Practica Quimica I (Pesos Equivalentes)

República Bolivariana de Venezuela Ministerio del Poder Popular Para la Educación Superior Universidad Nacional Experimental Politécnica “Antonio José de Sucre” Vice Rectorado – Puerto Ordaz Cátedra: Laboratorio de Química I Sección: L11

Pesos Equivalentes

Profesor:

Integrantes:

Alexis Bocarruido

Erwin Alfonzo C.I: 22.822.847 Daniel Moreno C.I: 25.595.144

Ciudad Guayana, junio de 2014

Objetivos  Aplicar los conceptos de peso equivalente en óxido-reducción y las leyes que rigen los gases ideales para determinar con cálculos estequiométricos el peso equivalente del magnesio, conociendo la temperatura y el volumen del gas hidrógeno.

Fundamento teórico Cuando las sustancias químicas reaccionan para formar compuestos, en esencia lo que sucede es que una de las moléculas (o átomos) de uno de ellos reacciona con una o más moléculas (o átomos) del otro para generar la nueva sustancia, de forma que siempre el cociente entre los números de las moléculas (o átomos) reaccionantes de uno u otro compuesto es un número entero y nunca fraccionario, lo que se conoce como Ley de Proporciones Definidas. Por ejemplo, si el ácido clorhídrico (ClH) reacciona con la sosa cáustica (NaOH) según la reacción siguiente: ClH + NaOH → NaCl+ H 2 O Una molécula de ácido habrá reaccionado con otra de formar dos nuevas moléculas, una de agua (H 2O) y otra (NaCl). En este caso la relación entre el número de reaccionado, no importa la cantidad total de estas de cada

la base (sosa) para de cloruro de sodio moléculas que han compuesto será 1:1.

Si se analiza ahora para el caso de ácido sulfúrico (SO 4H2) reaccionando con la sosa cáustica se tendrá: SO 4 H 2 +2 NaOH → SO 4 Na2 +2 H 2 O Una molécula de ácido reacciona con dos de sosa y por tanto la relación moléculas de ácido/moléculas de sosa es de 1:2. Este argumento de que la relación entre los números de moléculas reaccionantes es siempre un número entero es muy útil para determinar las cantidades totales de moléculas que deben juntarse en una reacción para lograr el, o los productos finales, sin que sobren moléculas de ninguno de los dos compuestos originales, lo que se conoce como reacción estequiométrica. Ahora, una molécula es una entidad muy pequeña, y su conteo físico resulta literalmente imposible en la práctica como para establecer la reacción estequiométrica contándolas, ya que cuando se ponen a reaccionar dos sustancias, aunque las cantidades sean pequeñas, el número de moléculas presentes es muy elevado. Por este motivo en lugar de contar las moléculas se usa una unidad mucho más grande conocida como mol. Un mol de cualquier sustancia tiene siempre una misma cantidad de moléculas: 6,023x10 23 (número de Avogadro), de forma que resultarán iguales en valor, la relación entre los números

de moléculas reaccionantes y el número de moles reaccionantes de las sustancias. El mol queda definido como el peso molecular expresado en gramos. De esta forma un mol de agua, cuyo peso molecular es 18, pesa 18 gramos y a la vez esto significa que 18 gramos de agua tienen 6,023x10 23 moléculas. Asimismo, el peso molecular del fenobarbital que es 232,2, significa que 232,2 gramos de fenobarbital (un mol) tienen 6,023x1023 moléculas. La utilización del mol como unidad para la determinación de la estequiometría química es sumamente práctica ya que sustituye el impracticable conteo de las moléculas, por una unidad fácilmente medible como peso. Tomando en cuenta las dos reacciones de arriba, se puede decir entonces que un mol de ácido clorhídrico reacciona exactamente (de forma estequeométrica) con un mol de hidróxido de sodio (sosa cáustica), mientras que se necesitan dos moles de la sosa para reaccionar con un mol de ácido sulfúrico.

