 2012

Termoquímica II: Entalpía de neutralización de HAc con NaOH

HCl (ac) + NaOH (ac) ⎯→ NaCl (ac) + H2O (l) (3)

El calor de reacción ΔHº25°C puede calcularse a partir de los respectivos calores de
formación ΔHºf, a saber:
ΔHºf NaOH (ac) -112,236 kcal
ΔHºf HCl (ac) -40,023 kcal
ΔHºf NaCl (ac) -97,302 kcal
ΔHºf H₂O (l) 683,17 kcal
Según la ecuación (2), el calor standard de reacción para la ecuación (3) será:

ΔHº 25°C = [ (-97,302) + (-68,317) ] - [ (-112,236) + (-40,023) ] = -13,680 kcal (4)

El símbolo (ac) empleado a continuación de la fórmula del soluto, representa por convención, que la solución acuosa es lo suficientemente diluida como para que una dilución adicional no produzca efectos térmicos; en consecuencia, por ejemplo, el calor de la formación del NaOH (ac), ΔHºf = - 112236 cal, será igual a la suma algebraica del calor de formación de un mol de NaOH en infinitos moles de agua; esto es, el calor de la disolución a dilución infinita.
Los calores de neutralización pueden determinarse por mediciones calorimétricas directas, a partir de mediciones en serie efectuadas sobre soluciones de concentraciones finitas que progresivamente se van diluyendo y extrapolando a dilución infinita. Se indican a continuación, algunos valores de calores de neutralización basados en tal procedimiento:

HCl ( ac) + LiOH (ac) ⎯⎯→ Li Cl (ac) + H2O ΔHº 25°C = -13680 cal (5)

HNO3 (ac) + KOH (ac) ⎯⎯→ KNO3 (ac) + H2O ΔHº25°C = - 13675 cal (6)

½ H2SO4 (ac) + KOH (ac) ⎯⎯→ ½ K2SO4 (ac) + H2O ΔHº 25°C = - 13673 cal (7)

Obsérvese que el calor de neutralización de ácidos fuertes con bases fuertes en solución diluída, es prácticamente constante cuando 1 mol de agua se forma en la reacción. La explicación de este hecho reside en que tanto los ácidos como las bases fuertes y sus sales derivadas están completamente disociadas en sus respectivos iones cuando se hallan en solución acuosa suficientemente diluída. Desde este punto de vista, una solución diluída de HCl consiste solamente en iones H+ y Cl- en solución acuosa; y similarmente, una solución diluída de NaOH consiste en iones Na+ e OH- en solución acuosa. Después de la neutralización, la solución restante contiene solamente iones Na+ y Cl-. La reacción (3) puede ser interpretada como iónica de la siguiente manera:

Na+ (ac) + OH- (ac) + H+ (ac) + Cl- (ac) ⎯⎯→ Na+ (ac) + Cl- (ac) + H2O (l),

o sea cancelando los términos comunes:

OH- (ac) + H+ (ac) ⎯⎯→ H2O (l) ΔH 25°C = -13680 cal (8)

En la neutralización de soluciones diluídas de ácidos débiles y bases débiles, el calor desprendido es menor que 13680 cal. Por ejemplo, en la neutralización del ácido acético (CH3COOH) con NaOH, el calor desarrollado es de sólo 13300 cal por mol de agua formado. La diferencia de calor no desarrollado (13680-13300 = 0,380 cal), puede ser interpretada como el calor requerido para completar la disociación del ácido acético en iones H+ y CH3COO- a medida que la reacción de neutralización tiene lugar; Por cada ión H+ proveniente del CH3COOH que se neutralice con un ión OH-, más CH3COOH se ionizará en H+ y CH3COO- hasta que la neutralización sea completa; esta ionización del CH3COOH, requiere calor, que se obtiene a expensas del calor que se desarrolla en la unión de los iones H+ y OH-.

CALOR DE NEUTRALIZACIÓN: Acido débil base fuerte.
La experiencia se realiza en un calorímetro (presión constante) y consiste fundamentalmente en medir el aumento de temperatura debido a la reacción de neutralización de una solución diluída de un ácido débil con el volumen estequiométricamente equivalente de una solución diluída de una base fuerte.
Como las concentraciones de las soluciones son conocidas, también se puede calcular el número de moles de agua formados en la reacción de neutralización. A partir del aumento de temperatura observado, se puede calcular el calor desarrollado correspondiente a dichos moles de agua y también el correspondiente a 1 mol de agua.

