UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS

FACULTADA DE INGENIERÍA INDUSTRIAL

Laboratorio de química general

“Volumen molar”

Lima, Perú

Índice: Pág.

Profesora:

María Hilda Carhuancho

Grupo:

Lunes 10:00:12:00 am

GALLEGOS PÉREZ, Pedro André

ATAMAN SAAVEDRA, Sandra Wendy

Volumen molar

I. INTRODUCCIÓN 03

II. PRINCIPIOS TEORICOS 03

III. DETALLES EXPERIEMENTALES 07

IV. DISCUSIÓN DE RESULTADOS 09

V. CONCLUCIONES 10

VI. RECOMENDACIONES 10

VII. BIBLIOGRAFIA 10

VIII. APENDICE 10

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I. INTRODUCCIÓN:

Si 1 mol de cualquier gas tiene el mismo número de moléculas, que 1 mol de cualquier otro gas, y si números iguales de moléculas corresponden a volúmenes iguales a S.T.P, entonces, 1 mol de cualquier gas tiene el mismo volumen a T.P.E que 1 mol de cualquier otro gas. Este volumen molar tiene valor de 22.414 lt.Debido a las desviaciones del comportamiento ideal, que muestran los gases reales, el volumen molar observado real de una gas a T.E.P puede ser ligeramente diferente a 22.414 lt, ya sea mayor o menor, en este laboratorio usaremos el valor redondeado de 22.4 lt para todos los gases reales

II. PRINCIPIOS TEORICO:

ESTEQUIOMETRIA:En química, la estequiometria (del griego στοιχειον, stoicheion 'elemento' y μετρον, métrón, 'medida') Es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre los reactantes y productos en el

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transcurso de una reacción química. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia, según distintas principios. El primero que enunció los principios de la estequiometria fue Jeremias Benjamin Richter (1762-1807), en 1792, quien describió la estequiometria de la siguiente manera:«La estequiometria es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados (en una reacción química)».También estudia la proporción de los distintos elementos en un compuesto químico y la composición de mezclas químicas.PRINCIPIO:Una reacción química se produce cuando hay una modificación en la identidad química de las sustancias intervinientes; esto significa que no es posible identificar a las mismas sustancias antes y después de producirse la reacción química, los reactivos se consumen para dar lugar a los productos.A escala microscópica una reacción química se produce por la colisión de las partículas que intervienen ya sean moléculas, átomos o iones, aunque puede producirse también por el choque de algunos átomos o moléculas con otros tipos de partículas, tales como electrones o fotones. Este choque provoca que las uniones que existían previamente entre los átomos se rompan y se facilite que se formen nuevas uniones. Es decir que, a escala atómica, es un reordenamiento de los enlaces entre los átomos que intervienen. Este reordenamiento se produce por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, sin embargo los átomos implicados no desaparecen, ni se crean nuevos átomos. Esto es lo que se conoce como ley de conservación de la masa, e implica los dos principios siguientes:

El número total de átomos antes y después de la reacción química no cambia.

El número de átomos de cada tipo es igual antes y después de la reacción.

En el transcurso de las reacciones químicas las partículas subatómicas tampoco desaparecen, el número total de protones, neutrones y electrones permanece constante. Y como los protones tienen carga positiva y los electrones tienen carga negativa, la suma total de cargas no se modifica. Esto es especialmente importante tenerlo en cuenta para el caso de los electrones, ya que es posible que durante el transcurso de una reacción química salten de un átomo a otro o de una molécula a

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otra, pero el número total de electrones permanece constante. Esto que es una consecuencia natural de la ley de conservación de la masa se denomina ley de conservación de la carga e implica que:

La suma total de cargas antes y después de la reacción química permanece constante.

Las relaciones entre las cantidades de reactivos consumidos y productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación, y por lo tanto pueden ser determinadas por una ecuación (igualdad matemática) que las describa. A esta igualdad se le llama ecuación estequiometria.

