Fundamentos de Química

Ingeniería Civil

Universidad de los Andes

2017

Ciencias para ingeniería - Química

Informe

Determinación experimental de la masa molar

Autor: Ignacio F. Garcés

Agradecimientos:

Profesores Alejandra Medina Armijo y Fidel Vallejo Gallardo

2017

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ÍNDICE DE CONTENIDOS

1.1 OBJETIVO GENERAL ...................................................................................................................................................... 2

1.2 Objetivos específicos ............................................................................................................................................... 2

2. Materiales ............................................................................................................................................................................. 3

3. Metodología ......................................................................................................................................................................... 4

4. Resultados ............................................................................................................................................................................ 5

4.1 Comienzo del experimento (antes de la reacción) .............................................................................................. 5

4.2 Fin del experimento (luego de la reacción) .......................................................................................................... 5

5. Discusiones sobre los resultados ..................................................................................................................................... 6

5.1 Resultados de la reacción química ......................................................................................................................... 6

5.2 Características de la reacción química .................................................................................................................. 6

5.3 Reactivo limitante y reactivo de exceso ............................................................................................................... 7

5.4 Aplicando las fórmulas de los gases ideales ........................................................................................................ 7

5.5 Cálculo del porcentaje de error entre la medida experimental y teórica de la Masa Molar ...................... 9

6. Conclusiones 10

7. Bibliografía y anexos 11

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1. INTRODUCCIÓN

En el presente informe se estudia la reacción química que se da a lugar al juntarse el

magnesio sólido con ácido clorhídrico. Aplicamos y comparamos las leyes de los gases ideales

con el comportamiento real que fue observado en el laboratorio, y los datos experimentales.

1.1 OBJETIVO GENERAL

Evidenciar la desviación de la idealidad en los gases, mediante la diferencia entre el cálculo del

Peso Molar teórico y el experimental.

1.2 OBJETIVOS ESPECÍFICOS

➔ Obtener datos experimentales, y con ellos aplicar principios de la idealidad de los gases.

(fórmulas)

➔ Determinar Masa Molar del Magnesio, con datos experimentales del laboratorio.

➔ Contrastar cálculos basados en la idealidad de los gases con datos reales.

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2. MATERIALES

➔ Cinta de magnesio metálico (Mg).

➔ 750 ml de agua.

➔ 15 ml de ácido clorhídrico (HCl).

➔ Tubo de ensayo.

➔ Cubeta.

➔ Probeta.

➔ Pinzas.

➔ Doble nuez.

➔ Manguera con conectores en U.

➔ Cinta aislante.

➔ Pipeta de 5 ml.

➔ Termómetro.

➔ Balanza analítica.

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3. METODOLOGÍA

1. Verter agua en la cubeta.

2. Medir la temperatura del agua.

3. Armar el sistema con cuidado.

4. Cortar cinta de magnesio de 3 cms, y luego pesarlo.

5. Obtener 15 ml de ácido clorhídrico en un tubo de ensayo.

6. Medir la temperatura del ácido.

7. Consultar la presión atmosférica.

8. Con cuidado y agilidad, en el tubo de ensayo, dejar caer el magnesio en el ácido

clorhídrico, y rápidamente unirlo y sellarlo con el sistema previamente armado. De esta

forma se evita la pérdida del hidrógeno gaseoso que se libera al reaccionar estos dos

entes.

9. Medir el volumen de hidrógeno gaseoso liberado, con la probeta invertida.

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4. RESULTADOS

4.1 COMIENZO DEL EXPERIMENTO (ANTES DE LA REACCIÓN)

Se toman algunas mediciones necesarias:

● Peso obtenido de la cinta de magnesio: 0,05 gramos

● Presión atmosférica del momento del experimento: 1 atm

● Presión de vapor de agua: 16,48 mmHg = 0,02168 atm

● Temperatura inicial del agua en el interior del sistema: 19°C

● Temperatura del ácido clorhídrico: 27°C

4.2 FIN DEL EXPERIMENTO (LUEGO DE LA REACCIÓN)

● Volumen de hidrógeno gaseoso (H2) liberado: 65ml

● Altura de la columna de agua (medición en la pipeta invertida): 10,4 cm

● Temperatura final: 37°C

● Temperatura final del agua: 20°C

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5. DISCUSIONES SOBRE LOS RESULTADOS

5.1 RESULTADOS DE LA REACCIÓN QUÍMICA

Sabemos que la reacción involucrada en este proceso se describe en la siguiente ecuación:

Mg(metálico) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq)+ H2(g)

Esta reacción describe lo siguiente: al juntarse 1 átomo de magnesio metálico (Mg) con 2

átomos de ácido clorhídrico líquido (HCl), se genera un reordenamiento de los átomos,

quedando como resultado final cloruro de magnesio líquido (MgCl2) e hidrógeno gaseoso (H2).

Efectivamente vimos que, al tocar la cinta de magnesio metálico al ácido clorhídrico, se liberó

inmediatamente un gas, el cual fue H2. El líquido que quedó en el tubo de ensayo resulta ser

el MgCl2 acuoso.

Sin embargo, los resultados del experimento no fueron los esperados, ya que, aunque

intentamos dos veces, el hidrógeno gaseoso no logró llegar hasta la probeta, y por ello no

pudimos medir nosotros mismos su volumen. Esto ocurrió porque, de alguna manera, no se

selló del todo la unión de la manguera con el tubo de ensayo, probablemente debido a fatiga

del material, es decir, por una falla técnica.

