lunes, 21 de noviembre de 2016

PRÁCTICA 05: Determinación de R

TÍTULO: Determinación de R
OBJETIVOS: Medir experimentalmente la constante de los gases R.

MATERIALES:
  • Tubo graduado
  • Tapón agujereado
  • Alambre de cobre
  • Magnesio
  • Ácido clorhídrico comercial
  • Termómetro
  • Vaso de precipitados grande

SEGURIDAD:
  • No usar lentillas al manejar el ácido.
  • Usa gafas de seguridad y guantes para manejar el ácido.
  • El ácido clorhídrico comercial es fumante (desprende vapores de HCl). Evitar inhalarlo. Si es preciso, manejarlo bajo campana de gases o en lugar bien ventilado.
  • El ácido clorhídrico es corrosivo, en caso de contacto con la piel, lavar con agua abundante.

PROCEDIMIENTO:
  1. Pesa uno de los trozos de magnesio en la balanza analítica. Si se aprecia signos de óxido (no está brillante y limpio), introducirlo brevemente en un poco de ácido clorhídrico:agua 1:1 para eliminarlo, enjuagarlo con agua y secarlo con papel antes de pesarlo.
  2. Engánchalo al hilo de cobre.
  3. Llena el vaso de precipitados grande con agua.
  4. Vierte unos 2 mL de ácido clorhídrico concentrado en el tubo graduado.
  5. Llénalo hasta arriba con agua, vertiendo ésta lentamente para evitar en lo posible la mezcla y difusión del clorhídrico concentrado, que, por su mayor densidad, permanecerá en el fondo del tubo.
  6. Coloca el tapón agujereado al tubo, haciendo que el trozo de magnesio enganchado al hilo de cobre quede dentro  del tubo, y fijado por el tapón.
  7. Invierte rápidamente el tubo e introdúcelo en el vaso de precipitados anteriormente llenado con agua.
  8. Deja que la reacción transcurra: el gas liberado se acumula dentro del tubo, desplazando al agua, y posibilitando su medida.
  9. Una vez terminada la reacción, nivel el tubo verticalmente para hacer que el nivel del agua dentro y fuera coincidan. En ese momento, anota el volumen marcado por el gas en el tubo. Anota también la temperatura del agua y la presión atmosférica, que coincide con la del gas del interior del tubo.
  10. Los líquidos pueden tirarse por el desagüe.
  11. Repite el experimento completo con otros dos trozos de magnesio.

TAREAS:
En esta práctica vamos a trabajar con la reacción química que se produce al juntar Magnesio (Mg) y Ácido Clorhídrico (HCl), gracias a ella podremos determinar nuestro valor de R (Constante de los gases).
Al juntar estos dos elementos, se produce una reacción química, donde queda como resultado Cloruro de Magnesio, produciendo a su vez Hidrógeno. Como podemos ver a continuación:
Mg+2HClàMgCl2+H2

Tabla1: Datos para completar la fórmula: PV= nRT



P (mm Hg)
V (mL)
T (°C)
N (mol)
1
746,337
12,6
21
0,000539
2
746,337
13,3
21
0,000514
3
746,337
11,5
21
0,000456



P (atm)
V (L)
T (K)
N (mol)
R
1
0,982
0,0126
294
0,000539
0,0781
2
0,982
0,0133
294
0,000514
0,0864
3
0,982
0,0115
294
0,000457
0,0841
Cálculos:







 Ejemplo:








Media y error de nuestro valor de R:

Nuestro valor de R: 0,083 ±0.04  atm×L/mol×K (No me deja ponerlo en forma de fracción)
Este es nuestro valor de R y su error. 

Comparación con el valor real:

0,083-0,082= 0,001 

Si comparamos nuestro valor de R con el real, podemos observar como el error se encuentra en las milésimas. Concretamente estos dos valores se diferencian en una milésima. 

Evaluación:

Hemos encontrado varias posibles fuentes de error, sobre todo a la hora de tener que obtener los datos:
Problema
Posible solución
El termómetro que hemos usado no era muy preciso, dejando a un lado que a la hora de mirarlo era complicado coincidir con la temperatura exacta, cada vez que lo movíamos o lo sacábamos nos daba un valor diferente entre 20 y 23 ºC. Al final mientras que estábamos haciendo los cálculos miramos que temperatura marcaba y nos salió 21ºC, este fue el dato que utilizamos en los cálculos, lo pusimos en todos los intentos, ya que el agua venía del mismo sitio y había estado expuesta a las mismas condiciones.
Este punto también puede afectar a la hora de hallar la presión, ya que había que restarle a esta la presión que ejercía el vapor de agua a la temperatura a la que se encontrase. De esta manera si no tenemos un dato preciso de la temperatura, tampoco lo tendríamos de la presión de vapor de agua, afectando así también al valor final de la presión.
Si queremos obtener una temperatura más precisa, solo nos hace falta usar un termómetro más preciso. Por ejemplo uno digital. Donde se puede mirar directamente la temperatura, eliminando así la posibilidad de error en la persona que mira que temperatura marca.
También hemos encontrado problema a la hora de medir el volumen que ocupaba el Hidrógeno, ya que al tener que igualar la probeta con el nivel del agua, teníamos que mirar que marcaba a través del cristal del vaso de precipitado. De esta manera no se podía ver claro la cantidad de volumen marcada, y si para verlo lo movías del  nivel de agua, la cantidad variaba.
Pensamos que para evitar este problema se podía utilizar un vaso de precipitado un poco más chico de manera que a la hora de verlo, el nivel del agua este al filo de este y la cantidad marcada se pueda observar desde arriba, es decir, sin mirarlo a través del cristal.
Por último, podemos encontrar problemas a la hora de hacer los cálculos, ya que hay muchos decimales y es muy difícil encontrar el valor justo.
Nosotros hemos intentado que los valores sean lo más precisos posibles, incluyendo cada decimal. Pero de todas formas este punto es muy difícil de conseguirlo perfecto, ya que siempre estará presente el error humano. Y aunque se incluyan los decimales y la calculadora siempre puede haber algún error.

