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

2

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

3

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.

6

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

7

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:

8

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:

10

INICIO

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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

12

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

16

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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