Universidad De OrienteNúcleo Barcelona, Anzoátegui Unidad de estudio básico Departamento de ciencias Practica Nº3. Determinación del Peso Equivalente de un Elemento Estequiometria Química Profesora: Bachilleres: Yelitza Martinez José Martínez C.I. 25.426.920 Víctor Herrera C.I 22.870.972 Grupo 6 Sección: 14 Barcelona, 31 Marzo 2016 ÍNDICE 1. Introducción…………………………………………………...…3 2. Objetivos………………………………………………………….5 3. Fundamentos teóricos…………………………………………..6 3.1 Peso equivalente………………………………………...............6 3.2 Estequiometria……….…..……………………………………....6 3.3 Mol…………………….…………………………………………...7 3.4 Leyes de los gases………………….……………………...........7 4. Procedimiento experimental………………………………….....10 5. Materiales y equipo……………………………………………....12 6. Tabla de datos………………………………………………….....13 7. Tabla de resultados..................................................................14 8. Discusión de resultados............................................................15 9. Conclusiones.............................................................................16 10. Bibliografía.................................................................................17 11. Anexos.......................................................................................18 2 los gases se comportan en forma más previsibles que los líquidos y sólidos. Sujeta a cambios de temperatura y presión. entre las sustancias participantes . peso molecular). como también determinar el peso atómico y valencia de los elementos químicos .Introducción En toda reacción química existe una proporción de masas. y de la valencia o parámetro propio de cada sustancia para esto se establece el peso equivalente necesario para aplicar la ley del equivalente que nos permite realizar cálculos estequiométricos sin la necesidad de balancear o completar la ecuación química . y las fuerzas de atracción entre sus moléculas son tan pequeñas que cada una se mueve en forma libre y fundamentalmente independiente de las otras. Como resultado de tales estudios se ha llegado a establecer una serie de generalizaciones empíricas que se incluye bajo la denominación de leyes de los gases. Los gases son en diversos aspectos mucho más sencillos que los líquidos y sólidos. por lo que es en este caso donde el estudio y la interpretación de los resultados obtenidos es menos complicada. las cuales describen el comportamiento de dichas sustancias en determinadas condiciones especiales. De los tres estados de la materia.muchas veces como referencia a los elementos . Estas leyes relacionan la cantidad de un gas con 3 . en el estado gaseoso las interacciones entre sus partículas son mínimas.que depende de las masas de las partículas(peso atómico. El movimiento molecular de los gases resulta totalmente aleatorio. En la siguiente práctica reconoceremos las leyes naturales que describen el comportamiento de los gases. Las leyes que norman este comportamiento han desempeñado un importante papel en el desarrollo de la teoría atómica de la materia y la teoría cinética molecular de los gases.hidrógeno o cloro. su volumen. Además determinaremos el peso equivalente del magnesio. Objetivos 4 . temperatura y presión. Calcular la relación estequiometria en una reacción química 5 . Determinar los porcentajes de sólidos totales en el agua. Determinar la dureza del agua y comparar los resultados con los obtenidos del agua destilada. En la mayor parte de los usos. -El peso equivalente de un acido (equivalente gramo de un acido): esta dado por el cociente entre el peso molecular el acido y el numero de hidrógenos presentes. es un término que se ha utilizado en varios contextos en química.1 El peso equivalente tiene dimensiones y unidades de masa. La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados. es la masa de un equivalente. Los pesos equivalentes fueron determinados originalmente de forma experimental. -El peso equivalente de un elemento (equivalente gramo de un elemento): esta dado por el cociente entre el peso atómico de un elemento y su número de valencia. pero (tal como se utilizan ahora) se obtienen de las masas molares. que es una magnitud adimensional. que es la masa de una sustancia dada que: Se deposita o se libera cuando circula 1 mol de electrones Sustituye o reacciona con un mol de iones hidrógeno (H+) en una reacción ácido-base.Fundamentos Teóricos Peso equivalente Conocido como equivalente gramo. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica. Sustituye o reacciona con un mol de electrones en una reacción redox. Estequiometria Es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactantes1 (o también conocidos como reactivos) y productos en el transcurso de una reacción química. 