REFERENCIAS:

(2016). Retrieved 20 November 2016, from http://www.vaxasoftware.com/doc_edu/qui/pvh2o.pdf

jueves, 10 de noviembre de 2016

PRÁCTICA 04: Leyes de los gases I

TÍTULO: Leyes de los gases I

OBJETIVOS: Obtener la expresión matemática de una de las leyes de los gases ideales.

MATERIALES:
  • Aparato ad hoc



SEGURIDAD:
  • Usa gafas de seguridad.

PROCEDIMIENTO:
  1. Con la válvula abierta, desplaza el émbolo a una posición intermedia.
  2. Cierra la válvula.
  3. Toma medidas de presión y volumen tanto aumentando como disminuyendo el volumen.
¿Se cambia el procedimiento?

TAREAS:
Tabla: (título)
mL
Presión manométrica(bar)
Presión (bar)
60
0,1
1,113
50
0,2
1,213
40
0,4
1,413
35
0,6
1,613
30
0,8
1,813
20
1,4
2,413
15
2
3,013
10
2,8
3,813
Gráfica:


CONCLUSIÓN:
Podemos concluir lo siguiente: tanto los datos de la tabla, como la representación gráfica, corresponden a la Ley de Boyle de los gases ideales, descubierta en 1662. Edme Mariotte también llegó a la conclusión que Boyle pero no publicó sus trabajos hasta 1676. Por ello en algunos sitios se encuentra esta ley como: Ley de Boyle-Mariotte. Esta ley relaciona el volumen y la presión de una cantidad de gas a una temperatura constante. Concluyendo que: la presión y el volumen son inversamente proporcionales. Si la presión aumenta, el volumen disminuye y si la presión disminuye, el volumen aumenta.
“La ley de Boyle establece que a temperatura constante, la presión de una cantidad fija de gas es inversamente proporcional al volumen que ocupa.”
Con este experimento hemos podido comprobar que esta ley se cumple y que los resultados son los correctos, dado que si buscas la gráfica que representa esta ley, aparece un gráfico muy parecido al que nos ha salido a nosotros. Marcando así la misma tendencia y por tanto validando la ley.


EVALUACIÓN: 
Problema
Posible solución
Uno de los problemas que encontramos fue el de medir cual era la presión de los volúmenes de aire más pequeños, como era el caso de 10mL, 20mL e incluso con 30mL. Ya que al concentrar en esas cantidades el mismo aire que había previamente en 60mL, había que ejercer mucha más fuerza para poder llegar a la cantidad exacta. Lo que podría haber llevado a que mientras que otro compañero mirase la presión, la persona que estuviese ejerciendo la fuerza moviese un poco la cantidad indicada, (estando cansado o ejerciendo más fuerza) y con ella la presión indicada haciendo que esta variase, por lo tanto variando el resultado.
En vez de que una persona tuviese que ejercer la fuerza, ya que hemos visto que es poco exacto, podríamos hacer que una máquina lo hiciese, ya que de esta forma sería más preciso, ejerciendo la misma fuerza y pudiendo controlar el sitio exacto donde había que medir la presión. (Una especie de máquina aplastadora).
Otro de los problemas que podría llevar a variar el resultado sería el siguiente: cuando ejercíamos fuerza indicando la cantidad de volumen necesario, veíamos que al mirar la presión, esta descendía un poco. Creemos que es debido a que al estar unido el manómetro a la jeringuilla, debido a esa unión se podría estar escapando un poco de aire, haciendo así que varíe la presión, ya que hay menos cantidad de aire dentro de la jeringa.
Podríamos hacer unas cuantas pruebas más y si verificamos que es cierto, y que no tiene nada que ver con el 1º problema, se podría mejorar esa unión, teniendo especialmente cuidado de que no haya ninguna fuga por la que pueda escaparse el aire.  

BIBLIOGRAFÍA:
leyes_volumetricas_materia. (2016). Fisicayquimicaenflash.es. Retrieved 27 October 2016, from http://fisicayquimicaenflash.es/mol_calculoq/gases_ideales.htm
Ley de Boyle. (2016). Servicios.encb.ipn.mx. Retrieved 27 October 2016, from http://servicios.encb.ipn.mx/polilibros/fisicoquimica/gases/Ley%20Boyle.htm