UNIVERSIDAD PRIVADA NORBERT WIENER
DIRECCIÓN DE ESTUDIOS BÁSICOS Y COMPLEMENTARIOS
CARRERA: Farmacia Bioquímica Curso: Química
PRACTICA N° 9 “MEZCLA DE GASES”
Integrantes:
CHAMBI MAMANI, Yessica. GUZMAN ROSAS, Janet. PAEZ HUAYNALES, Heyde. PIPA UCHUPE, Porfirio Marcial. RAMOS GUPIOC, Evelyn Natalia.
Profesor
: Carlos Albornoz Jiménez
Ciclo
: Primero
Sección
: EG1M2
Grupo
: Los Atómicos
Fecha de realización de la práctica: 28 de Octubre del 2013 Fecha de entrega del informe: 11 de Noviembre del 2013.
LIMA – PERÚ
UNIVERSIDAD PRIVADA NORBERT WIENER I.
INTRODUCCION:
Una mezcla de gases, cada gas ejerce su propia presión como si los restantes gases no estuvieran presentes. Esta presión recibe el nombre de presión parcial. La presión de la mezcla es la suma de todas las presiones parciales. La ley de Dalton es importante para explicar los movimientos del oxígeno y del anhídrido carbónico (CO2) entre el aire atmosférico y los pulmones, entre los pulmones y la sangre y entre la sangre y las células. La difusión gaseosa es la dispersión gradual de un gas en el seno de otro. De este modo las moléculas de una sustancia se esparcen por la región ocupada por otras moléculas, colisionando y moviéndose aleatoriamente. Este es un proceso muy rápido, y no es necesario un cuerpo por el que difundirse, ya que se difunde también por el vacío. La efusión es la fuga de un gas hacia el vacío por medio de un pequeño orificio o de una membrana porosa, debido a que las moléculas del gas colisionan con más frecuencia con el poro donde la presión es más alta. De este modo, hay más moléculas que pasan de la zona de alta presión a la de baja que al contrario. LEY DE DALTON: Cada componente de una mezcla gaseosa ejerce una presión parcial igual a la que ejercería si estuviera solo en el mismo volumen, y la presión total de la mezcla es la suma de las presiones parciales de todos los componentes. Esta ley es de particular importancia cuando se trata de gases recogidos sobre agua, los cuales están saturados de vapor de agua, o gases húmedos, es necesario acotar que el volumen ocupado por el gas seco y el gas húmedo es el mismo si no varía el recipiente; pero las presiones del gas seco y del gas húmedo son distintas, cumpliéndose la siguiente ecuación. Establece que la presión de una mezcla de gases, que no reaccionan químicamente, es igual a la suma de las presiones parciales que ejercería cada uno de ellos si sólo uno ocupase todo el volumen de la mezcla, sin variar la temperatura. La ley de Dalton es muy útil cuando deseamos determinar la relación que existe entre las presiones parciales y la presión total de una mezcla de gases.1234
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UNIVERSIDAD PRIVADA NORBERT WIENER II.
MARCO TEORICO: En el capítulo anterior tratamos las propiedades generales de los gases, interpretamos las leyes que rigen su comportamiento según la teoría cinética molecular. En esta oportunidad trataremos sobre mezclas de gases y de vapores, en base a ciertas leyes experimentales o empíricas. En la práctica, normalmente los gases se encuentran formando mezclas. A manera de ejemplo citemos las las siguientes mezclas gaseosas: El gas doméstico no es propano puro, pues está mezclado con gases de olores desagradables que se llaman mercaptanos, el gas natural que se encuentra en los pozos petrolíferos. En los procesos industriales, muchas reacciones ocurren en fase gaseosa, por lo tanto al inicio y al final tenemos mezclas gaseosas.5 DEFINICION DE MEZCLAS GASEOSA: Es una mezcla homogénea de dos o más gases, donde cada componente de la mezcla tiene un comportamiento individual, ósea actúa como si estuviera solo, ocupando todo el volumen de la mezcla y a la misma temperatura. Se debe recordar, que una mezcla homogénea existe la misma composición y propiedades en cualquier volumen. Se debe tener en cuenta, que en la mezcla, cada componente ocupa todo el volumen de ella y además hay un equilibrio térmico es, es decir, cada componente se encuentra a la misma temperatura de la mezcla. Las moles de los componentes se encuentran a la misma temperatura de la mezcla. Las moles totales es igual a la suma de los moles de los componentes y la presión total es igual a la suma de las presiones que ejercen las moléculas de cada gas. Sobre la presión total se explicara con la ley de Dalton.6
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UNIVERSIDAD PRIVADA NORBERT WIENER III.
