2AM1 Equipo 1 Práctica 1 QM

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INSTITUTO POLITÉCNICO 
NACIONAL. 
Escuela Superior de Ingeniería Mecánica y Eléctrica 
Unidad Ticomán. 
 
Materia: Química Aplicada. 
Profesora: Zapata Díaz Leticia. 
 
Práctica 1 “Ley de difusión gaseosa”. 
 
Integrantes: 
 Almaraz Paulín Lisset Ameyalli. 
 Hernández Falcón Estefania. 
 Herrera Rangel Héctor Francisco. 
 Martínez Guerrero Gonzalo. 
 
Grupo: 2AM1. 
1 de marzo de 2022.
 
 2AM1. 
Práctica 1 “Ley de difusión gaseosa”. 
Objetivo: 
 Determinar las velocidades de difusión de distintos gases y comprobar la Ley de 
Difusión de Thomas Graham. 
Consideraciones teóricas. 
Un gas lo definimos como aquel estado de agregación que carece de volumen y de 
forma propios, bajo ciertas condiciones de temperatura y presión, sus moléculas 
interaccionan débilmente entre sí, sin formar enlaces moleculares. 
La difusión es un proceso físico que se basa en el flujo de partículas de una especie 
química desde una región de mayor concentración de esta especie hacia una región 
de menor concentración. Este proceso ocurrirá hasta que la concentración en 
ambas regiones sea la misma. 
La ley de difusión de Thomas Graham fue formulada en 1829 por Thomas Graham; 
indica que, cuando dos gases se ponen en contacto, se mezclan espontáneamente, 
debido al movimiento de las moléculas de un gas dentro de otro. Este proceso, 
provocado por el movimiento aleatorio de las moléculas, se llama difusión. Graham 
observó que las moléculas con masas más pequeñas se difunden más rápido que 
las pesadas. 
Matemáticamente la ley de difusión de Thomas Graham nos dice que, bajo las 
mismas condiciones de temperatura y presión, la rapidez de difusión de diferentes 
gases es inversamente proporcional al cuadrado de las raíces de las masas 
moleculares. 
𝑉1
𝑉2
=
√𝑀2
√𝑀1
=
√𝜌2
√𝜌1
 
Donde: 
𝑉1 = 𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑓𝑢𝑠𝑖ó𝑛 𝑑𝑒𝑙 𝑔𝑎𝑠 1 
𝑣2 = 𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑓𝑢𝑠𝑖ó𝑛 𝑑𝑒𝑙 𝑔𝑎𝑠 2 
𝑀1 = 𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑚 𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑒𝑙 𝑔𝑎𝑠 1 
𝑀2 = 𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑚 𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑒𝑙 𝑔𝑎𝑠 2 
𝜌1 = 𝐷𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒𝑙 𝑔𝑎𝑠 1 
Otra forma de deducir la velocidad de un gas es mediante la siguiente formula: 
𝑉 = √
3𝑅𝑇
𝑀
 
 
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Donde: 
T= Temperatura absoluta. 
M= Peso molecular. 
R tendrá un valor de 8.314*107Ergios/(mol*k). 
Material: equipos y sustancias. 
 1 Tubo de vidrio. 
 2 tapones de hule. 
 2 Motas de algodón. 
 1 Cronometro. 
 1 Escala graduada. 
 2 Alfileres. 
 1 Pinzas. 
 Ácido clorhídrico (HCl). 
 Amoniaco (NH3). 
Procedimiento. 
1. En esta práctica se medirán las velocidades relativas de difusión de HCl y NH3. 
2. En cada tapón se coloca con un alfiler una mota de algodón y se pone a cada 
una cantidad aproximadamente igual (4 o 5 gotas) de HCl y NH4OH 
respectivamente. 
 
3. Se coloca inmediatamente y a un tiempo los tapones en cada extremo del tubo, 
que deberá estar previamente limpio y seco. Ver figura 1. 
 
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4. En este preciso instante, se comienzan a tomar las mediciones del tiempo hasta 
que en el interior del tubo se observe la formación de un anillo opaco (producto de 
la reacción de los gases difundidos). 
NH4OH → H2O + NH3 
NH3 + HCl → NH4Cl 
 
5. Se señala el centro de dicha capacidad anular antes de que sufra una expansión 
y con la escala graduada se toman las distancias que hay de dicha señal a cada 
una de las motas de algodón. Ver figura 2. 
 
