Laboratorio 5 de Química general. VOLUMEN MOLAR PDF

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UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS(UNIVERSIDAD DEL PERÚ, DECANA DE AMÉRICA)ESCUELA DE ESTUDIOS GENERALESLABORATORIO N°VOLUMEN MOLARASIGNATURA: Química GeneralSECCIÓN: 09PROFESORA: Gómez Gálvez, Susana TeresaGRUPO: 05INTEGRANTES: Andia Quispe, GeorgetteCcoscco Costilla, María IsabelEspinoza Cip...

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UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS (UNIVERSIDAD DEL PERÚ, DECANA DE AMÉRICA) ESCUELA DE ESTUDIOS GENERALES

LABORATORIO N°05 VOLUMEN MOLAR ASIGNATURA:

Química General

SECCIÓN:

09

PROFESORA:

Gómez Gálvez, Susana Teresa

GRUPO:

05

INTEGRANTES:

Andia Quispe, Georgette Ccoscco Costilla, María Isabel Espinoza Cipriano, Nelia Melina Ramirez Gomero, Bryan Anthony Rivera Rosas, Arelí Lucero Tupa Amaya, Jeremy Alexander

2020

CUESTIONARIO PPT 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 dicho ejemplo, la mezcla está compuesta por dos sustancias: clorato de potasio y dióxido de manganeso, siendo este último quien cumple la función de catalizador. Un catalizador es una sustancia que se puede añadir a una reacción para aumentar la velocidad de reacción sin ser consumida en el proceso. Es decir, el dióxido de manganeso por ser catalizador no generará productos, entonces la masa de la mezcla dada es diferente a la suma de la masa de los productos. Entonces, recordando la ley de la conservación de la masa, que dice: «En toda reacción química la masa se conserva, es decir, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos», esta ley no se cumple en el ejemplo, debido a la presencia del catalizador. 2) En el ejemplo 2, ¿porque se debe corregir la presión para el cálculo del volumen molar del oxígeno a condiciones normales? Esto se debe a que el valor experimental dado es superior a los valores en condiciones normales. Los valores en condiciones normales mencionadas en dicho ejemplo, son valores teóricos que deben considerarse y varían con los del problema. En este caso, la variación se da en la temperatura y las presiones. Generando así, al aplicar la ley combinada de los gases un aumento en la condición experimental respecto al volumen en condiciones normales. 3) ¿Cómo influye la temperatura en la práctica de recoger el volumen del agua desplazado por el gas? El agua es de ayuda para recolectar gases que no sean solubles, ni reaccionen en agua. ¿Cómo funciona? El gas se satura con vapor de agua y la presión dentro del recipiente se obtiene de sumar la presión parcial del gas con la presión que ejerce el vapor de agua en la mezcla gaseosa (Whitten, 2008), de la siguiente forma:

𝑷𝒂𝒕𝒎 = 𝑷𝒈𝒂𝒔 + 𝑷𝑯𝟐𝑶

𝒐

𝑷𝒈𝒂𝒔 = 𝑷𝒂𝒕𝒎 − 𝑷𝑯𝟐𝑶

Los gases son conducidos desde la reacción hasta entrar por la parte inferior de un tubo de ensayo que ya se encontraba lleno de agua. Mientras los gases burbujean dentro del tubo de ensayo, se acumulan en la parte alta y se va desplazando agua hacia el contenedor grande. Si en la parte superior del tubo de ensayo se coloca un tapón de goma se pueden tomar muestras del gas utilizando una jeringa. La presión que el gas ejerce sobre el agua es la que la lleva al exterior. Una reacción de desplazamiento es aquella en donde un elemento reacciona con un compuesto para formar otro compuesto, este elemento desplaza a uno de los que ya formaba parte del compuesto. El gas puede recogerse sobre agua si este es insoluble.

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 un 200 mL de solución del ácido al 28% en peso y con una densidad de 1,14 g/mL Datos: 𝑚𝐾𝑀𝑛𝑂4 = 100𝑔 𝐷𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑𝑠𝑜𝑙. 𝑀𝑎𝑠𝑎𝑠𝑜𝑙.

