Practica 2 Quimica Aplicada

INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL

Escuela Superior de Ingeniería Mecánica y Eléctrica “ZACATENCO”

Ingeniería en Comunicaciones y Electrónica

Laboratorio de Química Aplicada

Practica #2 “Determinación del Peso Molecular”

Grupo: 1CM11 Equipo: 3

Integrantes:

Hernández Galicia Kassandra Analí

Ramírez Mejía Mayte

Vega Cruz Marco Antonio

Vergara Aguirre Jhair Antonio *

Profesor: ABEL BETANZOS CRUZ

Fecha de realización: 04-MARZO-2014

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

Consideraciones teóricas

Masa molecular

No se puede medir directamente el peso de los átomos (aun no existe balanza capaz de ello), pero cabe usar procedimientos indirectos, basados en la relación entre los pesos de dos elementos cuando se combinan entre sí: por ejemplo, según se explicó, uniendo 4 partes de azufre con 7 partes de hierro se forma sulfuro de hierro.

Si se procediera del mismo modo con los demás elementos químicos se obtendría una escala ponderal en la que habría una ordenación de os elementos y se comprobaría que el elemento tipo para comparar es, como propuso Dalton, el hidrogeno, que ocuparía el primer lugar.

Hacia 1885, Ostwald eligió como peso referencia la dieciseisava parte del peso del oxígeno; entre 1903-1905 se valoraban los pesos atómicos basándose en el oxígeno y en el hidrogeno, y durante el intervalo 1903-1961, se aceptó solo la referencia al oxígeno.

Desde 1963, IUPAC estableció como peso patrón (o sea, como unidad) la doceava parte del peso del átomo de carbono, que rige todavía, por lo que hoy se define Peso Atómico de un elemento como el peso de un átomo del elemento referido a la doceava parte del peso patrón de un átomo de carbono.

Así, cuando se dice que el peso atómico del nitrógeno es 14, se expresa que un átomo de nitrógeno es 14 veces más pesado que el de hidrogeno, o que la dieciseisava parte del peso del átomo de carbón.

El Peso Molecular de un compuesto químico es la suma de los pesos atómicos de los elementos que constituyen la molécula. Un ejemplo precisara el concepto y enseñara a calcular pesos moleculares de compuestos químicos a partir de su fórmula:

Hallar el peso molecular del carbonato de calcio, CaCO3:

Si M = peso molecular y pa = peso atómico, entonces:

M = pa (ca) + pa (C) + 3* pa (O).

Pues la molécula tiene un átomo de Ca, otro de C y tres de O.

En la tabla periódica se encuentra que pa (C) = 12.00; pa (O) = 15.999; por lo tanto para la fórmula que nos dará el peso molecular del carbonato de calcio es:

M = 40.08 + 12.0 + 3*15.999 = 100.077g/mol

Es posible calcular la masa de las moléculas si se conocen las masas atómicas de los átomos que forman. La masa molecular (algunas veces denominado peso molecular) es la suma de las masas atómicas en una molécula. Tenemos el ejemplo del H2O que es:

2(masa atómica del H) + masa atómica del O

O bien si (1.008 uma) + 16 uma = 18.2 uma

En general se debe multiplicar la masa atómica de cada elemento por el número de átomos de ese elemento presente en la molécula y sumar todos los elementos que conforman el compuesto.

A partir de la masa molecular se puede determinar la masa molar de una molécula o un compuesto. La masa molecular de un compuesto (en gramos) es numéricamente igual a su masa molecular (en uma). Como lo vimos con el ejemplo del agua su peso molecular es de 18.02 uma, por lo que su masa molecular es 18.02g. Con esto se puede observar que un mol de agua pese 18.02g y que contiene 6.023*1023 moléculas de H2O, lo mismo sucede con un mol de cualquier sustancia o elemento, un mol siempre tendrá 6.023*1023 moléculas.

El conocimiento de la masa molar facilita el cálculo del número de moles y de las cantidades de átomos individuales en determinada cantidad de un compuesto.

Ley General de los Gases

A continuación se presenta un resumen de las leyes de los gases que se han analizado hasta el momento:

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)

Es posible combinar las tres expresiones a una sola ecuación maestra para el comportamiento de los gases:

PV = nRT

P = presión en atm

V = volumen en L

n = número de moles por gramo g/mol

T = temperatura en °K

R = constante de proporcionalidad

Donde R, la constante de proporcionalidad, se denomina constante de los gases. La ecuación

(5.8), 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.

Ley de Berthelot

La ecuación de Berthelot (nombrada en honor de D. Berthelot1 es muy raramente

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