Source: https://www.scribd.com/doc/54986018/Informe-N%C2%BA-9-Quimica-General-A1
Timestamp: 2018-02-18 07:17:12+00:00

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Description: Tema: Determinación de la Masa Equivalente y Volumen Molar
Tema: Determinación de la Masa Equivalente y Volumen Molar
Determinación de la masa equivalente Estequiometría y Volumen molar
En el presente informe uno de los experimentos más resaltante hechos en el laboratorio es calcular el volumen molar experimental del oxigeno que se calcula por la siguiente fórmula: Vexp= V.P.T1 /P1.T Donde: P0: Presión a condiciones normales que es 760 mmhg T0: Temperatura a condiciones normales = 273 K T: Temperatura experimental 20 ºC <> 293K V: Volumen experimental que es de 270 mL P: Presión experimental o presión del gas seco, obtenida de la diferencia de la presión del gas húmedo y la presión de vapor. P1: Presión a condiciones donde se está trabajando, en este caso la ciudad de lima, que es de 756 mmHg P2: Presión de vapor que depende de la temperatura que en este caso es de 20 °C, por lo que es 17.5 mmHg (ver cuadro en la pagina 12) Entonces P es igual a: P=P1-P2=756 mmHg - 17.5 mmHg =738.5 mmHg Vexp=270 mL x738.5 mmHg x273 K/760 mmHg x 293 K = 244.4 mL
En el presente informe el alumno aprenderá los conceptos básicos de estequiometria, peso equivalente y volumen molar. Se calculara el porcentaje de error que existe la teoría –experimental, por defecto y por exceso. Los objetivos a cumplir son los siguientes:
• Determinar los pesos equivalentes de los metales (magnesio y zinc)
• Determinar el volumen molar del oxigeno a partir del volumen de agua desalojado, por el gas desprendido en la reacción correspondiente.
• Buscar la relación que existe entre los pesos de la sustancias reaccionantes y de los productos, durante una reacción química de acuerdo a la ley de conservación de la masa.
La masa equivalente o masa de combinación es la cantidad de una sustancia capaz de combinarse o desplazar una parte en mas de H2, 8 partes en masa de O2 ó 35.5 partes en masa de Cl2. De este concepto podemos notar que los pesos equivalentes de H2, O2, Cl2 están establecidos como cantidades estándares de referencia. m-eq (H2)=1; m-eq (O2)=8; m-eq (Cl2)=35.5 Cabe indicar que el H2, O2, Cl2 se toman convencionalmente como elementos de referencia ya que se combinan con la mayoría de los elementos para formar una gran variedad de compuestos químicos.
DETERMINCAIÓN DE MASAS EQUIVALENTES
DE ELEMENTOS QUÍMICOS Considerando el concepto que se dio anteriormente, calculemos el peso equivalente de algunos elementos a manera de ejemplos ilustrativos. Ejemplo Calcule la masa equivalente del bromo PA (Br)=80 uma en base a la siguiente reacción química.
Masa molar=2
Masa molar=160
2 g → 160 g 1g → PE PE(Br2) = 80 De este modo se puede determinar la masa equivalente de los diversos elementos químicos realizando la combinación con elementos cuyo peso equivalente se conoce Existe una forma sencilla de calcular la masa equivalente de los elementos, para ellos se debe conocer el peso atómico (PA) y su respectiva capacidad de combinación, es decir su valencia (Val). m-eq = PA Val 3
PE=Peso Atómico / Valencia
La valencia es una característica de los elementos químicos ya que está relacionada con su capacidad de combinación, por lo general es numéricamente igual al estado de oxidación. Existen elementos que tienen una sola valencia y por ende tendrán un único valor de masa equivalente, tal es el caso de los metales Alcalinos, IA, Alcalinos-Térreos, IIAy Boroides IIIA Grupo IA Grupo IIA Grupo IIIA DE COMPUESTOS QUÍMICOS Para calcular la masa equivalente de los compuestos químicos debemos tener en cuenta la función química a la cual corresponde : Val=1 : Val=2 : Val=3
Ácido La masa equivalente de los ácidos representa la cantidad capaz de producir 1 mol de protones (H ) en una ionización. Ejemplo Calcule la masa equivalente del H2SO4 (Masa molar = 98) al disolver este ácido en el agua. •
Masa molar = 98
H2SO4 (ac) → 2H+(ac) + SO4-2(ac) 98 g → 2 mol m-eq → 1 mol m-eq (H2SO4) = 49
ionizarse todos los
presentes en su composición, para determinar el número de hidrógenos ionizables o hidrógenos ácidos se debe realizar la estructura de Lewis. Ejemplo Calcules la masa equivalente del ácido hipofosforoso H3PO2 y ácido fosforoso, H3PO3. Estructura de Lewis para cada ácido. 4
De esto se concluye que los hidrógenos que se ionizan pertenecen al enlace H – O - , el cual es muy polar. A continuación se señala la forma práctica para calcular la masa equivalente de ácidos m-eq = Masa molar Θ Donde Θ = Nº de H+ ionizables En ácidos orgánicos el H+ ionizable está unido al oxígeno del grupo carboxilo (-COOH).
