Informe de Laboratorio N°5 PDF

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PRÁCTICA Nº 5VOLUMEN MOLAR1. OBJETIVOS:Buscar la relación que existe entre los pesos de las sustancias reaccionantes y de los productos, durante una reacción química de acuerdo a la ley de conservación de la masa. Determinar el volumen molar del oxígeno, a partir del volumen de agua desalojado, por ...

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PRÁCTICA Nº 5 VOLUMEN MOLAR 1. OBJETIVOS: Buscar la relación que existe entre los pesos de las sustancias reaccionantes y de los productos, durante una reacción química de acuerdo a la ley de conservación de la masa. Determinar el volumen molar del oxígeno, a partir del volumen de agua desalojado, por el gas desprendido en la reacción correspondiente. 2. TRABAJO PREVIO Deberá ser presentado hasta un día antes de la sesión de práctica por la plataforma Classroom. a) Defina Volumen molar La noción se emplea para nombrar al volumen ocupado por un mol de una sustancia, utilizándose como unidad de referencia al metro cúbico por mol. A partir de la ley de Avogadro, se desprende que el mol de un gas siempre ocupa el mismo volumen cuando se mantienen las condiciones de temperatura y presión. El volumen molar normal de las sustancias gaseosas es 22,4 litros, estimado con una temperatura de 0º C y una presión de 1 atmósfera. Esto ocurre en todo gas ideal. b) Ley de Dalton La ley de Dalton o también llamada ley de las presiones parciales, indica que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de cada componente. c) Presión de vapor del agua La presión de vapor o presión de saturación es la presión que ejerce la fase gaseosa o vapor sobre la fase líquida en un sistema cerrado a una temperatura determinada, en la que la fase líquida y el vapor se encuentran en equilibrio dinámico. Su valor es independiente de las cantidades de líquido y vapor presentes mientras existan ambas. d) Descomposición Térmica La descomposición térmica , o termólisis , es una descomposición química causada por el calor. La temperatura de descomposición de una sustancia es la temperatura a la que la sustancia se descompone químicamente. La reacción suele ser endotérmica, ya que se requiere calor para romper los enlaces químicos en el compuesto que se descompone. Si la descomposición es lo suficientemente exotérmica , se crea un circuito de

retroalimentación positiva que produce una fuga térmica y posiblemente una explosión u otra reacción química. 3. FUNDAMENTO TEÓRICO: 3.1 ESTEQUIOMETRÍA.- La ley de conservación de la masa, es una de las leyes fundamentales de la química, están incluidas en las relaciones cuantitativas que se realizan entre las sustancias durante los cambios químicos, este estudio se conoce como estequiometría. 3.2 VOLUMEN MOLAR.- Cuando se comparan los volúmenes ocupados por un mol de varias sustancias gaseosas bajo las mismas condiciones de presión y temperatura, se encuentra que dicho volumen es igual a 22,4 L ó 22 400 mL. La cantidad de 22,4 L se denomina "Volumen Molar", y representa el volumen ocupado por un mol de cualquier gas en las condiciones normales, como un mol representa la masa de 6,02 x 1023 moléculas se deduce que se puede usar el volumen molar (Vm) para determinar la masa molecular (M) de las sustancias cuando se encuentran al estado gaseoso. 3.3 CATALIZADOR.- Es una sustancia que en un porcentaje pequeño afecta fuertemente la velocidad de una reacción química. El catalizador por si mismo no es sometido a ningún cambio químico, es alterado físicamente a menudo por moléculas de los reactivos absorbidos químicamente. La mayoría de los catalizadores aceleran la reacción, pero pocos la retardan, los catalizadores pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos. 4. MATERIALES Y REACTIVOS: MATERIALES: 1 Balanza, 1 Tubo de ensayo, 1 Pinza, 1 Juego de tapones bihoradado, mangueras y conexiones, 1 Colector de vidrio, 1 Mechero Bunsen, 1 Espátula, 1 Termómetro, 1 Probeta de 500 Ml, 1 Balón REACTIVOS: Mezcla de reactivos: 87,5 % KClO3(s) y 12,5 % MnO2(s)

5. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

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- Pesar el tubo limpio y seco (dato: 23.15 g) - Agregar la mezcla 1,0 g (pesada por diferencia) al tubo. Manténgalo listo mientras arma todo el equipo tal como se muestra en el siguiente gráfico. - 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. - Conectar todo el sistema y 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 oxígeno 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.

