UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO

FACULTAD DE QUÍMICA

Práctica N° 4:

DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE UNIVERSAL DE LOS GASES R

Materia: Laboratorio de Termodinámica

Profesor: Luis Orlando Abrajan

Grupo: 36

Integrantes:

Lagar Quinto Frida

Medina Sánchez Jessica Danielly

Sánchez Vania

Fecha de entrega: 10 de marzo de 2014

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)(1mol deMg24.3 gMg

) (1mol de H ₂1moldeMg

) = 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)(1mol deMg24.3 gMg

)(1mol de H ₂1moldeMg

) = 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

PVnT

=R

Para la muestra 1

(0.7420 atm )(0.0112 L)(0.000370mol)(258.55K )

=0.0868atmLmol K

Para nuestra muestra 2

(0.7420atm)(0.0155 L)(0.000576mol)(258.55K)

=0.0772 atmLmol K

El promedio de ambas muestras es:

0.0868atm Lmol K

+0.0772 atmLmol K

2=0.082

atm Lmol K

OBTENIENDO VOLUMEN MOLAR

Se conoce el volumen y el número de moles generadas de H2, por lo que:

V (molar del H₂)=V (H ₂)n(H ₂)

Para la muestra 1

V (molar del H₂) = (0.0112 L)

(O .000370mol) = 30.270

Para la muestra 2

V (molar del H₂) =(0.0155 L)

(0.000576mol)= 26.909

RESIDUOS

Los productos de la reacción pueden desecharse directamente a la tarja, ya que solo tenemos MgCl2 y H2O.

CUESTIONARIO

1.- A partir de la ecuación balanceada, demuestra usando los cálculos apropiados, que el reactivo limitante en la reacción de formación del H2 es el HCl.

La ecuación balanceada de la reacción es:

2HCl+MgMgCl2 +H2

Para saber el reactivo limitante se calcula el número de moles de cada sustancia a partir de la cantidad de reactivos que se tienen.

El cálculo realizado tomando como ejemplo la primera muestra es:

2HCl+MgMgCl2 +H2

0.4mL+0.044g 3M

0.4mLHCl x3mol HCl1000mL

=1.2x 10−3mol HCl

0.44 gMg x1molMg1000mL

=1.8 x10−3molMg

Se comparan las cantidades existentes de moles en la reacción. Resulta evidente que la cantidad de moles de HCl es menor que la cantidad de moles de Mg. El reactivo limitante es el HCl pues se encuentra en menor proporción.

2.- ¿Qué errores experimentales influyeron en tu determinación de R?

En la primera muestra es posible que parte del HCl no haya reaccionado del todo, por ello el volumen del gas formado era menor.

En la segunda muestra, al lavar la tira de magnesio para pesarla, por un error del experimentador, se puso en contacto con un poco más de HCl, lo que hizo que reaccionara. A pesar de no haber sido una gran cantidad de ácido, muy probablemente eso hizo que la masa de la tira de Mg disminuyera y el H2 producido no se contabilizara (pues ya estaba fuera del dispositivo de experimentación) afectando así el resultado de la determinación de esta muestra.

3.- ¿Qué efectos tienen los siguientes errores experimentales en el cálculo del valor de R? ¿Se incrementa el valor de R?, ¿Decrece? ¿Se mantiene el valor? Explica tus respuestas para cada inciso.

a. Parte del HCl no reaccionó con el magnesio.

Si parte del HCl no reacciona con la tira de magnesio, el volumen producido del gas H2 será menor y por tanto afectará en la determinación del valor de la constante R. Un volumen menor supone que el valor de la constante R disminuye también.

b. Hay un exceso de Mg en la reacción de generación del H2.

Si hay un exceso de Mg en la reacción no afecta a la cantidad de H2 producida, por lo que el valor de R permanece constante.

c. La presión de vapor del agua no fue considerada en el cálculo de R.

Si no se toma en cuenta la presión de vapor del agua, se tomará como la presión de H2 un valor mayor. Por lo tanto el valor de R variará aumentando su valor.

d. Parte del H2 escapo del matraz.

Si parte del volumen del H2 escapa del matraz por alguna fisura o error experimental, el volumen que se tome en cuenta para la determinación de la constante R será menor de lo que debería ser realmente y el resultado será menor también.