Equivalente químico Hay muchas sustancias que al disolverse se disocian en iones, y a las soluciones de estas sustancias se les denomina comúnmente electrolitos. Así por ejemplo, el cloruro de sodio NaCl al disolverse en agua se disocia en los iones Na y H+ o el ácido sulfúrico SO4H2 que lo hace en los correspondientes (SO 4)+2 y 2H-. Cuando se trabaja con este tipo de sustancias, se puede hacer enfoque solamente en uno de los dos iones del par. Por ejemplo, con los ácidos minerales se toma en cuenta solo el número de iones H+ en la solución y no el resto de los iones. Por lo tanto no es necesario en realidad la cantidad de gramos o moles de ácido presentes; lo que se necesita determinar es la cantidad de moles de H + presentes. El concepto de equivalente químico involucra este tipo de necesidad. El equivalente químico de una sustancia, a veces llamado la fuerza de reacción, es el número de iones univalentes (con valencia 1) necesarios para reaccionar con cada molécula de la sustancia. El ácido clorhídrico tiene equivalente 1 por mol debido a que 1 mol del ion univalente OH - reacciona exactamente con 1 mol de H+ del HCl para formar agua, o un mol de Na + reaccionaría con el Cl- del ácido clorhídrico para formar cloruro de sodio. Por su parte el ácido sulfúrico (SO 4H2) contiene 2 equivalentes por mol porque se requieren 2 moles de OH - para actuar sobre 1 mol de ácido sulfúrico o, de igual, forma se necesitan 2 moles de Na + para reaccionar exactamente con el ion (SO4)+2.

El compuesto Al2(SO4)3 tiene equivalente 6 porque en solución acuosa se obtienen dos iones Al+3 capaces de reaccionar con 6 iones monovalentes tal como Cl- , o el triple ion sulfato (3SO4-2) también reacciona con 6 iones univalentes como el Cl-. El término equivalente químico tiene cierta ambigüedad para el caso de electrolitos con iones de valencia variable como los fosfatos o carbonatos, en los cuales la sustancia puede tener diferentes grados de equivalencia en dependencia del pH de la solución. Por ejemplo el Na 2HPO4 (fosfato disódico) tiene 2 equivalentes/mol y predomina en soluciones de pH alto, mientras el NaH 2PO4 (fosfato monosódico) con equivalente/mol de 1 predomina en las soluciones con pH bajo.

Peso equivalente El peso equivalente de un elemento o sustancia es aquel peso que se combina químicamente con un equivalente de otro elemento o sustancia. El peso equivalente del HCl es del mismo valor que el peso molecular ya que tiene equivalente 1 por mol y reacciona con un equivalente de otra sustancia. El peso equivalente del ácido sulfúrico es su peso molecular dividido por 2 ya que este ácido tiene un equivalente químico por mol de 2 y por tanto necesita dos equivalentes de la otra sustancia para reaccionar exactamente. El peso equivalente o peso de combinación es la cantidad de una sustancia capaz de combinarse o desplazar 1 parte en masa de H 2, 8 partes en masa de O 2, 11,2L de H2 (en condiciones normales) ó 35,5 partes en masa de Cl 2. De este concepto es posible notar que los pesos equivalentes del H 2, O2, Cl2 están establecidos como cantidades estándares de referencia, ya que se combinan con la mayoría de los elementos para formar una gran variedad de compuestos químicos. El peso equivalente se puede calcular con la expresión general siguiente:

Peso Equivalente=

Peso atómico o molecular de la sustancia Número de equivalentes por peso molecular o atómico

Ley del Gas Ideal La ley del gas ideal es una ecuación de estado de un gas hipotético (ideal). Es una buena aproximación al comportamiento de varios gases bajo algunas condiciones. Este gas está formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos. Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura. Experimentalmente, se observa una serie de relaciones entre la temperatura, la presión y el volumen, estas relaciones dieron lugar a la ley de los gases ideales, deducida por primera vez por Émile Clapeyron en 1834. El gas ideal tiene las siguientes propiedades:  Todo gas ideal está formado por pequeñas partículas puntuales (átomos o moléculas).  Las moléculas gaseosas se mueven a altas velocidades, en forma recta y desordenada.  Un gas ideal ejerce una presión continua sobre las paredes del recipiente que lo contiene, debido a los choques de las partículas con las paredes de éste.  Los choques moleculares son perfectamente elásticos. No hay pérdida de energía cinética.  No se tienen en cuenta las interacciones de atracción y repulsión molecular.  La energía cinética media de la translación de una molécula es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas. La ecuación actual del gas ideal es: P∙ V =n∙ R ∙T Donde P es la presión absoluta del gas; V es el volumen del gas; n es la cantidad de sustancia del gas usualmente medido en moles; R es la constante de los gases ideales (0,082 L·Atm/ºK·mol); y T es la temperatura absoluta.

