FMM

DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE UNIVERSAL DE LOS GASES

Temperatura Ambiente T ( amb ) ___22.5____

___ °C 295.45______

_ K

Presión Barométrica ( P atm = ) 788

778_________

mbar 0.7624

00000000.762

atm

Presión Vapor H 2 O ( Pvap ) = __2.8714____

__ kPa __0.0283____

___ atm

Masa Inicial de Magnesio ( m 1 ) ___0.0410_____

___ g

Masa Final de Magnesio m ( 2 ) __0.0335

____

g

Volumen Inicial de la Bureta V ( 1 ) 30__________ mL

Volumen Final de la Bureta ( V 2 ) __20________ mL

Patm - Pvap = Presión Parcial H 2

( P H2 ) __0.7341____

____ atm

3.086x10−4__

______ mol H 2 Masa Inicial - Masa Final =

Vol. Final - Vol. Inicial =

7.5x10−3____

______ g

_____10_____ mL

Número de Moles H 2 = M Mg = 24.3 g/mol

___0.01_____ L

R=

𝑃𝑉

𝑛𝑇

_0.0805__

___

L atm

Presión de Vapor del Agua 15°C a 29 °C

Unidades de Conversión

K = °C + 273.15

atm = 1.01325 bar =101325 Pa 1

1000 mL = 1 L

cálculos

𝑃𝑟𝑒𝑠𝑖ó𝑛 𝑏𝑎𝑟𝑜𝑚𝑒𝑡𝑟𝑖𝑐𝑎 𝑎 𝑃𝑎𝑡𝑚 = (788𝑚𝑏𝑎𝑟)(0.98𝑎𝑡𝑚)

(1000𝑚𝑏𝑎𝑟)= 0.7624𝑎𝑡𝑚

𝑃𝑟𝑒𝑠𝑖ó𝑛 𝑣𝑎𝑝𝑜𝑟 𝐻2𝑂 = (2.0714𝑘𝑃𝑎) (1000𝑃𝑎

1𝑘𝑃𝑎) = 2871.4𝑃𝑎 (

1𝑎𝑡𝑚

101305𝑃𝑎) = 0.0283𝑎𝑡𝑚

𝑃𝑎𝑡𝑚 − 𝑃𝑣𝑎𝑝𝑜𝑟 = 0.7624𝑎𝑡𝑚 − 0.0283𝑎𝑡𝑚 = 0.7341𝑎𝑡𝑚(𝑃𝑟𝑒𝑠𝑖ó𝑛 𝑝𝑎𝑟𝑐𝑖𝑎𝑙 𝑑𝑒𝑙 𝐻2)

𝑀𝑐𝑜𝑛𝑠𝑢𝑚𝑖𝑑𝑎 𝑑𝑒 𝑀𝑔 = 0.0410𝑔 − 0.0335𝑔 = 7.5𝑥10−3𝑔

𝑁𝑜. 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙 𝐻2 =7.5𝑥10−3𝑔

24.3𝑔

𝑚𝑜𝑙⁄= 3.086𝑥10−4𝑚𝑜𝑙𝐻2

𝑉𝑐𝑜𝑛𝑠𝑢𝑚𝑖𝑑𝑜 = (30𝑚𝑙 − 20𝑚𝑙) = 10𝑚𝑙 (1𝐿

1000𝑚𝑙) = 0.01𝐿

𝑅 =𝑃𝑉

𝑛𝑇=

(0.7341𝑎𝑡𝑚)(0.01𝐿)

(3.086𝑥10−4𝑚𝑜𝑙)(295.45𝐾)= (0.0805

𝑎𝑡𝑚𝐿

𝑀𝑜𝑙𝐾)

%𝑒𝑟𝑟𝑜𝑟 = ‖0.082 − 0.0805

0.0805‖ 𝑥 (100) = 1.82%

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.

𝑀𝑛(𝑠) + 2𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝑀𝑛𝐶𝑙2 + 𝐻2

𝑅𝑒𝑙𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑒𝑠𝑡𝑒𝑞𝑢í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑖𝑐𝑎 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑎 = 𝑚𝑀𝑛

𝑚𝐻𝐶𝑙= (

24.30𝑔𝑟

36.5𝑔𝑟) = 0.6657

𝑅𝑒𝑙𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑒𝑠𝑡𝑒𝑞𝑢í𝑜𝑚𝑒𝑡𝑟𝑖𝑐𝑎 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 = (7.5𝑥10−3𝑔𝑟