𝑔 á𝑐𝑖𝑑𝑎= 1, 14 𝑚𝑙

á𝑐𝑖𝑑𝑎= 1, 14

𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛𝑠𝑜𝑙. á𝑐𝑖𝑑𝑎= 200𝑚𝑙

𝑔 𝑥 200 𝑚𝑙 = 228 𝑔 𝑚𝑙

𝑚𝐻𝐶𝑙 = 28%(228 𝑔) = 63, 84 𝑔 𝟐 𝑲𝑴𝒏𝑶𝟒(𝑺) M: Masa:

𝟏𝟓𝟖

𝒈

𝒎𝒐𝒍

𝟏𝟎𝟎𝒈

+ 𝟏𝟔 𝑯𝑪𝒍(𝒂𝒄) 𝟑𝟔, 𝟓

𝒈

→

𝟓𝑪𝒍𝟐(𝒈) + 𝟐 𝑴𝒏𝑪𝒍𝟐 + 𝟐𝑲𝑪𝒍(𝑺) + 𝟖𝑯𝟐 𝑶 𝟕𝟏

𝒎𝒐𝒍

𝟔𝟑, 𝟖𝟒𝒈

𝑿

𝒈

𝒎𝒐𝒍

Hallamos el reactivo limitante: 𝟐 𝑲𝑴𝒏𝑶𝟒(𝑺) 𝟏𝟎𝟎 𝒈

𝟐 𝒙 𝟏𝟓𝟖 𝒈/𝒎𝒐𝒍

𝟎, 𝟑𝟏𝟔 𝒎𝒐𝒍 R.E

+

𝟏𝟔 𝑯𝑪𝒍(𝒂𝒄)

→

𝟓𝑪𝒍𝟐(𝒈)

𝟔𝟑,𝟖𝟒 𝒈 𝟏𝟔 𝒙 𝟑𝟔,𝟓 𝒈/𝒎𝒐𝒍

𝟎, 𝟏𝟎𝟗 𝒎𝒐𝒍 R.L

Ahora por estequiometria hallamos la masa del cloro gaseoso: X 𝑿=

63, 84 𝑔 𝑥 5 𝑥 71 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 𝟑𝟖, 𝟖𝟎𝟕 𝒈 𝑪𝒍𝟐 16 𝑥 36, 5 𝑔/𝑚𝑜𝑙

Nos piden hallar el volumen del cloro gaseoso a condiciones normales, es decir, a una presión de 1 atm y temperatura 0ºC. Sabemos que un mol de cualquier gas a C.N ocupa 22, 4 litros. Entonces:

𝑉𝐶𝑙2 = 𝑛𝐶𝑙2 𝑥 22, 4𝐿 𝑉𝐶𝑙2

=

38, 807 𝑔

71 𝑔/𝑚𝑜𝑙

𝑥 22, 4 𝐿

𝑽𝑪𝒍𝟐 = 𝟏𝟐, 𝟐𝟒𝟑𝑳

INTRODUCCIÓN El volumen molar es el espacio ocupado por un mol de cualquier sustancia a condiciones normales que se utiliza en el campo de la química; este concepto es teórico y se aproxima a los datos reales. En el presente trabajo se utilizará diferentes leyes estequiometrias para determinar el volumen real de los gases; entre ellas tenemos la ley de Lavoisier (La conservación de la masa), la ley de Dalton (Presiones parciales), Ecuación universal de los gases ideales (Ecuación de Clapeyron), con los que tendremos los datos suficientes para determinar el objetivo del trabajo y además poder calcular el error entre volumen teórico y el volumen molar experimental dependiendo de las condiciones en las que se realice el experimento.

