Practica 3 Quimica Aplicada

Instituto Politécnico Nacional

Escuela Superior de Ingeniería Mecánica y Eléctrica Zacatenco

Ingeniería en Comunicaciones y Electrónica

Laboratorio Química Aplicada

Práctica No. 2 “Determinación del peso molecular”

Grupo: 2CM12 Equipo No. 3

Integrantes: “Martínez Munguía Héctor Jael”

Eduardo Álvarez Mejía

Terán Hernández Oscar Javier

Profesor: Abel Betamzos Cruz

11 de Marzo del 2014

OBJETIVO: Determinar el peso molecular de un gas con datos experimentales a partir de la Ecuación General del Estado Gaseoso y la de Berthelot.

CONSIDERACIONES TEÓRICAS.

Peso molecular.

Las unidades de masa atómica constituyen una escala relativa de las masas de los elementos.

Pero debido a que los átomos tienen masas tan pequeñas, no es posible diseñar una balanza para pesarlos mediante unidades calibradas de masa atómica. En cualquier situación real, se manejan muestras macroscópicas que contienen una enorme cantidad de átomos.

Por consiguiente, conviene tener una unidad especial para referirse a una gran cantidad de átomos. Esta idea no es nueva; por ejemplo, el par (2 objetos), la docena (12 objetos) y la gruesa (144 objetos) son unidades de uso común. Los químicos miden a los átomos y a las moléculas en moles.

En el SI, el mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 g (o 0.012 kg) del isótopo de carbono-l2. El número real de átomos en 12 g de carbono-l2 se determina experimentalmente. Este número se denomina número de Avogadro (NAY, en honor del científico italiano Amedeo Avogadro. 1 El valor comúnmente aceptado es:

NA = 6.0221367 X 1023

Generalmente, este número se redondea a 6.022 X 1023. Así, al igual que una docena de naranjas contiene 12 naranjas, 1 mol de átomos de hidrógeno contiene 6.022

Masa molecular.

Es posible calcular la masa de las moléculas si se conocen las masas atómicas de los átomos que las forman. La masa molecular (algunas veces denominada peso molecular) es la suma de las masas atómicas (en uma) en una molécula.

En general, es necesario multiplicar la masa atómica de cada elemento por el número de átomos de ese elemento presente en la molécula y sumar todos los elementos.

A partir de la masa molecular se puede determinar la masa molar de una molécula o un compuesto. La masa molar de un compuesto (en gramos) es numéricamente igual a su masa molecular (en urna). Por ejemplo, la masa molecular del agua es 18.02 urna, por lo que su masa molar es 18.02 g. Obsérvese que 1 mol de agua pesa 18.02 g Y contiene 6.022 X 1023 moléculas de H20, así como 1 mol de carbono contiene 6.022 X 1023 átomos de carbono.

Gases.

Para que un sistema gaseoso quede correctamente determinado no alcanza simplemente con conocer la masa de gas, o la cantidad de gas (que se mide en moles). Se deben conocer otras tres variables, que son: temperatura, presión y volumen. Un gas no tiene volumen propio, por lo tanto ocupará todo el volumen del recipiente que lo contenga. Estas cuatro variables no son independientes, lo cual significa que a lo sumo se podrán poner arbitrariamente tres de ellas, y, automáticamente la cuarta quedará fijada. La ecuación que relaciona estas cuatro variables es la: Ecuación del gas ideal.

La teoría cinética de gases expresa que las moléculas de un gas están totalmente libres, sin ninguna interacción entre ellas. Dichas moléculas se mueven con un movimiento rectilíneo, chocando entre sí y con las paredes del recipiente con choques elásticos. Las moléculas se consideran puntuales, y el volumen que ocupan dichas moléculas es totalmente despreciable con respecto al volumen del recipiente que se encuentra ocupando dicho gas.

Entonces, un gas ideal es el que cumple con la teoría cinética de gases y por lo tanto con la ecuación general de un gas ideal.

No siempre los gases cumplen con esta ecuación, un gas real puede no cumplirla.

Cualquier gas real puede comportarse como ideal dependiendo de las condiciones en que se encuentre. Teniendo en cuenta la ecuación general, matemáticamente puede verse qué sucede con el volumen al disminuir la temperatura o aumentar la presión: el volumen disminuye. Qué son presiones bajas y temperaturas altas depende de cada sustancia en particular, por ejemplo el oxígeno a presión atmosférica normal (1 atmósfera) y temperatura ambiente (20 – 25 °C) seguramente se comportará como ideal, en cambio el agua a 1 atm. y 150 °C no se comporta como ideal.

Presión de un gas

Los gases ejercen presión sobre cualquier superficie con la que entren en contacto, ya que las moléculas gaseosas se hallan en constante movimiento. Los humanos nos hemos adaptado fisiológicamente tan bien a la presión del aire que nos rodea, que por lo regular desconocemos su existencia, quizá como los peces son inconscientes de la presión del agua sobre ellos.

La presión atmosférica se demuestra fácilmente. Un ejemplo común es al beber un líquido con un popote. Al succionar el aire por medio de un popo te se reduce la presión en su interior, el vacío creado se llena con el líquido que es empujado hacia la parte superior del popote por la mayor presión atmosférica.

Ecuación del gas ideal

Ley del Gas Ideal

Como anteriormente lo hemos mostrado, ya conocemos 3 leyes de los gases:

Ley de Boyle: en el que V α 1/P ... (a n y T constantes).

Ley de Charles: V α T ... (a n y P constantes).

Ley de Avogadro: V α n ... (a P y T constantes).

Dónde:

V = volumen,

P = presión,

T = temperatura,

n = número de moles

De manera que si juntamos todas estas leyes podemos decir que:

V α nT/P

(Volumen es proporcional a número de moles por temperatura, sobre presión) ó V = RnT/P

(Noten que R será la constante de los gases)

Quedando la fórmula:

PV = nRT

Donde R es constante de proporcionalidad, que denominamos constante de los gases. La ecuación PV = nRT se le conoce como ecuación del gas ideal, y explica la relación entre cuatro variables (P, V, T y n). Un gas ideal es un gas hipotético cuyo comportamiento de presión, volumen y temperatura se pueden describir completamente con la ecuación del gas ideal.

Las moléculas de un gas ideal no se atraen ni se repelen entre sí, su volumen es insignificante en comparación del recipiente que las contiene. Aunque en la naturaleza no existe un gas ideal, las diferencias de

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