ESTEQUIOMETRÍA Y GASES

INFORME TRABAJO PRÁCTICO Nº 3

ESTEQUIOMETRÍA Y GASES

Objetivos:

Aplicar y verificar las leyes de las combinaciones químicas. Verificar la validez del modelo del gas ideal en las condiciones del experimento. Comprobar experimentalmente la fórmula mínima del compuesto Clorato de Potasio (KClO3).Comprobar la Ley de Graham.

Reacción en estudio:

KclO3 (s) ( KCl (s) + 3/2 O2 (g)

Esquema simple del equipo utilizado:

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Tabla de datos medidos:

a) Masa tubo + MnO2 (m1 ± Δm1) (g) = 16,176 ± 0,00100

b) Masa tubo + MnO2 + KCl (m2 ± Δm2) (g) = 16,589 ± 0,00100

c) Masa tubo + MnO2 + KCl, luego de la reacción, (m3 ± Δm3) (g) = 15,786 ± 0,00100

d) Volumen de H2O desplazada (V ± ΔV) (cm3) = 180,00 ± 1,00

e) Temperatura ambiente (T ± ΔT) / °C = 25,00 ± 2,00

f) Presión barométrica (HPa) = 1018 ± 1

g) Presión de vapor de H2O a la temperatura de trabajo (HPa) = 31,863 ± 0,001

A. Determinación de la fórmula del clorato de potasio

h) Masa de O2 eliminada (g) = 0,803 ± 2.10-3

i) Masa de KCl obtenida (g) = 0,39 ± 2.10-3

j) Moles de oxígeno (O2) obtenidos = 0,0251 ± 1.10-4

k) Moles de KCl = 5,238.10-3 ± 2,686.10-5

l) Moles de átomos de K en la muestra original = 5,238.10-3 ± 2,686.10-5

m) Moles de átomos de Cl en la muestra original = 5,238.10-3 ± 2,686.10-5

n) Moles de átomos de O en la muestra original = 1,43.10-2 ± 3,56.10-5

o) Fórmula mínima del Clorato de Potasio = KClO3

.

Conclusión:

Se logró determinar experimentalmente que la fórmula mínima del Clorato de Potasio es KClO3, y se comprobó que el modelo de gases ideales es una buena aproximación bajo las condiciones del experimento realizado.

B. Ensayo cualitativo. Difusión de gases

Distancia recorrida por el NH3 (cm) = 20,3 ± 0,1

Distancia recorrida por el HCl (cm) = 10,4 ± 0,1

Observaciones:

La ley de Graham establece que en una mezcla de gases, el gas mas liviano es que el que posee mayor velocidad. Esto esta dado por la formula

Luego de haber colocado los algodones humedecidos con NH3 y HCL en los extremos del tubo, se pudo observar que los compuestos evaporaban y se difundían. Es decir, se producía la mezcla gradual de un gas en otro, de mayor a menor concentración. En nuestro caso, el gas de menor peso molecular era el NH3 (17g/mol), y se evidenció que la ley de Graham de cumplía debido a que éste recorrió mayor distancia en el tubo que el HCL (36g/mol), en un mismo intervalo de tiempo, por lo tanto tenía mayor velocidad.

Conclusiones:

En las condiciones experimentales en las cuales se trabajo, la ley de Graham se cumple, debido a que el HH3 (gas liviano) recorrió mayor distancia que el HCL (gas pesado en un mismo intervalo de tiempo).

Apéndice de cálculos e incertezas:

h) Masa de O2 eliminado (g) = m2 – m3 = 16,589 -15,786 = 0,803

∆m O2 (g) = ∆m2 + ∆m3 = 0,001 + 0,001 = 0,002

i) Masa de KCl obtenido (g) = │m3 – m1│ = 0,39

∆m KCl (g) = ∆m3 + ∆m1 = 0,001 + 0,001 = 2.10-3

J) Moles de O2 obtenido = masa O2 (g) / Mr O2 (g/mol) = 0,803/32 = 0,0251

∆ nO2 = nO2 .ε nO2 = 0,0251. 3,984 10-3 mol = 1.10-4

k) Moles de KCl = masa KCl (g) / Mr KCl (g/mol) = 0,390 / 74,45 = 5,238.10-3

ε nKCl = ∆mKCl (g) / mKCl (g) = 0,002 / 0,390 = 5,128.10-3

∆ nKCl = nKCl . ε nKCl = 5,238.10-3

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