Reactivos y materiales necesarios
Solución de NaOH 1N.
Balanza (opcional)
Solución de CH3COOH 1N.
Solución alcohólica de fenolftaleína.
Calorímetro
Vaso de precipitados de 150 cm3.
Termómetro de 0-100°C (graduado preferentemente 0,1-0,2°C).
Probeta de 50 o 100 cm3.
Agitador de vidrio.

Procedimiento.
1. Medir 50 cm3 de CH3COOH 1 N (o 1 M) en la probeta y verter en el calorímetro. Determinar su temperatura. La misma debe permanecer constante hasta el momento de agregar la base.
2. Calcular la concentración de iones H+ presentes en la solución medida para agregar la cantidad de base necesaria que neutralice la totalidad de iones H+.
3. Enjuagar la probeta y escurrirla cuidadosamente para medir el volumen de base calculado.
4. Medir la temperatura del álcali con el mismo termómetro previamente enjuagado. La temperatura debe permanecer invariable e igual a la del ácido (puede admitirse una diferencia de 0,1°C como máximo).
5. Colocar el termómetro en el calorímetro y volcar rápidamente la solución básica.
6. Tapar y agitar suavemente.
7. Registrar la temperatura máxima alcanzada.

Al término de la neutralización, verificar el punto final de la solución resultante con el agregado de cinco gotas de solución alcohólica de fenolftaleína. Si la solución permanece incolora, indica un defecto de base; si la solución permanece roja, indica un exceso de base. La experiencia se ha llevado adecuadamente cuando unas pocas gotas de base o ácido son suficientes para cambiar la coloración del indicador en la solución resultante.Parar simplificar los cálculos, considerar que la solución resultante tiene densidad y calor específico iguales a los del agua. (δ: 1 g/cm3 y calor específico: 1 cal/ g °C). Por diferencia de pesadas determinar la masa de la solución . Si no se tiene balanza, considerar que el volumen total de la mezcla es aditivo y calcular la masa usando la densidad.

Actividades

Completar:

Volumen CH3COOH 1M
Temperatura del CH3COOH 1 M
Moles de H+ presentes
Moles de OH- necesarios para la neutralización
Volumen de NaOH 1 M
Temperatura del NaOH 1M
Volumen final de la mezcla
Temperatura final máxima registrada
Variación de temperatura
Calor desarrollado en la reacción
Moles de agua formados
Calor desarrollado por mol de agua formado
Valor teórico de calor desarrollado por mol de agua formado	Qp / mol agua= ΔHf = –13300 cal / mol

2- Cómo influyen en el resultado final las siguientes causas de error:
a) Demora mucho tiempo en tapar el calorímetro luego de agregar el hidróxido de sodio.
b) La solución de NaOH se encuentra carbonatada ( interprete como la presencia de impurezas).

3- Deducir todas las expresiones usadas para calcular el número de moles de H+, volumen
de base necesario y calor de neutralización.

http://materias.fi.uba.ar/6302/TP5.pdf

Termoquímica I: Entalpía de neutralización de HCl con NaOH

Despues de años de buscar en internet y ponerlo a prueba un práctico de termoquimica que no tenga tantas complicaciones y dé buenos resultados, encontre éste de una carrera de la UBA cuyo sitio original es http://materias.fi.uba.ar/6302/TP5.pdf y de alli pueden bajarlo. En el se estudian las entalpias de tres reacciones: una neutralización entre un acido y una base fuerte (Termoquímica I); otra entre un acido debil y una base fuerte (Termoquimica II) y la tercera es la reacción del HCl en exceso con magnesio (Termoquimica III). Los resultados experimentales dieron diferencias porcentuales menores al 15 % con respecto a los valores teoricos esperados. Aqui no se tienen en cuenta los calores específicos de las soluciones, (se considera que son como el del agua); ni la absorcion de calor por parte del calorímetro, del agitador y del termometro ( Es decir, no se determina el equivalente en agua del calorimetro cuyo procedimiento es bastante extenso y con valores dispares y muchas veces negativos).

Objetivo: Determinar la variación de entalpia de la neutralización del ácido clorhídrico con hidróxido de sodio.

Fundamento teórico
Calores de reacción
Todas las reacciones químicas están acompañadas ya sea por una absorción o una liberación de energía, que en general se manifiesta como calor. La Termoquímica es la parte de la Termodinámica que estudia los cambios de energía en las reacciones químicas.

