Universidad De Oriente
Núcleo Barcelona, Anzoátegui
Unidad de estudio básico
Departamento de ciencias
Practica Nº3.
Determinación del Peso Equivalente de un Elemento
Estequiometria Química
Profesora: Bachilleres:
Yelitza Martinez José Martínez C.I. 25.426.920
Víctor Herrera C.I 22.870.972
Grupo 6
Sección: 14
Barcelona, 31 Marzo 2016
ÍNDICE
1. Introducción…………………………………………………...…3
2. Objetivos………………………………………………………….5
3. Fundamentos teóricos…………………………………………..6
3.1 Peso equivalente………………………………………...............6
3.2 Estequiometria……….…..……………………………………....6
3.3 Mol…………………….…………………………………………...7
3.4 Leyes de los gases………………….……………………...........7
4. Procedimiento experimental………………………………….....10
5. Materiales y equipo……………………………………………....12
6. Tabla de datos………………………………………………….....13
7. Tabla de resultados..................................................................14
8. Discusión de resultados............................................................15
9. Conclusiones.............................................................................16
10. Bibliografía.................................................................................17
11. Anexos.......................................................................................18
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Introducción
En toda reacción química existe una proporción de masas, entre las sustancias
participantes ,que depende de las masas de las partículas(peso atómico, peso
molecular), y de la valencia o parámetro propio de cada sustancia para esto se
establece el peso equivalente necesario para aplicar la ley del equivalente que
nos permite realizar cálculos estequiométricos sin la necesidad de balancear o
completar la ecuación química , como también determinar el peso atómico y
valencia de los elementos químicos ,muchas veces como referencia a los
elementos ,hidrógeno o cloro.
De los tres estados de la materia, en el estado gaseoso las interacciones entre
sus partículas son mínimas, por lo que es en este caso donde el estudio y la
interpretación de los resultados obtenidos es menos complicada. Como
resultado de tales estudios se ha llegado a establecer una serie de
generalizaciones empíricas que se incluye bajo la denominación de leyes de
los gases, las cuales describen el comportamiento de dichas sustancias en
determinadas condiciones especiales.
Los gases son en diversos aspectos mucho más sencillos que los líquidos y
sólidos. El movimiento molecular de los gases resulta totalmente aleatorio, y las
fuerzas de atracción entre sus moléculas son tan pequeñas que cada una se
mueve en forma libre y fundamentalmente independiente de las otras. Sujeta a
cambios de temperatura y presión, los gases se comportan en forma más
previsibles que los líquidos y sólidos.
Las leyes que norman este comportamiento han desempeñado un importante
papel en el desarrollo de la teoría atómica de la materia y la teoría cinética
molecular de los gases.
En la siguiente práctica reconoceremos las leyes naturales que describen el
comportamiento de los gases. Estas leyes relacionan la cantidad de un gas con
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su volumen, temperatura y presión. Además determinaremos el peso
equivalente del magnesio.
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Objetivos
Determinar los porcentajes de sólidos totales en el agua.
Determinar la dureza del agua y comparar los resultados con los obtenidos
del agua destilada.
Calcular la relación estequiometria en una reacción química
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Fundamentos Teóricos
Peso equivalente
Conocido como equivalente gramo, es un término que se ha utilizado en varios
contextos en química. En la mayor parte de los usos, es la masa de un
equivalente, que es la masa de una sustancia dada que:
Se deposita o se libera cuando circula 1 mol de electrones
Sustituye o reacciona con un mol de iones hidrógeno (H+) en una reacción
ácido-base;
Sustituye o reacciona con un mol de electrones en una reacción redox.1
El peso equivalente tiene dimensiones y unidades de masa, a diferencia
del peso atómico, que es una magnitud adimensional. Los pesos equivalentes
fueron determinados originalmente de forma experimental, pero (tal como se
utilizan ahora) se obtienen de las masas molares.
-El peso equivalente de un elemento (equivalente gramo de un elemento):
esta dado por el cociente entre el peso atómico de un elemento y su número de
valencia.
-El peso equivalente de un acido (equivalente gramo de un acido): esta dado
por el cociente entre el peso molecular el acido y el numero de hidrógenos
presentes.
-El peso equivalente de una base (equivalente gramo de una base):es igual
al peso molecular de la base dividido por el numero de grupos hidróxido
presente.
Estequiometria
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.
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PrincipioEn 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 estequiometrias 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.
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 Este número se conoce como Número de Avogadro y es un
número tan grande que es difícil imaginarlo.
