UNIVERSIDAD CATÓLICA DE SANTA MARÍA

FACULTAD DE CIENCIAS FARMACÉUTICAS, BIOQUÍMICAS Y

UNIVERSIDAD CATÓLICA DE SANTA MARÍA

FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICAPROGRAMA PROFESIONAL DE ING. BIOTECNOLÓGICA

HOJA DE EVALUACIÓN

Asignatura: FISICOQUIMICA I (Prácticas)REPORTES CON FORMATO DE ARTÍCULO CIENTÍFICO

REPORTE N° 1:Grupo de prácticas:

Grupo Código alumno APELLIDOS Y NOMBRES

ASPECTOS A EVALUARSE PORCENTAJE CALIFICACIÓN

1. Presentación del trabajo 10%

2. Metodología Experimental 20%

3. Resultados y Discusión 40%

4. Conclusiones y Recomendaciones 10%

5. Referencias Bibliográficas 10%

6. Anexos 10%

CALIFICACIÓN FINAL: ………………………………………………

FECHA DE ENTREGA:

USO DE LAS ECUACIONES DE ESTADO DE GASES IDEALES Y LEY DE DALTON

AUTOR Y AFILIACIÓN:

Caro Vilchez, Italo Jorge; Programa Profesional de Ingeniería Biotecnológica, Facultad de Ciencias Farmacéuticas, Bioquímicas y Biotecnológicas; Universidad Católica de Santa María, Arequipa, PERÚ.

RESUMEN:

En dicha práctica aplicaremos lo aprendido respecto a ecuaciones de gases ideales para determinar las propiedades del gas hidrógeno. Podemos conseguirlo de un modo muy simple; lo que tenemos que hacer es mezclar zinc con ácido clorhídrico, de esta reacción se formarán subproductos que son el hidrógeno que es el que nos importa y también cloruro de zinc.El hidrógeno será recolectado sobre agua. Para determinar la presión del gas generado se debe corregir con la presión de vapor de agua, de acuerdo con la ley de Dalton.

En esta práctica reconoceremos y aprenderemos a usar de forma correcta las distintas ecuaciones de los gases ideales y así determinar las propiedades del hidrógeno; así como volumen molar, temperatura y presión. Como parte de este capítulo, tenemos los factores de conversión, que son equivalencias.

ABSTRACT:

In this practice will apply what we learned about the ideal gas equation to determine the properties of hydrogen gas. We can achieve in a very simple, so we have to do is mix zinc with hydrochloric acid, this reaction form products which are hydrogen which is what we care and zinc chloride.The hydrogen is collected over water. To determine the generated gas pressure should be corrected with the pressure of water vapor, according to Dalton's law.

In this practice we learn to recognize and correctly use the various equations of ideal gas and determine the properties of hydrogen, as well as molar volume, temperature and pressure.As part of this chapter, we have the conversion factors, which are equivalent.

INTRODUCCIÓN:

Sabemos que para la determinación de la ecuación de estado de los gases ideales, el dato llamado presión es importantísimo en los cálculos y más que eso en la misma práctica; es por eso que nuestra práctica dedica los modelos matemáticos para expresar la presión en mmHg o también atm.

FUNDAMENTO TEÓRICO:

Según la teoría atómica las moléculas pueden tener o no cierta libertad de movimientos en el espacio; estos grados de libertad microscópicos están asociados con el concepto de orden macroscópico. La libertad de movimiento de las moléculas de un sólido está restringida a pequeñas vibraciones; en cambio, las moléculas de un gas se mueven aleatoriamente, y sólo están limitadas por las paredes del recipiente que las contiene.Se han desarrollado leyes empíricas que relacionan las variables macroscópicas en base a las experiencias en laboratorio realizadas. En los gases ideales, estas variables incluyen la presión (p), el volumen (V) y la temperatura (T). 

La ley de Boyle - Mariotte relaciona inversamente las proporciones de volumen y presión de un gas, manteniendo la temperatura constante:

P1. V1 = P2. V2

La ley de Gay-Lussac afirma que el volumen de un gas, a presión constante, es directamente proporcional a la temperatura absoluta:

V 1T 1

=V 2T 2

La ley de Charles sostiene que, a volumen constante, la presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta del sistema:

En ambos casos la temperatura se mide en kelvin (273 ºK = 0ºC) ya que no podemos dividir por cero, no existe resultado.