El calor de una reacción química es el cambio de entalpía del sistema cuando la reacción ocurre a presión constante. En general, este calor de reacción depende no sólo de la naturaleza química de cada producto y cada reactivo, sino también de sus estados físicos.
El calor estándar de reacción, puede ser considerado como una propiedad característica de la reacción, y a partir de la cual se puede calcular calores de reacción bajo otras condiciones. Se define el calor estándar de reacción como el cambio de entalpía resultante del proceso de la reacción, bajo una presión de 1 atm, comenzando y terminado con todos los materiales a la temperatura de 25°C. Por ejemplo: Se coloca en un calorímetro, a presión constante, 1 mol de átomos de Zn (65,38 g) con 2073 g de una solución acuosa 1,0 m de HCl (es decir 2,0 moles de HCl) a una temperatura inicial de 25°C. Durante el curso de la reacción, el sistema aumentará de temperatura, se desprenderá hidrógeno gaseoso, y se formará una solución acuosa 0,5 m de cloruro de zinc. Cuando la reacción se ha completado, la solución resultante y el gas hidrógeno pueden ser enfriados a 25°C nuevamente. Si no ha tenido lugar evaporación de agua, se determinará que del sistema deben extraerse 34900 cal para restablecer la temperatura de 25°C. La cantidad medida de calor desarrollado representa el calor estándar de reacción para esta reacción en particular, a presión constante (atmosférica) para las concentraciones indicadas.
Cuando se libera calor en una reacción, se dice que la reacción es exotérmica; cuando se absorbe calor es una reacción endotérmica.
Usando la nomenclatura convencional, la reacción del ejemplo citado se simboliza de la siguiente manera

Zn (s) + 2 HCl (m = 1,0) ⎯⎯→ ZnCl₂ (m = 0,5) + H₂ (g) (1,0 atm) (1)

donde ΔH= -34900 cal /mol; y es el calor de reacción ( o cambio de entalpía) a 25°C y 1 atm.

Su signo negativo establece, por convención, que la reacción es exotérmica.
Los calores de reacción pueden determinarse por mediciones calorimétricas, en los casos en que éstas pueden realizarse en forma rápida y completa. Algunos calorímetros operan isotérmicamente añadiendo o extrayendo calor del sistema para mantener la temperatura constante.
Otros actúan adiabáticamente, usando un sistema aislante. El tipo más corriente consta de un recipiente aislado, con agua, dentro del cual se produce la reacción. El calor desarrollado o absorbido modifica la temperatura del agua, la cual se mide. La cantidad de calor resulta igual al producto de la capacidad calorífica total del calorímetro por la variación de temperatura, pero para mediciones aproximadas, basta con tener en cuenta sólo la masa del agua y su calor específico que es igual a 1 cal/ g °C, despreciando el calor absorbido por el calorímetro es decir, despreciando su capacidad calorífica.
Los calores de reacción también pueden calcularse a partir de datos de calores de combustión o de formación; en este caso, el calor estándar de reacción (o cambio de entalpía) es igual a la suma algebraica de los calores estándar de formación de los productos menos la suma algebraica de los calores estándar de formación de los reactivos; esto es, multiplicados todos estos calores de formación por los respectivos coeficientes estequiométricos.

ΔHº reacción = Σ ΔHºf (productos) - Σ ΔHºf (reactivos) a 25° C (2)

El calor molar estándar de formación de un compuesto (ΔHºf) representa el calor de reacción cuando se forma un mol de compuesto a partir de los elementos que lo integran (en forma de sustancias simples), a la presión de 1 atm y siendo la temperatura al comienzo y final de la reacción de 25°C.

Calor de neutralización.
La neutralización de soluciones acuosas diluidas de un ácido por medio de una solución acuosa diluida de una base, es un tipo particular de reacción química; es una reacción de neutralización. La neutralización de una solución acuosa de HCl con una solución de NaOH puede ser representada por la siguiente ecuación:

HCl (ac) + NaOH (ac) ⎯→ NaCl (ac) + H2O (l) (3)

ΔHº 25°C = [ (-97,302) + (-68,317) ] - [ (-112,236) + (-40,023) ] = -13,680 kcal (4)

HCl ( ac) + LiOH (ac) ⎯⎯→ Li Cl (ac) + H2O ΔHº 25°C = -13680 cal (5)

