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?
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.
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
Como la ley de los gases para 1 mol de gas ideal establece que, , si reodenamos ,
donde simplificando da como resultado
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 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
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 ) 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
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: Determinarel 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 my 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) Da, 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 vapory 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
Objetivos: Determinar gráfica y experimentalmente el lugar y el tiempo de encuentro de dos objetos que se mueven en sentidos contrarios.
Materiales: Los mismos que en MRU.
Procedimiento:
1-Medir la distancia entre la burbuja y la munición.
2-Colocar la varilla verticalmente de manera que la burbuja de aire suba. Medir el tiempo que tarda en llegar arriba. …………….. segundos
3-Calcular la velocidad de la burbuja. ………………… cm/s.
4-Volver a colocar la varilla de forma vertical pero ahora observando la caída de la munición. Tomar el tiempo que la munición tarda en llegar abajo. ………….
5-Calcular la velocidad de la munición. ……………….. cm/s.
6-En un papel milimetrado o cuadriculado trazar dos ejes, uno vertical que represente la distancia de separación de los móviles y otro horizontal con el mayor tiempo medido (el de la burbuja).
7-Trazar las pendientes de los dos movimientos y ubicar el lugar en que las rectas se cortan. Anotar los valores de distancia yde tiempo que corresponden a ese punto. ……………………. cm y …………………… s ¿Qué significado tiene ese punto? ………………….
8-Verificar experimentalmente, volviendo a colocar de manera vertical la varilla y midiendo el tiempo en que se encuentran la burbuja y la munición y la distancia hasta el lugar de encuentro. …………………. cm y ……………. s
9-Comparar estos valores con los del gráfico cartesiano.
Hola de nuevo.
les presento ahora una manera de estudiar experimentalmente las leyes del MRU.
los materiales a utilizar son los siguientes para 6 grupos de estudiantes: 6 varilla de vidrio de entre 20 a 30 cm, aceite de alta viscosidad para motores (se vende suelto con 250 cc bastará) y como tapones para los extremos de las varillas los trozos de goma que quedan en los sacabocados que se usan para perforar tapones de goma; o cualquier tipo de pegamento sellador para vidrio. Opcional, un mechero bunsen y una pinza. jeringa
Procedimiento de armado: calentar un extremo de la varilla girandola hasta observar que comienza a ponerse viscoso el vidrio. En este momento apretar este extremo con a pinza hasta cerrarlo. Apoyar sobre madera hasta enfriar a temperatura ambiente. Con una jeringa cargar aceite dentro de la varilla y agregar una municion de acero(opcional). Cerrar el otro extremo con el tapon de goma y sellar con silicona. De ser posible extraer el aire dejando solo una pequena burbuja.
Ahora si, hecho esto procederemos a la practica experimental
Objetivo: Estudiar el movimiento de una munición de acero que cae en un tubo con aceite viscoso
Materiales: Varilla de vidrio, aceite limpio de motor, munición, regla, cronómetro, tapones de goma, marcador, regla y pegamento
Actividades:
1-Una vez armado el dispositivo,tener preparado un cronómetro de celular y un marcador.Poner la varilla vertical de manera que la munición comience a caer y realizar marcas sobre la varilla cada 10 segundos del cronómetro.
2-Completar el cuadro I con los valores de las distancias recorridas por la munición.
t= Tiempo (seg)
X = Distancia recorrida (cm)
0
10
20
30
40
50
60
70
80
90
100
Cuadro I
3-En un papel milimetrado o cuadriculadorepresentarla distancia recorrida X en función del tiempo.
4-Contestar: ¿Quérelación hay entre las dos magnitudes? ……………………………………………..
5-Calcular la velocidadpara 10, 20, 30 seg , etc, y anotar los resultados en el cuadro II.
t= Tiempo (seg)
Velocidad = V= X/t (cm/s)
0
10
20
30
40
50
60
70
80
90
100
Cuadro II
6-¿Cómo puede considerarse la velocidad durante toda la experiencia? ………… Expresar la velocidad en m/s y en km/h. ……………………m/s y ………………. Km/h.
7-En otro gráfico dibujar la velocidad en función del tiempo en la unidad que prefieras. Enunciar las leyes del MRU.
, si reodenamos 
, 
;
corresponde a las masas reducidas (molares) de los dos gases;
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.
