Tp 3 Gases Inorganica

Introducción

Es común que en el laboratorio se utilice el clorato de potasio para obtener, fácilmente, pequeñas cantidades de oxígeno. Esto se debe a que el primero se descompone en cloruro de potasio (KCl) y oxígeno (O2) a una temperatura no mucho mayor que la correspondiente a su punto de fusión. Esta reacción se da de la siguiente manera:

KClOx (s) → KCl (s) + x/2 2O2 (g)

Donde para acelerar la reacción se utiliza dióxido de manganeso (MnO2) como catalizador.

Esta técnica es utilizada para medir la masa de oxígeno que se desprende en la descomposición del clorato de potasio, para luego, poder calcular la cantidad de oxígeno que se encontraba originalmente en el compuesto y por último poder definir la fórmula del mismo.

Para poder medir la masa del oxígeno, se utilizó un dispositivo que constaba, entre otros, de un kitasato con agua que será desplazada hacia un vaso de precipitados al ingresar el oxígeno (figura 1).

Figura 1: esquema del dispositivo utilizado

________________________________________

Procedimiento experimental

Se procedió utilizando los materiales y tomando en cuenta las mediciones correspondientes según el protocolo. Los datos obtenidos se presentan en la tabla adjunta a continuación.

Masa de MnO2 (0,28 ± 0,01) g

Masa clorato de potasio inicial (0,69 ±0,01) g

Temperatura ambiente (26,0 ± 0,5) °C

Presión barométrica / hPa 1020,9

Presión de vapor de H2O a la temperatura de trabajo / Pa 3360

Tabla 1: valores obtenidos para las distintas mediciones realizadas

Se comenzó por igualar las presiónes del tubo de ensayos y del kitasato con la presión atmosférica, para poder más adelante utilizarla en los cálculos en los que fuera necesario. Esto se logró igualando los niveles de agua entre el kitasato y el vaso de precipitados. Para realizar este paso se procuró llenar la manguera B con agua desalojando todas las burbujas que en ella encontraban. Una vez logrado esto, se niveló el agua y se cerró la manguera con ayuda de la pinza de Mohr. Por último se descartó el agua del vaso.

Se continuó, previa apertura de la manguera, con la descomposición del clorato calentando suavemente el tubo de ensayos que lo contenía junto con el catalizador. Al liberarse oxígeno molecular como producto de la reacción (estando el dispositivo herméticamente cerrado), el mismo comenzó a desplazar al agua contenida en el kitasato, que subió por la manguera B cayendo en el vaso de precipitados. Luego de que no se desprendiese más gas del tubo se corrió la llama y se dejó enfriar unos 15 minutos.

Por último se cerró nuevamente la manguera B y se tapó el tubo de ensayos con el contenido. La pérdida de peso registrada corresponde con la masa de oxígeno desprendido como gas, ya que el otro producto de la reacción (KCl) permanece en estado sólido.

El agua que quedó en el vaso fue colocada en una probeta de 250 mL y posteriormente pesada.

________________________________________

En la segunda parte del trabajo práctico, se propuso verificar la ley de Graham mediante el estudio cualitativo de las velocidades de difusión de dos gases en un tubo (NH3 y HCl).

Ambos gases fueron colocados al mismo tiempo dentro del tubo, en el cual se dejaron fluir para luego observar las distancias recorridas. Fue el amoníaco el que recorrió una distancia mayor, por lo que, necesariamente, debe tener una mayor velocidad de difusión.

Como V=Δx/Δt, y Δt es igual para ambas velocidades (los dos gases fueron insertados al mismo tiempo), pueden cancelarse los tiempos, quedando la raíz de las masas molares igual a la relación de distancias recorridas (ver anexo).

Tomando el modelo de gases ideales y teniendo en cuenta que ambos sistemas se encuentran en las mismas condiciones de presión y temperatura, se puede decir que el amoníaco, al tener una masa molar menor que el clorhídrico, recorre una mayor distancia en el mismo tiempo.

De esta

...