De las tres se deduce la ley universal de los gases:

Hipótesis de Avogadro: Esta hipótesis establece que dos gases que posean el mismo volumen (a igual presión y temperatura) deben contener la misma cantidad de moléculas. Cada molécula, dependiendo de los átomos que la compongan, deberá tener la misma masa. Es así que puede hallarse la masa relativa de un gas de acuerdo al volumen que ocupe. La hipótesis de Avogadro permitió determinar la masa molecular relativa de esos gases. Analicemos el orden lógico que siguió:La masa de 1 litro de cualquier gas es la masa de todas las moléculas de ese gas. Un litro de cualquier gas contiene el mismo número de moléculas de cualquier otro gas ; por lo tanto, un litro de un gas posee el doble de masa de un litro otro gas si cada molécula del primer gas pesa el doble de la molécula del segundo gas. En general las masas relativas de las moléculas de todos los gases pueden determinarse pesando volúmenes equivalentes de los gases. En condiciones normales de presión y temperatura (CNPT) [P = 1 atm y T = 273 ºK un litro de hidrógeno pesa 0,09 g  y un litro de oxígeno pesa 1,43 g. Según la hipótesis de Avogadro ambos gases poseen la misma cantidad de moléculas. La proporción de los pesos entre ambos gases es: 1,43: 0,09 = 15,9 (aproximadamente) 16. Es la relación que existe entre una molécula de oxígeno e hidrógeno es 16 a 1. Las masas atómicas relativas que aparecen en la tabla periódica están consideradas a partir de un volumen de 22,4 litros en CNPT.

Ley de los Gases Generalizada Como consecuencia de la hipótesis de Avogadro puede considerarse una generalización de la ley de los gases. Si el volumen molar (volumen que ocupa un mol de molécula de gas) es el mismo para todos los gases en CNPT, entonces podemos considerar que el mismo para todos los gases ideales a cualquier temperatura y presión que se someta al sistema. Esto es cierto porque las leyes que gobiernan los cambios de volumen de los gases con variaciones de temperatura y presión son las mismas para todos los gases ideales. Estamos relacionando proporcionalmente el número de moles (n), el volumen, la presión y la temperatura: P.V ~ nT. Para establecer una igualdad debemos añadir una constante (R) quedando:

P.V = n. R. T

El valor de R podemos calcularlo a partir del volumen molar en CNPT:

Por definición n (número de moles) se calcula dividiendo la masa de un gas por el Mr (la masa molecular relativa del mismo).

MATERIALES Y MÉTODOS:

Probeta.

Matraz.

Balanza.

Tubo.

Zinc.

HCl.

1. Llenar completamente el baño termostático y la probeta con agua.

2. Colocar la probeta boca abajo en el baño sin que se produzcan burbujas, poner el tubo doblado dentro de la probeta.

3. Agregamos 8ml de HCl 6M al matraz, luego añadir 0.2g de Zinc, tapar el matraz y esperar que la reacción termine aproximadamente de 5 a 10 minutos hasta que no se observegeneración de gas. Por último registrar el volumen.

1. RESULTADOS Y DISCUSIÓN:

Masa de Zinc 0.2gTemperatura de H2O en el baño termostático K

294 K

Presión de vapor de H2O 18.6890 torrPresión del gas de H2 seco 551.361 torrVolumen de gas H2 seco, corregida a CN

0.0625329 L

Reacción balanceada de Zinc y HCl Zn (s) + 2HCl (aq) H2(g) + ZnCl(aq)

Moles de gas H2 generado (determinado de la masa de Zinc reaccionado)

3.06 x 10-3 mol

Volumen de 1 mol de H2 en CN (Vºm experimental)

30.3431 L

Volumen de 1 mol de H2 en CN ( Vºm teórico)

22.414 L

Error porcentual en Vºm (experimental)

35.3757%

CONCLUSIONES:

Podemos aplicar teóricamente y experimentalmente las leyes de los gases. La presión de los gases varía según la temperatura. Cada aspecto de la teoría es aplicable en el ámbito práctico.

REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS.

http://www.gexcon.com/handbook/GEXHBchap1.htm http://www.firetactics.com/FGI.pdf http://soko.com.ar/Fisica/Gases_ideales.htm http://www.intlsensor.com/pdf/catalyticbead.pdf

ANEXOS:

Cálculos:

o Presión del vapor de agua convertir a Torr

21ºC = 2.485 kPa1 torr = 0.133322368 kPa

1 torr ---------- 0.133322368 kPax------------ 2.485 kPa

x = 18.6390 torr

Presión del gas seco H2

PH2 = 570 torr – 18.6390 torrPH2 = 551.361 torr

Volumen de gas H2 a CN

P1 = 551.361 torrV1 = 85.714 ml = 0.0857 LT1 = 294.15 K

CN:P2 = 760 torrV2 = XT2 = 273.15 K

V2 = (551.361 torr)(0.0857 L) (273.15 K)(760 torr) (294.15 K)

Grupo A: V2 = 0.05773458 L 0.06253288153 LGrupo B: V2 = 0.05733118307 L

Reacción balanceada

Zn (s) + 2 HCl(aq)H2(g) + ZnCl2 (aq)

138.3112g 138.3112g

Pm: H2 = 1.0079 gCl = 35.4527gZn = 65.39g

Moles de gas H2 generado

65.39g Zn ------- 1 mol0.2g Zn ------- XX = 3.06 x 10 -3 mol

Volumen de 1 mol de H2 generado

Vºm = 0.09285 L = 30.3431 L/mol H2

3.06 x 10 -3 mol H2

Error porcentual

Error % = 22.414 L/mol – 30.3431 L/mol x 100 = 35.3756%22.141 L/mol

PROBLEMAS:

Un estudiante recolectó 115.7 ml de hidrógeno sobre agua a 763.3 torr de presión atmosférica y 18.6ºC. La masa de Zn usada para generar el H2 fue de 0.329g.

1) Use la tabla de presión de vapor y el método de interpolación para determinar la presión de vapor del agua a 18.6ºC. Use la ley de Dalton para calcular la presión parcial de H2 en el experimento.

20 – 15 = 17.54 – 12.7918.6 – 15 X – 12.79

5 = 4.75 36 X – 12.79

5(x- 12.79) = (4.75) (3.6)5X – 63.95 = 17.1

5x = 80.85x= 16.17 torr

Presión del gas seco H2

PH2 = 570 torr – 16.17 torrPH2 = 553.83torr

2) Convierta el volumen experimental de hidrógeno seco medido bajo las condiciones de laboratorio a CN (0ºC y 760 torr)

P1 = 763.3torrV1 = 115.7 ml = 0.1157 LT1 = 219.75 K

CN:P2 = 760 torrV2 = XT2 = 273.15 K

V2 = (763.3torr) (0.1157 L) (273.15 K)(760 torr) (219.75 K)V2 = 0.1444 L

3) Escriba la ecuación neta iónica balanceada de generación de hidrógeno usada.Zn (s) + 2 HCl(ac) → ZnCl2(ac) + H2(g)

En las reacciones de simple desplazamiento un sólo anión se intercambia entre un catión y un elemento. En la reacción (a) el ión Cl - se intercambia con el H+ y el Zn2+.

4) Calcule el número de moles de H2 a partir de la masa de Zn usada. Calcules el volumen mola (l/mol) de hidrógeno a CN de los datos obtenidos anteriormente. Determine el error porcentual en Vºm. (El valor teórico aceptado es 22.414 L/mol a CN).

Moles de gas H2 generado

65.39g Zn ------- 1 mol0.329g Zn ------- XX = 5.03 x 10 -3 mol

Volumen de 1 mol de H2 generado

Vºm = 0.1444 L = 28.7077 L/mol H2

5.03 x 10 -3 molH2

Error porcentual

Error % = 22.414 L/mol – 28.7077 L/mol x 100 = 28.4255%22.141 L/mol

¿Por qué la probeta graduada debe estar libre de burbujas de aire antes de iniciar la generación de hidrógeno?

Debido a que las burbujas cambiarían el volumen del aire y nuestro cálculo sería imperfecto.