Hidróxido La masa equivalente de los ácidos representa la cantidad capaz de producir por disociación 1 mol de ion hidróxido, OH–. Ejemplo Calcule la masa equivalente de NaOH(PF=40 uma) Resolución
Masa molar = 40
NaOH (ac) → OH– (ac) + Na+(ac) 40 g → 1mol m-eq (NaOH) = 40 5
La forma práctica para calcular el peso equivalente de un hidróxido o base es m-eq = Masa molar Θ Donde Θ = Nº de OH– generados en la disociación.
Óxido La masa equivalente de un óxido es aquella cantidad que se produce a partir de 8 partes de masa de O2. Ejemplo Calcule la masa equivalente del siguiente óxido: CaO Resolución
Masa molar = 32 Masa molar = 56
½O2 16 g 8g
CaO 56 g m-eqg
m-eq (CaO) = 28 A continuación se presenta una forma sencilla de calcular la masa equivalente de los óxidos m-eqg (óxido)= m-eqg (metal) + PE(O2)
Sales Similar que en el caso de óxidos, para calcular la masa equivalente de las sales se divide la masa molar entre la carga neta del catión. m-eq = Masa molar Θ Donde Θ = carga neta o total del catión. Ejemplo Determine el peso equivalente del NaCl (Masa molar = 58.5 uma) Resolución Na+1 Cl m-eq = 58.5/1 = 58.5
La masa equivalente de una sal se puede calcular también sumando la masa equivalente del catión y anión. Ejemplo Calcule la masa equivalente del carbonato de calcio, CaCO3. Resolución m-eq (CaCO3) = m-eq (Ca+2) + m-eq (CO3-2) m-eq (CaCO3) = 40/2 + 60/2 = 50
De estos ejemplos podemos deducir que no se considera los subíndices del catión ni del anión en el cálculo de la masa equivalente de la sal. Sea la sal Mm An , entonces m-eq (MmAn)= m-eq (M ) + m-eq (A ) Donde la masa equivalente del catión y del anión se determina así M =catión A =anión
-m +n +n -m +n -m
m-eqg =PA / n m-eqg =Masa molar o PA / m
Se emplea el peso atómico (PA) si es el ión monoatómico.
EN REACCIONES QUÍMICAS ¿Cómo determinar el peso equivalente de las sustancias químicas que participan en una reacción química? En primer lugar se debe identificar el tipo de reacción, es decir si es redox, metátesis, etc; ya que el peso equivalente de una sustancia no es única, en muchos casos toma distintos valores, por ellos la necesidad de reconocer la reacción en la que participa.
Reacciones de metátesis (no redox) Reacciones en donde no hay variación del número de oxidación, se les llama también reacciones de doble desplazamiento. Ejemplo Calcule el peso equivalente del ácido nítrico, HNO3, en la siguiente reacción de neutralización HNO3(ac) + Ca(OH)2(ac) → Ca(NO3)2(ac) + H2O(l) 7
PRÁCTICA Nº 9 Resolución
Determinación de la masa equivalente Estequiometría y Volumen molar H+1NO-13(ac) + Ca+2(OH)-12(ac) → Ca+2(NO3)-12(ac) + H+12O-2(l)
Se observa que 1 mol de HNO3(63 g) es capaz de producir 1 mol de H+ : PE(HNO3) = 63/1 = 63
Reacciones redox Reacciones en donde hay cambio en el número de oxidación, por lo cual existe pérdida y ganancia de electrones. La masa equivalente de las sustancias químicas esta íntimamente relacionada con el número de electrones involucrado en el proceso. La masa equivalente del agente oxidante es aquella cantidad capaz de ganar 1 mol de electrones. La masa equivalente del agente reductor es aquella cantidad capaz de ceder 1 mol de electrones. Ejemplo Calcule la masa equivalente del agente oxidante y del agente reductor en la siguiente reacción. CuO + NH3 → Cu + N2 + H2O Resolución Para reconocer al agente oxidante y al agente reductor debemos determinar la carga de cada elemento aplicando las reglas de estado de oxidación ya conocidas. Cu+2O-2 + N 3H+13 → N02 + Cu0 + H2O Formando las semirreacciones
PF = 79.5 PF = 17
Cu+2º + 2e → Cu0 (red)
2N 3H3 → 6e + N02(ox)
1 mol → 2 mol e 79.5 g → 2 mol e m-eq → 1 mol e
→ 6 mol e
2 x 17 g → 6 mol e PE → 1 mol e
m-eq (CuO) = 79.5/2 = 39.75
m-eq (CuO) = 2 x 17/6 = 5.67
EQUIVALENTE – GRAMO (Eq - g)
