Cátedra: Fundamentos de Química
Universidad Nacional de Formosa Facultad de Humanidades
Trabajo Practico N°8 Estequiometría Objetivos: Determinar la masa molar del magnesio. Calcular el error experimental obtenido de la masa molar del magnesio con relación al valor tabulado. Reactivos y Materiales:
Tubo Erlenmeyer con tapón de goma. Tubo de vidrio (diámetro acorde al orificio del tapón de goma). Pinza metálica. Soporte universal. Táper. Probeta de 250 ml Magnesio en cinta Solución de 6M o concentrada. Vidrio reloj. Balanza. Marco Teórico:
La Estequiometría es la parte de la química que se refiere a la determinación de las masas de combinación de las substancias en una reacción química, hace referencia al número relativo de átomos de varios elementos encontrados en una sustancia química y a menudo resulta útil en la calificación de una reacción química, en otras palabras, se puede definir como la parte de la Química que trata sobre las relaciones cuantitativas entre los elementos y los compuestos en reacciones químicas. Para entender mejor a esta rama de la química, es necesario establecer algunos conceptos como lo es; mol que se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos como el número de átomos que hay en exactamente en 12 gramos de 12C, así como también La reacción química se define como, el proceso mediante el cual una o más sustancias sufren un proceso de transformación; entre otras definiciones importantes las cuales se estará desarrollando de una manera más explícita y detallada en la siguiente investigación realizada. Es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactantes1 (o también conocidos como reactivos) y productos en el transcurso de una reacción química. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica. La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados. En una reacción química se observa una modificación de las sustancias presentes: los reactivos se consumen para dar lugar a los productos. A escala microscópica, la reacción química es una modificación de los enlaces entre átomos, por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, pero los átomos implicados se conservan. Esto es lo que llamamos la ley de conservación de la masa, que implica las dos leyes siguientes: la conservación del número de átomos de cada elemento químico la conservación de la carga total Las relaciones estequiométricas entre las cantidades de reactivos consumidos y productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación, y están determinadas por la ecuación (ajustada) de la reacción.
Profesorado en Física 1
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Mol: Es uno de los más importantes en la química. Su comprensión y aplicación son básicas en la comprensión de otros temas. Es una parte fundamental del lenguaje de la química. Cantidad de sustancia que contiene el mismo número de unidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.) que el número de átomos presentes en 12 g de carbono 12. Cuando hablamos de un mol, hablamos de un número específico de materia. Por ejemplo si decimos una docena sabemos que son 12, una centena 100 y un mol equivale a 6.022x 10 23. Este número se conoce como Número de Avogadro y es un número tan grande que es difícil imaginarlo. Un mol de azufre, contiene el mismo número de átomos que un mol de plata, el mismo número de átomos que un mol de calcio, y el mismo número de átomos que un mol de cualquier otro elemento. La masa molar es la masa de un mol de unidades elementales. La mol es definida como “la cantidad de materia en un sistema que contiene la misma cantidad de unidades elementales contenidas en 0,012 Kg de Carbono 12”. Según esta definición, cualquier cantidad de materia que contenga 6,02x1023 entidades, es un mol. Así, podemos tener 1 mol de átomos, de moléculas, de iones, de protones, de electrones o de otras partículas. Por medio del siguiente dispositivo y reacción química se determinará la masa m olar de magnesio: Mg°(s) + 2 HCl (ac) → MgCl2 (ac) + H2(g) 2H+ (ac) + Mg° (s) → Mg+2 (ac) + H2(g) Como se ve en la reacción, un mol de Magnesio desplaza un mol de hidrógeno. Gracias a nuestro dispositivo podemos extraer el volumen de gas desprendido desprendido de hidrógeno y sabiendo que un mol de un gas en CNTP ocupa 22,4 L podemos calcular la c antidad de moles de hidrogeno y por lo tanto la c antidad de moles de magnesio. Técnica Operatoria: 1.- Desprendimiento de gas hidrógeno: Primero se armó el equipo de desprendimiento de gas hidrógeno. Se carga en un táper agua para que actúe como cuba hidroneumática y permita recolectar en la probeta el gas hidrógeno producido. Luego se llenó una probeta de 250 ml con agua, se colocó un trozo de papel en la parte superior de la probeta y suavemente se pasó el dedo sobre el papel procurando que se adhiera a la probeta sin que queden burbujas en la misma, las burbujas introducirían errores en los cálculos. Una vez realizado correctamente ese paso, se invirtió la probeta y colocó dentro de la cuba hidroneumática. El siguiente paso fue determinar la masa de un trozo de cinta de magnesio previamente lijada. La masa observada fue de 0,143g. Luego se cortó el magnesio en trozos más pequeños, para aumentar su velocidad de reacción al interactuar con el ácido. Se colocó el magnesio en un tubo Erlenmeyer con tapón de goma perforado. Posteriormente se agregaron 2ml de HCl (ácido clorhídrico) utilizando una pipeta, y tapando el tubo rápidamente. El tubo Erlenmeyer estaba conectado al equipo de desprendimiento de gas. Inmediatamente comenzaron a acumularse burbujas en la probeta.