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 a) Defina Volumen molar El volumen molar es el espacio ocupado por un mol de una sustancia, puede ser calculado en sustancias de estado líquido, gaseoso y sólido. Asimismo, el término es utilizado en el campo de la química para determinar el volumen molecular reflejado en metros cúbicos por mol. Un mol es una unidad del sistema internacional de unidades que se emplea para expresar la cantidad de sustancia. b) Ley de Dalton Esta ley también es conocida como la Ley de presión parcial de Dalton, la cual fue establecida en 1807, donde se observó que, en una mezcla de gases, cada componente ejerce una fuerza como si estuviera solo en el contenedor. La presión individual de cada gas en la mezcla se define como presión parcial. Además, al realizar estas observaciones debemos suponer que trabajamos con gases ideales y más específicos debe cumplir las siguientes condiciones.  Las moléculas del gas no ocupan volumen.  Las moléculas no tienen atracciones intermoleculares, por eso actúan de forma independiente a las moléculas de otros gases. c) Presión de vapor del agua Si calentamos un líquido, las moléculas que están en la parte superior, es decir, en la superficie se escaparán y formarán lo que se llama vapor. Ahora, si este líquido está en un recipiente cerrado, las moléculas regresarán, chocarán y se incorporarán en la superficie líquida. Se dice que hay equilibrio cuando el número de moléculas que se escapan es igual al número de moléculas que se incorporan, estas moléculas están bajo una temperatura denominada T y cada una de ellas ejerce una presión. Entonces, la presión de vapor (Pv) es la presión parcial que ejercen dichas moléculas, la fase gaseosa, sobre la fase líquida en un sistema cerrado a una determinada temperatura. Es por eso, se dice que la presión de vapor depende solamente de la temperatura y no del volumen.

d) Descomposición Térmica. La termólisis (también, termoanálisis), es una descomposición química causada por el calor. El punto de descomposición o temperatura de descomposición de una sustancia es la temperatura al cual la sustancia se descompone químicamente. Por ejemplo, el carbonato de calcio se descompone en óxido de calcio y dióxido de carbono a una temperatura de 700 ºC. En otros compuestos se pueden llegar a separar sus átomos constitutivos, por ejemplo, el agua calentada a más de 2500 ºC rompe sus enlaces y se convierte en átomos de hidrógeno y oxígeno.

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 estequiometria. 3.2 VOLUMEN MOLAR: Cuando se comparan los volúmenes ocupados por una 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 una mol de cualquier gas en las condiciones normales, como una mol representa la masa de 6,02 x 10 23 molécula 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 sí 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: 4.1. REACTIVOS: Mezcla de reactivos: 87,5 % KClO3(s) y 12,5 % MnO2(s)

4.2. MATERIALES

Balanza digital

Manguera

Colecto de vidrio

Tapones bihoradados

Balón

Conexión

Pinza

Termómetro

Mechero Bunsen

Tubo de ensayo

Espátula

Probeta

5. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:  





 



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.

PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº 5 VOLUMEN MOLAR 6. REPORTE DE DATOS, OBSERVACIONES Apellidos y nombres

Trabajo previo (4 p)

Reporte (8 p)

Sustentación (8 p)

Andia Quispe, Georgette Ccoscco Costilla, María Isabel Espinoza Cipriano, Nelia Melina Ramirez Gomero, Bryan Anthony Rivera Rosas, Arelí Lucero Tupa Amaya, Jeremy Alexander

CÁLCULOS 1. Peso del tubo vacío ................................................................. 23 g 2. Peso del tubo más mezcla .................................................... 24,6 g 3.

Peso del KClO3= ((2) –(1)) x 0,875 ...................................... 1,4 g

4.

Peso del MnO2 = ((2) –(1)) x 0,125 .................................... 0,2 g

5.

Peso del tubo más KCl + MnO2 .......................................... 24,06 g

6.

Peso del O2 experimental = (2) – (5) ................................... 0,54 g

7. Temperatura del agua en el balón, T ................................... 25 ºC 8.

Presión del vapor de agua a (T): .......................................... 23,55 mm Hg

9.

Presión barométrica ............................................................. 753 mm Hg

10. Presión de gas seco: P = (9) – (8) ........................................ 729,45 mm Hg 11. Volumen de O2: Volumen de agua desalojada .................... 424 mL

Nota

12. Volumen experimental de O2 a C.N. Cond. Exp: T1 = 25 +273 =298 K

P1(gas seco) = 729,45 mmHg

Cond. Normales: To = 273 K

Po = 760 mmHg 𝐏

𝐕𝟎 = 𝑉0 =

𝐏𝟎

×

𝐓𝟎 𝐓

×𝐕

(ml)