La masa equivalente o equivalente químico no tiene unidades, por ellos es necesarios atribuirle una unidad: el gramo. Surge así el concepto de equivalente – gramo, por lo tanto: 1 Eg-g = (m-eq)g Esto significa que un equivalente-gramo de cualquier sustancia es igual a su peso equivalente expresado en gramos. Ejemplo 1 Calcule la masa de 1 Eg-g de H2, 5 Eg-g de Ca y 0.8 Eg-g de NaOH. Resolución Sabemos según ejemplo anteriores que PE(H2) = 1; PE(Ca) = 20; PE(NaOH) = 40, entonces: 1 Eg-g (H2)= 1g 5 Eg-g (Ca)= 5 x 20g = 100 g 0.8 Eg-g (NaOH)= 0.8 x 40 = 32 g Ejemplo 2 En un frasco de un litro de capacidad se tiene 6.125 g de ácido sulfúrico, H2SO4 al 20% en masa, esta solución se emplea fundamentalmente par neutralizar bases. ¿Cuántos Eq-g del ácido están presentes en el frasco? Resolución Cálculo de la masa del ácido sulfúrico puro y su peso equivalente. WH2SO4 = 20/100 x 612.5 g = 122.5 g PE(H2SO4) = 98/2 = 49 El número de equivalentes-gramo lo calculamos por regla de tres simple 1 Eg-g H2SO4 → 49 g x → 122.5 g
x = # Eg-g H2SO4 = 122.5/49 = 2.5 Eq-g Del ejemplo anterior podemos deducir que si se tiene W gramos de una sustancia pura cuya masa equivalente es una determinada reacción es PE, entonces el número de equivalente-gramo estará dado por # Eg-g = W/PE # Eg-g = W/(Masa molar/ Θ) # Eg-g = n x Θ 9
LEY DEL EQUIVALENTE QUÍMICO
Establece que en una reacción química la masa de las sustancias que reaccionan y la masa de las sustancias producidas son proporcionales a sus respectivas masas equivalentes, es decir se consumen y se forman con igual número de equivalente-gramo. Ejemplo Sea la siguiente reacción de adición o síntesis Mg + Relación de PE Relación en Masa #Eq-g 2 Eq-g 2 Eq-g 2 Eq-g 24 g 2g 26 g 12 H2 1 → MgH2 13
Se observa que en esta reacción de adición se cumple #Eq-g(Mg) = #Eq-g(H2) = #Eq-g(MgH2) Esta relación también se puede plantear así WMg/PE(Mg) = WH2/PE(H2) = WMgH2/PE(MgH2) Se generaliza la ley del equivalente químico. Sea la reacción aA + bB → cC + dD Se cumple #Eq-g(A) = #Eq-g(B) = #Eq-g(C) = #Eq-g(D)
WA/PE(A) = WB/PE(B) = WC/PE(C) = WD/PE(D)
GAS HÚMEDO O GAS RECOGIDO SOBRE UN LÍQUIDO
En la práctica, ciertos gases apolares, como O2, N2, H2, etc, que son obtenidos mediante una reacción química, son recogidos o recolectados sobre agua, mediante la técnica de “desplazamiento de agua”. Esta operación se lleva a cabo con la finalidad de eliminar ciertas impurezas que pudiesen estar mezcladas con el gas, por ejemplo polvo atmosférico, gotas de líquidos en suspensión, etc.
Determinación de la masa equivalente Estequiometría y Volumen molar Un gas húmedo (g.h.) es una mezcla gaseosa donde uno de sus componentes es vapor de un líquido no volátil (generalmente es el agua), que se obtiene al hacer pasar el gas seco a través de éste.
Se evita realizar la recolección sobre agua cuando se trata de gases de moléculas poares(NH3, H2S, SO2, etc) porque debido a su polaridad, éstas se disolverán, locuaz hará que el proceso de recolección no sea eficiente. En este caso se utilizan líquidos apolares como por ejemplo el benceno o tetracloruro de carbono. Veamos la siguiente ilustración:
gas húmedo(g.h) = gas seco(g.s) + vapor
El O2(g) producido durante la descomposición térmica del KClO3(s) se recolecta sobre agua; para ello se llena con el mismo líquido una botella para ser luego invertida dentro del recipiente. Figura a. Conforme se recoge, el gas O2 dentro de la botella desplaza el agua dentro de esta Figura b. Cuando los niveles de agua dentro y fuera de la botella son iguales, la presión en el interior y en el exterior son iguales. Luego: Patm = Presión de gas húmedo (Pg.h.)
Por ley de Dalton, se afirma:
Pg.h = Pg.s + Pvapor
Donde: Pg.s = Presión de gas seco
La presión de vapor del agua o la tensión de vapor (PvºC) sólo depende de la temperatura.
HUMEDAD RELATIVA (H.R.) Se emplea solo para vapor de agua, normalmente para indicar el grado de saturación de vapor de agua en el medio ambiente o en un sistema aislado de aire húmedo. Es la comparación porcentual entre la parcial de vapor no saturado (Pv) y la máxima presión de vapor a una cierta temperatura (PvºC) y se evalúa así:
100% H.R
H.R. = Pv / PvºC x 100 Pv = H.R./100 x PvºC
ºC 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21
mmHg 10.5 11.2 12.0 12.8 13.6 14.5 15.5 16.5 17.5 18.7
ºC 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31
mmHg 19.8 21.1 22.4 23.8 25.2 26.7 28.4 30.0 31.8 37.7
La estequiometría es aquella parte de la Química que enseña a realizar cálculos de las cantidades de las sustancias químicas puras (simples o compuestas) que participan en las reacciones químicas en base a las leyes experimentales que gobiernan a éstas.