HNO3 (ac) + KOH (ac) ⎯⎯→ KNO3 (ac) + H2O ΔHº25°C = - 13675 cal (6)

½ H2SO4 (ac) + KOH (ac) ⎯⎯→ ½ K2SO4 (ac) + H2O ΔHº 25°C = - 13673 cal (7)

Na+ (ac) + OH- (ac) + H+ (ac) + Cl- (ac) ⎯⎯→ Na+ (ac) + Cl- (ac) + H2O (l),

o sea cancelando los términos comunes:

OH- (ac) + H+ (ac) ⎯⎯→ H2O (l) ΔH 25°C = -13680 cal (8)

PARTE EXPERIMENTAL
CALOR DE NEUTRALIZACIÓN: Acido y Base fuertes.
La experiencia se realiza en un calorímetro (presión constante) y consiste fundamentalmente en medir el aumento de temperatura debido a la reacción de neutralización de una solución diluída de un ácido fuerte (o un ácido débil) con el volumen estequiométricamente equivalente de una solución diluída de una base fuerte.
Como las concentraciones de las soluciones son conocidas, también se puede calcular el número de moles de agua formados en la reacción de neutralización. A partir del aumento de temperatura observado, se puede calcular el calor desarrollado correspondiente a dichos moles de agua y también el correspondiente a 1 mol de agua.

Reactivos y materiales necesarios
Solución de HCl 1 N.
Solución de NaOH 1N.
Solución alcohólica de fenolftaleína.
Calorímetro
Balanza (opcional)
Vaso de precipitados de 150 cm3.
Termómetro de 0-100°C (graduado preferentemente 0,1-0,2°C).
Probeta de 50 o 100 cm3.
Agitador de vidrio.

Procedimiento
1. Medir 50 cm3 de HCl 1N (o 1M) en la probeta y verter en el calorímetro. Determinar su temperatura. La misma debe permanecer constante hasta el momento de agregar la base.
2. Calcular la concentración de iones H+ presentes en la solución medida para agregar la cantidad de base necesaria que neutralice la totalidad de iones H+.
3. Enjuagar la probeta y escurrirla cuidadosamente para medir el volumen de base calculado.
4. Medir la temperatura del álcali con el mismo termómetro previamente enjuagado. La temperatura debe permanecer invariable e igual a la del ácido (puede admitirse una diferencia de 0,1°C como máximo).
5. Colocar el termómetro en el calorímetro y volcar rápidamente la solución básica.
6. Tapar y agitar suavemente.
7. Registrar la temperatura máxima alcanzada.
Al término de la neutralización, verificar el punto final de la solución resultante con el
agregado de cinco gotas de solución alcohólica de fenolftaleína. Si la solución permanece incolora, indica un defecto de base; si la solución permanece roja, indica un exceso de base. La experiencia se ha llevado adecuadamente cuando unas pocas gotas de base o ácido son suficientes para cambiar la coloración del indicador en la solución resultante.
Parar simplificar los cálculos, considerar que la solución resultante tiene densidad y calor específico iguales a los del agua. (δ: 1 g/cm3 y calor específico: 1 cal/ g °C). Por diferencia de pesadas determinar la masa de la solución . Si no se tiene balanza, considerar que el volumen total de la mezcla es aditivo y calcular la masa usando la densidad.

Actividades

Completar:

Volumen HCl 1N
Temperatura del HCl 1 M
Moles de H+ presentes
Moles de OH- necesarios para la neutralización
Volumen de NaOH 1 M
Temperatura del NaOH 1M
Volumen final de la mezcla
Temperatura final máxima registrada
Variación de temperatura
Calor desarrollado en la neutralización
Moles de agua formados
Calor desarrollado por mol de agua formado
Valor teórico del calor desarrollado por mol de agua formado	Qp / mol agua = ΔHf = –13680 cal / mol

2- Cómo influyen en el resultado final las siguientes causas de error:

a) Demora mucho tiempo en tapar el calorímetro luego de agregar el hidróxido de sodio.

b) La solución de NaOH se encuentra carbonatada ( interprete como la presencia de impurezas).

