Volumen Molar de Un Gas

DETERMINACION DEL VOLUMEN MOLAR DE UN GAS Laboratorio Nº 3 ALUMNOS: ROYBER CHAMORRO CARLOS ARRIETA RAUL DELGADO JUAN DAVID ALARCON 1. INTRODUCCIÓN. Cuando se habla o se trata acerca de sustancias gaseosas resulta conveniente utilizar un término llamado volumen molar, mediante el cual un mol de cualquier gas tendrá el mismo volumen que un mol de otro gas en condiciones normales. La determinación experimental señala que bajo condiciones normales (presión = 1 atmosfera, temperatura = 273.15 K) existe un volumen de 22.4 1/mol. Bajo esta afirmación se puede pensar que es útil para determinar el volumen molar de cualquier otro gas o de cierta sustancia en el que se intentara determinar el volumen molar de manera experimental a condiciones normales.

Experimentalmente, se ha comprobado que el volumen que ocupa un mol de cualquier gas ideal en condiciones normales (presión = 1 atmosfera, temperatura = 273.15 k) es de 22.4 litros. Este valor se conoce como volumen molar normal de un gas. Este valor del volumen molar corresponde a los llamados gases ideales o perfectos, los gases ordinarios no son perfectos (sus moléculas tienen un cierto volumen, aunque sea pequeño) y su volumen molar se aparta ligeramente de ese valor. En el caso de sustancias en estado sólido o líquido el volumen molar es mucho menor y distinto para cada sustancia. El volumen molar de una sustancia es el volumen de un mol de esta.

3. MONTAJE Y PROCEDIMIENTO

2. FUNDAMENTO TEÓRICO Un mol de cualquier sustancia contiene 6.023 * 1023 partículas. En el caso de sustancias gaseosas moleculares un mol contiene N moléculas. De aquí resulta, teniendo en cuenta la ley de Avogadro, que un mol de cualquier sustancia gaseosa ocupara siempre el mismo volumen (medido en las mismas condiciones de presión y temperatura).

Figura 1. Montaje

REACTIVOS UTILIZADOS  

dióxido de manganeso clorato de potasio

4. DATOS Y RESULTADOS Peso del tubo y su contenido antes de calentar: 24.6 g.

Ahora calculamos el número de moles con la fórmula.

n

Peso del tubo y su contenido después de calentar: 24.5 g.

PV RT

Peso de dióxido de manganeso: 1.0 g. Peso del clorato de potasio puro: 1.0 g. Volumen de oxigeno producido: 81

ml.

Para 1 g MnO2 y KCLO3

n

(0.965atm)(0.081l ) (0.082atm * l / mol * K )(303.15 K )

Temperatura del agua: 303.15 K. Presión atmosférica: 0.965 atm

n = 0.0031 mol

5. CALCULO

El volumen molar:



V 

Gramos de oxigeno producido.

__

VT n

__

0.081l 0.0031mol

g O2 = g0 - gf  g O2 = 24,6g – 24.5g

V 

 g O2 = 0.1g Se asume que el gas se comporta como un gas ideal, entonces la ecuación que rige el comportamiento de este gas es: PV=nRT Dónde: V: volumen del gas en la probeta T: temperatura del gas R: constante de los gases ideales n: número de moles del

Volumen molar es 26.12 L/ mol

Litros de oxigeno producidos en el experimento, convertidos a las siguientes condiciones 0°c y 760 mm Hg Experimento V = 0.081 L T = 303.15 K P = 0.965 atm Buscar V =?

T = 273.15 K

variaron entre sí. A su vez notamos que a condiciones normales de presión y P = 1 atm temperatura el volumen del gas debe ocupar 24.4 L/mol, no 26.12 L/mol como Tenemos que: se obtuvo experimentalmente, esta variación pudo ser debida a que se PV = nRT hicieron de forma inapropiada las V = nRT / P mediciones correspondientes de la práctica, y quizás también pudo existir (0.0031mol )( 0.082 atm * l / mol * K )( 273.15K ) una temperatura superior. Lo que v 1atm produce una expansión del gas haciendo que ocupe un volumen mayor. v= 0.06 L

Volumen en litros que ocupa un mol de oxígeno a condiciones normales (volumen molar). PVm = RT Vm = RT / P

v

(0.082atm * l / mol * K )( 273.15K ) (1atm)

