informe nº 9-química general a1

PRÁCTICA Nº 9 Determinación de la masa equivalente Estequiometría y Volumen molar

1

RESUMEN

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


2

INTRODUCCIÓN 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.


3

PRINCIPIOS TEÓRICOS

MASA EQUIVALENTE

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.

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

H2 + Br2 → 2HBr

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).

PE=Peso Atómico / Valencia

m-eq (H2)=1; m-eq (O2)=8; m-eq (Cl2)=35.5

m-eq = PA Val


4

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

DE COMPUESTOS QUÍMICOS

Para calcular la masa equivalente de los compuestos químicos debemos tener en cuenta la

función química a la cual corresponde

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

Los ácidos al ionizarse no liberan

necesariamente todos los hidrógenos

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.

Grupo IA : Val=1 Grupo IIA : Val=2 Grupo IIIA : Val=3


5

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

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

m-eq = Masa molar Θ


6

La forma práctica para calcular el peso equivalente de un hidróxido o base es

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

Ca + ½O2 → CaO

16 g → 56 g

8 g → m-eqg

m-eq (CaO) = 28

A continuación se presenta una forma sencilla de calcular la masa equivalente de los óxidos

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.

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



m-eqg (óxido)= m-eqg (metal) + PE(O2)


7

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+nAn

-m, entonces

Donde la masa equivalente del catión y del anión se determina así

M+n=catión m-eqg =PA / n

A-m=anión 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)

m-eq (MmAn)= m-eq (M+n) + m-eq (A-m)


8

Resolución

H+1NO-13(ac) + Ca+2(OH)-1

2(ac) → Ca+2(NO3)-12(ac) + H+1

2O-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 → N0

2 + Cu0 + H2O

Formando las semirreacciones PF = 79.5 PF = 17

Cu+2º + 2e- → Cu0 (red) 2N-3H3 → 6e- + N02(ox)

gana cede

1 mol → 2 mol e- 2 mol → 6 mol e-

79.5 g → 2 mol e- 2 x 17 g → 6 mol e-

m-eq → 1 mol e- PE → 1 mol e-

m-eq (CuO) = 79.5/2 = 39.75 m-eq (CuO) = 2 x 17/6 = 5.67


9

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:

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 = n x Θ # Eg-g = W/(Masa molar/ Θ) # Eg-g = W/PE

1 Eg-g = (m-eq)g


10

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 + H2 → MgH2

Relación

de PE

12 1 13

Relación

en Masa

24 g 2 g 26 g

#Eq-g 2 Eq-g 2 Eq-g 2 Eq-g

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)

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.

WA/PE(A) = WB/PE(B) = WC/PE(C) = WD/PE(D)


11

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:

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: Donde: Pg.s = Presión de gas seco

La presión de vapor del agua o la tensión de vapor (PvºC) sólo depende de la temperatura.

gas húmedo(g.h) = gas seco(g.s) + vapor

Pg.h = Pg.s + Pvapor


12

Pv = H.R./100 x PvºC

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:

representa Pv

ºC → 100%

Pv → H.R

H.R. = Pv / PvºC x 100

º C mmHg º C mmHg

12 10.5 22 19.8

13 11.2 23 21.1

14 12.0 24 22.4

15 12.8 25 23.8

16 13.6 26 25.2

17 14.5 27 26.7

18 15.5 28 28.4

19 16.5 29 30.0

20 17.5 30 31.8

21 18.7 31 37.7


13

ESTEQUIOMETRÍA

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).


14

VH2= VN2 =VNH3 3 1 2

nH2= nN2 =nNH3 3 1 2

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: La relación de moles es:

VH2/90 = VN2/30 = VNH3/60 nH2/12 = nN2/4 = nNH3/8

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 : 3H2(g) + 1N2(g) → 2NH3(g)

Relación de Moles : 3 moles 1 mol 2 moles

Relación de Volumen : 3 volúmenes 1 volumen 2 volúmenes


15

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.

(Litros / mol)

De la ecuación universal tenemos: PV = nRT

Si n = 1 mol V = Vm ó ….(4)

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.).

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).

Vm = V n

Vm0 = 22.4 L / mol

Vm = RT PP Vm = nRT


16

CATALIZADOR

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.


17

¿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.


18

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.

Fe 3H2(g) + N2(g) → 2NH3(g)


19

DETALLES EXPERIMENTALES

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)


20

3. Procedimiento Experimental

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.


21

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.