PRINCIPALES RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS 1. Ponderal (relación masa-masa). Se realiza en base a leyes ponderales y la relación molar en la ecuación química balanceada. 2. Volumétrica (relación volumen-volumen). Se realiza sólo para sustancias gaseosas, en base a la ley de combinación de volúmenes. 3. Masa-Volumen. Consiste en una simple relación de moles (y por lo tanto la masa) de una sustancia con el volumen de una sustancia gaseosa a cierta presión y temperatura.
LEYES PONDERALES 1. Ley de la conservación de la masa En toda reacción química, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes que se transforman es exactamente igual a la suma de las masas de las nuevas sustancias formadas o productos; por lo tanto, la masa no se crea ni se destruye, solamente se transforma 2. Ley de composición constante (o Proporciones Definidas) Cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto, lo hacen siempre en una relación o proporción en masa fija o invariable. 3. Ley de Proporciones múltiples La razón entre los pesos de un elemento que se combinan con un peso dijo de un segundo elemento, cuando se forman dos o más compuestos, es una razón entre números enteros sencillos, como 2:1, 3:1 ó 4:3. 4. Ley de Proporciones Recíprocas (o pesos de combinación) Las masas de diferentes elementos que se combinan con una misma masa de otro elemento dan la relación en que ellos se combinaran entre sí (o bien múltiplos o submúltiplos de estas masas).
LEY VOLUMÉTRICA DE GAY-LUSSAC (O LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN) A las mismas condiciones de presión y temperatura, existe una relación constante y definida de números enteros sencillos, entre los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química. Ejemplo ilustrativo A las mismas condiciones presión y temperatura vamos a hacer reaccionar H2(g) y N2(g), para obtener amoniaco gaseoso, NH3(g).
La relación de volúmenes es: VH2/90 = VN2/30 = VNH3/60 VH2= VN2 =VNH3 3 1 2
La relación de moles es:
nH2/12 = nN2/4 = nNH3/8 nH2= nN2 =nNH3
En base a datos experimentales similares al ejemplo ilustrativo, concluiremos: La relación del número de moles (coeficientes estequiométricos) nos indica la relación de volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química, a las mismas condiciones de presión y temperatura. Entonces en base a la ecuación química podemos plantear también así
Ecuación química Relación de Moles
3H2(g) 3 moles 3 volúmenes
1N2(g) 1 mol 1 volumen
2NH3(g) 2 moles 2 volúmenes
Relación de Volumen :
VOLUMEN MOLAR (Vm)
Es el volumen que ocupa 1 mol-gramo de un gas a una determinada presión y temperatura. Su valor no depende de la naturaleza del gas, es decir, si se tiene el valor de la presión y la temperatura, se conoce el volumen molar. Vm = V n De la ecuación universal tenemos: PV = nRT P Vm = nRT Vm = RT P
(Litros / mol)
Si n = 1 mol
Como se menciona anteriormente, el volumen molar solo depende de P y T. ¿Cuál es el volumen molar en condiciones normales (C.N.) de presión y temperatura? En condiciones normales el sistema gaseoso presenta una presión y temperatura definida: P0 = 1 atm = 760 mmHg y T0 = 0º C = 273 K Entonces el volumen molar normal será un valor constante, independiente del tipo o naturaleza del gas.
Vm0 = RT0 / P0 = 0.082 . atm .L x 273 K / mol . K x 1 atm Interpretación: A condiciones normales (C.N.).
Vm0 = 22.4 L / mol
A condiciones normales un mol g de tres gases distintos, ocupa cada no 22.4 L (Vm0, volumen molar normal) y contienen igual número de moléculas (un mol de moléculas).
Ciertos agentes químicos (sustancias químicas) que modifican la velocidad de una reacción química o hace factible una reacción se llaman catalizadores. Estos no se consumen durante la reacción química, por lo tanto se recuperan íntegramente al finalizar el proceso químico. Las sustancias químicas que aumentan la velocidad de la reacción o hacen posible una reacción se llaman catalizadores positivos (o simplemente catalizadores) y las que disminuyen la velocidad se llaman catalizadores negativos (o simplemente inhibidores). El efecto o fenómeno producido por catalizadores se llama catálisis.
Catálisis homogénea Un catalizador homogéneo es aquella sustancia química que interviene en la misma fase (o estado físico) que las sustancias reaccionantes.