3- Deducir todas las expresiones usadas para calcular el número de moles de H+, volumen de base necesario y calor de neutralización.

http://materias.fi.uba.ar/6302/TP5.pdf

Masa atómica promedio

En esta ocasión va una actividad para diferenciar el número másico de la masa atómica promedio.
Recordemos que el número masa o másico es la cantidad de partículas del núcleo (p+ + n°) de un átomo; mientras que la masa atomica promedio es justamente eso: el promedio de las masas de los átomos de un mismo elemento. Como un elemento puede tener varios isótopos (atomos del mismo elemento que difieren en su masa atomica por que tienen distinta cantidad de neutrones), para calcular su masa atomica promedio debemos conocer además de los isótopos, su proporcion en la naturaleza.
En esta propuesta se determinara la masa atomica promedio de un elemento "Bolonio" (por la analogía con bolitas o canicas); utilizando bolitas de igual color (para imaginar que son del mismo elemento) pero de distinto tamaño (bolitas y bolonas). Es conveniente usar una balanza que aprecie hasta el gramo; si se usa una mas precisa se notara que las bolitas iguales tienen masas diferentes y aqui suponemos que todas las de un mismo tamaño pesan lo mismo.

Objetivo: Determinación de la masa atómica promedio del elemento imaginario "Bolonio"
Materiales: 1 bolitas grande (bolona), 14 bolitas chicas, balanza.

ISÓTOPOS

Los isótopos son átomos del mismo elemento que tienen igual número de protones pero distinto número de neutrones.

La composición de un núcleo atómico se indica mediante su símbolo nuclear, en el cual el número atómico aparece como un subíndice en la parte inferior izquierda del símbolo del elemento, y el número másico como un supraíndice en la parte superior izquierda. Algunos isótopos tienen nombres específicos. Ejemplo: los nombres y símbolos de los isótopos del hidrógeno son los siguientes: protio, deuterio y tritio.

Procedimiento: · Imaginar que todas las bolitas son isótopos del elemento imaginario bolonio y que en la naturaleza se encuentran en la relación: 1 a 14.. Imaginar además que la balanza es tan sensible que mide masas en unidades atomicas (UMA); no en gramos.· Calcular el porcentaje de los isótopos en la naturaleza.

Medir con la balanza la masa de una bolita chica y de una grande.· Utilizando la fórmula determinar la masa atomica promedio

· Anotar los resultados en la siguiente tabla:

Cantidad de partículas del isótopo pesado (bolonas)		Cantidad de partículas del isótopo liviano (bolitas)			Masa del isótopo pesado (masa de una bolona) (UMA)		Masa del isótopo liviano (masa de una bolita) (UMA)	Isótopo pesado %	Isótopo liviano %	Masa atómica promedio (UMA)
1		14

· ¿Cuál será la masa de todas las bolitas juntas? – Calcúlala.

· Para comprobar el resultado, colocar las 15 bolitas juntas en la balanza y comparar los resultados.

Contestar:

1- ¿Qué factores se tienen en cuenta a la hora de hallar la masa atómica promedio de un elemento? ………….

2- Si las partículas responsables de las reacciones químicas son los electrones: estos isótopos reaccionarían de forma diferente con otros elementos iguales?

viernes, 6 de abril de 2012

Ley de Graham: Efusión y difusión gaseosas. Velocidades Moleculares

Objetivo: Estudiar la efusión y difusión gaseosas y su relación con los movimientos moleculares.
Fundamento teórico
De acuerdo con la Teoría Cinética de los gases, (1) las moléculas de los gases están en rápido movimiento y (2) sus velocidades promedio son proporcionales a la temperatura absoluta. También supone (3) 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.

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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 sólido de color blanco.

La efusión consiste en el paso de las partículas de un gas a través de una pared (como un pequeño orificio) hacia otra región en la que no hay partículas. Ésta puede entenderse considerando la velocidad de las partículas gaseosas en una dimensión. La razón de efusión d N/(d t) es proporcional a la velocidad promedio de una partícula en esa dimensión

, al área del orificio A y a la densidad de partículas presentes This is the rendered form of the equation. You can not edit this directly. Right click will give you the option to save the image, and in most browsers you can drag the image onto your desktop or another program.

Como la ley de los gases para 1 mol de gas ideal establece que, This is the rendered form of the equation. You can not edit this directly. Right click will give you the option to save the image, and in most browsers you can drag the image onto your desktop or another program.

, si reodenamos This is the rendered form of the equation. You can not edit this directly. Right click will give you the option to save the image, and in most browsers you can drag the image onto your desktop or another program.

donde simplificando da como resultado This is the rendered form of the equation. You can not edit this directly. Right click will give you the option to save the image, and in most browsers you can drag the image onto your desktop or another program.