729,45 𝑚𝑚𝐻𝑔 273𝐾 × × 424 𝑚𝑙 760 𝑚𝑚𝐻𝑔 298𝐾 𝑽𝟎 = 𝟑𝟕𝟐, 𝟖𝟏𝟓 𝒎𝒍

13. Cálculo del peso teórico de O2 de acuerdo a la reacción: M(KClO3) = 122,5 g/mol 𝐊𝐂𝐥𝐎𝟑 (𝐬) + 𝐜𝐚𝐥𝐨𝐫

→

𝟑 𝐊𝐂𝐥(𝐬) + 𝐎𝟐 (𝐠) 𝟐

122,5 𝑔 . . . . . . . . . . . . . . . . . . … … … … … . . . 48 𝑔 1,4 𝑔 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . … … … . . … . . 𝑋 𝑔 𝑋=

1,4 𝑔 × 48 𝑔 122,5 𝑔

𝑿 = 𝟎, 𝟓𝟒𝟗𝒈 𝑶𝟐

14. Cálculo del % de ERROR EXPERIMENTAL en relación al O2: % 𝑬𝒓𝒓𝒐𝒓 𝑬𝒙𝒑. =

𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒕𝒆ó𝒓𝒊𝒄𝒂 − 𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒆𝒙𝒑. × 𝟏𝟎𝟎 𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒕𝒆ó𝒓𝒊𝒄𝒂

𝑒=

(13)−(6) (13)

× 100 = …%

Donde: (13) = Masa teórica (O2) = 0, 549 g (6) = Masa experimental (O2) = 0, 54 g

𝑒=

0, 549 𝑔 − 0,54 𝑔 × 100 0, 549 𝑔 𝒆 = 𝟏, 𝟔𝟒%

V1= 424 ml Vo =?

15. Cálculo del volumen teórico de O2 a C.N. 𝐾𝐶𝑙𝑂3 (𝑠) + 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟

→

𝐶𝑙(𝑠) +

3/2 𝑂2(𝑔)

122,5 g KCl3

33,6 L

1,4 g

YL

33,6 𝐿 ) = 0.384 𝐿 𝑂2 𝑌 = 1,4 𝑔𝐾𝐶𝑙𝑂3 ( 122,5 𝑔 𝐾𝐶𝑙𝑂3 𝐘 = 𝟎. 𝟑𝟖𝟒 𝐋 𝑶𝟐 16. % de ERROR RELATIVO del O2: %𝑬𝒓𝒓𝒐𝒓 𝑹𝒆𝒍𝒂𝒕𝒊𝒗𝒐 (𝑶𝟐) = 𝑒 =

𝑽𝒐𝒍. 𝒕𝒆ó𝒓𝒊𝒄𝒐 𝒂 𝑪𝑵 − 𝑽𝒐𝒍. 𝑬𝒙𝒑. 𝒂 𝑪𝑵 × 𝟏𝟎𝟎 𝑽𝒐𝒍. 𝒕𝒆ó𝒓𝒊𝒄𝒐 𝒂 𝑪𝑵

(15) − (12) × 100 = ⋯ % (15)

Donde: (15) = 0.384 𝐿

1𝐿 (12) = 372, 815𝑚𝑙 × = 0.372815 ≅ 0, 373 𝐿 1000𝑚𝑙

Reemplazamos: 𝑒 =

(0, 011) (0, 384 𝐿) − (0, 373 𝐿) × 100 = × 100 (0, 384 𝐿) (0, 384) 𝒆 = 𝟐, 𝟖𝟔 %

17. Cálculo del volumen molar Vm experimental a C.N. 1 mol de O2 = 32 g Masa experimental (O2) = 0,54 g Volumen experimental a CN (O2) = 372, 815𝑚𝑙 0,54 g

372, 815 ml

32 g O2

Vm 𝑉𝑚 = 32 𝑔 𝑂2 (

372 , 815 𝑚𝑙 ) 0, 54 𝑔 𝑂2

𝑉𝑚 = 𝟐𝟐 𝟎𝟗𝟐, 𝟕𝟒 𝒎𝒍 𝑶𝟐 18. % de ERROR RELATIVO: %𝑬𝒓𝒓𝒐𝒓 𝑹𝒆𝒍𝒂𝒕𝒊𝒗𝒐 = 𝑒 =

𝑽𝒎 𝑻𝒆ó𝒓𝒊𝒄𝒐 − 𝑽𝒎 𝑬𝒙𝒑. 𝒂 𝑪𝑵 × 𝟏𝟎𝟎 𝑽𝒎 𝑻𝒆ó𝒓𝒊𝒄𝒐

(22 400) − (17) × 100 = ⋯ % (22 400)