VOLUMEN MOLAR

El volumen molar de una sustancia, simbolizado Vm,1 es el volumen de un mol de ésta. La unidad del Sistema Internacional de Unidades es el metro cúbico por mol:m3 · mol-1

Un mol de cualquier sustancia contiene 6,022 · 1023 partículas.2 En el caso de sustancias gaseosas moleculares contiene NA moléculas. De aquí resulta, teniendo en cuenta la ley de Avogadro , que un mol de cualquier sustancia gaseosa ocupará siempre el mismo volumen (medido en las mismas condiciones de presión y temperatura).Experimentalmente, se ha podido comprobar que el volumen que ocupa un mol de cualquier gas ideal en condiciones normales (Presión = 1 atmósfera, Temperatura = 273,15 K = 0 °C) es de 22,4 litros.3 Este valor se conoce como volumen molar normal de un gas.Este valor del volumen molar corresponde a los llamados gases ideales o perfectos; los gases ordinarios no son perfectos (sus moléculas tienen un cierto volumen, aunque sea pequeño) y su volumen molar se aparta ligeramente de este valor. Así los volúmenes molares de algunos gases son:

Monóxido de carbono (CO) = 22,4 L. Dióxido de azufre (SO2) = 21,9 L. Dióxido de carbono (CO2) = 22,3 L.

En el caso de sustancias en estado sólido o líquido el volumen molar es mucho menor y distinto para cada sustancia. Por ejemplo:

Para el nitrógeno líquido (–210 °C) el volumen molar es de 34,6 cm3.

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Para el agua líquida (4 °C) el volumen molar es de 18,0 cm3.

CATALIZADOR Un catalizador es una sustancia química, simple o compuesta, que modifica la velocidad de una reacción química, interviniendo en ella pero sin llegar a formar parte de los productos resultantes de la misma. Los catalizadores se caracterizan con arreglo a las dos variables principales que los definen: la fase activa y la selectividad. La actividad y la selectividad, e incluso la vida misma del catalizador, depende directamente de la fase activa utilizada, por lo que se distinguen dos grandes subgrupos: los elementos y compuestos con propiedades de conductores electrónicos y los compuestos que carecen de electrones libres y son, por lo tanto, aislantes o dieléctricos. La mayoría de los catalizadores sólidos son los metales o los óxidos, sulfuros y haloideos de elementos metálicos y de semimetálicos como los elementos boro aluminio, y silicio. Los catalizadores gaseosos y líquidos se usan usualmente en su forma pura o en la combinación con solventes o transportadores apropiados; los catalizadores sólidos se dispersan usualmente en otras sustancias conocidas como apoyos de catalizador Un catalizador en disolución con los reactivos, o en la misma fase que ellos, se llaman catalizador homogéneo. El catalizador se combina con uno de los reactivos formando un compuesto intermedio que reacciona con el otro más fácilmente. Sin embargo, el catalizador no influye en el equilibrio de la reacción, porque la descomposición de los productos en los reactivos es acelerada en un grado similar. Un ejemplo de catálisis homogénea es la formación de trióxido de azufre haciendo reaccionar dióxido de azufre con oxígeno, y

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utilizando óxido nítrico como catalizador. La reacción forma momentáneamente el compuesto intermedio dióxido de nitrógeno, que luego reacciona con el oxígeno formando óxido de azufre. Tanto al principio como al final de la reacción existe la misma cantidad de óxido nítrico.Un catalizador que está en una fase distinta de los reactivos se denomina catalizador heterogéneo o de contacto. Los catalizadores de contacto son materiales capaces de adsorber moléculas de gases o líquidos en sus superficies Un ejemplo de catalizador heterogéneo es el platino finamente dividido que cataliza la reacción de monóxido de carbono con oxígeno para formar dióxido de carbono. Esta reacción se utiliza en catalizadores acoplados a los automóviles para eliminar el monóxido de carbono de los gases de escape.Existen ciertas sustancias llamadas promotoras, que no tienen capacidad catalítica en sí, pero aumentan la eficacia de los catalizadores. Por ejemplo, al añadir alúmina a hierro finamente dividido, ésta aumenta la capacidad del hierro para catalizar la obtención de amoníaco a partir de una mezcla de nitrógeno e hidrógeno. Por otra parte, los materiales que reducen la eficacia de un catalizador se denominan venenos. Los compuestos de plomo reducen la capacidad del platino para actuar como catalizador; por tanto, un automóvil equipado con un catalizador para controlar la emisión de gases necesita gasolina sin plomo.Los catalizadores metálicos más usuales son capaces de producir reacciones reversibles de quimiadsorción, como en el caso del níquel, paladio, platino y plata. Entre los catalizadores a base de óxidos metálicos se distingue entre los óxidos estequiométricos y los óxidos que ganan o pierden oxígeno de su superficie. Las sales metálicas más destacadas por su carácter catalizador son los sulfuros, que se emplean en procesos de eliminación de azufre, y los cloruros, que son catalizadores de los procesos de oxicloración. Los catalizadores llamados «bifuncionales» son los que tanto en el soporte como en la fase soportada actúan de catalizadores en diferentes pasos elementales de la reacción química, siguiendo esquemas catalíticos diferentes. Se emplean fundamentalmente en la reformación de la gasolina.

