Determinacion De R

OBJETIVO

Determinar experimentalmente la constante universal de los gases R y el volumen molar del hidrógeno.

PROBLEMA

Manteniendo constantes, Cantidad de materia (n), Presión (P) y Temperatura (T), obtener experimentalmente la constante universal de los gases R y el volumen molar a condiciones ambientales, a partir de la reacción de Mg y HCl para producir hidrógeno.

MATERIALES

1 Tubo de desprendimiento.

1 Jeringa de 3 mL con aguja

1 Tapón de #0

2 Mangueras de látex (aprox. 50 cm)

1 Bureta de 50 mL sin llave

1 Termómetro (0.1 °C)

1 Embudo de vidrio

2 Pinzas para bureta

1 Pinza de tres dedos

3 soportes universales

1 Pipeta Pasteur

1 Tapón de #000

1 Vaso de pp de 250 mL

1 Vidrio de reloj

Balanza digital

REACTIVOS

Ácido Clorhídrico 3 M (5 mL)

Magnesio en tiras (3 aprox. 4 cm c/u)

Acetona o etanol

PROCEDIMIENTO

1.- Armar el equipo que se muestra en la Figura 1, verificando que no existan fugas.

2.- Llenar completamente la bureta hasta que el agua inunde el vástago del embudo.

3.- Asegurar que no existan burbujas de aire en la bureta y mangueras.

4.- Medir la temperatura ambiente (Tamb) y presión barométrica (Patm).

5.- Doblarla en 4 partes una tira de Magnesio y pesarla para obtener la masa inicial (m1).

6.- Llenar la jeringa con HCl 3M (este nos servirá para los tres experimentos) e insertar la aguja en

el tapón del tubo.

7.- Colocar el magnesio en el tubo y el tapón con la jeringa.

8.- Medir el volumen inicial en la bureta (V1).

9.- Inyectar aproximadamente 0.5 mL de HCl.

10.- Esperar 15 minutos a que la reacción finalice y que el gas obtenido alcance el equilibrio con la

temperatura ambiente (Tamb).

11.- Mover el embudo para igualar el nivel del agua con el nivel de la bureta, como se muestra en la figura 2

12.- Medir el volumen final del gas en la bureta (V2).

13.- Desconectar el tubo del dispositivo y recuperar el Mg que no reacciono.

15.- Lavar y secar perfectamente el Mg recuperado y obtener la masa final (m2). Si es necesario

utiliza acetona o alcohol etílico.

16.- Repite el experimento 2 veces y registra los datos en el Anexo B. (nota: no necesitas secar el

matraz o tubo, ni cambiar el agua en la bureta

Tabla 1. Registro de datos obtenidos.

1 2

Masa inicial del Mg (g) 0.044 0.035

Volumen jeringa con HCl 3M (ml) 0.4 0.5

Volumen inicial en la bureta (ml) 10.1 10

T(ambiente) del gas obtenido (◦C) 22.4 23

Volumen final en la bureta (ml) 21.3 25.5

Masa final del Mg (g) 0.035 0.021

T ambiente = 21.4 ◦C

P atmosférica =780 milibares

CÁLCULOS

NÚMERO DE MOLES

A partir de la masa final e inicial del Mg y la reacción balanceada con el HCl, se obtienen los moles de H2 formados.

m₁- m₂= m(reacción)

Para nuestra primera muestra:

(0.044 g – 0.035 g) = 0.009 g

Moles formados de H₂

(0.009 g Mg)((1 mol de Mg)/(24.3 g Mg)) ((1 mol de H₂)/(1 mol de Mg)) = 0.000370 moles de H₂

Para nuestra segunda muestra:

(0.035 g – 0.021 g) = 0.014 g

Moles formados de H₂

(0.014 g Mg)((1 mol de Mg)/(24.3 g Mg))((1 mol de H₂)/(1 mol de Mg)) = 0.000576 moles de H₂

VOLUMEN

Con el volumen inicial y final medido en la bureta, se obtiene el volumen del H2 recolectado.

v₂ - v₁ = vH₂

Para nuestra primera muestra:

(21.3 ml – 10.1 ml) =11.2 ml de H₂ =0.0112 L

Para nuestra segunda muestra

(25.5 ml – 10 m) = 15.5 ml de H₂ = 0.0155 L

PRESIÓN

El H2 no es el único gas en la bureta, existe también vapor de agua, para poder determinar la presión parcial del H2 seco se necesita conocer la presión parcial del vapor de agua. En el experimento se ajusta el nivel de agua en el embudo con el de la bureta, esto significa que la presión total del sistema es igual a la presión atmosférica:

P (atm)= P (H₂O) + P (H₂)

La presión del vapor del agua a temperatura ambiente se obtendrá consultando elCRC Handbook of Chemistry and Physics (Anexo B).

Para nuestra muestra 1 (Temperatura de 22.4 ◦C)

De donde:

PH2= Patm - PH2O

Patm= 780 Milibar= 0.7698 atm

PH2O=2.8104 kPa=2810.4 Pa (1 atm/101325 Pa)=0.02773atm mismas unidades.

PH2=0.7698 atm- 0.02773atm= 0.7420 atm

TEMPERATURA

La temperatura será (Tamb).

Temperatura ambiente = 21.4 ◦C = 258.55 K

OBTENIENDO R

Finalmente utilizando la ecuación del gas ideal se obtendrá R en (L Atm/mol K).

PV= n RT

Despejando R

PV/nT=R

Para la muestra 1

((0.7420atm)(0.0112 L))/((0.000370 mol)(258.55K))=0.0868 (atm L)/(mol K)

Para nuestra muestra 2

((0.7420atm)(0.0155L))/((0.000576mol)(258.55 K))=0.0772 (atm L)/(mol K)

El promedio de ambas muestras es:

(0.0868 (atm

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