Trabajo Práctico N° 2 Determinación de la masa molar del magnesio

Química General

Trabajo Práctico N° 2

Determinación de la masa molar del magnesio

Profesor:                  Lic. Fernando Yonni

Jefe de T.P.:          Prof. Sergio Vaca

Año: 2018

Curso: 1

Integrantes:

1. BRUNO, Tomás

2. PENZOTTI, Juan

3. PESARESI, Nicolás

4. ZAPATA, Matías

Índice

Objetivo        3

Marco teórico        3

Lista de materiales         4

Procedimiento y desarrollo        5

        Planteamiento        5

        Experimentación        6

        Cálculos        7

Conclusiones        12

Bibliografía         13

Objetivo

El objeto de este trabajo es determinar experimentalmente la masa molar del magnesio, indicando las posibles causas de error en el procedimiento desarrollado.

Marco teórico

El mol es una de las siete unidades fundamentales de la física, y expresa la cantidad de materia correspondiente a un número de Avogadro de partículas. La masa de un mol de átomos, moléculas, u otras especies especificadas, se denomina masa molar. Tratándose de átomos, si la masa molar se expresa en gramos, su valor coincidirá entonces con la masa atómica relativa. Por lo cual, para una mejor comprensión de la naturaleza de nuestra práctica, deberemos profundizar este concepto.

La idea de masa atómica relativa se asocia a la comparación respecto de un elemento patrón, el hidrógeno, al cual se le asigna un valor de 1. De modo que cualquier otro átomo X tendrá una masa que será igual a tantas veces la del hidrógeno.

Sin embargo, se ha descubierto que átomos de una misma clase presentan diferentes masas atómicas. Ya no solo se debe considerar la masa de los protones y electrones (aunque sabemos que esta última es despreciable frente a la de los primeros, por lo cual no se la toma en cuenta), sino que además es preciso considerar la masa de los neutrones. Dichas partículas subatómicas, que no poseen carga eléctrica, pueden encontrarse en variada cantidad en distintos átomos de un mismo tipo, originando lo que se conoce como isótopos. De manera que el núcleo de un átomo de hidrógeno podría bien estar formado por un protón y ningún neutrón (por cierto el más abundante), o bien un protón y un neutrón (deuterio), o bien un protón y dos neutros (tritio). Cada átomo tiene entonces asociada una cantidad de isótopos. Dicha variabilidad genera la necesidad de tener que tomar un valor representativo de su masa, considerando el promedio de todos isótopos conocidos. Así se explica la presencia de valores decimales en el número másico de los elementos de la tabla periódica. Esto nos permite afirmar fehacientemente que el valor informado por la tabla no existe como tal en la naturaleza; de hecho, contradice al sentido común, pues las unidades de masa atómica son números enteros.

En la práctica, podemos ver al mol a modo de operador que nos indica expresar la masa atómica relativa en gramos.

Listado de materiales

• Tira de Magnesio de masa conocida
• Erlenmeyer de 250 ml
• Tubo de desprendimiento
• Cristalizador
• Probeta de 100 ml
• Solución de ácido clorhídrico de concentración conocida
• Termómetro
• Barómetro
• Regla

Procedimiento y Desarrollo

Planteamiento

Procederemos a medir el volumen de hidrógeno desprendido, cuando una masa conocida de magnesio reacciona con exceso de ácido clorhídrico, según la siguiente ecuación química:

[pic 2]

De acuerdo con las relaciones estequimétricas, el número de moles de hidrógeno obtenido es igual al número de moles de magnesio que reaccionaron. En la práctica, la veracidad de esta afirmación es cuestionable debido a que el rendimiento teórico es casi imposible de alcanzar en la gran mayoría de los casos, debido a los diversos factores que podrían afectar al mismo. Analizaremos esta cuestión más adelante.

Ahora bien, tomando como verdadera esta consideración, podremos calcular el número de moles de hidrógeno liberados, en un sistema donde mediremos el valor de las otras variables involucradas en la ecuación de los gases ideales:

T                        (1)[pic 3]

En donde:

P = Presión

V = Volumen

n = Número de moles

R = Constante de los gases ideales

T = Temperatura

La presión del hidrógeno la calcularemos utilizando la siguiente ecuación:

        (2)[pic 4]

En donde:

 = Presión del hidrógeno[pic 5]

 = Presión atmosférica[pic 6]

 = Presión de vapor de agua[pic 7]

 = Presión de la columna[pic 8]

La presión atmosférica la mediremos con un barómetro de mercurio. La presión de vapor de agua la obtendremos mediante una tabla, para lo cual necesitaremos medir el valor de la temperatura del sistema, de todas maneras necesario en la ecuación anterior. Por último, la presión de la columna se obtiene mediante la siguiente expresión:

                (3)[pic 9]

En donde 0,0735 es la constante de proporcionalidad entre las unidades atmósfera y torr.

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