22

DISCUSIÓN DE RESULTADOS

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………………………………………….. 0.25 g

2. Temperatura del agua en el balón (T)………………... 294 K

3. Presión del vapor de agua……………………………. 18.7 mmHg

4. Presión barométrica…………………………………... 756 mmHg

5. Presión de gas seco: P = (4) – (3)…………………… 737.3 mmHg

6. Volumen del H2 = volumen de agua desalojada…… 195 mL

7. Presión a C.N. P0…………………………………….. 760 Hg

8. Temperatura a C.N. T0……………………………….. 273 K

9. Volumen del H2 a C.N. V0= (P/ P0)( T0/ T)V………. 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) (9)

0.25 g 175.6 mL

Masa equivalente 11207 mL

Masa equivalente = 15.95 g

% de ERROR RELATIVO

El valor teórico de la masa equivalente del Mg = 12.15 g

% 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.

% Error = (Valor teórico – Valor experimental) x 100% Valor teórico


23

CALCULO DE LA MASA EQUIVALENTE DEL Zn

1. Masa del Zn………………………………………….. 0.73 g

2. Temperatura del agua en el balón (T)………………... 292 K

3. Presión del vapor de agua……………………………. 16.5 mmHg

4. Presión barométrica…………………………………... 756 mmHg

5. Presión de gas seco: P = (4) – (3)…………………… 739.5 mmHg

6. Volumen del H2 = volumen de agua desalojada…… 225 mL

7. Presión a C.N. P0…………………………………….. 760 Hg

8. Temperatura a C.N. T0……………………………….. 273 K

9. Volumen del H2 a C.N. V0= (P/ P0) (T0/ T) V………. 204.7 mL

Cálculo de la masa equivalente

Tenemos la siguiente ecuación. CuSO4

Zn(g) + 2HCl(ac) → ZnCl2(ac) + H2(g)

(1) (9)

0.73 g 204.7 mL

Masa equivalente 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.


24

CALCULO DEL VOLUMEN MOLAR

1. Peso del tubo vacío.…………………………………… 27.33 g

2. Peso del tubo mas mezcla…………...……………….... 28.33 g

3. Peso del KClO3 = ((2) – (1)) x 0.875..………………... 0.875 g

4. Peso del MnO2 = ((2) – (1)) x 0.125……………...…... 0.125 g

5. Peso del tubo más KCl + MnO2…...………………….. 27.98 g

6. Peso del O2 experimental = (2) – (5)……….….……… 0.35 g

7. Temperatura del agua en el balón, T………………….. 20º C

8. Presión del vapor de agua a (T):………………………. 17.5 mmHg

9. Presión barométrica…………………………….……… 756 mmHg

10. Presión de gas seco: P = (9) – (8)……………………… 738.5 mmHg

11. Volumen de O2: Volumen de agua desalojada………… 244.4 mL

12. Volumen de O2 a C.N. P0 = 760 mmHg T0 = 273 K

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 48 g

0.875 X g

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


25

15. Cálculo del volumen teórico de O2 a C.N.

KClO3(s) + calor → KCl(s) + 3/2 O2(g)

122.5 g 33.6 L

0.875 Y L

Y = 0.24 L

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 221.2 mL

32 g O2 Vm

Vm = 20224 mL

18. % ERROR RELATIVO: Vm Teórico = 22400 mL

% Error = (22400 – 20224) x 100% = 9.71 % 22400


26

CONCLUSIONES

• 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.


27

RECOMENDACIONES

• 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.


28

BIBLIOGRAFÍA

• 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


29

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+ + Cl-

1 mol de HCl se disocia liberado 1 mol de H, entonces:

HCl → H+ + Cl-

36.5 g de HCl → 1 mol de H

m-eq (HCl) = 36.5

Nº de eq-g = 10.00/ 36.5 = 0.27

b) NaOH


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


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:


30

H2SO4 → H+ + (HSO4)-

1 mol de H2SO4 libera 1 mol de H+, entonces

H2SO4 → H+ + (HSO4)-

98 g de H2SO4 → 1 mol de H+

m-eq = 98

Nº de eq-g = 10.00 g/ 98 = 0.10

f) H2SO4 a (SO4)2-


H2SO4 → 2H+ + (SO4)2-

1 mol de H2SO4 libera 2 mol de H+, entonces

H2SO4 → 2H+ + (SO4)2-

98 g de H2SO4 → 2 mol de H+

m-eq = 49

Nº de eq-g = 10.00 g/ 49 = 0.20

g) H2O a H2


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


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


31

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.

Resolución: desplaza

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


32

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


33

CUESTIONARIO 2 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


34

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

n = 1 mol

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


35

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

informe nº 9-química general a1

Documents