Practica 2 Quimica Aplicada Esime Zacatenco

INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL

ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA MECÁNICA Y ELÉCTRICA

ICE ZACATENCO

LABORATORIO DE QUÍMICA APLICADA

REPORTE DE LA PRACTICA DE LABORATORIO DE QUÍMICA APLICADA

PRACTICA 2:

DETERMINACION DE LOS PESOS MOLECULARES

PRESENTAN

NOMBRES:

*CRISOSTÓMO AVILÉS RAÚL ALEJANDRO

COHETERO ESCAMILLA JUAN CARLOS

HERNANDEZ BECERRA EDGAR OCTAVIO

FLORES FIGUEROA PAMELA

FECHA DE REALIZACIÓN: 27/02/2014

FECHA DE ENTREGA: 13/03/2014

PROFESOR:

JESUS DANIEL ROBLES SALAS

GRUPO: 2CM4 EQUIPO: 3

Contenido

1. Objetivo 3

2. Introducción teórica 3

Método de densidades relativas. 5

Método de densidades absolutas 5

Método de Víctor Meyer para medir peso (masa) molecular 6

3. Materiales y reactivos 7

4. Desarrollo experimental 8

5. Tabla de datos y resultados 9

6. Observaciones 11

7. Conclusiones 11

8. Bibliografía 11

Objetivo

Determinar el peso molecular de un gas con datos experimentales a partir de la ecuación general del estado gaseoso.

Introducción teórica

Del latín pensum, el peso es la fuerza con que la Tierra atrae a un cuerpo. El término también se utiliza para referirse a la magnitud de dicha fuerza. La masa, por otra parte, es la magnitud física que expresa la cantidad de materia que contiene un cuerpo.

Esa es la diferencia entre el peso y la masa. La masa no depende de la posición del cuerpo en el espacio ni de la fuerza gravedad. El kilogramo y el newton son las unidades en el sistema internacional de unidades del peso y la masa, respectivamente.

Esta diferenciación entre ambos conceptos implica que la noción de peso molecular sea imprecisa. Lo correcto es hablar de masa molecular, una magnitud que se mide en unidades de masa atómica (uma).

No obstante, hay que establecer además que la unidad de medida de la masa molecular citada también puede ser los Daltons (Da). Sin olvidar tampoco que también existen los conocidos como Kilodaltons que se representan como kDa. Dos medidas estas últimas que fueron establecidas por el químico inglés John Dalton (Eaglesfield 1766 – Mánchester 1844) que ha pasado a la historia de la ciencia por haber llevado a cabo su propia teoría atómica y por haber sido el primero en proceder a dar a conocer de manera pública una tabla de pesos atómicos relativos.

Cabe destacar que una molécula es la partícula más pequeña que presenta todas las propiedades físicas y químicas de una sustancia, y que se encuentra formada por uno o más átomos.

La masa molecular, por lo tanto, es el resultado de la suma de las masas atómicas de los elementos que forman una molécula. En este sentido, la masa molecular relativa es el número que señala cuántas veces mayor es la masa de una molécula de una sustancia con respecto a la unidad de masa atómica.

Es importante subrayar el hecho de que al llevar a cabo el cálculo del citado peso molecular se hace vital conocer una serie de cuestiones que son fundamentales a la hora de interpretar y establecer el valor de los resultados obtenidos. De esta manera, nos encontramos, por ejemplo, con el hecho de que si se obtiene de aquel un número decimal y este es mayor que el 0,5 lo que se debe hacer es aproximar el número másico al entero.

Un ejemplo de ello es que si se obtiene la cifra de 15,8 lo que se debe es establecer como número másico el 16.

Para calcular el peso molecular, es necesario considerar la fórmula molecular del compuesto y los pesos atómicos de los elementos que lo componen, y multiplicar cada peso atómico por el subíndice que corresponde al elemento de acuerdo a su fórmula molecular.

En los postulados de la teoría atómica Dalton establece que los átomos de los distintos elementos tienen masas diferentes. Por otra parte, lo que ocurre en las reacciones químicas es una interacción de átomos, por lo que las sustancias no reaccionan entre sí gramo a gramo y resulta necesario conocer las masas de aquellos. Como éstas son sumamente pequeñas, se recurrió al procedimiento de determinar su masa relativa. O lo que es equivalente, encontrar cuán pesado era un átomo de un elemento comparado con un átomo de otro elemento. Para esto, habría que tomar los átomos de un determinado elemento como patrón de referencia, patrón que sería elegido arbitrariamente. El número resultante de la comparación de los pesos respectivos de esos dos átomos es lo que se denominó peso atómico.

En un principio, se tomó el hidrógeno como patrón, por su cualidad de ser el elemento más ligero, y se le adjudicó también arbitrariamente el peso unidad. A la masa correspondiente se la denominó «unidad atómicá de masa» (uam) y también «dalton».

La realización de estas primeras medidas tuvo como base teórica lá hipótesis de Avogadro: como dos volúmenes iguales de gases distintos -en iguales condiciones de presión y temperatura- contienen el mismo número de moléculas, la relación de pesos de esos dos volúmenes dará la relación de pesos de sus moléculas respectivas. Así, por ejemplo, como un volumen de oxígeno (O2) pesa 16 veces más que el mismo volumen de hidrógeno (H2), a igualdad de presión y temperatura, el peso de una molécula de O2 es 16 veces mayor que el de una molécula de H2. Se obtuvo así una escala de pesos moleculares y de ella una de pesos atómicos. (Actualmente, las masas atómicas relativas se determinan con enorme precisión en el aparato denominado espectrómetro de masas).

Debido al difícil manejo del hidrógeno y, sobre todo, a que con él se obtenían pesos moleculares no enteros para muchos gases, se adoptó como nuevo patrón al oxígeno en lugar del hidrógeno. Al átomo de oxígeno se le asignó, también arbitrariamente, una masa atómica de 16 uam. En la actualidad y desde 1961, para unificar criterios, la IUPAC (International Union 0f Pure and Applied Chemistry) acordó utilizar un nuevo patrón: el isótopo del carbono de número másico 12 (que se representa como C12 ó como C-12), al que se le adjudicó la masa atómica exacta de 12 uam. (Isótopos son átomos de un mismo elemento que sólo difieren en su masa. Los elementos se presentan en la naturaleza como mezclas de varios isótopos).

De esta manera, el que el cloro tenga, por ejemplo, un peso atómico de 35,5, significa que sus átomos son 35,5 veces más pesados que 1/12 del átomo de C12.

En definitiva, hay que considerar que:

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