PRÁCTICA No. 05

LEY DE GRAHAM DE DIFUSION GASEOSA

I. OBJETIVOS:

- Demostrar experimentalmente la difusión de los gases mediante la Ley de Graham.

- Determinar la relación entre los pesos moleculares de las sustancias empleadas con respecto a su velocidad ó longitud de desplazamiento.

II. PRINCIPIOS TEORICOS:

LEY DE GRAHAM DE LA DIFUSIÓN GASEOSA

El proceso por el cual un gas se distribuye por todo el recipiente que lo contiene se denomina difusión. En 1833, Thomas Graham (1805-1869), científico escocés, sintetizó sus estudios sobre la difusión de gases, formulando la ley que ahora se conoce como ley de Graham de la difusión de los gases y que establece que, bajo condiciones similares de temperatura y presión, las velocidades de difusión de dos gases son inversamente proporcionales a sus raíces cuadradas de sus densidades.Por lo tanto podemos expresar los siguientes conceptos:

Difusión = es el proceso de expansión a través del espacio por parte del gas.

Efusión = es el proceso de pasaje a través de poros pequeños por parte del gas.

Ley de Graham (aplicable a la Efusión de gases):

“El tiempo que tarda un volumen de un gas para pasar a través de un orificio, es inversamente proporcional a su velocidad de efusión”, o sea que matemáticamente será:

t2t1

=M 2

M 1

=d2

d1

Donde se puede definir a la velocidad de Efusión como: v = V/t

Entonces se puede describir el fenómeno de la difusión como la tendencia mostrada por cualquier sustancia para extenderse uniformemente a lo largo del espacio aprovechable para ella. Tratándose de los gases se aplica propiamente el término difusión al paso de un gas por membranas porosas y el de efusión cuando el gas pasa por un agujero pequeño.

La difusión la presentan los gases, líquidos y aun en ciertos casos los sólidos, pero donde esta mas acentuada es en los gases.

Si la presión y temperatura de dos gases diferentes son las mismas, se puede calcular la relación entre sus velocidades de difusión v1 y v2

a partir de sus densidades 1 y 2 o a partir de sus pesos moleculares M1 y M2. Ahora, si son las mismas condiciones de presión y temperatura, los tiempos t1 y t2 necesarios para que un volumen igual de dos gases fluya a través de un orificio pequeño serán inversamente proporcionales a las velocidades de difusión, por tratarse de un movimiento uniforme. Así tenemos lo siguiente:

v1

v2

= √M 1

M 2

= √ d2

d1

=t2t1

El método de Difusión fue utilizado por Aston (1913) para separar los isótopos del neón y se sigue empleando para separar los isótopos de los elementos. Mediante la ley de Graham, Debierne (1910) obtuvo el peso molecular del gas radiactivo radón.

III.PARTE EXPERIMENTAL

a) Materiales

- 01 Tubería de vidrio.- 02 Tapones de jebe horadados.- 01 Cronómetro- Algodón- 01 regla milimetrada

b)Reactivos

- Amoniaco acuoso concentrado- Acido Clorhídrico concentrado

c) Procedimiento

La movilidad relativa de las moléculas gaseosas de ácido clorhídrico HCl y de amoniaco NH3 en función de su peso molecular, será evaluada usando una tubería de longitud conocida.Antes de comenzar la práctica, asegúrese que la tubería esté completamente seca.

En cada uno de los extremos del tubo se le colocará tapones horadados conteniendo cada uno un algodón impregnado en cantidades iguales de ácido clorhídrico y amoniaco acuoso, respectivamente.

v1

v2

=

x1

tx2

t

= √M 2

M 1

Colocar un pedazo de algodón en cada tapón de jebe horadado.

Agregar cuidadosamente sobre el algodón de cada tapón 4 gotas de HCl e NH3 (ac) respectivamente.

Colocar en forma simultánea, es decir al mismo tiempo, los tapones en cada extremo de la tubería de vidrio.

