Reporte laboratorio difusion de gases

DIFUSIÓN DE GASES

Según Brown et al. (2014), un gas es una materia sin forma ni volumen fijo que se adapta a la forma y volumen del recipiente que lo contenga. Por otro lado, Fuster A. (1986) define la materia en estado gaseoso como aquella cuyas moléculas estén a grandes distancias y en constante movimiento (debido a la alta energía cinética que poseen).

Fuster A. (1986), señala que la velocidad a la que se mueven las moléculas de un gas depende tanto de la temperatura a la que este se encuentre y de la masa molecular de las moléculas. También señala que la presión que el gas ejerce sobre las paredes del recipiente que lo contiene se debe a las colisiones entre las moléculas del gas.

La energía cinética promedio de un grupo de moléculas de gas tienen un valor específico a un temperatura dada, por lo que las partículas ligeras se mueven más rápido que las más pesadas. La dependencia de las velocidades moleculares con respecto a la masa tiene dos consecuencias: la efusión y la difusión. La efusión se da cuando moléculas del gas escapan por un agujero diminuto a un espacio evacuado, mientras que la difusión es la dispersión de una sustancia en otra o en otro espacio. (Brown et al., 2014).

Valenzuela C. (1994) describe las leyes de los gases como generalizaciones empíricas que describen el comportamiento de los mismos en determinadas condiciones experimentales. Primero tenemos la Ley de Boyle. Está ley, según Atkins y Jones (1999) consiste en que para una cantidad dada de gas a temperatura constante, el volumen es inversamente proporcional a la presión. Lo podemos observar así:    [pic 1]

Fuster A. (1986), establece que la Ley de Charles y Gay-Lussac establece que para cualquier cantidad de gas seco que se mantenga a presión constante, su valor aumente o disminuye  de su valor inicial por cada grado, por cada grado que aumente o disminuya su temperatura. Lo podemos describir de la siguiente forma: [pic 2][pic 3]

La ecuación general de los gases perfectos, según García et al. (1996), se da para lo que sería el gas ideal, y es a partir de la siguiente formula: , donde P es la presión del gas, V es el volumen del gas, n es el número de moles, T es la temperatura y R es la constante del gas ideal que cuyo valor equivale a .[pic 4][pic 5]

Finalmente, Brown et al. (2014), establecen que Thomas Graham estableció que la velocidad de efusión de un gas es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de su masa molar.

Sección Experimental

Se realizó lo indicado en la práctica de “Difusión de gases” del manual: Chaverri, G. Química General. Manual de Laboratorio. San José, Costa Rica: Editorial Universidad de Costa Rica, 1983.

A excepción de que luego del primer intento en la parte I, se colocaron únicamente dos gotas en lugar de tres en las partes I y II.  En la parte III se relacionaron dos mediciones únicamente.

Resultados y Discusión

Parte I: Difusión de los gases con el tubo en posición horizontal

Lo primero que se notamos en este experimento fue la formación de una nubosidad, que en realidad son cristales de cloruro de amonio formados por la reacción entre el ácido clorhídrico y el amoniaco (). [pic 15]

Los resultados de los cálculos la parte I del experimento tienen un alto porcentaje de error. Según la Ley de Graham, la relación de la raíz de las masas molares debería ser inversamente proporcional a la relación de las velocidades, y podemos observar que esto no se dio. Hay muchas razones por las cuales la Ley no se cumplió, y esos errores pueden ser tanto humanos como del equipo. Podemos empezar mencionando que el tiempo que se tarda entre poner las gotas de las sustancias en los hisopos y colocar los tapones en el tubo, es tiempo donde el gas está en difusión y es tiempo que no se mide en el experimento.  Otra posible causa de esta gran diferencia de los resultados es la efusión, como se mencionó anteriormente en la introducción está se da porque partículas de gas escapan del tubo donde se realizó el experimento. También se pudo dar la situación que los tapones no se colocaron bien y el gas escapó por estos. Los hisopos también pudieron contener mucho líquido, y si este se regaba pudo absorber el gas. Por último, no todos los integrantes del grupo observaban la formación del arco al mismo tiempo, lo que nos puede llevar a la conclusión que el arco se pudo formar antes de ser visto por algún integrante. Si lo anterior fuese correcto, las rapideces de difusión de los gases se verían alteradas y por lo tanto, sería posible que se haya cumplido la Ley de difusión de Graham.

Parte II.A: Difusión de los gases con el tubo en posición vertical con el amoniaco arriba

El margen de error en este parte del experimento fue el menor, haciéndolo el más acertado. Podemos observar que la Ley de Graham tampoco se cumple, pero la diferencia entre la relación de la raíz de las masas molares y la relación de las velocidades es mucho menor que en las otras partes del experimento. Fuster A. (1986) señalo que la velocidad a la que las moléculas de una sustancia se mueve, depende entre otros fenómenos de la masa molar de las partículas. En esta parte del experimento, el ácido clorhídrico se colocó en la parte de abajo del tubo,  y el amoniaco en la parte superior. La masa molar del amoniaco es de 17.03 g/mol, mientras que la del ácido clorhídrico es mayor, siendo de 36.46 g/mol. Las partículas del amoniaco se mueven más rápidamente que las del ácido clorhídrico por ser más livianas. Gracias a la gravedad, se esperaba que el amoniaco tuviera la mayor velocidad de todo el experimento en esta parte, por lo que los resultados obtenidos fueron inesperados y se pueden deber a cualquiera de los errores mencionados anteriormente en la parte I.

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