Leyes de los gases:
Las primeras leyes de los gases fueron desarrolladas desde finales del siglo
XVII, cuando los científicos empezaron a darse cuenta de que en las relaciones
entre la presión, el volumen y la temperatura de una muestra de gas, en
un sistema cerrado, se podría obtener una fórmula que sería válida para todos
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los gases. Estos se comportan de forma similar en una amplia variedad de
condiciones debido a la buena aproximación que tienen las moléculas que se
encuentran más separadas, y hoy en día la ecuación de estado para un gas
ideal se deriva de la teoría. Ahora las leyes anteriores de los gases se
consideran como casos especiales de la ecuación del gas ideal, con una o más
de las variables constantes.
Ley de Boyle:
Robert Boyle investigó el comportamiento de una cantidad fija de gas sometido
a diversas presiones, y encontró una relación muy sencilla entre su volumen y
su presión:
"El volumen (V) de una masa definido de un gas, a temperatura (T) constante,
es inversamente proporcional a la presión aplicada (P) sobre él"; la expresión
matemática de esta ley es:
V=k(1/P), donde k es una constante de proporcionalidad
Ley de Charless:
El físico francés Jacques Charles (1763-1823) descubrió la relación existente
entre el volumen y la temperatura de un gas, siempre y cuando su presión se
mantenga invariable. Para ello utilizó el mismo diseño empleado un siglo antes
por Boyle, pero ahora variando la temperatura y manteniendo constante la
presión.
A presión constante, el volumen ocupado por una masa definida de una
muestra de gas es directamente proporcional a la temperatura (kelin o
absoluta). Matemáticamente esta ley puede expresarse de la siguiente forma:
V=kT donde k es una constante de proporcionalidad; a presion y cantidad de
materia (n) constantes.
Ley Combinada:
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Las dos primeras leyes pueden utilizarse, como se ya se indicó, para averiguar
el nuevo volumen que adquiere un gas cuando se modifica su temperatura y su
presión, pero no cuando ambas variables lo hacen de manera simultánea. Sin
embargo, en la práctica, lo más frecuente es que así suceda.
La ley combinada de los gases es una suma de las leyes de Boyle y de
Charles, incluso la ley de Gay Lussac. Al final, resulta la ecuación general:
ViPiTf=VfPfTi
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Fundamentos Teóricos
A. Determinación del peso equivalente del magnesio por desplazamiento de agua:
Peso de la cinta de magnesio recibida
Una cacerola hasta ¾ partes de su capacidad
30 ml de HCl 3M en un cilindro graduado De 100 ml Agua de chorro hasta el borde (hasta que rebose)
La cinta dentro del cilindro. Taparlo con la mano e invertir rápidamente Dentro de la cacerola
Que la cinta se disuelva en el ácido
Volumen de agua desalojado por el hidrógeno en el cilindro
Altura de la columna de agua (presión de la columna de agua)
Peso equivalente del magnesio por: número de moles de hidrógeno desprendido
Peso equivalente del magnesio por:
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INICIO
Anotar
Llenar
Colocar
Agregar
Medir
Buscar
Colocar
Esperar
Leer
Introducir
Buscar
Volumen de hidrógeno desalojado
El error del cálculo a partir del peso equivalente teórico
El reactivo limitante
Cantidad de reactivos en exceso (sin reaccionar)
Porcentaje de rendimiento de la reacción
11
Buscar
Buscar
FIN
Buscar
AA
Buscar
Materiales y equipo
Cinta de magnesio
Cacerola
Cilindro Graduado
Agua
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Tabla de datos
Tabla A:
Peso de la cinta 0.0226
Volumen de hidrogeno formado 0.013 lts
Altura de la columna de agua 0.147 m
Temperatura del agua 302 K
Presión de vapor de agua 0.0392 atm
Presión barométrico 1 atm
Peso equivalente magnesio (teórico) 12 g
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Tabla de resultados
Tabla A:
Métodos de calculo
Nro. de mol de H2 desprendidos Volumen de H2 despejados
Peso equivalente % desviación Peso equivalente % desviacion
22.780 89.833 22.297 85.808
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Discusión de resultados
El experimento realizado se determino la masa equivalente del magnesio
resultando un valor experimental de 22.780 g (método 1) y 22.297 g(método 2)
(Con ambas técnicas utilizada para determinar la masa equivalente del Mg)
siendo el valor real de 12g, resultando un error porcentual de 89.833% y 85.808
% respectivamente. Este error pudo haber sido por los reactivos del laboratorio
los cuales pudieron haber estado vencidos y a pequeños fallos de cálculo que
nunca son exactos, como por ejemplo el volumen del gas de hidrogeno, la
temperatura, la presión atmosférica a la cual fue sometido el experimento en
ese instante, entre otros factores.