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS ESCUELA DE ESTUDIOS GENERALES ÁREA DE INGENIERÍA QUÍMICA GENERAL PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº 5 VOLUMEN MOLAR 6. REPORTE DE DATOS, OBSERVACIONES Y CONCLUSIONES. Nombres y apellidos

Crisologo Zapata Jean Carlos

Trabajo previo (4 p)

Reporte (8 p)

Sustentación (8 p)

Nota

Alvino Campos Mayori Naysha Novoa Goñe Renzo Patrick Rodriguez Pasiche Grace Maricielo Rojas Estrella Angelo Karin

CÁLCULOS 1. Peso del tubo vacío ..................................... 19.......... g 2. Peso del tubo más mezcla ............................ 20,20.. ....... g 3. Peso del KClO3= ((2) –(1)) x 0,875 ..............1,05 ......... g 4. Peso del MnO2 = ((2) –(1)) x 0,125 ...............0,15 ......... g 5. Peso del tubo más KCl + MnO2 ......................19,68 ........ g 6. Peso del O2 experimental = (2) – (5) ................ 0,52......... g 7. Temperatura del agua en el balón, T ...............28 ....... ºC 8. Presión del vapor de agua a (T): ................760 ......mm Hg 9. Presión barométrica......................................757 mmHg 10. Presión de gas seco: P = (9) – (8) ..............3 ......mm Hg 11. Volumen de O2: Volumen de agua desalojada... 319..mL

12. Volumen de O2 a C.N. Po = 760 mmHg To = 273 K V0 = (P/P0)x(T0/T)x V ......288,18......mL

13. Cálculo del peso teórico de O2 de acuerdo a la reacción: KClO3(s) + calor KCl(s) + 3/2 O2 (g) 122,5 g ..................................... 48 g (3) ......................................... 0,41 g 14. Cálculo del % de ERROR EXPERIMENTAL en relación al O2:

e=

13−6 13

x 100 = ....26.82%

15. Cálculo del volumen teórico de O2 a C.N. KClO3(s) + calor -------- KCl(s) + 3/2 O2

122,5 g ........................................... 33,6 L (3) ........................................... 0,28 L 16. % de ERROR RELATIVO del O2:

e=

15−12 15

x 100 = ....2,92..%

17. Cálculo del volumen molar Vm experimental a C.N. 1 mol de O2 = 32 g (6) ......... (12) 32 g O2 ....................... 149,85mL 18. % de ERROR RELATIVO: Vm teórico = 22 400 mL

e=

22400−17 22400

x 100 = ..99,33.mL

CUESTIONARIO 1) De 5 ejemplos de reacciones químicas, donde se obtenga O2.

3MnO2 → Mn3O4 + O2 ● 2ClO3K → ClO4K + KCl + O2 ● O3 + NO → O2 + NO2 ● O3 + Cl → O2 + ClO ● NO2 + O3 → O2 + NO3

●

2) ¿Cuál será el volumen molar de un gas ideal a 25 ºC y 742 mm Hg? Rpta 25,0 L

3) ¿Cuál será la densidad del O2 a las condiciones experimentales y cual a las C.N. D 𝑂 C.E.=(0.41 g)/(0.32 L)=1.26 g/L 2

D 𝑂 C.N.=(0.41 g)/(0.28 L)=1.42 g/L 2

Rpta: 1,26 g/L y 1,42 g/L CONCLUSIONES La experimentación y los cálculos estequiométricos, se logra obtener la relación de las masas, haciendo los respectivos cálculos con respecto a sus márgenes de error. El conocer el error experimental, nos permitirá obtener resultados más perfectibles a lo estimado. Es por eso que se deben realizar minuciosamente los cálculos, con respecto a su masa y volumen en las condiciones dadas. Seguido de esto, se puede hallar una error experimental con respecto a su densidad, a partir de la obtención de la masa y su volumen.

