Determinación De La Constante Universal De Los Gases R

universidad Nacional Autónoma de México

Facultad de Química

Laboratorio de Termodinámica

Objetivo

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

Introducción

Existe una constante física que relaciona varias funciones de estado, entre ellas la energía, la temperatura y la cantidad de moles de un gas. Esta constante es denominada constante universal de los gases ideales. Este valor constante es utilizado en la ecuación de estado de los gases ideales, que combina las leyes de Avogadro, de Gay Lussac y la ley de Charles.

La ley de Avogadro indica que en condiciones de presión y temperatura constantes, el volumen de un gas está relacionado directamente con el número de moles de dicho gas.

Según la ley de Gay Lussac, si mantenemos constante el volumen y el número de moles de un gas, un aumento de temperatura causará un aumento en la presión. De la misma manera, un descenso de temperatura es responsable de un descenso en la presión de dicho gas.

La Ley de Charles predice que en si mantenemos constante la presión de un gas, un aumento en la temperatura causará un aumento en el volumen del gas.

De la combinación de estas leyes, surge la ecuación general de los gases:

En esta fórmula está representada la presión (P) de un gas, su volumen (V), el número de moles (n) la constante universal de los gases (R) y la temperatura absoluta (T, en grados Kelvin).

En el modelo de gas ideal, para el cual se aplica la ecuación arriba descrita, el volumen de la molécula del gas es despreciable, y las partículas no interactúan entre sí. En la mayor parte de los gases, el valor de R se aproxima al descrito en dos cifras significativas, siempre y cuando las condiciones de presión y temperatura estén alejadas de los puntos de licuefacción o sublimación para dicho gas.

En los gases reales, la ecuación de estado en una correlación de la que acabamos de describir.

El valor de R puede medirse experimentalmente.

Gases tales como oxígeno, hidrógeno, nitrógeno, se comportan como gases ideales en condiciones de temperatura ambiente y presión de una atmósfera. De esta manera es posible calclar el valor de R, despejando su valor de la ecuación:

P.V=nRT

R=P.V/nT

En el experimento que describimos a continuación, determinamos el valor de R usando hidrógeno. El hidrógeno se obtendrá a partir de la reacción:

Mg (s) + 2 HCl = MgCl 2 (aq) + H 2 (g)

Si colocamos una cantidad conocida de magnesio con exceso de ácido clorhídrico, resulta fácil calcular el número de moles n de hidrógeno producido.

La temperatura T se puede medir con cualquier termómetro, la presión P, con un barómetro. Sólo nos restaría medir el volumen V de hidrógeno producido, que se medirá en una bureta especial para gases.

Se coloca una cantidad conocida de magnesio en el matraz, se deja gotear ácido clorhídrico hasta su completa disolución. El hidrógeno liberado desplazará el agua, y se ubicará en la puerta especial para gases, en donde podremos medir su volumen, y de esta manera calcular matemáticamente el valor de R.

Material y reactivos:

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

Toxicidad de los reactivos empleados

Ácido Clorhídrico Etanol Magnesio

Procedimiento experimental

Diagrama de flujo

Tablas de datos experimentales

Temperatura ambiente ºC 25 25

Temperatura ambiente K 298.15 298.15

Presión atmosférica hPa 778 778

Masa de Mg antes de la reacción (g) 0.0319 0.0144

Volumen inicial antes de la reacción (mL) 22.7 22.7

Volumen final después de la reacción(mL) 43.5 40.9

Volumen final del gas desprendido 20.8 18.5

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