Quimica molecular

Índice.

Objetivo. Introducción Teórica. - Pagina 3.

Desarrollo de la práctica. - Pagina 8.

Material y Reactivos. - Pagina 8.

Tabla de Datos. - Pagina 8.

Cuestionario. - Pagina 9.

Cálculos Realizados. - Pagina 10.

Observaciones. - Pagina 11.

Conclusiones. - Pagina 12.

Bibliografía. - Pagina 13.

Practica No. 2: Determinación del peso molecular.

Objetivo: Determinar el peso molecular de un gas con datos experimentales utilizando el método de Víctor Meyer y obtener los resultados a partir de la ecuación general del estado gaseoso y la ecuación de Berthelot.

Introducción Teórica.

Ecuación del gas ideal.

A partir de las ecuaciones de gases ideales es posible combinar las tres expresiones y llegar a una nueva ecuación maestra para el comportamiento de los gases:

Ley de Boyle: 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)

V α nT/P

V =R nT/P

PV = nRT

Donde:

= Presión absoluta [atm]

= Volumen [L]

= Moles de gas [mol]

= Constante universal de los gases ideales[L• atm/ ºK• mol]

= Temperatura absoluta [ºK]

La ecuación conocida como ecuación del gas ideal, explica la relación entre las cuatro variables P, V, T Y n. Un gas ideal es un gas hipotético cuyo comportamiento de presión, volumen y temperatura se puede describir completamente con la ecuación del gas ideal.

Las moléculas de un gas ideal no se atraen o se repelen entre sí, y su volumen es despreciable en comparación con el volumen del recipiente que lo contiene. Aunque en la naturaleza no existe un gas ideal, las discrepancias en el comportamiento de los gases reales en márgenes razonables de temperatura y presión no alteran sustancialmente los cálculos. Por lo tanto, se puede usar con seguridad la ecuación del gas ideal para resolver muchos problemas de gases.

Antes de aplicar la ecuación del gas ideal a un sistema real, se debe calcular R, la constante de los gases. A O°C (273 .15 K) Y 1 atm de presión, muchos gases reales se comportan como un gas ideal. En los experimentos se demuestra que en esas condiciones, 1 mol de un gas ideal ocupa un volumen de 22.414 L, que es un poco mayor que el volumen de una pelota de baloncesto. Las condiciones de O°C y 1 atm se denominan temperatura y presión estándar, esto es:

R=PV/nT = ((1 atm)*(22.414 L ))/((1 mol)*(273.15 ºK)) = 0.082057 (L• atm)/(ºk• mol)

Los puntos entre L y atm, y entre K y mol, recuerdan que tanto L como atm están en el numerador, y que K y mol están en el denominador. Para la mayoría de los cálculos se redondeará el valor de R a tres cifras significativas (0.0821 L• atm/ ºK• mol), y se utilizará 22.41 L para el volumen molar de un gas a TPE.

Como la cantidad de sustancia podría ser dada en masa en lugar de moles, a veces es útil una forma alternativa de la ley del gas ideal. El número de moles (n) es igual a la masa (m) dividido por la masa molar (M):

n = m/M

Y sustituyendo , obtenemos:

PV = (m/M)RT

Densidad, Pesos formulares y moleculares.

La masa atómica (también conocida como peso atómico) de un elemento que se muestra en la tabla periódica es en realidad la masa promedio (en unidades de masa atómica, uma) de sus isotopos naturales, basada en la abundancia relativa de los isotopos. La masa atómica con respecto a cualquier compuesto, la suma de las masas atómicas, en uma (unidades de masa atómica) se llama peso formular (P.F.). Cuando el compuesto es molecular, no iónico, a esta suma también se le puede llamar peso molecular (P.M.).Si un compuesto tiene enlaces iónicos, desde el punto de vista técnico no es correcto emplear el término peso molecular, pero siempre se puede usar el de peso formular.

Molécula diatómica.

Son aquellos que están formados por dos átomos del mismo elemento químico. Este arreglo se debe a la existencia de un mínimo en el potencial al cual se encuentran sometidos los átomos, en su estado natural no están químicamente enlazados con otro elemento. Aunque el prefijo di sólo significa dos, normalmente se sobrentiende que la molécula tiene dos átomos del mismo elemento. Los gases nobles no forman moléculas diatómicas: esto puede ser explicado usando la teoría orbital molecular.

Elementos diatómicos. Entre los ejemplos más comunes encontramos el H2 y el O2

Lista de elementos diatómicos:

Hidrógeno → H2

Oxígeno → O2

Nitrógeno → N2

Flúor → F2

Cloro → Cl2

Bromo → Br2

Yodo → I2

Desviación del comportamiento ideal.

Las leyes de los gases y la teoría cinética molecular suponen que las moléculas en estado gaseoso no ejercen fuerza alguna entre ellas, ya sean de atracción o de repulsión. Otra suposición es que el volumen de las moléculas es pequeño, y por lo tanto despreciable, en comparación con el del recipiente que las contiene. Un gas que satisface estas dos condiciones se dice que exhibe un comportamiento ideal.

Aunque se puede suponer que los gases reales se comportan como un gas ideal, no se debe esperar que lo hagan en todas las condiciones. Por ejemplo, sin las fuerzas intermoleculares, los gases no se condensarían para formar líquidos. La pregunta importante es: ¿en qué condiciones los gases exhibirán un comportamiento no ideal?

De acuerdo con la ecuación del gas ideal (para 1 mol de gas), PV/RT = 1, independientemente de la presión real del gas. (Cuando n = 1, PV = nRT se convierte en PV = RT, o PV/RT = 1). Para los gases reales, esto es válido sólo a presiones moderadamente bajas (<= 5 atm); a medida que aumenta la presión, las desviaciones que ocurren son significativas. Las fuerzas de atracción operan entre las moléculas a distancias relativamente cortas

Para estudiar los gases reales con mayor exactitud, es necesario modificar la ecuación del gas ideal, tomando en cuenta las fuerzas intermoleculares y los volúmenes moleculares finitos. Este tipo de análisis fue realizado por primera vez por el físico holandés J. D. van der Waals en 1873. Además de ser un procedimiento matemático simple, el análisis de van der Waals proporciona una interpretación del comportamiento del gas real a nivel

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