Materiales  Vaso de precipitado de 250ml y de 100ml.  Cilindro graduado de 50ml.  Pinza.  Soporte universal.  Termómetro.  Cordel de pabilo.  Varilla de vidrio.

Reactivos  Cinta de magnesio (Mg) previamente pesada.  Solución de HCl 3N.

Procedimiento Experimental Una vez que el profesor explicó el fundamento teórico del tema principal y suministró los materiales de trabajo, se procedió a iniciar con la práctica asignada. En primer lugar, se llenó completamente un cilindro graduado de 50 ml con agua para luego taparlo con un papel de filtro de un tamaño un poco mayor que la boca del cilindro, de tal modo que no quedaron burbujas en su interior. Posteriormente, se invirtió el cilindro para sumergir su boca tapada en el agua contenida en el vaso de precipitado de 250ml, y después se le retiró el papel de su boquilla utilizando una varilla de vidrio, cuidando de que su contenido estuviese libre de burbujas. Con el peso de la cinta de magnesio asignada ya anotado, se usó el cordel de pabilo para atarla y sumergirla en el vaso, desplazándola con la varilla de vidrio de tal modo que quedó dentro del cilindro graduado. Luego se añadió 20ml de HCl 3N al agua contenida en el vaso de precipitado, iniciando así una reacción en la que se hizo visible el desprendimiento de hidrógeno en el cilindro. Al completarse la reacción, se leyó el volumen de hidrógeno recogido dentro del cilindro y se midió el desnivel de agua con una regla. Para finalizar, se sumergió un termómetro en el agua del vaso de precipitado, quedando el bulbo lo más cercano posible de la boca del cilindro, para obtener la temperatura y la presión de vapor de agua a dicha temperatura.

Datos teóricos y experimentales: Tabla de datos teóricos. Presión barométrica o de trabajo (mmHg)

755,39

Presión de vapor de agua (mmHg)

33,70

Densidad del agua (g/ml)

0,99537

Densidad del Hg (g/ml)

13,53

Peso equivalente del Mg (g/eq) Tabla de datos experimentales.

Peso de Mg (g)

Volumen de H2 (ml)

Altura de Columna (cm)

Temperatura (ºC)

0,0138

15

13

31

Resultados 1) Presión parcial del Hidrógeno (presión del gas “seco”). Para calcular la presión de hidrógeno, es necesario aplicar un concepto conocido como Ley de Dalton, el cual consiste en establecer una relación algebraica entre las diferentes presiones presentes en el experimento, es decir, la presión barométrica (Patmf), la presión de hidrógeno (P H2), la presión del vapor de agua (PvaporH2O) y la presión que ejerce la altura de agua en la práctica (P hagua), la cual es de 13 cm. Para efectos del experimento la presión barométrica es igual a 755,39 mmHg y la presión del vapor de agua a la temperatura del laboratorio (31ºC) es igual a 33,70 mmHg. De esta manera se establece la siguiente igualdad. Patmf =P H + PVapor H O + Ph 2

2

agua

Despejando la presión de hidrógeno que se desea hallar:

PH =P atmf −P Vapor H O −Ph 2

2

agua

Debido a que la presión barométrica y la presión de vapor de agua están determinadas en mmHg, es necesario realizar un factor de conversión al valor de la presión de altura de agua, de cmH2O a mmHg. Tomando en cuenta que 1mmHg = 1,36cmH2O, entonces: Ph =13 cm H 2 O× agua

1 mmHg =9,55 mmH g 1,36 cmH 2 O

Con el valor de la presión de altura de agua en mmHg, se procede a efectuar el cálculo de la presión de hidrógeno. PH =755,39 mmHg−33,70 mmHg−9,55 mmHg 2

PH =7 12 , 14 mmHg 2

2) Número de moles de hidrógeno obtenido. Para calcular el número de moles de hidrógeno obtenido en el experimento, es necesario utilizar la ecuación actual del gas ideal, la cual se puede expresar de la siguiente manera: PH ∙V H =n H ∙ R ∙T 2

2

2

Donde PH2 es la presión de hidrógeno, VH2 es el volumen de dicho gas, nH2 es la cantidad de sustancia del gas en moles, R es la constante de los gases ideales (0,082 L·Atm/ºK·mol) y T es la temperatura absoluta. Debido a que, según la ecuación de los gases ideales, la presión de hidrógeno debe estar expresada en Atmósfera, es necesario hacerle un factor de conversión de mmHg a Atm. Tomando en cuenta que 1Atm = 760 mmHg, entonces:

PH =712,14 mmHg× 2

1 Atm =0,93 Atm 760 mmHg

Asimismo, la temperatura debe estar expresada en grados Kelvin, por lo que también es necesario convertir los 27ºC medidos a ºK, sumándole 273. T =27 ℃

T =27+273=300 ° K Como el volumen de hidrógeno medido está expresado en mililitros, se debe convertir a litros para satisfacer las unidades con las que trabaja la ecuación de los gases ideales. Así que, tomando en cuenta que 1L=1000ml. V H =15 ml × 2

1L =0,015 L 1000 ml

Con el valor de la presión de altura de hidrógeno en Atm, la temperatura en ºK y el volumen de hidrógeno en L, se procede a efectuar el despeje de nH2 de la ecuación de los gases ideales, para posteriormente calcular el número de moles de hidrógeno obtenido en el experimento. nH = 2

nH = 2

PH ∙ V H R∙T 2

2

0,93 Atm ×0,015 L Atm∙ L 0,082 × 300° K ° K ∙ mol

n H =5,67 ×10−4 mol H 2

2

3) Número de moles de ión hidrógeno. 4) Número de equivalentes de gramo de hidrógeno y del magnesio. Mg+2 H Cl → Mg Cl 2 + H 2

−¿ Mg → Mg +2 +2 e¿ 0

−¿ → H 2 +¿−2 e¿ 2 H¿ 1 molHg=2 Equivalentes de Mg 1 mol H 2=2 Equivalentes de H 2

nEqMg=¿ H 2

+¿ +¿=2 Equivalentes de H ¿ 1mol H ¿

¿ H 2=5,67 ×10−4 mol H × 2

2 Eq H 2 1mol H 2

−3

¿ H 2=1,134 ×10 Eq H 2 ¿ H 2=nEqMg=1,134 ×10−3 EqMg

5) Peso equivalente del Mg. μMg =

mMg 0,0138 g = nEqMg 1,134 ×10−3 EqMg

μMg =12,16 g / EqMg 6) Error mediante la comparación del Valor experimental con el valor teórico (12,15g/Eq). Ea μ =μ Mg Mg

EXPERIMENTAL

−μ Mg

TEÓRICA

Eaμ =12,16 g / EqMg−12,15 g/ EqMg Mg

Eaμ =0,01 g /EqMg Mg

E rμ = Mg

E rμ = Mg

Ea μ μ Mg

Mg

×100

TEÓRICA

0,01 g/ EqMg ×100 12,15 g/ EqMg

E r μ =0,082 Mg

Discusión de resultados Después de analizar el fundamento teórico de la práctica, así como los resultados obtenidos de ésta, se pudo confirmar que los gases ideales son aquellos cuyas moléculas no interactúan entre si y se mueven aleatoriamente, comportamiento que presentan la mayoría de los gases en condiciones normales y estándar. Por ende, un gas ideal mantiene su comportamiento característico a pesar del cambio que pueda experimentar en algunas variables de estado, tales como la temperatura, la presión y el volumen. Por esta razón es que, a través de la Ley de Boyle y la Ley de Charles se puede identificar cuando un gas es ideal. Para el caso de la Ley de Boyle, se logró confirmar experimentalmente su veracidad al realizar exitosamente su actividad, la cual consistió en comparar los valores obtenidos del volumen del agua contenida en una probeta a una temperatura constante, sometiéndola a distintos niveles de presión mediante una bureta con ¼ de su volumen con agua, estando ésta cerrada para garantizar así una variación adecuada de presión. Como se puede observar en la tabla de resultados obtenidos en este experimento, el primer procedimiento se realizó igualando los niveles de agua en el bulbo y la bureta, siendo así el valor de la altura cero, considerando este dato como el “neutral”. Asimismo, para el segundo se ejerció una menor presión en el agua levantando la bureta, y en el tercero la presión fue mayor al bajarla hasta el fondo de la probeta. La Ley de Boyle establece que, a temperatura y número de moles constantes, el volumen de un gas varia de forma inversamente proporcional a la presión, lo cual coincide con los resultados obtenidos después de hacer los respectivos cálculos de volumen y presión (en el segundo caso, para una menor presión ejercida se obtuvo un mayor valor de volumen, y en el tercer caso, para una mayor presión ejercida se obtuvo un menor valor de volumen). Del mismo modo, comparando la constante de proporcionalidad calculada para cada uno de los casos, se puede apreciar una

