DETERMINACIÓN DEL VOLUMEN MOLAR DE UN GAS

DETERMINACIÓN DEL VOLUMEN MOLAR DE UN GAS.

Química básica,  Ing. Agroindustrial,  Facultad de las Ciencias Agrarias,  Universidad del Cauca

Grupo No:        5        

Fecha de realización de la práctica:         11/11/2016         

Fecha de entrega de informe:                 02/12/2016

1. RESUMEN:

El estudio de los gases ilustra de qué manera las observaciones conducen a las leyes naturales las cuales a su vez se pueden explicar mediante modelos como lo son las tres leyes de los gases; ley de Boyle la cual relaciona la presión y el volumen de un gas, ley de Charles que establece que el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles de un gas. A partir de esas leyes se deduce la ecuación de gases ideales la cual está dada por PV=RnT, esta ley describe todas las características importantes de un gas. Para cumplir el objetivo de la práctica se calentó una muestra de cloruro de potasio solido (KClO3) en un tubo de ensayo, él se descompuso según la reacción: , y se produjo oxigeno gaseoso, el volumen del gas obtenido fue de 0.037L a 23ºC y una presión total de 600mmHg y a través de ciertos cálculos se obtuvieron las moles teóricas del O2 y KClO3 (1.23*10-33) y (8*10-4), como también las experimentales de oxigeno (1.20*10-3) y (8.2*10-4) respetivamente. Luego de realizar todos los cálculos requeridos se puede decir que se obtuvo un error porcentual del volumen molar tanto del oxígeno como el clorato de potasio, los cuales son respectivamente: 2.4% y 2.5%.[pic 1]

2. RESULTADOS

En la siguiente tabla se dan a conocer los datos obtenidos en el penúltimo laboratorio de química básica (DETERMINACION MOLAR DE UN GAS), donde por medio de distintos cálculos se lograron obtener los cálculos requeridos para realizar el informe.

Tabla 1. Datos obtenidos en el laboratorio donde se determinó el volumen molar de un gas.

n: moles Rx: reaccionar P: producir DES: descomposición C: condiciones N: normales

*Todos los cálculos y experimentos se realizaron en Popayán con las siguientes condiciones: peso del KClO3 (0.10g), temperatura ambiente(23°C), temperatura del agua(22°C), presión atmosférica(600mmHg), presión de vapor de agua(22.3mmHg), y la altura de la columna de agua(22cm).

1. ANALISIS DE RESULTADOS

John Dalton fue quien primero se dio cuenta que la presión total de una mezcla de gases es igual la suma de las contribuciones de los componentes de la mezcla. La parte de la presión total de una mezcla que se debe a un componente se llama presión parcial del componente. La ley de Dalton de las presiones parciales dice que la presión total (PT) de una mezcla de gases es la suma de las presiones parciales de sus componentes.

Dalton dedujo la ley de las presiones parciales partiendo de sus trabajos sobre la cantidad de vapor de agua que puede absorber el aire a distintas temperaturas, por esto esta ley se utiliza para hacer correcciones por la cantidad de agua que contiene un gas cuando se recolecta desplazando el agua del recipiente[1]. En la práctica de laboratorio se recolecto una muestra de O2 preparada al calentar el clorato de potasio hasta su descomposición:

[pic 3]

El gas que se desprende de la anterior reacción la cual es de descomposición se recolecto en una probeta invertida la cual se encontraba llena de agua dentro de un vaso de precipitado dejando así que el gas burbujee en su interior, se observó como la entrada de gas desplazo el agua dentro de la probeta este método de recolección de un gas se basa en la suposición de que el gas no reacciona con agua y que no se disuelve apreciablemente en ella, obteniendo así que el gas que se obtuvo en la probeta fue una mezcla de O2 y vapor de agua.

Con la reacción anterior y el peso del KClO3, que se puede ubicar en las condiciones anteriores, se logró obtener el número de moles de KClO3, el cual se llevó a cabo al realizar el siguiente calculo estiquiometrico:

[pic 4]

Con el resultado del anterior cálculo estiquiometrico se inició con un nuevo cálculo el cual arrojo el número de moles de O2 que se puede ver a continuación:

[pic 5]

Con este nuevo resultado y conociendo la ley de Avogadro que dice que el volumen de gas es directamente proporcional al número de moles cuando la temperatura y la presión permanecen constantes[2] en base a esto se puede decir que:

 [pic 6][pic 7]

Obteniendo así que el volumen producido de oxigeno (O2) en el experimento sobre la determinación del volumen molar de un gas es .[pic 8]

Regresando a la ley de Dalton de las presiones parciales para obtener la presión del oxígeno seco se logró por medio de la siguiente ecuación:

   (1)[pic 9]

Donde necesitamos saber la altura de la columna de mercurio en mmHg para cual se utilizó la siguiente ecuación:

[pic 10]

Al remplazar todos los datos en la ecuación, los cuales se encuentran en las condiciones dadas en los resultados, a continuación se observara el resultado obtenido:

[pic 11]

Con el dato obtenido y al aplicar la formula (1) se logra resolver y hallar la presión del oxígeno seco como se ve en el siguiente cálculo:

[pic 12]

A partir de la ley de los gases ideales que es la que describe todas las características importantes de un gas: su presión (P), su volumen (V), el número de moles (n) y la temperatura (T) en kelvins. Es importante reconocer que la ley de los gases ideales se basa en mediciones experimentales de las propiedades de dichos gases. Se dice que si un gas obedece esta ecuación  se comporta de manera ideal. La ley de los gases ideales permite resolver infinidad de problemas al conocer tres propiedades del gas. La ecuación ideal de los gases es la siguiente donde se consideraron las tres leyes que describen el comportamiento de los gases: ley de Boyle, Charles y Avogadro [3]:

[pic 13]

[pic 14]

Con base a lo anterior se logró obtener el número de moles de oxigeno (O2) con las cuales se inició un nuevo cálculo estiquiometrico el cual arrojara como resultado el número de moles de clorato de potasio (KClO3) que reaccionaron, lo dicho anterior mente se mostrara en los siguientes cálculos hallando en primer lugar las moles de O2:

[pic 15]

Continuando con el cálculo estiquiometrico que permite hallar las moles de clorato de potasio (KClO3) que reaccionaron:

[pic 16]

A partir del resultado anterior se puede partir para obtener las moles de oxigeno producidas por la descomposición de todo el clorato de potasio, lo cual se lograra por medio del siguiente calculo estiquiometrico:

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