El volumen de una masa de gas es 63 ml a 773 torr. ¿Cuál será el volumen del gas si la presión decrece a 124 torr sin cambiar la temperatura?

P1 V1 = P2 V2

(773 torr) (63 ml) = (124 torr) V2

V2 = (773 torr) (63 ml)(124 torr)

V2 = 392.73 ml

LOS GASES INFLAMABLES

Todos los Gases cumplen en forma exacta precisa una serie de leyes naturales que las conocemos como las Leyes de los Gases las más destacadas son: teoría cinética de los Gases.  Ley Universal de los Gases Ideales, Ley de las Presiones parciales (Dalton), Ley de Henry, Ley de Graham. El aire es una mezcla de gases y cumple fielmente todas estas leyes una fuga de gas inflamable en aire es una mezcla que también cumple las leyes de los gases, las mezclas de gas combustible y aire para hornos y quemadores también es una mezcla de gases.

Una explosión es la liberación violenta y descontrolada de una onda de presión; llamamos Explosión de Gas Inflamable (2) la liberación violenta de presión debida a la ignición de una mezcla apropiada de gas inflamable  con aire. Puede producirse entonces una Deflagración, cuando la velocidad de la onda de presión es menor a la velocidad del sonido (1.234,8 km/h), cuando la velocidad de la onda de presión es mayor que la del sonido se habla de una Detonación (3).

De igual  forma que el fuego requiere de cuatro factores: Combustible y Oxígeno (gas comburente) en cantidades suficientes, calor (o energía mínima de activación) y las

reacciones en cadena; las explosiones los Gases Inflamables también se comportan en forma similar solo que el combustible  es el GAS, y las “cantidades suficientes” se llaman Límites de Inflamabilidad (expresados como la concentración en % en Volumen de Gas inflamable en AIRE).

                         

 

Gas o Vapor Límite Inferior Limite Superior Rango de Inflamabilidad

Hidrógeno 4 77 73,00Metano 4,4 16,5 12,10Sulfuro de Hidrógeno 4,3 45,5 41,20Amoníaco 16 25 9,00

Cualquier mezcla de gas o vapor inflamable con aire, cuya concentración no se encuentre entre éstos valores  NO puede incendiarse.

Los límites de Inflamabilidad dependen de varios factores, analizaremos solamente tres.

El primero, la temperatura; cuando la temperatura aumenta el rango de inflamabilidad aumenta, o sea, el Límite Inferior es más bajo y el Límite Superior es más elevado. Por eso observamos que la llama de una hornilla de cocina a gas al encenderse después de algún tiempo apagada es más lenta que cuando se apaga y vuelve a encenderse.

El segundo factor que mencionaremos es la Presión; a mayores presiones el rango de inflamabilidad se reduce, y a presiones más bajas el rango aumenta. A baja presión los átomos y moléculas de gases o vapores se mueven más

El tercero que mencionamos es la Energía Mínima para Ignición; es la menor cantidad de energía (calor) necesaria para que un gas o vapor inflamable inicie el proceso de oxidación con el oxígeno del aire dando como resultado las reacciones en cadena. Hay gases como el Hidrógeno que tiene  la energía de activación más baja de 0,024 calorías.

Resulta conveniente conocer también con que velocidad se propagan las llamas de diferentes gases inflamables.

GAS Hidrógeno Metano Propano

Velocidad de la llama (Km./h) 100,8 12,6 14,4

 Las concentraciones ambientales (laborales o domésticas) se miden con los explosímetros, los cuales miden solamente el Porcentaje desde una concentración nula o de “0” hasta el 100% del Límite Inferior de Inflamabilidad, teniendo como gas referencia el Metano. No miden concentraciones más altas de gases o vapores inflamables porque cualquier concentración superior al límite inferior es peligrosa, una fuente de energía (calor) suficiente causa su inflamación o explosión (5).

Los explosímetros (portátiles y fijos) usan sensores del tipo “Catalítico” que usan una reacción de oxidación-reducción para generar calor que hace cambiar la resistencia de un “puente de Wheatstone”, éste cambio causa una respuesta eléctrica proporcional a la cantidad de gas o vapor inflamable presente en el ambiente que se mide y se refleja en la lectura de la pantalla.