Donde: (17) = 𝑉𝑚 𝐸𝑥𝑝. 𝑎 𝐶𝑁 = 22 092, 74 ml Vm teórico = 22 400 mL 𝑒 =

22 400𝑚𝑙 − 22 092 , 74𝑚𝑙 × 100 22 400 𝑚𝑙 𝑒 = 𝟏, 𝟑𝟕%

7. CONCLUSIONES

Al hacer mediciones en química, se procura utilizar los instrumentos de mayor precisión para aproximarse más a la cantidad real, pero siempre existe un margen de error. En este caso, el porcentaje de error relativo, muy importante ya que nos permite conocer el nivel de exactitud de nuestras medidas, de modo que mientras más alto es el porcentaje de error menor es la precisión. A partir de los resultados de los primeros cálculos se ha podido determinar el volumen molar de un gas ideal de manera teórica en las diversas pruebas experimentales. Asimismo, se pudo calcular el volumen teórico, volumen molar y el peso teórico de los gases, y se observaron que algunos poseen más errores que otros, ya que menos proporción de masa, es más grande el volumen molar y el porcentaje de error cambia.

CUESTIONARIO 1) De 5 ejemplos de reacciones químicas, donde se obtenga O2. a) 6CO2(g) + 6H2O(v) b) 2KClO3(s)

C6H12O6(s) + 6O2(g)

MnO2

2KCl(s) + 3O2(g)

c) 2H2O2(l)

2H2O(l) + O2(g)

d) CH4(g) +5O2(g)

CO2(g) + 2H2O(v) +3O2(g)

e) 2Al2O3(s) + 798Kcal f) HgO(s)

4Al(s) + 3O2(g) 2Hg(l) + O2(g)

2) ¿Cuál será el volumen molar de un gas ideal a 25 ºC y 742 mm Hg? Usaremos la Ecuación universal de los gases: PV = RTn Datos: 

𝑚𝑚𝐻𝑔.𝐿  𝑚𝑜𝑙.𝐾



   Resolviendo: 742 mm Hg x Vm(gas) = 62,4

𝑉𝑚(𝑔𝑎𝑠)

𝑚𝑚𝐻𝑔.𝐿 𝑚𝑜𝑙.𝐾

x 298 K x 1 mol

62, 4 𝑚𝑚 𝐻𝑔. 𝐿 𝑥 298 𝑥 1 742 𝑚𝑚𝐻𝑔 𝑽𝒎(𝒈𝒂𝒔) = 𝟐𝟓, 𝟎𝟔 𝑳

3) ¿Cuál será la densidad del O2 a las condiciones experimentales y cual a las C.N. 

Condiciones experimentales: El volumen del O2: 424mL = 0,424L La masa del O2: 0,54g

D=

𝑚

D=

0,54 𝑔

𝑣

0,424 𝐿

∴ D = 1,27 

𝒈⁄ 𝑳

Condiciones normales: El volumen de una mol de O2 a C.N = 22,4 L La masa del O2 = 32 g DCN =

𝑚

DCN =

32 𝑔

𝑣

22,4 𝐿

∴ DCN = 1,428

𝒈⁄ 𝑳

8. REFERENCIAS Gardey, A., & Pérez, J. (2015). Volumen Molar. Definicion.de. https://definicion.de/volumen-molar/ Medida de la presión de vapor agua (I). (s. f.). Termodinámica Física Estadística. http://www.sc.ehu.es/sbweb/fisica3/calor/vapor/vapor.html Recursostic. (2020). ¿Qué son los cambios químicos?.Recursostic.educacion.es. http://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/3esofisicaquimica/3quincen a9/3q9_resumen_1a.htm Timberlake, K. (2011). Química. Una introducción a la Química General, Orgánica y Biológica (10.a ed.). Pearson....