Catálisis heterogénea Un catalizador heterogéneo está en una fase (o estado físico) distinto a los reactantes, comúnmente como sólido en contacto con reactivos gaseosos o con reactivos en solución líquida, debido a ellos que se les llama también catalizador de contacto. Muchas reacciones de importancia industrial son catalizadas por la superficie de ciertos sólidos, generalmente son metales de transición o sus óxidos respectivos los que son finalmente divididos para aumentar el área o superficie de contacto, por lo tanto aumenta la velocidad de reacción.
¿Por qué un catalizador aumenta la velocidad de una reacción y un inhibidor la disminuye?
En catálisis homogénea, el catalizador positivo disminuye la energía de activación. Esto se debe a que el catalizador modifica el mecanismo de reacción por otro con menor energía de activación y por lo tanto la reacción sigue una ruta más fácil, con el incremento de la velocidad. El inhibidor aumenta la energía de activación, debido a ello la velocidad disminuye considerablemente; esto se debe a que el inhibidor bloquea una de las etapas de la reacción, al reaccionar con una de las especies intermediarias.
En catálisis heterogénea, el catalizador también disminuye la energía de activación, por lo tanto la velocidad se incrementa. El fenómeno catalítico se efectúa en dos pasos:
Adsorción Consiste en la adherencia de partículas de los reactivos (átomos, iones o moléculas) en la superficie del sólido, en ciertas zonas llamadas zonas activas, donde las partículas aumentan su energía potencial, convirtiéndose más activas o más reactivas debido a un reordenamiento de los electrones de valencia.
Deserción Consiste en la salida de las moléculas del producto de la superficie del sólido, por ello las zonas activas quedan libres para ser usadas nuevamente. Veamos un ejemplo ilustrativo para la siguiente reacción catalítica.
1. Aparatos: • • • • • • • • • 1 Balanza 1 Tubo de ensayo 1 Pinza 1 Probeta de 500 ml 1 Colector de vidrio 1 Espátula 1 Termómetro 1 Balón 1 Juego de tapones bihoradado, mangueras, conexiones
2. Materiales: • • • • HCl 1.5 M Mg en virutas Zn en granallas Mezcla de reactivos: 87.53% KClO3(s) y 12.5% MnO2(s)
3.1. Masa equivalente de un metal.
• Instalar el equipo de acuerdo al diagrama • Pesar exactamente con 2 cifras decimales una muestra de Zn o una de Mg. • Colocar en un tubo de ensayo 20 mL de HCl 1.5 M. • Llenar el balón con agua y colocar el tapón de jebe bihoradado conectado a un frasco donde se recoja el agua desalojada. • Llenar la conexión con agua soplando por el otro extremo entre el frasco y el recipiente. Cierre con una pinza el extremo de la manguera que va al frasco, no debe quedar burbujas de aire. • Agregar al tubo de ensayo la muestra pesada y tapar inmediatamente colocando el tapón. Debe estar herméticamente cerrado. • Soltar la conexión final para que se desplace el agua • Al final de la reacción, medir el volumen de agua desalojada. Luego medir la temperatura del agua del balón para determinar su presión de vapor.
3.2. Volumen molar de oxígeno
• Pesa el tubo de ensayo limpio y seco. • Agregar la mezcla entre 0.8 a 1.0 g (pesada por diferencia) al tubo. • Llenar el balón con agua al tope y conectar las mangueras (mantener la manguera de salida de agua por debajo del nivel del agua del balón). • Llenar la conexión con agua soplando por el otro extremo, entre el balón y el frasco. Cierre con una pinza el extremo de la manguera que va al frasco, no debe quedar burbujas de aire. • Proceder a calentar el tubo con la mezcla, soltar la manguera e inmediatamente siga calentando hasta que ya no desprenda más oxígeno, esto se comprueba observando que no cae más agua en el frasco colector. • Dejar enfriar el tubo que contiene KCl y MnO2 en el desecador, para luego pesarlo. • Medir exactamente el volumen desalojado, el cual es igual al volumen de oxigeno desprendido en la descomposición del KClO3, puesto que el MnO2 actúa como catalizador, permanece inalterable y se recupera al final del experimento. • Medir la temperatura del agua del balón, para luego determinar con ésta la presión de vapor del agua, en las tablas.
Según los cálculos obtenidos en las 3 experiencias (la experiencia 1 fue realizada con los 2 metales) se hallan la masa equivalente de los metales y el volumen molar del oxígeno a partir del volumen de agua desalojado por el gas desprendido en la reacción correspondiente.
CALCULO DE LA MASA EQUIVALENTE DEL Mg
1. Masa del Mg………………………………………….. 2. Temperatura del agua en el balón (T)………………... 3. Presión del vapor de agua……………………………. 4. Presión barométrica…………………………………... 5. Presión de gas seco: P = (4) – (3)…………………… 6. Volumen del H2 = volumen de agua desalojada…… 7. Presión a C.N. P0…………………………………….. 8. Temperatura a C.N. T0……………………………….. 9. Volumen del H2 a C.N. V0= (P/ P0)( T0/ T)V……….