COMPETENCIAS Determinar la masa del hidrogeno que se desprende de la reacción ocurrida entre magnesio y ácido clorhídrico. Interpretar las leyes que gobiernan el comportamiento de los gases ideales. Obtención y determinación de la masa de hidrogeno en una reacción. Difusión de los gases originando mezclas gaseosas y aplicando la ley de los gases ideales.
IV.
MATERIALES Y EQUIPOS: 06 tubos de ensayo con tapón 12 hisopos de algodón 06 soporte universal 06 pinzas para soporte 06 tripodes 06 beaker de 600mL 06 beaker de 100mL 06 probetas de 10mL 06 tubos de vidrios secos 06 pipetas de 10mL 06 globos REACTIVOS: 20cm de cinta de magnesio cortados cada 3cm y pesados HCL 6 molar HCL concentrado Amoniaco concentrado
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UNIVERSIDAD PRIVADA NORBERT WIENER V.
PROCEDIMIENTO: Experimento N° 1: Tomar un globo y pesarlo en la balanza analítica, posteriormente colocarlo en el extremo del tubo de vidrio doblado procurar ajustarlo. Pesar entre 0.5 a 0.6 gramos de magnesio o zinc. En un tubo de ensayo colocar 5ml de HCL concentrado. Cuando la reacción termine retirar el globo con mucho cuidado y amarrarlo de tal manera que el gas no escape. Pesar el globo con el gas. Anotar y comparar con los cálculos estequiométricos. Anotar la reacción química correspondiente. Pesar el globo en la Balanza
Pesar el Zink 0.5 g
En un Tubo de ensayo agregar 5mL de HCl
Se observa liberación del hidrogeno
En un tubo de ensayo zinc más 5ml de HCL
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Pesar el globo con gas y comparar con el peso anterior obtenida sin
Ecuación química ajustada. Zn (s) + 2HCl (aq) → ZnCl2 (aq) + H2 (g) ↑ Experimento N° 2: Tomar un tubo abierto por ambos extremos. El tubo debe estar completo seco por dentro. Empapar dos hisopos de algodón; uno con ácido clorhídrico y el otro con amoniaco. Los hisopos empapados deberán colocarse al mismo tiempo en ambos extremos del tubo de vidrio y mantenerlos firmemente presionados, hasta que aparezca un ANILLO BLANCO en el interior del tubo. En el tubo marque el lugar donde aparece por primera vez el anillo blanco y desde este punto medir la distancia recorridas por los gases. Haga sus cálculos para comprobar la ley de Graham.
Amoniaco
HCl
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Medir la distancia recurrido por los gases el e1 y e2
VI.
RESULTADOS Experiencia 1
2moles
1mol
1mol
1mol
Concentración: 6molar 6moles en 1L.
Con HCl:
Con Zn: 7
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Experiencia 2 √
√
√
=
VII.
√
CONCLUSIONES: En el experimento N° 1 se libera el hidrógeno debido a q es un gas
muy ligero y al reaccionar el ácido con el zinc se crea una sal y el hidrógeno sale liberado. El tubo de ensayo se calienta debido a que la reacción es exotérmica, es decir, con desprendimiento de calor. En el experimento N° 2 se observó una reacción donde se produce cloruro de amonio y aparece como un humo blanco forma anillo que es el cloruro de amonio
VIII.
