• Author / Uploaded
• Cristian Diaz

Citation preview

DETERMINACION DEL VOLUMEN MOLAR DE UN GAS

CAROLINA S. ARGUMEDO ANA LUZ ALVAREZ JHON J. MARQUEZ JESUS M. SIERRA MARIA E. BELTRAN

Presentado a Prof. Arcadio Almanza

UNIVERSIDAD DE CORDOBA FACULTAD DE CIENCIAS BASICAS E INGENIERIAS DEPARTAMENTO DE QUIMICA PROGRAMA DE QUIMICA AREA FISICOQUIMICA MONTERÍA-CORDOBA 2007- II

OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA  Determinar el volumen que ocupa un gas a ºC y 760 mmHg de presión.

 Observar las propiedades del oxigeno

MATERIALES Y REACTIVOS

Tubos de ensayos

Papel de filtro (2 círculos)

1 pedazo de manguera

1 termómetro

1 probeta de 500 a 250 mL

1 agitador

2 vasos de 150-200 mL y 500mL

Balanza

1 pinza

Soporte universal

1 espátula

-Dióxido de manganeso

1 vaso de 2 L

-Clorato de potasio

FUNDAMENTACION TEORICA Existen varios métodos experimentales por los cuales se puede medir el volumen molar de un gas. El método que se va a utilizar consiste en generar cierta cantidad de oxigeno por descomposición térmica de clorato de potasio y medir su volumen a ciertas condiciones dadas de presión y temperaturas ambientales. Utilizando las leyes de los gases de los datos de la cantidad de oxigeno producido y el volumen que ocupa se puede calcular el volumen molar en condiciones normales.

DESARROLLO EXPERIMENTAL

En el tubo pusimos aproximadamente 1 g de dióxido de manganeso en polvo y calentamos suavemente por un minuto para secarlo completamente. Luego agregamos 1 o 2 g de clorato de potasio puro y seco, l o mezclamos bien, pesamos el tubo y su contenido en una balanza de un plato con posición de más o menos 0,01 g. anotamos esa medida en la hoja de datos. Adicionamos después en el vaso grande suficiente agua para llenar una tercera parte de el, llenamos con agua hasta el borde la probeta y la tapamos con un circulo de papel. Cuidadosamente invertimos la probeta en el vaso, finalmente ensamblamos el equipo. La punta de la manguera la dejamos un poco mas arriba de la mitad de la probeta, sostuvimos el tubo de ensayo con la pinza y lo sujetamos a su vez a un soporte universal. Consultamos al instructor de que todo estaba bien y listo para empezar, luego empezamos a calentar cuidadosamente el tubo con el mechero. A medida que se iba llenando la probeta con el gas se iba desplazando el agua que la llenaba pasando al vaso, uno de los participantes fue sacando el agua del vaso grande con vasos de 150 y 500 mL para evitar que se llenara totalmente y se derramara sobre la mesa. Regulamos el calentamiento de tal forma que la evolución del oxigeno fuera continua pero no muy rápida. Calentamos el tubo suave, ya que de lo contrario se podría producir una nube blanca en el tubo. Cuando se lleno unos 2/3 de la probeta suspendimos el calentamiento y dejamos enfriar el tubo sin desamblar el equipo. La punta de la manguera la dejamos por encima del nivel de agua en la probeta mientras el tubo se enfriaba, cuando el tubo quedo a temperatura ambiente igualamos los niveles de agua de la probeta y el vaso grande, esto lo obtuvimos subiendo y bajando la probeta según se requería cuando los niveles estuvieron iguales retiramos la manguera y leímos los el volumen del gas recolectado, medimos la temperatura ambiente y la del agua sobre la cual se recolecto el oxigeno también la presión atmosférica. El tubo y su contenido lo pesamos con una precisión de ± 0,01 g.