Vm = 22.4 L/ mol v teórico

% de error del volumen obtenido en el experimento.

molar

% Error = [(VE – VT) / VT]  100% % E= [|22.4 L/mol – 26.12L/mol| / 22.4LL/mol]  100% % E= 16.6 %

Además se observó que el gas o muestra problema actúa como un gas ideal y por lo tanto se pueden aplicar la ley que rige a estos, para el desarrollo del procedimiento de la práctica. El porcentaje de error arrojado por los experimentos para el análisis del volumen molar del oxígeno fue 16.6%, esto supone una importante cercanía con el dato teórico. El método utilizado para determinar el volumen molar de un gas (Oxigeno), representado por los resultados obtenidos, es bastante adecuado dadas las condiciones en que se trabajó, además es posible calcular otras características a partir del procedimiento. La ecuación de gases ideales es fundamental en el análisis de cualquier gas, pues permite estudiar y determinar características y cualidades específicas de gases conocidos o no, a partir de propiedades inicialmente dadas. CONCLUSION

6. ANÁLISIS DE RESULTADOS Después de realizar la práctica anterior de la determinación del volumen molar del (O2) notamos que los resultados

De la práctica de laboratorio determinación del volumen molar de un gas podemos concluir que:

Logramos determinar el volumen molar del gas que se produce de la reacción de dióxido de manganeso y clorato de potasio

7. PREGUNTAS COMPLEMENTARIAS

1. Si el oxígeno no fuera molecular (O2) sino atómico (O), cuál fuera el volumen obtenido a las condiciones ambientales del experimento. R: Si el oxígeno no fuera molecular sino atómico, el volumen se duplica, debido a que los átomos son más pequeños.´

2. Calcule la densidad en g/L de oxigeno gaseoso que obtuvo en las condiciones ambientales del experimento. R: PV = nRT; n = W / M MP = (W / V) × RT;  = W / V

experimental del volumen molar de un gas. La hubiera dado un valor más alto o más bajo que el valor real, explique.

R: En el caso de que el nivel del agua quede por encima del nivel del agua del beaker, se forma una presión hidrostática que se suma a la presión del gas húmedo, lo cual es igual a la presión atmosférica, es decir, la presión del gas húmedo disminuye. El caso contrario, la presión del gas aumenta. 4. Seguramente que el volumen molar bajo condiciones normales que usted obtuvo experimentalmente para el oxígeno no corresponde exactamente al valor de 22.4 L/mol, debido a posibles errores en el método utilizado, escriba tres posibles causas de errores y explique cómo podría mejorar el método experimental utilizado para obtener un valor más exacto del volumen molar. R:

las posibles causas de error son:

1.

Materiales inadecuados, ya que las posibles falla sean las balanzas por exactitud o por inadecuado manejo de los materiales son posibles fallas de error.

2.

Observaciones o apreciaciones de los estudiantes en las mediciones de los niveles del agua, del volumen del gas o simplemente poca exactitud en la lectura de los datos experimentales

3.

Falta de práctica en el uso de los materiales, debido a esto, se pueden presentar mínimas

MP = RT

 = MP / RT  = (32g/mol ×0.965 atm) / (0.082 K  303.13 K)

atm Lt

/mol

Densidad es 1.24 g/L

3. Si en el experimento que se acaba de efectuar, no hubiera igualado los niveles de agua y si el nivel de agua en la probeta hubiera quedado 10 cm más alto que el nivel del agua en el vaso, como se habría afectado su determinación

burbujas de aire que afectan el volumen del gas. Empleando materiales más exactos y apreciación más precisa se podrían obtener valores más exactos.

g KClO3 = g O2  (2 M KClO3) / (3M O2)  g KClO3 = (0.1g  2  122.55 g / mol) / (3  32 g / mol)  g KClO3 = 0.255 g

% KClO3 = (0.255 g / 1 g)  100%  % KClO3 = 25.5% 5. Qué % de KClO3 utilizado por usted en el experimento se le descompuso por calentamiento. R:

M KClO3 = 122.55 g / mol M KCl = 74.55 g / mol Se usaron 1 g de KClO3

BIBLIOGRAFÍA 1. W CASTELLAN, Gilbert. Fisicoquímica. Segunda Edición. Adison Wesley Longman (1998), México. 2. CHANG, Raymond. Quimica general. Editorial McGraw Hill. Mexico, 1999.