5.2 CARACTERÍSTICAS DE LA REACCIÓN QUÍMICA

La reacción estudiada es de tipo exotérmica[1], ya que sentimos nosotros mismos, al sostener

el tubo de ensayo en donde se produjo la reacción, el calor que se generó al sumergirse el

magnesio metálico en el ácido clorhídrico.

Además, se evidencia esto con el hecho de que el agua, luego de la reacción, aumentó su

temperatura en 1°C.

[1] Reacción exotérmica: tipo de reacción química que desprende energía al producirse (en este caso,

en forma de calor).

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5.3 REACTIVO LIMITANTE Y REACTIVO DE EXCESO

El reactivo[2] que se consume en su totalidad, y por lo tanto, que limita la cantidad de

producto durante una reacción química es el denominado reactivo limitante. Los otros

reactivos, que no se consumen totalmente, son los reactivos en exceso o excedentes.

En la reacción estudiada, estos corresponderían:

Reactivo limitante: magnesio (Mg)

Reactivo en exceso: ácido clorhídrico (HCl)

5.4 APLICANDO LAS FÓRMULAS DE LOS GASES IDEALES

Existen fórmulas para calcular ciertos detalles de gases (como temperatura, presión, etc.) a

partir de otros datos, sin embargo, los cálculos realizados con estas fórmulas sólo se

asemejan a los gases reales bajo ciertas condiciones. Por lo tanto, siempre habrá un rango de

falla en las predicciones del comportamiento de un gas real aplicando estas reglas. A

continuación aplicaremos dichas fórmulas ideales, para luego calcular cuánto es el porcentaje

de error en este caso.

Datos obtenidos del laboratorio para el H2:

Presión (P) = 1 atmósferas (atm)

Constante universal de los gases (R) = 0,082057 atm • L

mol • K

Volumen (V) = 65 mililitros (mL) = 0,065 litros (L)

Temperatura (T) = 37 grados centígrados (°C) = 310,15 Kelvin (K)

Notar que la temperatura se llevó a Kelvin y el volumen en Litros, ya que para hacer los

cálculos necesarios, todos los datos deben estar en unidades del Sistema Internacional, el cual

es el conjunto de unidades más comúnmente usadas en las ciencias.

[2] Definición de reactivo: toda sustancia que, reaccionando con otra, da lugar a nuevas sustancias, las

cuales son llamadas productos de la reacción química. En este caso, el Mg y el HCl son ambos reactivos,

mientras que el MgCl2 y el H2 son los productos.

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Presión • Volumen = Constante universal de los gases • Temperatura • Número de moles

↓

PV = RTn

Con esta fórmula es posible obtener el número de moles (n) y el volumen (V) de H2, en

condiciones normales[3]:

n (H2) = 0,002554 mol

V (H2) en condiciones normales = 0,05725 L

[3] Condiciones normales: cuando la presión es 1 atm y la temperatura es 0°C (es decir, 273 K).

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5.5 CÁLCULO DEL PORCENTAJE DE ERROR ENTRE LA MEDIDA EXPERIMENTAL DE LA

MASA MOLAR DEL MAGNESIO METÁLICO Y LA TEÓRICA

La Masa Molar (Mm) teórica del magnesio se obtiene observando la masa atómica de este

elemento en la tabla periódica:

En la imagen, el número resaltado es la Masa Molar, y su unidad de medida es gramos/mol

Mm (Mg) = 24,312 g/mol

Es posible entonces, recalcular la Masa Molar experimentalmente, sabiendo que:

Mm =m

n=

masa (gramos)

número de moles

Entonces, reemplazando con los datos obtenidos en el laboratorio:

Mm (Mg) =m

n=

0,05 g

0,002554 mol= 19,5771339076 g/mol

Finalmente, aproximadamente:

Mm (Mg) = 19,577 g/mol

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Ahora, observemos nuevamente las Masas Molares calculadas:

Mm (Mg) = 24,312 g/mol

Teóricamente

(Tabla periódica)

Mm (Mg) = 19,577 g/mol

Experimentalmente

(Datos del laboratorio)

Evidentemente, hay una diferencia importante entre ambas mediciones. La Masa Molar

teórica difiere en cerca de 4,7 g/mol de la experimental. Esto nos revela que el porcentaje de

error entre la medida experimental de la Masa Molar del magnesio metálico y

la teórica es de aproximadamente 19%.

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6. CONCLUSIONES

Claramente quedó probado que, si bien las fórmulas presentes en los gases ideales se

acercan a la realidad y ayudan a predecir en alguna medida el comportamiento de los gases

reales, no son totalmente exactas. En este caso se dio una notable diferencia del 19%. Esto

demuestra lo difícil que es llevar los complejos fenómenos que ocurren en el universo a

fórmulas matemáticas, cosa que se busca constantemente en la ciencia.

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7. BIBLIOGRAFÍA Y ANEXOS

➔ Libro Química Chang 10a Edición, por Raymond chang, editorial Mc. Graw Hill, año

2010.

➔ Wikipedia (https://es.wikipedia.org/wiki/Reacción_exotérmica), consultado el

02/05/2017.

➔ http://e-

ducativa.catedu.es/44700165/aula/archivos/repositorio/1000/1168/html/3_reactivos_

limitante_y_en_exceso.html, consultado el 03/05/2017