variación mínima puesto que fue obtenida de valores experimentales. Teóricamente debe ser constante para cada actividad, y aproximando las cifras significativas se pudo obtener el mismo valor en las tres. En cambio, la actividad realizada para comprobar la autenticidad de la Ley de Charles consistía en calentar un matraz completamente seco en un baño de maría hecho con un vaso de precipitado de 1000 ml durante diez minutos aproximadamente, para luego retirar el matraz, taparlo e introducirlo de forma invertida dentro de otro vaso de 2000 ml con agua, dejarlo allí durante unos minutos para que se igualaran las temperaturas y finalmente sacarlo y medir el volumen del agua que éste debía de contener después de esto, y con los datos de temperatura y volumen obtenidos realizar los respectivos cálculos. Sin embargo, durante el desarrollo de esta práctica, se cometió un notable error al momento de sacar el matraz del agua hirviendo y ubicarlo en el otro vaso de precipitado, puesto que no se tapó bien y por ende hubo problemas al momento de igualar las temperaturas. En ese momento quedaba poco tiempo para que finalizase la clase, así que se repitió el procedimiento rápidamente, esta vez dejando el matraz en el agua hirviendo durante un tiempo menor a 5 minutos, para luego pasarlo al otro vaso sin permitir que las temperaturas se igualaran de forma adecuada, obteniendo así un valor de volumen que condujo a obtener el amplio margen de error de la constante de proporcionalidad que se observa en los resultados. Analizando la igualdad entre las constantes se puede deducir que, de haber realizado la actividad correctamente, el volumen del agua contenida dentro del matraz hubiese sido mayor (entre 200 y 210 ml aproximadamente), obteniendo de esta forma un margen de error mucho más pequeño y cumpliéndose así lo que establece la Ley de Charles, la cual establece que, a una presión y número de moles constantes, el volumen de un gas varia de forma directamente proporcional a la temperatura.

Conclusiones A través de los experimentos realizados, se puede concluir que los gases ideales son aquellos cuyas moléculas no interactúan entre sí, cumpliendo lo establecido en las Leyes de Boyle y Charles. Con respecto a la primera, si la temperatura permanece constante, la velocidad de las moléculas del gas también lo estará, de acuerdo al grado de calor bajo la cual estén sometidas (a mayor temperatura, mayor será la velocidad y viceversa), y por ende es posible establecer que, a un valor de temperatura constante, el volumen del gas sera inversamente proporcional a la presión bajo la cual esté sometido, puesto que la presión solo reduce el espacio de separación entre las moléculas, y éstas todavía no interactúan entre sí. En cambio, para la Ley de Charles, debido a que una presión constante significa que las moléculas tendrán solo un espacio determinado para moverse, al variar su temperatura se incrementa o disminuye su velocidad, es decir, el gas se expande o se contrae, lo cual justifica la teoría de dicha ley de que, a un valor de presión constante, el volumen del gas será directamente proporcional a su temperatura. Asimismo, no todos los gases son ideales, puesto que algunos a pesar de mostrar este comportamiento en su estado normal o estándar, tienden a establecer una interacción entre sus moléculas cuando experimentan algún cambio de variable de estado.

Referencias Bibliográficas Rodríguez, G., Boet, L. y Campos, F (ed). Prácticas de laboratorio de Química I. Versión actualizada, Venezuela: Raquel, P, 2009. Página 63. (2010). Peso Equivalente. [En línea]. Consultado: [15, junio, 2014]. Disponible en: http://www.quimicadelagua.com/Conceptos.Analiticos.Peso.2.html (2012). Peso Equivalente. [En línea]. Consultado: [15, junio, 2014]. Disponible en: http://www.fullquimica.com/2012/04/peso-equivalente.html (2012). Equivalente químico. [En línea]. Consultado: [15, junio, 2014]. Disponible en: http://www.sabelotodo.org/quimica/equivalente.html Prida, K. y García, D. (2010). Ley de los Gases Ideales. [En línea]. Página 2. Consultado: [15, junio, 2014]. Disponible en: http://es.scribd.com/doc/35929355/Ley-de-los-gases-ideales-PV-NRT