6 . a diferencia del peso atómico. -El peso equivalente de una base (equivalente gramo de una base):es igual al peso molecular de la base dividido por el numero de grupos hidróxido presente. y están determinadas por la ecuación (ajustada) de la reacción. la reacción química es una modificación de los enlaces entre átomos. pero los átomos implicados se conservan. por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman. Leyes de los gases: Las primeras leyes de los gases fueron desarrolladas desde finales del siglo XVII.022x 10 Este número se conoce como Número de Avogadro y es un número tan grande que es difícil imaginarlo. Cantidad de sustancia que contiene el mismo número de unidades elementales (átomos. Por ejemplo si decimos una docena sabemos que son 12. Estos se comportan de forma similar en una amplia variedad de 7 .Principio En una reacción química se observa una modificación de las sustancias presentes: los reactivos se consumen para dar lugar a los productos. moléculas. que implica las dos leyes siguientes: La conservación del número de átomos de cada elemento químico La conservación de la carga total. iones.) que el número de átomos presentes en 12 g de carbono 12. hablamos de un número específico de materia. una centena 100 y un mol equivale a 6. Es una parte fundamental del lenguaje de la química. se podría obtener una fórmula que sería válida para todos los gases. Esto es lo que llamamos la ley de conservación de la masa. en un sistema cerrado. cuando los científicos empezaron a darse cuenta de que en las relaciones entre la presión. Cuando hablamos de un mol. Las relaciones estequiometrias entre las cantidades de reactivos consumidos y productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación. Su comprensión y aplicación son básicas en la comprensión de otros temas. Mol Es uno de los más importantes en la química. el volumen y la temperatura de una muestra de gas. A escala microscópica. etc. a temperatura (T) constante. y encontró una relación muy sencilla entre su volumen y su presión: "El volumen (V) de una masa definido de un gas. es inversamente proporcional a la presión aplicada (P) sobre él". el volumen ocupado por una masa definida de una muestra de gas es directamente proporcional a la temperatura (kelin o absoluta). con una o más de las variables constantes. Para ello utilizó el mismo diseño empleado un siglo antes por Boyle. A presión constante. pero ahora variando la temperatura y manteniendo constante la presión. siempre y cuando su presión se mantenga invariable. Ley de Boyle: Robert Boyle investigó el comportamiento de una cantidad fija de gas sometido a diversas presiones. Ahora las leyes anteriores de los gases se consideran como casos especiales de la ecuación del gas ideal. Ley Combinada: 8 . donde k es una constante de proporcionalidad Ley de Charless: El físico francés Jacques Charles (1763-1823) descubrió la relación existente entre el volumen y la temperatura de un gas.condiciones debido a la buena aproximación que tienen las moléculas que se encuentran más separadas. y hoy en día la ecuación de estado para un gas ideal se deriva de la teoría. Matemáticamente esta ley puede expresarse de la siguiente forma: V=kT donde k es una constante de proporcionalidad. la expresión matemática de esta ley es: V=k(1/P). a presion y cantidad de materia (n) constantes. como se ya se indicó. en la práctica. incluso la ley de Gay Lussac. lo más frecuente es que así suceda. Sin embargo. para averiguar el nuevo volumen que adquiere un gas cuando se modifica su temperatura y su presión. La ley combinada de los gases es una suma de las leyes de Boyle y de Charles. Al final. resulta la ecuación general: ViPiTf=VfPfTi 9 .Las dos primeras leyes pueden utilizarse. pero no cuando ambas variables lo hacen de manera simultánea. Taparlo con la La cinta dentro mano e invertir rápidamente cacerola disuelva en el ácido Introducir Esperar agua desalojado por el Leer Dentro de la Que la cinta se Volumen de hidrógeno en el cilindro Medir 10 . Determinación del peso equivalente del magnesio por desplazamiento de agua: INICIO de magnesio recibida hasta ¾ partes de su Anotar Peso de la cinta Llenar Una cacerola capacidad Colocar 30 ml de HCl 3M en un cilindro graduado De 100 ml Agregar Agua de chorro hasta el borde (hasta que rebose) Colocar del cilindro.Fundamentos Teóricos A. Altura de la columna de agua (presión de la columna de agua) del magnesio por: Buscar Peso equivalente número de moles de hidrógeno desprendido del magnesio por: Buscar Peso equivalente Volumen de hidrógeno desalojado A A Buscar El error del cálculo a partir del peso equivalente teórico limitante reactivos en exceso Buscar Buscar El reactivo Cantidad de (sin reaccionar) Buscar Porcentaje de rendimiento de la reacción FIN 11 . Materiales y equipo Cinta de magnesio Cacerola Cilindro Graduado Agua 12 . 