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La reacción entre el ácido clorhídrico y el magnesio se representa en la ecuación química:
+ 2 2 → + Observando la ecuación podemos determinar que las burbujas que se produjeron eran de hidrogeno. También podemos ver que por cada mol de magnesio se obtiene q mol de hidrogeno gaseoso. Una vez que se detuvo la reacción y dejaron de aparecer burbujas se midió el volumen de hidrogeno que se había recolectado. El volumen de gas que se registró era de 122 ml. Además de la masa del magnesio y el volumen del hidrogeno, también se midieron la temperatura ambiente utilizando un termómetro y la presión atmosférica, este valor se consultó atreves de Internet. La temperatura ambiente se utilizó además para buscar en una tabla la presión de vapor de agua teórica a la temperatura en el momento de realizar la experiencia. Los datos obtenidos de registran en la siguiente tabla: Volumen leído en la probeta Presión atmosférica Temperatura ambiente Masa del magnesio Altura de la columna de agua
122 ml 1007,7 hPa 24 °C 0,143 g No registrada
Calculos: Lo primero que se calculo fue la presión parcial del gas vapor de agua, ambas convertidas a atmosferas. •
Presión atmosférica: 1.007,7 hPa.
1007,7 hPa .
. Utiliando la presión atmosferica y la presion de
1 = 0,9945 1013 ℎ
Presión de vapor de agua a 24°C:
29,8577 hPa .
1 = 0,9945 1013 ℎ
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Cálculos sin la presión de columna de agua: Presión del gas :
= + ∴ = − = 0,9945 − 0,029 0,02946 46 = 0,9650 Una vez conocida la presión parcial del gas se procedió a calcular el número de moles de hidrogeno, a partir de la ecuación de estado de los gases ideales. •
Número de moles del gas
= ∴ = =
= .
:
0,9650 0,108 0,082 ⁄ ° 299,15 °
= 0,0048 Debido a que ese número de moles corr esponde a la masa del magnesio utilizado, utilizando relaciones estequiométricas se pudo determinar la masa molar experimental del magnesio. 0 ,143g de
producen
0,0048 mol de . Entonces como observamos en la ecuación química 1 mol de se produce a partir de 1 mol de , por lo tanto 1 mol de
a partir de x gramos de : 0,0048
•
0,143 = 29,6153g 1
Masa Molar Experimental: 29,6153g
Para determinar el error en la experiencia se comparó la masa molar experimental del m agnesio con la masa molar tabulada y se obtuvo que:
− = 29,6153 29,6153gg − 24,312 24,312 = 5,3034 5,3034 Hay un error de + 5,3034 g. Conclusiones: Para determinar la masa molar experimental del magnesio se utilizaron: la masa de la muestra de magnesio, el volumen de hidrogeno, temperatura ambiente, presión atmosférica, y presión del vapor de agua. Todos estos valores se utilizaron en relaciones estequiométricas. Como observamos en la ecuación química de la reacción entre y el , 1 mol de se produce a partir de 1 mol de , Por esto al conocer el número de moles de utilizando una relación estequiométrica se puede determinar la MM del .
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El error que se obtuvo entre la MM experimental y teórica, pueden deberse a errores en la técnica operatoria como, gas que quedo en la manguera y no se tuvo en cuenta, burbujas de aire en la manguera, errores en la lectura de los datos., contaminación de la muestra.
Profesorado en Física 5