EJEMPLO 1 Un gramo de una mezcla de clorato de potasio (87,5%) y dióxido de manganeso (12,5%) introducido en un tubo de ensayo, se calienta en un mechero Bunsen para generar una reacción de descomposición y obtener oxígeno gaseoso. ¿Cuántos gramos de sal haloidea y oxígeno gaseoso se obtuvo?

2𝐾𝐶𝑙𝑂 3(𝑠) → 2𝐾𝐶𝑙

(𝑠)+

3𝑂2(𝑔)

Ley de conservación de las masas (Lavoisier) 2 𝑥 122, 5 𝑔 𝐾𝐶𝑙𝑂3 → 2 𝑥 74, 5 𝑔 𝐾𝐶𝑙 + 3 𝑥 32 𝑔 𝑂2 245 𝑔 𝐾𝐶𝑙𝑂3 → 149 𝑔 𝐾𝐶𝑙 + 96 𝑔 𝑂2

1 𝑔 𝑀𝑒𝑧𝑐𝑙𝑎

87,5𝑔 𝐾𝐶𝑙𝑂3 100 𝑔 𝑀𝑒𝑧𝑐𝑙𝑎

=0, 875 𝑔 𝐾𝐶𝑙𝑂3

0, 875 𝑔 𝐾𝐶𝑙O3

149𝑔 𝐾𝐶𝑙3 =0, 245 𝑔

0, 875 𝑔 𝐾𝐶𝑙𝑂3

96 𝑔 𝑂2 =0, 245 𝑔 𝐾𝐶𝑙𝑂3

532 𝑔 𝐾𝐶𝑙 343 𝑔 𝑂2

EJEMPLO 2

Un estudiante realizó el experimento de la descomposición térmica del KClO3 para obtener O2(g). Para ello empleó un tubo de ensayo de 19 g de masa, e introdujo la mezcla de clorato de potasio (87,5%) y MnO2 (12,5%), llegando a pesar el tubo con la mezcla 20,2 g. Luego de la reacción, dejó enfriar el tubo y lo volvió a pesar, registrándose un peso de 19,8 g. El gas obtenido en el experimento fue recogido en agua a 28°C, a una presión barométrica de 757 mmHg. El volumen de agua desplazado por el gas fue de 319 mL. Determine el % de error experimental, respecto a la masa de oxígeno obtenido y volumen de oxígeno medido a condiciones normales.

Peso del tubo (g) (1)

Peso del tubo+mezcla (g) (2)

Peso del tubo después de la reacción (g) (3)

Temperatu ra del agua del balón (°C)

Presión barométrica (mmHg) (i)

Volumen de agua desalojada por el oxígeno (mL)

19

20,2

19,8

28

757 mm Hg

319

Peso de 𝐾𝐶𝑙 + 𝑂

Peso de 𝑂

Peso de la mezcla (2-1)

Peso del 𝐾𝐶𝑙

Peso del 𝑀𝑛𝑂

𝑃 𝐻 𝑂(28 °c)

(87,5%)

(12,5%)

2

(2-3)

2

(3-1) 19,8-19=0,8

20,2-19,8=0,4

Presión vapor de agua a 28°C(ii)

Presión del oxígeno seco (i-ii)

28,46 mm Hg

728,54 mm Hg

20,2-19=1,2

3

𝑉

2

2

1, 2 × 87, 5% 1, 2 × 12, 5% =1,05 =0,15

3782 Pa

1.- Porcentaje de error experimental respecto a la masa de oxígeno obtenido.

1, 05 𝑔 𝐾𝐶𝑙𝑂3 ×

96 𝑔 𝑂2 245 𝑔 𝐾𝐶𝑙𝑂3

= 0, 41 𝑔 𝑂

2

𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑎 − 𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 𝑚𝑎𝑠𝑎 0,41 − 0,4 = 0,41 × 100 = 2,44%

% 𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 = % 𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙

𝑥100

2.- Volumen de oxígeno medido a condiciones normales.

