1A-INFORME LABORATORIO 1 ICI CAL 2014

GASES Y SUS LEYES

1. OBJETIVO

 Obtener hidrógeno gaseoso a partir de una reacción sencilla y determinar la cantidad de gas obtenida, aplicando las leyes de los gases ideales.

 Determinar la cantidad de masa de metal magnesio que se utilizó para la reacción.

2. FUNDAMENTO TEÓRICO

En nuestra experiencia diaria encontramos la materia como sólido, líquido o gas. Y aunque en muchos casos es difícil ver la materia cuando se encuentra en su estado más desordenado (gaseoso), es importante tener presente que vivimos inmersos en ella (aire).

Los gases difieren significativamente de los sólidos y los líquidos en varios aspectos. Un gas se expande hasta llenar el recipiente que lo contiene, tomando la forma y el volumen de este, son compresibles, difunden con rapidez y fluyen con facilidad.

Algunos elementos y compuestos comunes se encuentran como gases a temperatura ambiente. Entre ellos se pueden citar: He, H2, O2, N2, NH3, CO2 y CH4. Una mezcla gaseosa importante es el

aire, que consiste principalmente de N2, O2 y Ar, y contiene vapor de agua cuando está húmedo,.

Julio Verne, en su obra “La Isla Misteriosa” (1870), pronosticaba: “Creo que el agua se empleará algún día como combustible, que el hidrógeno y el oxígeno que la constituyen proporcionarán una fuente inagotable de calor y de luz”.

Como la cita anterior lo indica, el H2, ha sido reconocido desde hace mucho tiempo como un

combustible muy atractivo. El H2, que es un gas incoloro e inodoro, no tiene un valor energético

muy alto y su combustión produce agua, un subproducto “limpio” sin efectos negativos sobre el ambiente:

H2 (g) + ½ O2 (g)  H2O (g)

No obstante, el H2 no se puede utilizar como fuente primaria de energía porque existe muy poco en

la naturaleza. La mayor parte se produce por descomposición del agua y de los hidrocarburos; esta descomposición necesita energía. En realidad, a causa de la pérdida de calor, se debe utilizar más energía para generarlo, que la que se puede aprovechar al usarlo como combustible. No obstante, en la medida en que están disponibles fuentes de energía muy baratas (como la energía solar), parte de esa energía se podría utilizar para generar H2, el cual se puede transportar y

almacenar.

El H2 también se puede preparar por tratamiento del carbón con vapor sobrecalentado:

Carbón + H2O (g)  CO2(g) + H2(g)

La conversión del carbón (rico en azufre) a H2 es especialmente importante, porque se elimina el

azufre en este proceso, aunque la combustión directa del carbono rico en azufre genera emisiones que son muy dañinas para el ambiente.

El H2 se puede generar también a partir de metano, principal componente del gas natural, por

medio de la siguiente reacción con el vapor de agua: CH4(g) + H2O (g)  CO (g) + 3 H2(g)

para almacenarlo. Por ejemplo, una aleación de hierro y titanio actúa como una esponja y el H2 se

combina con la aleación para formar un polvo plateado fino. El calentamiento del polvo libera al H2

con seguridad, para utilizarlo como combustible. Tales sistemas son mucho más seguros que su almacenamiento como gas líquido.

A nivel de laboratorio, el H2 se obtiene generalmente por electrólisis del agua o por la acción de un

metal sobre un ácido:

2 H2O (l)  2 H2 (g) + O2 (g)

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

Ley general de los gases

En el estudio de los gases, se tiene la ventaja de que muchas de las propiedades son las mismas para todos ellos, lo que permite hacer varias generalizaciones convenientes o “leyes” relacionadas con su comportamiento.

Si el volumen molar (volumen que ocupa un mol de moléculas de gas) es el mismo para todos los gases en condiciones normales de presión y temperatura (CNPT), entonces se puede considerar que este volumen es el mismo para todos los gases, a cualquier temperatura y presión a que sea sometido el sistema gaseoso. 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. Se está relacionando proporcionalmente el número de moles (n), el volumen (V), la presión (P) y la temperatura (T), de la siguiente manera: el producto [P x V] es proporcional al producto [n x T]. Para establecer una igualdad se debe añadir una constante (R), quedando:

Para conocer el valor de R, la presión deberá ser de 1 atm, el volumen molar de 22,4 L, la temperatura de 273 K y la cantidad de materia de 1 mol.