 
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6. Se realizará la experiencia tres veces limpiando para cada una el interior del tubo 
con un papel desechable. 
7. Se anotarán las lecturas en la tabla siguiente: 
 
MEDICIÓN 
 NH3 HCl NH3 HCl 
t X1 X2 V1 V2 
seg. cm. cm. cm./seg. cm./seg. 
1 81 22 14 0.271 0.172 
2 82 22.1 14.7 0.269 0.179 
3 82 21.8 14.7 0.265 0.179 
PROMEDIO 81.666 21.966 14.466 0.268 0.176 
Cálculos / Cuestionario. 
1. Con los datos de la tabla obtenidos experimentalmente, demuestre si se cumple 
la Ley de Graham, es decir si 
2
1
V
V
 experimentalmente es igual a 
1
2
M
M
 
En promedio: 
(NH3) V1= 0.268 cm/s M1=17 g/mol 
(HCl) V2= 0.176 cm/s M2= 36.5 g/mol 
Resolviendo: 
R= 1.5227 ≈ 1.4652 
2. Calcule el % de eficiencia del experimento, recordando que el 100% corresponde 
al valor de la relación 
1
2
M
M
. 
La eficiencia es definida como la relación entre lo obtenido 
experimentalmente y lo obtenido teóricamente. 
Por lo tanto: 
1.5227
1.4652
= 1.03 = 𝟏𝟎𝟑 
3. Si no obtuvo el 100% de eficiencia, indique 3 causas que hayan influido, las que 
considere más importantes. 
 
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1) La medición de las distancias no fue precisa en su totalidad (no se midió 
con total exactitud la distancia entre el algodón y el anillo formado). 
 
2) No se midió el tiempo con absoluta precisión. Esto puede pasar debido a 
que la formación del anillo observado es gradual y el tiempo puede 
contener un margen de error. Ya que las velocidades se calculan tomando 
en cuenta la distancia recorrida en el tiempo cronometrado, estas pueden 
variar y alterar la precisión del experimento en cuestión. 
 
3) Los valores del peso molar de los gases en cuestión fueron redondeados 
al entero más cercano, con excepción del cloro, que se toma el valor de 
35.5 g/mol (estos valores hacen que varíe el cálculo, aunque en menor 
medida que los puntos 1 y 2). 
4. Recordando que el peso molecular del amoniaco (NH3) es de 17 y del ácido 
clorhídrico (HCl) es de 36.5 gr./grmol. ¿el de mayor velocidad debe ser él? 
R= El Amoniaco (NH3). 
5. Comparando la respuesta anterior con los resultados experimentales obtenidos, 
existe o no concordancia 
R=Si existe concordancia. 
6. Según la formula 
M
RT
V
3
 , la velocidad del amoniaco a temperatura ambiente 
(aproximadamente 25ºC) es de 66120 cm/seg. Comparando esta velocidad con la 
obtenida experimentalmente para el amoniaco son diferentes porque: 
a) Hubo errores y fallas experimentales 
b) La velocidad cuadrática media es diferente a la velocidad de difusión 
c) No estamos exactamente a 25ºC. 
Conclusiones. 
Con respecto a esta primera práctica de laboratorio realizada podemos decir que el 
realizar primeramente la experimentación permite crearnos una idea de los 
resultados que se van a obtener teóricamente, pudimos deducir que fórmula para 
calcular la velocidad de difusión resultaba más conveniente según los datos que se 
nos proporcionaban. En la parte experimental pudimos observar la formación del 
anillo y mediante varias mediciones pudimos sacar el promedio de ciertas variables. 
La Ley de Difusión de Thomas Graham resulto de mucha funcionalidad para esta 
práctica, por eso fue esencial revisar primero la parte teórica que sustentaría 
nuestros cálculos. 
Conclusión Lisset Almaraz. 
 
 2AM1. 
Con esta práctica pudimos observar las diferentes velocidades de los gases y que 
estas dependen de su peso molecular, entre más ligeros los gases su velocidad 
será mayor. Pudimos comprobar la ley de Graham tanto teóricamente como 
experimentalmente. Y tuvimos la oportunidad de comparar la velocidad del 
amoniaco (NH3) y el ácido clorhídrico (HCl) siendo el amoniaco el gas con mayor 
velocidad ya que tiene un peso molecular menor que al ácido clorhídrico. 
Conclusión Estafania Hernández. 
Esta práctica me resulto de mucha utilidad porque pudimos ver como calcular de 
manerateórica y experimental las velocidades de difusión, el experimento lo 
repetimos 3 veces para poder sacar el promedio de las respectivas mediciones, 
influyó mucho la Ley de Difusión de Thomas Graham para la parte matemática. 
Conclusión Héctor Herrera. 
Se logró el objetivo de obtener las velocidades de difusión de los gases con los que 
se experimentó, comprobando así la Ley de Difusión de Thomas Graham, realmente 
llegamos a un resultado aproximado al teórico puesto que no se tenían las medidas 
cien por ciento exactas, ya sea en distancia, tiempo, temperatura, presión, etc. Se 
logró de gran manera la observación del anillo opaco formado por los mismos gases 
en el tubo. 
Conclusión Gonzalo Martínez. 
La ley de difusión de Graham fue demostrada en esta práctica, pero debido al 
pequeño margen de error en la medición de las distancias y tiempo registrados, el 
resultado no es preciso en su totalidad, sino que es un valor casi igual al obtenido 
teóricamente. 
Igualmente se comprobó que un gas con menor masa molecular (en este caso NH3) 
tiene una velocidad mayor que un gas con masa molecular mayor (HCl).