0.25 g 294 K 18.7 mmHg 756 mmHg 737.3 mmHg 195 mL 760 Hg 273 K 175.6 mL
Cálculo de la masa equivalente Sabemos que la masa equivalente de un metal es la masa de este; capaz de generar 1.008 de hidrógeno ó 11.207 de H2 a CNPT, con suficiente cantidad de ácido. Tenemos la siguiente ecuación. Mg(g) + 2HCl(ac) → MgCl2(ac) + H2(g) (1) 0.25 g Masa equivalente (9) 175.6 mL 11207 mL
Masa equivalente = 15.95 g % de ERROR RELATIVO El valor teórico de la masa equivalente del Mg = 12.15 g % Error = (Valor teórico – Valor experimental) x 100% Valor teórico % Error = (12.15 – 15.95) x 100% = - 31.20 %; el signo (-) significa que el valor experimental esta 15.95 en exceso respecto del valor teórico, por ello que es mayor. 22
CALCULO DE LA MASA EQUIVALENTE DEL Zn
1. Masa del Zn………………………………………….. 2. Temperatura del agua en el balón (T)………………... 3. Presión del vapor de agua……………………………. 4. Presión barométrica…………………………………... 5. Presión de gas seco: P = (4) – (3)…………………… 6. Volumen del H2 = volumen de agua desalojada…… 7. Presión a C.N. P0…………………………………….. 8. Temperatura a C.N. T0……………………………….. 9. Volumen del H2 a C.N. V0= (P/ P0) (T0/ T) V……….
0.73 g 292 K 16.5 mmHg 756 mmHg 739.5 mmHg 225 mL 760 Hg 273 K 204.7 mL
Cálculo de la masa equivalente Tenemos la siguiente ecuación.
Zn(g) + 2HCl(ac) → ZnCl2(ac) + H2(g) (1) 0.73 g Masa equivalente (9) 204.7 mL 11207 mL
Masa equivalente = 39.96 g % de ERROR RELATIVO El valor teórico de la masa equivalente del Mg = 32.70 g % Error = (32.70 – 39.96) x 100% = - 22.20 %; el signo (-) significa que el valor experimental esta 32.70 en exceso respecto del valor teórico, por ello que es mayor.
CALCULO DEL VOLUMEN MOLAR
1. Peso del tubo vacío.…………………………………… 2. Peso del tubo mas mezcla…………...……………….... 3. Peso del KClO3 = ((2) – (1)) x 0.875..………………... 4. Peso del MnO2 = ((2) – (1)) x 0.125……………...…... 5. Peso del tubo más KCl + MnO2…...………………….. 6. Peso del O2 experimental = (2) – (5)……….….……… 7. Temperatura del agua en el balón, T………………….. 8. Presión del vapor de agua a (T):………………………. 9. Presión barométrica…………………………….……… 10. Presión de gas seco: P = (9) – (8)……………………… 11. Volumen de O2: Volumen de agua desalojada…………
27.33 g 28.33 g 0.875 g 0.125 g 27.98 g 0.35 g 20º C 17.5 mmHg 756 mmHg 738.5 mmHg 244.4 mL
12. Volumen de O2 a C.N. P0 = 760 mmHg
V0= (P/ P0) (T0/ T) V V0 = 221.2 mL 13. Cálculo de la masa teórica de O2 de acuerdo a la reacción: KClO3(s) + calor → KCl(s) + 3/2 O2(g) 122.5 g 0.875 48 g Xg X = 0.342 g 14. Cálculo del % de ERROR EXPERIMENTAL en relación al O2: % Error = (0.342 – 0.35) x 100% = - 2.34 % 0.342
15. Cálculo del volumen teórico de O2 a C.N. KClO3(s) + calor → KCl(s) + 3/2 O2(g) 122.5 g 0.875 Y = 0.24 L 33.6 L YL
16. % de ERROR RELATIVO de O2: % Error = (240 – 221.2) x 100% = 7.83 % 240 17. Cálculo del volumen volar Vm experimental a C.N. 1 mol de O2 = 32 g 0.35 g 32 g O2 Vm = 20224 mL 18. % ERROR RELATIVO: Vm Teórico = 22400 mL 221.2 mL Vm
% Error = (22400 – 20224) x 100% = 9.71 % 22400
La masa equivalente depende de mayormente de la valencia, y esta varia del tipo de compuesto químico. La masa equivalente no posee dimensiones (o magnitud) por ello es que se uso el término de equivalente gramo. El comportamiento de gas ideal se lleva a cabo en sistemas cerrados donde no interactúe con el aire del exterior. La prueba del gas húmedo se da para gases apolares mayormente, pues estos no interactúan con el agua.
• Se deben seguir con mucho cuidado los pasos para hallar tanto la masa equivalente como el volumen molar, ya que el mínimo fallo le puede quitar la característica ideal al gas liberado en la reacción, y los cálculos saldrían erróneos. • • Al momento de retirar el agua mediante el soplo, retirar el agua desalojada pues ese volumen no corresponde al volumen del gas liberado. Tener el conocimiento de las condiciones de presión y temperatura en las cuales se trabajan para así poder, y la presión de vapor que depende de la temperatura, para así realizar mejor los cálculos correspondientes. • Tener cuidado con el tubo de ensayo al momento de calentarlo, ya que puede producir quemaduras y el posible descuido de soltar el tubo y romperlo, impidiendo que se pueda llevar a cabo la experiencia.
