Constante Universal De Los Gases "r" 6w1j25

PRACTICA: 5 DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE UNIVERSAL DE LOS GASES R

OBJETIVO: Determinar experimentalmente la constante universal de los gases R y el volumen molar del hidrógeno. PROBLEMA: Manteniendo constantes, Cantidad de materia (n), Presión (P) y Temperatura (T), obtener Experimentalmente la constante universal de los gases R y el volumen molar a condiciones ambientales, a partir de la reacción de Mg y HCl para producir hidrógeno. RESULTADOS. Temperatura ambiente en k: 297.15 K Presión: 0.763atm = 580 mmHg Volumen de aire inicial: 18 mL Volumen final: 42.5 mL Masa inicial de Magnesio (M1): 0.045g Masa final de Magnesio (M2): 0.027 g. CALCULOS 1. Número de moles: m1- m2 = masa del reacción

m=0.045−0.027=0.018 g Mg

n ° moles=0.018 gMg (

1mol )=.7401 x 10−3 mol de Mg 24.32 g

2.- Volumen de H2 recolectado. Volumenf –Volumeni = V H2 Volumen= 24.6 mL 24.6 mL(

1L )=0.0246 L 1000 mL

3.- Presión H2 Patm=P H2O+P H2 despejando PH2 = PH2=Patm-P H2O P H 2 =580 mmHg−22.39 mmHg=557.605 mmHg

1 atm−−−−−760 mmHg .733 atm−−−−−557.605mmHg

4.- Obtener R. De la ecuación de los gases ideales: PV=nRT Despejamos R R=

PV nT

297.15 K −3

(.7401 X 10 mol)(¿)=0.0820 (0.733 atm)(0.0246 L) ¿ R=¿ 5.-Volumen molar

atm∗L mol∗K

Vmolar H 2=

Vmolar H 2=

V H2 n H2

0.0246 L l =33.23 −3 mol .7401 x 10

RESIDUOS: Los productos de la reacción pueden desecharse directamente a la tarja, ya que solo tenemos MgCl2 y H2O. Análisis de resultados: Pudimos observar que nuestros resultado fueron bueno ya que este valor que nos dio fue muy cercano a la constante universal de los gases, pero al hacer nuestra segunda repetición los valores que no dieron se alejaron mucho del valor de la constante asi que no los incluimos en la práctica, esto se pudo deber a que nuestro equipo estaba dañado y hubo fuga de gas al hacer la lectura de presión ya que desde un principio nos dio problemas y al destapar y volver a tapar no nos percatamos de la fuga.

CONCLUSIONES: Arantxa Fernández González Se pudo determinar experimentalmente la constante universal de los gases, dando como resultado el conocimiento de que se puede calcular dicha constante si se conoce la cantidad de moles de reactivos que reaccionaron, el volumen de gas producido y si se mantienen constantes los factores de presión, temperatura y cantidad de sustancia. Joab Sanchez Determinamos experimentalmente la constante universal de los gases R y el volumen molar del hidrógeno. La constante R es una constante universal, esto indica que aplica para todos los gases, y es posible calcularla experimentalmente y apoyándose en la ecuación de los gases ideales, es importante que el experimento se haga con minuciosidad para que el valor de R que se obtenga sea el más cercano posible a 0.082Latm/molK , aunque existen varias unidades en que medir o calcular la constante R. Un gas ideal es un gas hipotético que cumple la ecuación de estado: PV = nRT

Edgar Sánchez En esta práctica determinamos de forma experimental el valor de la constante R , este valor es una constante ya que aunque se cambien los valores (parametros) de presion, moles de reactivos y la temperatura el valor será el mismo. Ahora bien para obtener el valor de cada una de las variables se tiene que hacer de una forma muy cuidadosa para que realmente la constante sea muy aproximado al valor teórico . Esta constante se utiliza para la mayoría sino bien todos los gases, apoyándose de la ecuación de los gases ideales podemos calcular teóricamente temperatura , presion o n , asi que es una constante muy importante. Amairani Sandoval En la práctica realizada obtuvimos el valor de la constante universal R observado desde un ángulo experimental, con esto se llega a la conclusión de que independientemente de los factores que intervengan en los experimentos que se pueden realizar para comprobarla, como bien lo dice su nombre, R es y será una constante, por lo que su valor debe ser siempre el mismo, y ésta al ser universal se puede utilizar en gases; ideal, real u otro.

BIBLIOGRAFIA: 1. David R. Lide; CRC Handbook of Chemistry and Physics; 84TH Edition 2003-2004; CRC Press; Pag. 984. 2. Jensen, William B. J. Chem. Educ. 2003, 80, 731 3. Moss, David B.; Cornely, Kathleen. J. Chem. Educ. 2001, 78, 1260