La difusión es el movimiento de las partículas de un gas a través de otro gas como resultado de diferencias de concentración

Suponiendo que dos gases se encuentran en un sistema separados al principio y que además el movimiento de las partículas es en una dimensión; ¿a qué razón de cambio se aproximan las partículas gaseosas a una superficie plana de área A, perpendicular a la dirección en que éstas se desplazan? Los experimentos demuestran que la razón de flujo de las partículas gaseosas P₁ a través de un plano de área a hacia el interior de una región ocupada por partículas de un gas P₂ se calcula mediante la expresión

Donde dN/dt es la razón de cambio a la que las partículas gaseosas cruzan el plano; A el área del plano; dc1/dx , el gradiente de concentración de las partículas del gas p₁ en la dimensión x y D, una constante de proporcionalidad denominada coeficiente de difusión. Esta expresión recibe el nombre de primera ley de difusión de Fick. El signo negativo implica que las partículas tienden a fluir de las concentraciones altas a las bajas.
La constante D depende de la identidad del gas P₁ y de la del gas en el que penetra. Existen entonces dos tipos de difusión; la autodifusión, de coeficiente D; y la difusión mutua de coeficiente D₁₂; donde se deduce que su valor es

;

Donde

corresponde a las masas reducidas (molares) de los dos gases;

r₁ y r₂ son los radios de P₁ y P₂, y This is the rendered form of the equation. You can not edit this directly. Right click will give you the option to save the image, and in most browsers you can drag the image onto your desktop or another program.

es la densidad total de las partículas de los gases. En esta ecuación se observa que el coeficiente de difusión no depende de las fracciones molares de cada gas en el sistema. Para gases los D son del orden de 10^-1 cm²/s; mientras que para sólidos a temperaturas normales oscila entre 10^-19 y 10^-25 cm²/s.
Como las partículas gaseosas tienen una trayectoria libre media dada la cantidad de choques que presentan entre sí y con otras de gases diferentes y que por lo tanto la efusión y la difusión son procesos muy lentos y en realidad el transporte de moléculas gaseosas en condiciones reales es debido principalmente a la convección.
Tanto la difusión como la efusión son inversamente proporcionales a la raíz cuadrada de la masa de la partícula gaseosa (o de la masa reducida del sistema de dos componentes). Esta idea, que se expresa como

Razón de la efusión o difusión del gas This is the rendered form of the equation. You can not edit this directly. Right click will give you the option to save the image, and in most browsers you can drag the image onto your desktop or another program.

recibe el nombre de ley de Graham.

Esta ley constituye una buena generalización pero se abusa de ella porque la convección en los fluidos puede superar a la efusión y la difusión puras.
En la experiencia compararemos los valores de efusión (masa de los gases individuales) y los de difusión de un gas a través de otro (si tomamos la masa reducida respecto al aire para cada gas This is the rendered form of the equation. You can not edit this directly. Right click will give you the option to save the image, and in most browsers you can drag the image onto your desktop or another program.

) como son el cloruro de hidrógeno y del amoníaco.
Materiales:
1 vaso de precipitado de 100 ml, 2 tubos de ensayo, 1 tubo de vidrio de 1 m (aprox), 1 soporte universal, 2 tapones de caucho, Algodón, Cinta métrica, 1 calibre, 1 pipeta graduada o un gotero, Solución Concentrada de Amoniaco,(NH₄OH), Solución Concentrada de Ácido Clorhídrico, (HCl)

Montaje experimental para la demostración de la Ley de Graham

Procedimiento

Colocar en un soporte universal un tubo de vidrio cuya longitud se ha determinado con anterioridad.
En un extremo del tubo introduzca un algodón impregnado con la Solución concentrada de Amoniaco, teniendo cuidado de no dejar que este químico entre en contacto con sus manos. Pueden usarse guantes de látex para la operación.(ver figura 1). Como una alternativa de seguridad se pueden usar Bulbos de gotero, para dentro de estos, poner un algodón impregnado con la sustancia e introducir el extremo tubo de vidrio dentro de éste, asegurando que el tubo quede sellado herméticamente.
En el otro extremo del tubo coloque otro algodón impregnado con Ácido Clorhídrico, una vez hecho, tome este instante como tiempo Cero y anote el tiempo cuando finaliza la operación, es decir, cuando aparece el anillo de sólido blanco. Tratar de colocar simultáneamente ambos algodones.
Observe cuidadosamente el proceso de difusión anotando el tiempo transcurrido para que los dos gases se pongan en contacto, lo cual se sabe por la aparición de un gas blanco debido a la formación de un compuesto, este tiempo se considera tiempo final.
Mida cuidadosamente la distancia que hay desde el centro del anillo donde aparecen los humos blancos hasta cada uno de los bordes extremos del tubo, tomando las mediciones de la distancia recorrida por cada gas.
Repetir la experiencia con un tubo de diferente

TABULACION DE LOS RESULTADOS.