Como posibles errores se puede decir que:
Si se produce una fuga del gas obtenido en el cilindro graduado.
Hay menos Presión de Hidrogeno, menos volumen, menos masa de Magnesio
resultando un Exceso en el resultado.
Si el Magnesio utilizado contiene impurezas no atacables por el HCl. Siendo
estos algunos de los posibles errores cometidos en el momento de haberse
realizado el experimento
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Conclusiones
El procedimiento de cálculo del volumen de H2 desalojado es de
procedimiento más corto que el de los moles de H2 desalojado. Al momento
de realizar los cálculos el procedimiento de los moles de H2 desprendidos
es más tedioso aunque tomando los decimales completos puede ser igual
de preciso y confiable como el del volumen de H2 desalojado.
La presión influye directamente sobre los resultados de la práctica.
En los cálculos realizados la influencia de la cantidad de decimales es vital
para resultados apropiados cercanos al valor teórico
Cuando una ecuación química esta balanceada, la estequiometria se
emplea para conocer los moles de un producto obtenido a partir de un
numero conocido de moles de un reactivo. La relación de moles entre
reactivo y producto se obtiene de la ecuación balanceada. Generalmente
cuando es efectúa una reacción química los reactivos no se encuentran en
cantidades estequiometrias exactas, es decir, en las proporciones que
indica su ecuación balanceada, en consecuencia algunos reactivos se
consumen totalmente, mientras que otros son recuperados en la reacción
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Bibliografía
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Anexos
Calculo de P.E Mg (método 1 )
Balance de Presión en el sistema:
Pt= PvH2O + PhH2O + PH2
Pt= Presión total (1atm);
PvH2O=Presión de vapor de agua (0.0392 atm)
PH2= Presión del Hidrogeno.
PhH2O = Presión de la columna de agua= ?
PhH2O =DH2O*G*H
PhH2O = 1kg/m3*9.81m/s2*0.147m = 1.44207Kg/ms2 = 1.44207Pa = 0.000014 atmDH2O= Densidad del agua; G = Gravedad; H= altura de la columna
Despejando PH2:
PH2 = Pt -PvH2O - PhH2O
PH2 = (1- 0.00392- 0.000014) atm
PH2 = 0.9660 atm
Calculo de nº de moles H2:
PV= RTN, donde:
P=Presión de PH2 (0.9660 atm)
V= Volumen de hidrogeno (0.0013 lts)
T= TH2O (302 ºK)
N= Constante universal de los gases (0.08205746atm∗ltsmol∗k )
Despejando moles:
N= PVRT
N= 0.9660 atm∗0.013 Lts
0.08205746 atm∗ltsmol∗k
∗302 k
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N=0.0005mol De H2
Masa de H2:
1mol de H2 2 gramos de H2
0.0005 mol de H2 X
X=0.001 gr de H2
mMgP . E(Mg )
= mH 2P .E (H 2)
mMg: Masa del Magnesio
mH2: Masa del Hidrogeno
P.E: Peso equivalente
Despejando P.E Mg:
P .EMg= P .E H 2∗mMgmH 2
P .EMg=0.0226 gr∗1.008 gr0.001gr
=22.780 gr
Calculo de P.E Mg (método 2 )
Volumen de H2 desalojado:
Haciendo uso de la ley combinada de los gases:
P1∗V 1T 1
= P2∗V 2T 2
P1: PH2 (0.9660 atm)
P2: 1 atm
T1: TH2O (302 K)
T2: 273 K
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V1: VH2 (0.013 lts)
Despejando V2:
V 2= P1∗V 1∗T 2P2∗T 1
V 2=0.9660atm∗0.013lts∗273 k1atm∗302 k
=0.011352 lts
P .E Mg=11.2 lts∗mMgV 2
P .EMg=11.2 lts∗0.0226gr0.011352 lts
=22.297 g
Determinación del % desviación para cada método:
Método 1
%Desviacion= ǀP . ETeorico−P .Eexperimental ǀP . ETeorico
∗100
%Desviacion= ǀ12−22.780 ǀ12
∗100=89 .833%
Método 2
%Desviacion= ǀ12−22.297 ǀ12
∗100=85 .808%
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