Gases húmedos

Con frecuencia, es conveniente recolectar gases por desplazamiento de líquidos como el agua. Los gases que se recolectan no están puros, sino que consisten en una mezcla del gas original más el vapor del líquido empleado. En este caso se puede emplear la ley de Dalton de las presiones parciales (“La presión total de una mezcla gaseosa corresponde a la suma de las presiones parciales que cada uno de los gases ejercería si los otros gases no estuvieran presentes”). Si logramos conocer qué presión ejerce el vapor de agua, se puede restar la presión total observada y la diferencia corresponde entonces a la presión total ejercida por el gas original en el recipiente. Matemáticamente, se puede expresar la ley de Dalton de la siguiente manera:

Presión total = presión del gas + presión de vapor del agua

donde Ptotal es la presión total ejercida por el gas húmedo y Pagua es la presión de vapor de agua,

que se obtiene a partir de tablas de presión de vapor de agua (ver en Parte experimental). La reacción química que ocurre en esta experiencia es la siguiente:

3. PARTE EXPERIMENTAL: OBTENCIÓN DE HIDRÓGENO

PROBLEMA: Determinar la masa de magnesio utilizada para preparar gas hidrógeno

 Monte un equipo generador y recolector de gas, como se muestra en el esquema de más abajo:

 En el matraz Erlenmeyer de 125 mL, coloque 20 mL de HCl 1:1

 Mida la temperatura del agua en la cubeta: ésta corresponderá a la temperatura del hidrógeno desprendido y recibido en la probeta invertida.

 Prepare un cronómetro para medir el tiempo que se demora en reaccionar.

 Introduzca un trozo de cinta de magnesio (de aproximadamente 1 cm) en el matraz Erlenmeyer y tape inmediatamente con un tapón horadado, el cual se conecta con una manguera que se introduce previamente en la probeta de 50 mL, invertida y llena con agua. A través de la manguera comenzarán a salir burbujas de gas que se recogerán en la probeta invertida.

 Cuando todo el magnesio haya reaccionado (cese de burbujeo), mida el volumen de hidrógeno desprendido en la probeta y expréselo en litros.

 Mida, con una regla, la altura de la columna de agua de la probeta, desde el nivel del agua de la cubeta hasta la parte inferior del volumen de hidrógeno desprendido.

 En la tabla siguiente, proceda a leer la presión de vapor del agua, a la temperatura del experimento:

Temperatura (ºC)

Presión de vapor del agua (mm Hg)

Temperatura (ºC)

Presión de vapor del agua (mm Hg)

15 12,79 21 18,60

16 13,63 22 19,80

17 14,35 23 21,00

18 15,48 24 22,40

19 16,50 25 23,70

20 17,50

 Complete las tablas de datos y resultados.

 NOTA: repita el experimento ahora, preparando la solución de HCl en proporción de 2vol de agua y1vol de HCl, y mida el tiempo que dura la reacción.

Tabla de datos:

Temperatura del agua = Temperatura del hidrógeno desprendido (ºC) Volumen de hidrógeno desprendido (L)

Altura de la columna de agua = h agua (mm)

INFORME DE LABORATORIO GASES Y SUS LEYES

NOMBRES: ______________________________________________________________ CARRERA: ______________________________________ FECHA: _______________

1. Tabla de datos:

Temperatura del agua = Temperatura del hidrógeno desprendido (ºC) Volumen de hidrógeno desprendido (L)

Altura de la columna de agua = h agua (mm)

Presión de vapor de agua a la temperatura experimental (mm Hg)

Presión atmosférica (mm Hg) 564 mm Hg

Presión de la columna de agua (mm Hg) Ph = hagua x (dagua/dHg)

d Hg 13,6 g/mL

2. Responder las siguientes preguntas:

2.1. Clasifique los reactantes y productos de la reacción, en la siguiente tabla: Reactantes (R) o

Productos (P) SUSTANCIA PURA MEZCLA

Simple Compuesta Homogénea Heterogénea Mg

Solución de HCl Solución de MgCl2

H2

2.2. Utilizando la configuración electrónica del Magnesio, explique por qué cambia su estado elemental por una valencia de +2.

2.4. Explique el tipo de enlace que ocurre en la sal MgCl2.

3.

Tabla de Resultados:

CALCULE LO SIGUIENTE PARA EL H2 SECO:

Presión del H

seco (mm Hg) = P

– P

– P

Los moles

El volumen de H

en condiciones normales

El volumen molar del H

en condiciones normales (0°C y 1 atm)

Los gramos de hidrógeno :

4.

Responda las siguientes preguntas:

4.1. ¿Qué ley utiliza para determinar la presión del hidrógeno?

4.2. Escriba el enunciado del Principio de Avogadro.

4.3. ¿Podría afirmarse que en el espacio de la probeta donde hay Hidrógeno y vapor de agua hay el mismo número de partículas?

4.4. ¿Qué es el volumen molar? ¿Cómo se determina?

4.5. ¿Cuál de las leyes utilizaría para determinar la cantidad de hidrógeno que se ha desprendido?

5.

OPTATIVO: Preguntas de mayor complejidad

Determine a partir de la ecuación química de la reacción, la masa de magnesio que se

utilizó al comienzo de la reacción.

g/mL; MM=36,5 g/mol

6. CONCLUSIONES

Deduzca las conclusiones de este trabajo, en base a las preguntas del cuestionario y a los

objetivos de la experiencia:

1. De la obtención de hidrógeno.

2. De la cantidad de sustancia obtenida.