	EXPERIMENTO 1		EXPERIMENTO 2
	HCl	NH₃	HCl	NH₃
Longitud de Tubo en cm
Distancia Recorrida en cm
Tiempo Inicial , seg
Tiempo final, seg
Tiempo empleado, seg
Velocidad de difusión (cm/seg)

Promedio de la distancia recorrida por el HCl :     cm
Promedio de la distancia recorrida por el NH₃ :     cm
Promedio del tiempo empleado por el HCl :         seg
Promedio del Tiempo empleado por el NH₃ :         seg
Promedio de Velocidad de difusión de HCl:         (cm/seg)
Promedio de Velocidad de difusión de NH₃ :     (cm/seg)
Cálculo de la razón de efusión para el amoníaco y el cloruro de hidrógeno, sustituyendo m por M y k por R en J/molK, recuerde que para ello se deben conocer el área transversal del tubo
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Amoníaco………………………………………………………………………………………………………………………………………………….

Cloruro de hidrógeno………………………………………………………………………………………………………………………………
Cálculo de la razón de difusión según las masas molares

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Cálculo de la masa molar reducida del amoníaco (17g/mol) respecto al aire (masa molar del aire 28,9 g/mol)

Cálculo de la masa molar reducida del cloruro de hidrógeno (36,5 g/mol) respecto al aire

Calculo de la razón de difusión de ambos gases según las masas reducidas molares respecto al aire.
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Análisis de las diferencias porcentuales de los valores obtenidos en forma teórica y experimental.

PREGUNTAS.

Escriba la reacción Química que sucede cuando se ponen en contacto los dos gases.

Los resultados experimentales se aproximan a qué modelo teórico? ¿Por qué?
Si la temperatura y la sección del tubo fueran diferentes, ¿Se esperarían resultados diferentes?
Calcular la velocidad cuadrática media de cada uno de los gases y la velocidad promedio.
¿Considera útil el registro del tiempo en esta experiencia? Justificar.

Fuentes:

Ball David. Físicoquimica. Editorial Thomson. 2004
Fundación Instituto Tecnológico Comfenalco, FITC - Laboratorio de Química Básica - http://www.angelfire.com/hi/odeon/Laboratorio_7.PDF
Glasstone S. Tratado de Físicoquímica. 2da edición. Ed. Aguilar 1953
Barrow G. Química Física.. Editorial Reverté.1978.

jueves, 5 de abril de 2012

Determinación del peso molecular del dioxido de carbono

En esta oportunidad les presento una forma de determinar el peso molecular del dioxido de carbono que se produce de la reacción del acido clorhídrico sobre el marmol. Como esta reacción es exotermica, se genera además agua en forma de vapor y se libera cloruro de hidrogeno; por lo que los gases generados deben pasar por dos frascos lavadores, uno que contenga una solución de bicarbonato de sodio y otro con acido sulfúrico concentrado. El primero de los franscos reaccionará con el cloruro de hidrógeno y el segundo secará el dioxido de carbono ya que el acido sulfurico es higroscopico. Por sucesivas diferencias de pesada y conociendo la densidad del aire se puede calcular experimentalmente la masa molecular de este gas.

Objetivo: Determinar el peso molecular del dióxido de carbono producido a partir de la descomposición del carbonato de calcio

Fundamento teórico

La ecuación de los gases ideales relaciona la presión del gas p con su volumen v, con la temperatura absoluta T y el número de moles n; siendo R la constante general cuyo valor es 0,082 l·atm/(mol·K)

pv=nRT (I)

El número de moles n del gas es igual a la relación entre la masa del gas m y la masa molar M n=m/M

Sustituyendo el valor de n en la ecuación I se obtiene pv = mRT/M

Donde, despejando M resulta

M=mRT/(pv) (II)

Esta fórmula permite determinar el peso molecular si se conoce la masa m de un cierto volumen v de gas así como su presión y temperatura.