III. DETALLES EXPERIMENTALES: MATERIALES

Balanza

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Tubo de ensayo Pinza Juego de tapones bihoradado, mangueras y conexiones Colector de vidrio 1 Mechero 1 Espátula 1 Termómetro 1 Probeta de 500ml. 1 Balón

REACTIVOS Mezcla de Reactivos: 87,5% KCLO 3(s) y 12,5% MnO2(s)

(fot.1)

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: Pesar el tubo limpio y seco. Agregar la mezcla entre 0.8 a 1.0g (pesada por

diferencia) al tubo. Manténgalo listo mientras arma todo el equipo (fot.2)

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 mas oxigeno, esto

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Foto

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se comprueba observando que no cae más agua en el frasco colector.

Deja enfriar el tubo que contiene KCL y MnO2 en el desecador.(fot.3)

Luego se de algún momento retirarlo del desecador y pesarlo.(fot4)

Medir exactamente el volumen desalojado, el cual es igual al volumen de oxigeno desprendido en la descomposición del KCLO3, puesto que el MnO2 actúa como catalizador, permanece inalterable y se recupera al final del experimento.(fot.5)

Medir la temperatura del agua del balón, para luego determinar con esta la presión de vapor del agua, en las tablas.

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Foto 2

H2O

KCLO 3 +MnO2

H2O

O2

Foto 5Foto 4Foto 3

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IV. DISCUSIÓN DE RESULTADOS:

1. Peso del tubo vacio 23.72 g2. Peso del tubo mas mezcla 24.6 g3. Peso del KCLO3= ((2)-(1))*0.875 0.77 g4. Peso del MnO2= ((2)-(1))*0.125 0.11 g5. Peso del tubo mas KCl + MnO2 24.29 g6. Peso del O2 experimental = (2) - (5) 0.31 g7. Temperatura del agua en el balón, T 21.4 ºC8. Presión del vapor de agua a (T) 18.7 mm Hg9. Presión barométrica 756 mm Hg10.Presión de gas seco: P = (9) – (8) 737.3 mm Hg11.Volumen de O2 : Volumen de agua desalojada 245 ml12.Volumen de O2 a C.N. P0 = 760 mm Hg T0 = 273 K

V0 = (P. P0) x (T0. T) Vo= 220.7 ml13.Calculo del peso teórico de O2 de acuerdo a la reacción:

KClO3(s) + calor KCl(s) + 3/2 O2(g) 122.5g 48g(3) Xg X=0.302g

14.Calculo del % de ERROR EXPERIMENTAL en relación al O2:% e = (((13) – (6))/(13))x100 = 2.65 %

15. Resultado del volumen teórico de O2 a C.N. KClO3(s) + calor KCl(s) + 3/2 O2(g) 122.5g 33.6 L(3) Y L Y=0.21 L

16. % de error relativo del O2 %e= (15)-(12) = -5.1% (15)

17.Resultado del volumen molar Vm experimental a C.N. 1 mol de O2 = 32g (6) (12) 32 g O2 Vm Vm=22781.94 ml

18.% de error relativo del Vm %e= (22400)-(17) x 100 = -1.7 % (22400)

V. CONCLUCIONES:Podemos concluir que el volumen de agua desalojado será el volumen de O2 liberada de la reacción.Que obtener un 22.414 L como volumen molar es poco probable ya que se está utilizando un número aproximado,

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además as condiciones, los errores humanos la no precisión hacen más lejanos estos resultados.Se debe seguir las indicaciones al detalle debido a que un mínimo descuido como el momento preciso para soltar la manguera de expulsión será perjudicial para nuestro experimento.