4.- En muchas ocasiones es necesario utilizar la constante R en J/mol-K:

a. usa la conversión de 1 L-atm = 101.27 J, para obtener la constante en estas unidades.

Para la primera muestra:

0.0868atm L1mol K ( 101.27 J1atmL )=8.790 J

mol K

Para la segunda muestra:

0.0772atmL1mol K ( 101.27J1atm L )=7.818 J

mol K

Para el promedio de las muestras:

0.082atmL1mol K ( 101.27J1atm L )=8.30414 J

mol K

b. Calcula el % error del valor de R determinado en J/mol-K con el de la literatura.

El valor reportado por la literatura para la constante R en J/mol-K es 8.31434. Tomando en cuenta este valor los cálculos para saber el % de error se realizan a continuación.

Para la primera muestra el % de error es:

¿8.31434−8.790∨ ¿8.31434

x 100=5.72%¿

Para la segunda muestra el % de error es:

¿8.31434−7.818∨ ¿8.31434

x 100=5.96% ¿

Para el promedio el % de error es:

¿8.31434−8.30414∨ ¿8.31434

x100=0.122%¿

5.- Calcula el volumen molar (n/V) a las condiciones experimentales y compáralo con tus valores obtenidos a partir de la práctica.

En las condiciones experimentales (Presión= 1 atm y Temperatura= 273 K), el volumen molar está dado por:

0.0820574atm Lmol K (273K1atm )=22.4016 L

mol

Este valor es menor comparado con los volúmenes molares obtenidos en la

práctica (30.270Lmol

y 26.909 Lmol

).

6.- Calcula el volumen por mol (volumen molar) a condiciones estándar (usa tu valor promedio experimental de R).

El volumen molar calculado a partir del valor promedio experimental de R y a condiciones estándar (Presión=0.7420 atm y Temperatura= 258.55 K) es:

0.082atmLmol K ( 258.55K0.7420atm )=28.572 L

mol

Conclusiones individuales

Conclusiones de Frida Lagar Quinto

Se realizó una determinación de la constante universal de los gases R de manera experimental en el laboratorio, con un dispositivo elaborado para este propósito y bajo ciertas condiciones. Salvo algunas condiciones que no fueron del todo controladas y supusieron una pequeña variación, en general, al realizar los cálculos pertinentes se obtuvo un valor muy cercano al valor teórico de dicha constante por lo que podemos concluir que no importan las variaciones en las condiciones que tengamos al evaluar R, siempre tendrá el mismo valor y por ello es aceptado como una constante universal.

Concusiones de Jessica Medina Sánchez

Los resultados obtenidos respecto al valor de R en dicha práctica son muy parecidos a los encontrados en la literatura, dicho valor es una constante, ya que aunque modifiquemos los parámetros de la temperatura, las moles y la presión, el valor de R, siempre será el mismo, esto nos deja la enseñanza que el conocimiento teórico, se puede transformar en practico. Nuestros resultados difieren muy poco del valor teórico de R, esto lo atribuimos, a que aunque tratamos de controlar todas las variantes del experimento, estas no se pudieron controlar en su totalidad (temperatura, presión).

Conclusiones de Vania Sánchez Vázquez

Con esta práctica pudimos observar que a pesar de que las condiciones atmosféricas, de temperatura, presión y demás, no son como las que se ocuparon cuando se realizó el experimento inicial para determinar la constante, observamos que a través de algunos ajustes pudimos llegar a algún valor muy semejante al cual se obtuvo. Con esto verificamos que no importan las condiciones en las que nos encontremos, y que siempre se va a cumplir esta ley. Por lo tanto podemos llegar a la conclusión de que esta constante es universal ya que cumple con los factores de reproducibilidad adecuados para que siempre obtengamos un valor real para gases ideales.

BIBLIOGRAFIA

1. David R. Lide; CRC Handbook of Chemistry and Physics; 84TH Edition 2003-2004; CRC Press;

Pag. 984.

2. Jensen, William B. J. Chem. Educ. 2003, 80, 731

3. Moss, David B.; Cornely, Kathleen. J. Chem. Educ. 2001, 78, 1260.

4. Blanco, L. H.;Romero, C.M. J. Chem. Educ. 1995, 72, 93