• • • • • • • BARROW, Gordon M. Quimica general. Editora Reverté, S.A. 1974 BROWN, T. LEMAY, H. BUSTEN, B. Quimica. La ciencia central. Prentice Hall. Novena edición. 2005. CHANG, Raymond. Quimica general. Editorial Mc Graw - Hill. Novena edición. 2007 EBBING, Darrell. Quimica general. Editora Mc Graw - Hill. Quinta edición 1997 PETRUCCI, R. – HARWOOD, S. Quimica general. Prentice Hall. Octava edición. 2003 UMLAN, Jean – BALLAMA, Jon. Quimica general. Internacional Thomson Editores. Tercera edición. 2000 WITHEN, Kennet – DAVIS, Raymond . Quimica general. Editora Mc Graw – Hill Interamericana. 1998
ANEXOS CUESTIONARIO 1
1. Explicar y determinar la m-eq y el Nº de eq-g de 10.00 g de: a) HCl Según la ecuación química: HCl → H+ + Cl1 mol de HCl se disocia liberado 1 mol de H, entonces: HCl → H+ + Cl36.5 g de HCl → 1 mol de H m-eq (HCl) = 36.5 Nº de eq-g = 10.00/ 36.5 = 0.27
b) NaOH Según la ecuación química: NaOH → Na+ + (OH)1 mol de NaOH produce 1 mol de OH, entonces: NaOH → Na+ + (OH)40 g de NaOH → 1 mol de (OH)m-eq (NaOH) = 40 Nº de eq-g = 10.00 g/ 40 = 0.25
d) NaCl Según la ecuación química: Na1+OH1- + H+1Cl-1 → Na1+Cl-1 + H+12O-2 La reacción es una reacción de metátesis, por lo tanto no varía el estado de oxidación, entonces: m-eq (NaCl) = 58.5 Nº de eq-g = 10.00 g/ 58.5 = 0.17 e) H2SO4 a (HSO4)-
En la reacción química: 29
Determinación de la masa equivalente Estequiometría y Volumen molar H2SO4 → H+ + (HSO4)H2SO4 → H+ + (HSO4)98 g de H2SO4 → 1 mol de H+ m-eq = 98
1 mol de H2SO4 libera 1 mol de H+, entonces
Nº de eq-g = 10.00 g/ 98 = 0.10 f) H2SO4 a (SO4)2En la reacción química: H2SO4 → 2H+ + (SO4)21 mol de H2SO4 libera 2 mol de H+, entonces H2SO4 → 2H+ + (SO4)298 g de H2SO4 → 2 mol de H+ m-eq = 49 Nº de eq-g = 10.00 g/ 49 = 0.20
g) H2O a H2 En la reacción química: H2O → H2 + ½ O2 18 g de H2O → 2 mol de H m-eq → 1 mol de H m-eq = 9 Nº de eq-g = 10.00 g/ 9 = 1.11
h) H2O a O2 En la reacción química: H2O → H2 + ½ O2 18 g de H2O → 1 mol de O m-eq = 18 Nº de eq-g = 10.00 g/ 18 = 0.56
Determinación de la masa equivalente Estequiometría y Volumen molar 2. Explicar por qué en la experiencia el volumen del hidrógeno seco es lo mismo que el volumen del gas hidrógeno húmedo e igual que el volumen del agua desalojada.
El gas hidrógeno es de naturaleza apolar, por lo tanto no interactúa con el agua que es de naturaleza polar. Esto es beneficioso por que así no hay pérdida de volumen. Luego, el gas hidrógeno al ingresar al balón ocupa el espacio ocupado por el agua, por lo que la desplaza debido a la presión ejercida por el gas. Por el volumen de agua desalojada es igual al volumen de gas hidrógeno húmedo e igual al volumen de hidrógeno seco.
3. Demostrar porque la presión medida del gas hidrógeno húmedo es mayor que la presión del gas hidrógeno seco.
El hidrógeno producido durante la reacción se recolecta sobre agua. Conforme se recoge, el gas H2 dentro de la botella desplaza el agua dentro de esta. Cuando los niveles de agua dentro de fuera de la botella son iguales, la presión en el interior y en el exterior es la misma. Luego: Patm = Presión del gas húmedo (Pg.h) Por ley de Dalton (o de las presiones parciales), se afirma: Pg.h = Pg.s + Pvapor. Por ello es que la presión medida del gas hidrógeno húmedo es mayor que la presión medida del gas hidrógeno seco.
4. En un experimento se gastó 0.830 g de un metal divalente y desprendió 432 mL de H2. Calcular la masa equivalente del metal.