0.354𝑔𝑟) = 0.02118

𝐻𝐶𝑙𝑔𝑟 = (1.18𝑔𝑟

𝑚𝑙) (0.3𝑚𝑙) = 0.354𝑔𝑟𝐻𝐶𝑙

Masa que reacciona

𝑚𝑀𝑛 = (24.30𝑔𝑟𝑀𝑛

36.5𝑔𝑟𝐻𝑐𝑙) (0.354𝐻𝐶𝑙𝑔𝑟) = 0.2356𝑔𝑟𝑀𝑛

𝑚𝐻𝐶𝑙 = (36.5𝑔𝑟𝐻𝑐𝑙

24.30𝑔𝑟𝑀𝑛) (7.5𝑥10−3𝑔𝑟𝑀𝑛) = 0.0112𝑔𝑟𝐻𝐶𝑙

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

Ya que no hubo una gran diferencia del experimento, con el valor teórico (%1.82 de error) se puede influir a un cambio en

la temperatura durante el experimento, ya que si hubiera sido más baja la temperatura (aprox. 2 °C) el experimento hubiera

rondado por el número de R. También Pudo ser a número de moles que reaccionaron en el experimento, ya que si hubiera

sido menos de los que se reportaron, también se hubiera obtenido la constante universal de los gases.

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 hubiera reaccionado todo el HCl la constante se hubiera hecho presenta.

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

Si hay excedo, ya que si hubiera sido menor la cantidad de Mn que reacciono, el experimento se aproximaría más a la

constante de los gases ideales.

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

No tendría nada que ver, porque en todo momento se consideró que el experimento era en base a un gas ideal.

d. Parte del H2 escapo del matraz.

Tal vez hubo una fuga de este líquido ya que si hubiera sido de .75atm la presión de 𝐻2 (mayor a la registrada) la constante

se hubiera hecho presente.

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.

𝐶𝑜𝑛𝑣𝑒𝑟𝑠𝑖ó𝑛 = (0.7341𝑎𝑡𝑚)(0.01𝐿) = (7.341𝑥10−3𝐿𝑎𝑡𝑚) (101.27𝐽

1𝐿𝑎𝑡𝑚) = 0.7434 𝐽

𝐶𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 𝑅 =743.42𝐽

(3.086𝑥10−4𝑚𝑜𝑙)(295.45𝐾)= 8.1537

𝐽

𝑚𝑜𝑙𝐾

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

%𝑒𝑟𝑟𝑜𝑟 = ‖8.314 − 8.1537

8.1537‖ 𝑥100 = 1.96%

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

𝑉𝑀 = ((22.4𝐿)(7.5𝑥10−3𝑔𝑟𝑀𝑛)

(24.30𝑔𝑟𝑀𝑛)) =6.9135x10−3𝐿

𝑉𝑀 = ((22.4𝐿)(3.086𝑥10−4𝑔𝑟𝐻2)

(2𝑔𝑟𝐻2)= 3.45𝑥10−3𝐿

Análisis de resultados

Al observar que solo hubo un %1.82 experimental, podemos concluir que fue debido al volumen consumido durante la

reacción, ya que si el volumen consumido hubiera sido 10.2 ml el valor experimental obtenido, estaría rondando por el

valor teórico buscado (0.082𝑚𝑜𝑙𝐿

𝑎𝑡𝑚𝐾), también al realizar el cuestionario anterior y al jugar con los cálculos y la ecuación

utilizada para llegar a la determinación de R, se puede pensar que hubo una fuga del Gas 𝐻2 ya que si el valor de este en

el experimento hubiera sido mayor, la constante universal de los gas habría hecho presencia en el experimento. También

si las condiciones de temperatura y presión se hubiesen presentado en menor proporción, el objetivo de obtener dicha

constante se habría cumplido.

Conclusiones

Para obtener el valor exacto de la constante universal de los gases ideales, se necesitaría un laboratorio que cumpla con

las condiciones estándar para obtener dicho valor. De esta manera se podría tener un sentido mejor del estudio de los

gases ideales y así tener más información de los mismos. Los reactivos utilizados en esta práxtica no cumplieron con las

condiciones de la reacción para obtener la constante, ya que si el Magnesio hubiera estado en menor proporción se

habría cumplido el objetivo. La constante universal de los gases es un punto de referencia importante para el estudio y

observar el comportamiento de cualquier gas ya que tiene similitud con la temperatura cero y hace más factible el estudio

de la termodinámica. Para este caso R funciona como una propiedad intensiva.

Bibliografía:

Levine, I. N. (1990). Fisicoquímica. 3ª. Ed. McGraw Hill

Departamento de fisicoquímica de la facultad de química UNAM, “Factores de conversión”

http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/FACTORESDECONVERSION_1935.pdf

Hecho por: Sánchez Rodríguez Humberto A.