VI. RECOMENDACIONES: Es recomendable que se tenga una pinza o algo parecido para ajustar la parte de expulsión de H2O debido que la mano y el pulso humano no es lo suficientemente preciso.Tener los materiales adecuados pues se observo que al no tener un tubo de ensaya que no calce con el tapón genera un problema.

VII. BIBLIOGRAFIA:

LIBROSBrown. Bursen. Burdge. Química: La ciencia central.Roberto Martinez Álvarez, American Chemical Society, Química

PAG. WEB http://www.basculasbalanzas.com/tipos/granataria.html http://www.slideshare.net/angelvelasco/balanza-

presentation http://www.mitecnologico.com/Main/

PrecisionExactitudYSensibilidad

VIII. APENDICE:

DEFINA ¿QUÉ ES VOLUMEN MOLAR?El volumen molar de una sustancia (simbolizada Vm), es el volumen de un mol de ésta. La unidad del Sistema Internacional de Unidades es el metro cúbico por mol: m3 • mol-1Un mol de cualquier sustancia contiene 6,022 • 1023 partículas. En el caso de sustancias gaseosas moleculares un mol contiene NA moléculas. De aquí resulta, teniendo en cuenta la ley de Avogadro, que un mol de cualquier sustancia gaseosa ocupará siempre el mismo volumen (medido en las mismas condiciones de presión y temperatura). Experimentalmente, se ha podido comprobar que el volumen que ocupa un mol de cualquier gas ideal en condiciones normales (Presión = 1 atmósfera, Temperatura = 273,15 K = 0 °C) es de 22,4 litros. Este valor se conoce como volumen molar normal de un gas. Este valor del volumen molar corresponde a los llamados gases ideales o perfectos; los gases ordinarios no son perfectos (sus moléculas tienen un cierto volumen, aunque sea pequeño) y su volumen molar se aparta ligeramente de este valor. Así los volúmenes molares de algunos gases son:

Monóxido de carbono (CO) = 22,4 L. Dióxido de azufre (SO2) = 21,9 L.

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Dióxido de carbono (CO2) = 22,3 L. En el caso de sustancias en estado sólido o líquido el volumen molar es mucho menor y distinto para cada sustancia. Por ejemplo:

Para el nitrógeno líquido (–210 °C) el volumen molar es de 34,6 cm3.

Para el agua líquida (4 °C) el volumen molar es de 18,0 cm3.De haber obtenido alto porcentaje de error, justifique porqué y como podría evitarlo

No se obtuvo un alto marguen de error debido a que se tubo el debido cuidado con el balón en el m omento de sacar todo el aire así como la medición de la temperatura apenas se abrió este.

DE 5 EJEMPLOS DE REACCIONES QUÍMICAS, DONDE SE OBTENGA O2. 6 CO2 + 6 H2O → C6H12O6 + 6 O2 2KO2 + 2CO2 → 2K2CO3 + 3O2 2KClO3 → 2KCl + 3O2

¿SERÁ NECESARIO DESCOMPONER TOTALMENTE EL KCL O3

PARA LA DETERMINACIÓN DEL VOLUMEN MOLAR, SEGÚN LA EXPERIENCIA QUE SE REALIZO EN EL LABORATORIO?La ecuación KClO3 + calor Kcl(s) + 3/2 O2(g) Se aprecia que el O2(g) se obtiene en la descomposición del KClO3 por ende si es necesario que se descomponga totalmente este compuesto.

¿CUÁL SERÁ EL VOLUMEN MOLAR DE UN GAS IDEAL A 25 ºC Y 742 MM HG?

V1= V0*(P0*T1)/(P1*T0) V1=22.4*(760*298)/(273*742)V1=25.04LRespuesta: 25.0L¿CUÁL SERÁ LA DENSIDAD DEL O2 A CONDICIONES EXPERIMENTALES Y A LAS C.N?En C.N = 32g / 22.4 L = 1.42 g/L

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