0.830 g de M2+ → 432 mL de H2 A condiciones normales de presión y temperatura X g de M2+ → 11200 mL de H2 → X =21.518 = masa molar del metal divalente Entonces, como la carga del metal es +2, entonces su valencia es 2, por lo tanto: m-eq = 21.518 / 2 = 10.76
Determinación de la masa equivalente Estequiometría y Volumen molar 5. Si 4.00 g de O2 seco ocupa 2.80 L a CNPT. ¿Qué volumen ocupará si está húmedo a 30º C y a la presión de 705 mmHg? Suponer que el O2 es gas que tiene comportamiento ideal.
Resolución: A CNPT ( P0 = 760 mmHg, T0 = 273 K): 4.00 g de O2 → 2.80 L de O2 a CNPT Luego: VCNPT = n0RT0 / P0……..(1) Nos piden: V = nRT / P……..(2) Donde T = 30º C <> 303 K ; P = 705 mmHg Tambien: n = n0
Dividiendo (2) / (1) → V= (T/T0) x (P0/P) x VCNPT…….(3) Resolviendo: V = 3.35 L
1. Defina ¿Qué es el volumen molar? Es el volumen ocupado por un mol de cualquier gas. El volumen molar de un gas en condiciones normales de presión y temperatura es de 22,4 litros; esto quiere decir que un mol de una gas y un mol de otro gas ocuparan el mismo volumen en las mismas condiciones de presión y temperatura. El concepto de volumen molar sólo es válido para gases.
2. De haber obtenido alto porcentaje de error, justifique porqué y como podría evitarlo. El porcentaje de error se debe a: A) Se asumió que la presión barométrica era 756mmhg, ya que no se conto con el equipo para medir la presión barométrica. B) Fallas al momento de pesar las sustancias . C) La cantidad de volumen de agua desplazada fue en exceso .
Se puede evitar el porcentaje de error teniendo la presión barométrica medido con el equipo necesario, pesar bien las sustancias y desplazar correctamente la cantidad de agua exacta.
3. De 5 ejemplos de reacciones químicas, donde se obtenga O2. a. 2F2 + 2H2O → 4 HF + O2 b. 12 H2O + 6 CO2 → C6H12O6 + 6 O2 + 6 H2O c. 2 HgO (s) → 2 Hg (l) + O2 (g) d. 2 F2 (g) + 2 Na2O (ac) → 4 NaF (ac) + O2 (g) e. 6 CO2 + 6 H2O → C6H12O6 + 6 O2 33
4. ¿Será necesario descomponer totalmente el KClO3 para la determinación del volumen molar, según la experiencia que se realizó en el laboratorio?
Si, porque al descomponerse totalmente se puede tener un resultado mas cercano al valor teórico, y obtener un menor porcentaje de error.
5. ¿Cuál será el volumen molar de un gas ideal a 25 ºC y 742 mmHg? Resolución: Sabemos que: PV=RTn → V= RTn/ P P = 742 mmHg T = 25° C < > 298K R = 62.4 mmHg.L/mol.K
V: Volumen molar V= (62.4 mmHg.L/ mol.K) x 298 K x 1 mol / 742 mmHg V=25.0 L/ mol
6. ¿Cuál será la densidad del O2 a las condiciones experimentales y cual a las C.N.?
Resolución: •
La masa del O2 experimental es de 0.33. El volumen de O2 experimental es de 270 ml que es igual 0.27L D: densidad D=m/v D=0.33/0.27 D=1.2g/L
A condiciones normales : P: 760 mmHg <> 1 atm T: 0 °C <> 273 K V: 22.4 L 34
PRÁCTICA Nº 9 R: 0.082 atm.L/mol.K
n: m/M
Entonces: m = M.P.V / R.T m = 32 g/ mol 1 atm x 22.4 L / (0.082 atm.L/mol.K) x273K m=32.02 g D: densidad D=m/V → D=32.02 g / 22.4 L D=1.42g/L
7. Tomando como base la reacción siguiente: Fe2O3(s) + 3C(s) → 3CO(g) + 2Fe(s) a. ¿Cúantas toneladas de carbono se necesitarán para reaccionar con 240 Kc de Fe2O3? Fe2O3(s) + 3C(s) → 3CO(g) + 2Fe(s) 160 g de Fe2O3 → 36 g de C 240 Kg de Fe2O3 → X g de C X=54Kg <> 0.054 ton
b. ¿Cuántas toneladas de coque de 96% de pureza se necesitan para reaccionar con una tonelada de mena de Fe que contiene 46% en peso de Fe2O3? Fe2O3(s) + 3C(s) → 3CO(g) + 2Fe(s) 160 g de Fe2O3 → 36 g de C 46 % de 1 ton de Fe2O3 → 96 % de X toneladas de C X = (46 % de 1 ton de Fe2O3/ 160 g de Fe2O3) x (36 g de C/ 96 % ) X = 0.108 ton c. ¿Cuántos kilogramos de Fe podrán formarse a partir de 35 Kg de Fe2O3? Fe2O3(s) + 3C(s) → 3CO(g) + 2Fe(s) 160 g de Fe2O3 → 112 g de Fe 35 Kg de Fe2O3 → X g de Fe X = 24.5
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