DATOS

Peso del tubo sin calentar: 20.50 g Peso del tubo después de calentar: 20.24 g Temperatura ambiente: 29 ºC Temperatura del agua: 28 ºC Presión atmosférica: 760 mmHg Volumen del gas obtenido: 210 cm.

CALCULOS

Gramos de O2 producidos: 025 g. Presión de O2 seco: 731.7 mmHg Mol de O2 producidos: 8.1539 x 10-3 mol

A condiciones normales: PV = ηRT

Volumen molar de un gas ideal a condiciones normales es:

Volumen molar del gas obtenido en la práctica a condiciones normales es: →

→

Con los volumen molares calculados podemos encontrar el % de error.

CUESTIONARIO DE APLICACIÓN 1. Si el oxigeno no fuera molecular (O2) sino atómico. ¿ Cual hubiera sido el volumen que se hubiera obtenido en las condiciones ambientales del experimento ¿ 2

calcule la densidad en gramos por litros del oxigeno gaseoso que obtuvo en las condiciones ambientales del experimento.

3

Si en el experimento que se acaba de efectuar no hubiera igualado los niveles de agua. Y si el nivel de agua en la probeta hubiera quedado 10cm mas alto que el nivel del agua en el vaso, ¿ como se habría afectado la determinación experimental en el volumen molar de un gas. Le hubiera dado un valor mas alto o mas bajo que el valor real. Explique.

4

Seguramente que el volumen molar bajo condiciones normales que usted obtuvo experimentalmente para el oxigeno no corresponden exactamente al valor 22.4 litros por mol. Debido a posibles errores en el método utilizado. Explique 3 posibles causas de errores y explique como podría mejorar el método experimental utilizado para obtener un valor más exacto del volumen molar.

5

¿Que % de KCLO3 utilizado por usted en el experimento se le descompuso por calentamiento?

BIBLIOGRAFIA

CASTELLAN, Gilbert W. Fisicoquímica. México. Fondo Educativo Interamericano S.A, 1976 MARON y PRUTTON .fundamentos de fisicoquímica. Limusa Wiley.

LEVINE, Ira Fisicoquímica. España: Vol. I y II. Mc Graw Hill, 1996.

SOLUCION DEL CUESTIONARIO 1 Se hubiera obtenido el doble, así: D = (16 g/ mol) (1atm) / (0.082 atm .L/mol.ºK) (273.15ºK) D = 0.714 g/L → V = (0.25g) / (0.714g/ L) V = 0,35 L. lo cual equivale al doble del obtenido experimentalmente.

2 A partir de la ecuación de estado de los gases ideales podemos hallar después de una serie de procesos matemáticos a la densidad, de la siguiente manera: D = MP/ RT

3 se hubiese afectado en la razón de que hubiéramos utilizado una P de gas mucho menor a la atmosférica, que seria igual a la fuerza ejercida por la masa de agua sobre el área de la probeta menos la presión del vapor de agua. Volviendo los cálculos más tediosos e inexactos debido que al ejercer una mayor presión sobre el gas, este tiende a disolverse con el agua circundante. Por lo cual hubiésemos obtenido un más bajo que el real. 4 algunas posibles causas de error son: o

Toma inexacta del peso de la muestra. Ya que en las balanzas que utilizamos inicial mente no eran muy precisas.

o

Pérdida del gas por el tubo de ensayo y la manguera. Esto debido que al calentarse el tobo de ensayo logra dilatar el plástico del que esta echa la manguera, facilitando la fuga del gas

o

Error en la lectura del volumen ocupado por el gas después de haberse igualado los niveles de agua. Esto debido a efectos ópticos ocasionados por el vidrio y el agua.

5

KClO3

KClO + O2

=

Para un gramo de KClO3 se produce 0.26 g de oxigeno.

Con esto concluimos que el porcentaje de KClO3 descompuesto fue del 96% que significa una eficiencia de la reacción muy alta que facilito la determinación del peso molecular del gas.