Empiece a tomar el tiempo y observe cuidadosamente la superficie interna del tubo hasta ubicar el lugar de formación de un anillo blanco de cloruro de amonio (NH4Cl).

Ubicado el anillo, proceda a medir las distancias entre el anillo blanco y los extremos de la tubería, tomando siempre los puntos de referencia equivalentes en cada caso.

Repetir la experiencia y tomar el promedio de los dos resultados para realizar los cálculos.

Tabla de resultados:

Corrección de la tabla de resultados:

Prueba 1 Prueba 2

Reacción Química (complete) NH3 + HCl NH4ClDistancia recorrida por el HCl, X2 (cm.)

7.5 8

Distancia recorrida por el NH3, X1 (cm.)

17.5 17

Valor teórico de relación de velocidades

Raíz de (36.5/17) = 1.46529

Raíz de(36.5/17) =1.46529

Valor experimental de relación de velocidades

17.5/7.5 = 2.33 2.125

Porcentaje de error %e 59.012489165% 45.02247802%

IV. CUESTIONARIO

1. ¿Qué factores determinan la diferencia entre la relación experimental y la relación teórica?

2. Describa las propiedades más importantes de los gases utilizados.

3. ¿Por qué el tubo de vidrio debe estar completamente seco y limpio?

4. Dos globos del mismo tamaño y material se llenan con hidrógeno y oxígeno a la misma temperatura y presión respectivamente. El oxígeno escapa a 65 mL/hr. ¿Con qué rapidez escapará el hidrógeno?

5. Ordenar los siguientes gases en forma creciente en función del tiempo que necesitan para difundirse a través de un orificio bajo condiciones similares: a)150 mL de COCl2 b) 500 mL de H2 y c) 375 mL de CO2

1. Los errores de medida, debido a que es difícil para el ojo humano localizar el anillo a su debido tiempo y medirlo. También los tapones no se colocan de forma simultánea. Podrían variar las cantidades líquidas.

2. - Cloruro de hidrógeno (HCl):A temperatura ambiente, es un gas más denso que el aire. Es corrosivo y su olor es sofocante, por lo que se debe tomar precauciones al trabajar con él. Se le llama ácido clorhídrico cuando se le encuentra en una solución acuosa. Es incoloro pero libera evaporaciones blancas en contacto con la humedad de la atmósfera.Densidad: 118 g/m3Masa molar: 36,46 g/molPunto de fusión: -115ºCPunto de ebullición: -85ºC

- Amoniaco (NH3):Es un gas incoloro que emana un olor penetrante y desagradable. Naturalmente, se produce por descomposición de la material orgánica, pero también puede producirse industrialmente. Se disuelve fácilmente en el agua y se evapora rápidamente. Su contacto puede producer quemaduras e irritaciones en la piel.Densidad: 0.73 kg/m3Masa molar: 17,03gSolubilidad en agua 89,9 g/100 ml (0 ºC)

3. Porque si no está seco, el agua podría absorber gas y las medidas estarían más lejos de la realidad.

4. Las velocidades de efusión de los gases son inversamente proporcionales a las raíces cuadradas de sus respectivas masas moleculares.

65 2 = 1 X2 16

65 = 0.25X 1

0.25X = 65X = 260

El hidrógeno escapa con una rapidez de 260 mililitros por hora. Como el oxígeno y el hidrógeno son diatómicos cuando se encuentran en condiciones normales, quizás lo ideal hubiera sido trabajar con esos valores; pero como los dos que se dividen son diatómicos la proporción se mantiene. 5. Las velocidades de efusión de los gases son inversamente proporcionales a las raíces cuadradas de sus respectivas densidades.

1 150ml COCl2 99g2 500ml H2 2g3 375ml CO2 44g

V1 2 = 2/500 V1<V2 V22 99/150

V12 = 44/375 V1<V3V32 99/150

V22 = 44/375 V3<V2V32 2/500

V1<V3<V2A mayor velocidad, menor tiempo.

T2<T3<T1Reemplazando:

H2 < CO2 < COCl2El que necesita menos tiempo, es el hidrógeno diatómico.