1, 05 𝑔 𝐾𝐶𝑙𝑂 × 3

3×22400 𝑚𝐿 𝑂2 245 𝑔 𝐾𝐶𝑙𝑂3

= 288 𝑚𝐿 𝑂2

CORRECCIÓN DEL VOLUMEN DE CONDICIONES EXPERIMENTALES A CONDICIONES NORMALES

Condiciones experimentales: 𝑇1 = 28° 𝐶 + 273 = 301 °𝐾 𝑃1 (𝑔𝑎𝑠 𝑠𝑒𝑐𝑜) = 728, 54 𝑚𝑚𝐻𝑔 𝑉1 = 319 𝑚𝐿 Condiciones Normales: 𝑇 = 273°𝐾 0

𝑃 = 760 𝑚𝑚𝐻𝑔 0

𝑉0 =? Se sabe:

% 𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 =

288 − 277,35 × 288

100 = 3,7%

CUESTIONARIO 1) En el ejemplo 1, ¿porque la suma de la masa de los productos no es igual a la masa de la mezcla que se emplea para la reacción? En este caso la elevación de la temperatura, influye en la reacción de manera que empieza a burbujear oxígeno, el cual podrá desplazar al agua hasta el frasco colector y con ello se realizará la descomposición térmica del KClO3. Cabe destacar que cuando ya no se perciba el burbujeo aquella será la indicación de que la reacción ha culminado.

2) En el ejemplo 2, ¿porque se debe corregir la presión para el cálculo del volumen molar del oxígeno a condiciones normales? Porque en los cálculos tenemos el volumen molar en condiciones normales, de esa manera podremos encontrar una relación y así resolver nuestra incógnita.

3) ¿Cómo influye la temperatura en la práctica de recoger el volumen del agua desplazado por el gas? En este caso la elevación de la temperatura, influye en la reacción de manera que empieza a burbujear oxígeno, el cual podrá desplazar al agua hasta el frasco colector y con ello se realizará la descomposición térmica del KClO3. Cabe destacar que cuando ya no se perciba el burbujeo aquella será la indicación de que la reacción ha culminado.

4) En el laboratorio se produce gas cloro a partir de la reacción entre el permanganato de potasio y el ácido clorhídrico, originando además la formación de cloruro de potasio, dicloruro de manganeso y agua. Al respecto balancear la ecuación y calcular el volumen del gas formado, medido a condiciones normales, si reaccionan 100 g de la sal oxisal con una 200 mL de solución del ácido al 28% en peso y con una densidad de 1,14 g/mL

2𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 16 𝐻𝐶𝑙 → 5𝐶𝑙2(g) + 2𝐾𝐶𝑙 + 2 𝑀𝑛𝐶𝑙2 + 8𝐻2𝑂2 Reaccionan 100 g 𝐾𝑀𝑛𝑂4 200 𝑚𝐿 𝐻𝐶𝑙

1,14,𝐻𝐶𝑙 1𝑚𝑙

=228 𝑙𝑔 𝐻𝐶𝑙 ⇒ 28%𝑥 228 𝑔 𝐻𝐶𝑙 = 63, 84 𝑔 𝐻𝐶

100 𝑔 𝐾𝑀𝑛𝑂4x

16(36,5)𝑔𝐻𝐶𝑙 2(158)𝑔𝐻𝐶𝑙

63, 84 𝑔 𝐻𝐶𝑙 x

100 𝑔 𝐾𝑀𝑛𝑂 16(36,5)𝑔𝐻𝐶𝑙

=

531, 33 𝑔 𝐻𝐶𝑙 ← 𝑅𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜 𝑙𝑖𝑚𝑖𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒

= 10, 93 𝑔 𝐾𝑀𝑛𝑂4

Luego: V𝐶𝑙2 =63, 84 𝑔 𝐻𝐶𝑙 𝑥

5(22400𝑚𝑙)𝑂2 16(36,5)𝑔𝐻𝐶𝑙

=12243,29 ml Cl 2...