CUESTIONARIO: 1. Escriba la reacción química que sucede cuando se pone en contacto los dos gases.
NH3 + HCl
NH4Cl
(Cloruro de Amonio)
2. ¿Los resultados experimentales se aproximan a que modelo térmico? ¿Por qué?
Práctico: 8
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Teórico: 65.39g
2g
0.8754g
Xg
Experiencia N°2: Ley de Graham NH3 + HCl
NH4Cl √
√
Práctico
Teórico
3. Si la temperatura y la sección del tiempo fuera diferente, ¿se esperarían resultados diferentes? Si, las proporciones en valores numéricos serían otras.
4. ¿Considera útil el riesgo del tiempo en esta experiencia? Justificar. Si, ya que con el tiempo se podría saber la velocidad de difusión de los
gases, para la segunda experiencia.
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UNIVERSIDAD PRIVADA NORBERT WIENER 5. Calcula la presión parcial del gas A, si se mesclan 2 moles de A, 3 moles de B y 5 moles de C generando una presión total de 3 atmosferas. Parcial = pt xfm A=3x0.2-6 A= 2mol B=3mol C=5mol 10mol
6. Que presión total se generara en un recipiente de 5lts. Si colocamos 2 moles de hidrogeno, 1mol de oxígeno y 5 moles de nitrógeno a 28°C? V=5L
28+273=301
N= H2 =2 O2 =1 N2 =5
7. Se tiene 2 balones de distintos volúmenes, separados y conectados por una llave de cerrada. En un balón de volumen igual a 2 litros tenemos nitrógeno a una temperatura de 25°C 3 atmosferas de presión y en el otro de 3 litros, oxígeno a la misma temperatura y a 1.6 atmosferas presión. Calcula la presión final de todo el sistema después de abrir la llave.
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UNIVERSIDAD PRIVADA NORBERT WIENER 8. En un recipiente de 5 L se introduce 8g de HE, 84g de N2 y 90g de vapor de agua. Si la temperatura del recipiente es de 27°C, calcular : a) La presión que soporta las paredes del recipiente. b) La fracción molar y presión parcial de cada gas. (He=4; O=16; N=14; H=1) Fracción Molar
Presión Parcial
Presión Total
9. Considere una mezcla de gas que se compone de 10kg de oxígeno, 8kg de nitrógeno y 12kg de metano CH4, determine: Fracción de masa de cada componente. Fracción molar de cada componente. Fracción de Masa =0.33kg
=0.4kg
=0.31 11
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=0.31 Moles Totales 0.35mol =0.22 =0.21 =0.55
10. En un matraz de 10L hay 10g de hidrogeno y 64g de oxígeno a 200°C. Calcula la presión total de la mezcla. Datos masas atómicas: H=1, O=16. Solución V1=10L P1=10g P2=64g T1=200°C
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UNIVERSIDAD PRIVADA NORBERT WIENER 11. La velocidad de efusión de un gas X a través de un agujero es 0.25 veces la velocidad de efusión de hidrogeno gaseoso a través de ese mismo agujero, en las mismas condiciones de P y T. ¿Cuál es la masa molecular de X? Dato: masa atómica H=1.
H=1. √
12. Si se coloca 2g de He y 2g de H2 en una ampolla de 15 litros ¿Cuál será la fracción molar de cada gas? Si la ampolla se mantiene a 30°C ¿Cuáles serán las presiones parciales y la presión total? Solución He=2g H2=2g V=15L F. Molar
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REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS 1 2
- http://www.slideshare.net/LOPEZSMILCIADES/mezcla-de-gases-y-cinetica-de-los-gases - http://prezi.com/obl5at6b6gdi/mezcla-de-gases-termodinamica/
3
- http://prezi.com/obl5at6b6gdi/mezcla-de-gases-termodinamica/
4
- http://www.textoscientificos.com/fisica/termodinamica/mezcla-gases
5
- Woofe,Drew H. Quimica general .MC Graw Hill. Tercera edición. 1991.
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Instituto de ciencia y humanidades .quimica análisis y aplicaciones 2008
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