0226 Volumen de hidrogeno formado 0.147 m Temperatura del agua 302 K Presión de vapor de agua 0.0392 atm Presión barométrico 1 atm Peso equivalente magnesio (teórico) 12 g Tabla de resultados 13 .013 lts Altura de la columna de agua 0.Tabla de datos Tabla A: Peso de la cinta 0. 833 22.Tabla A: Métodos de calculo Nro. de mol de H2 desprendidos Volumen de H2 despejados Peso equivalente % desviación Peso equivalente % desviacion 22.297 85.808 14 .780 89. menos masa de Magnesio resultando un Exceso en el resultado. menos volumen. entre otros factores. Si el Magnesio utilizado contiene impurezas no atacables por el HCl.Discusión de resultados El experimento realizado se determino la masa equivalente del magnesio resultando un valor experimental de 22. Como posibles errores se puede decir que: Si se produce una fuga del gas obtenido en el cilindro graduado. resultando un error porcentual de 89.297 g(método 2) (Con ambas técnicas utilizada para determinar la masa equivalente del Mg) siendo el valor real de 12g. Siendo estos algunos de los posibles errores cometidos en el momento de haberse realizado el experimento 15 .808 % respectivamente.833% y 85. Hay menos Presión de Hidrogeno. Este error pudo haber sido por los reactivos del laboratorio los cuales pudieron haber estado vencidos y a pequeños fallos de cálculo que nunca son exactos. la presión atmosférica a la cual fue sometido el experimento en ese instante. la temperatura.780 g (método 1) y 22. como por ejemplo el volumen del gas de hidrogeno. en las proporciones que indica su ecuación balanceada. es decir. Al momento de realizar los cálculos el procedimiento de los moles de H2 desprendidos es más tedioso aunque tomando los decimales completos puede ser igual de preciso y confiable como el del volumen de H2 desalojado. la estequiometria se emplea para conocer los moles de un producto obtenido a partir de un numero conocido de moles de un reactivo. La relación de moles entre reactivo y producto se obtiene de la ecuación balanceada. mientras que otros son recuperados en la reacción 16 . En los cálculos realizados la influencia de la cantidad de decimales es vital para resultados apropiados cercanos al valor teórico Cuando una ecuación química esta balanceada.Conclusiones El procedimiento de cálculo del volumen de H2 desalojado es de procedimiento más corto que el de los moles de H2 desalojado. La presión influye directamente sobre los resultados de la práctica. Generalmente cuando es efectúa una reacción química los reactivos no se encuentran en cantidades estequiometrias exactas. en consecuencia algunos reactivos se consumen totalmente. Bibliografía 17 . 00392.0013 lts) T= TH2O (302 ºK) N= Constante universal de los gases (0.0.08205746 atm∗lts ) mol∗k Despejando moles: PV N= RT 0. H= altura de la columna Despejando PH2: PH2 = Pt -PvH2O . G = Gravedad.08205746 ∗302 k mol∗k N=0. donde: P=Presión de PH2 (0.001 gr de H2 18 .0005 mol de H2 X X=0.E Mg (método 1 ) Balance de Presión en el sistema: Pt= PvH2O + PhH2O + PH2 Pt= Presión total (1atm).0.9660 atm∗0.0392 atm) PH2= Presión del Hidrogeno.9660 atm Calculo de nº de moles H2: PV= RTN.81m/s2*0.44207Kg/ms2 = 1.PhH2O PH2 = (1.000014 atm DH2O= Densidad del agua.000014) atm PH2 = 0.013 Lts N= atm∗lts 0.0005 mol De H2 Masa de H2: 1mol de H2 2 gramos de H2 0.9660 atm) V= Volumen de hidrogeno (0. PhH2O = Presión de la columna de agua= ? PhH2O =DH2O*G*H PhH2O = 1kg/m3*9.147m = 1.44207Pa = 0. PvH2O=Presión de vapor de agua (0.Anexos Calculo de P. 001 gr Calculo de P.E Mg (método 2 ) Volumen de H2 desalojado: Haciendo uso de la ley combinada de los gases: P 1∗V 1 P2∗V 2 = T1 T2 P1: PH2 (0.2lts∗0.0226 gr∗1. 297 g 0.9660 atm) P2: 1 atm T1: TH2O (302 K) T2: 273 K V1: VH2 (0. 011 352 lts 1 atm∗302 k 11.E Mg: P .E: Peso equivalente Despejando P. 780 gr 0. E Mg= 0.013 lts) Despejando V2: V 2= P 1∗V 1∗T 2 P 2∗T 1 V 2= 0. E H 2∗mMg mH 2 P . E Mg= Determinación del % desviación para cada método: 19 .2lts∗mMg V2 11.0226 gr P .013 lts∗273 k =0. E(H 2) mMg: Masa del Magnesio mH2: Masa del Hidrogeno P.008 gr =22. E( Mg) P .mMg m H2 = P .011 352lts P .96 60 atm∗0. E Mg= P . E Mg= =22. E experimental ǀ ∗100 P .297 ǀ ∗100=85 . 808 12 20 .Método 1 Desviacion= ǀP .833 12 Método 2 Desviacion= ǀ 12−22.780 ǀ ∗100=89 . E Teorico−P . E Teorico Desviacion= ǀ 12−22.