Si se conoce la densidad de un gas (absoluta) D_a, Da= M/22,4

o sea, la masa en gramos de un litro de este gas en condiciones normales, se puede determinar la magnitud del peso molecular M partiendo de la fórmula: M=Da 22,4

Pero resulta mas conveniente utilizar la densidad relativa D de la sustancia gaseosa. La densidad relativa D de un gas (A) con respecto a otro (B) , es la relación de las masas de dos gases de volúmenes iguales en igualdad de condiciones: M(A) = M(B) D

El peso molecular de una sustancia gaseosa es igual a su densidad, referida a la otra sustancia gase osa, multiplicada por el peso molecular de esta última.

La densidad relativa se determina habitualmente refiriéndola al hidrógeno o al aire.

M = 2,016 D(H) = 2D(H)

M= 28,98 D(aire) = 29 D(aire)

Como las impurezas cambian la densidad del gas o vapor y originan errores en los resultados de la determinación del peso molecular, es conveniente utilizar técnicas que permitan purificar los gases contaminantes.

Para eliminar el vapor de agua de un gas, éste último se hace pasar por un frasco lavador con acido sulfúrico concentrado, cloruro de calcio, cloruro de zinc, etc. Los gases no pueden ser secados con sustancias que reaccionen con ellos.

Materiales y sustancias: kitasato, balón, 2 frascos lavadores, balanza, manguera de goma, trípode, tela metálica, mármol, ácido clorhídrico , bicarbonato de sodio en solución , probeta de 1 l de capacidad y ácido sulfúrico.

Procedimiento:

En la balanza se pesa el matráz seco lleno de aire y cerrado con un tapón (p₁). Colocar unos 10 gramos de mármol triturado dentro del kitasato. Conectar la manguera de goma a la tubuladura lateral del kitasato y conectarla al frasco lavador con solución de bicarbonato de sodio. Luego unir éste a un segundo frasco lavador con ácido sulfúrico concentrado y de éste otra manguera de goma que se introduzca en el matraz seco y vacio pesado con anterioridad.

Verter 10 ml ácido clorhídrico sobre el mármol y tapar con rapidez. Observar el burbujeo en ambos frascos lavadores. Dejar marchar la reacción durante 10 minutos. En caso de que se detenga agregar ácido y tapar nuevamente el kitasato. Transcurrido ese tiempo tapar el matraz con el tapón original y pesarlo (p₂). Destaparlo y conectarlo nuevamente al frasco lavador de ácido sulfúrico y dejar trascurrir la reacción nuevamente durante 5 minutos más. Volver a pesar con tapón (p₃), si los resultados de p₂ y p₃ son iguales se puede dar por terminada la experiencia; si no, repetir hasta obtener un peso constante. Anotar la presión y la temperatura al momento de la experiencia. Para determinar el volumen del matraz llenarlo con agua y volcarla en una probeta graduada.

Resultados del experimento

Peso del matraz con aire y tapón	Peso del matraz con CO₂ y tapón	Volumen del matraz ml	Temperatura t ºC	Presión P mmHg
P₁	P₂ P₃

Utilizando la ecuación de estado de los gases, reducir el volumen de gas en el matraz a condiciones normales (V₀)

Sabiendo que en condiciones normales un litro de aire pesa 1,293, determinar el peso de aire en el matraz (p₄)

Por la diferencia p₁ – p₄ calcular el peso del matraz vacio con tapón (p₅)

Por la diferencia de los pesos p₃-p₅, determinar el peso del dióxido de carbono en el matraz p₆. Por los pesos determinados p₆ y p₄, calcular la densidad relativa del dióxido de carbono referida al aire y el peso molecular (con precisión de 0,01 g). Determinar el error absoluto y relativo del experimento

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Cuestionario:

1. Escribir la ecuación de la reacción para la obtención de dióxido de carbono

2. ¿Por qué el dióxido de carbono producido se lava al principio con solución de bicarbonato de sodio y después con ácido sulfúrico?

3. ¿Qué datos experimentales son necesarios para determinar el peso molecular de un gas?

Bibliografía:

· Semishin V. Prácticas de Química General Inorgánica. Editorial Mir 1967

· Levitt. B.P.Química Física Práctica de Findlay. Editorial Reverté 1979