Tp 2 Quimica Inorganica 1

Estequiometría y gases

Objetivos:

 Aplicar y verificar las leyes de las combinaciones químicas.

 Aplicar las leyes surgidas del modelo de gas ideal.

 Medir el volumen del gas desprendido en la reacción y analizar la validez de la ecuación de estado de un gas ideal en las condiciones del experimento.

 Analizar la descomposición del clorato de potasio y obtener y completar su fórmula mínima.

 Observar el fenómeno de difusión de gases.

 Aprender a armar un dispositivo bien sellado sin pérdidas.

Reacción en estudio:

Ecuación 1: KClO3 KCl(s) + (3/2) O2

Esquema simple del equipo utilizado:

Figura 1

Tabla de datos 1:

Masa tubo + MnO2 (m1 ± m1)/g

(16,127 ± 0,001) g

Masa tubo+ MnO2 + clorato de potasio (m2 ± m2)/g (16,495 ± 0,001) g

Masa tubo + MnO2 + KCl (m3 ± m3)/g

(16,349 ± 0,001) g

Volumen de H2O desplazada (V ± V)/L

(O,125 ± 0,005) L

Temperatura ambiente (T± T)/°C

(24 ± 2) °C

Presión barométrica / HPa 1019,4 HPa

Presión de vapor de H2O a la temperatura de trabajo /Pa 2985 Pa

1. Determinación de la fórmula de clorato de potasio Tabla 2

Masa de O2 eliminado /g 0,146 ± 0,002

Masa de KCl obtenido /g 0,222 ± 0,002

Moles de oxígeno (O2) obtenido (4,563.10-3 ± 6,250.10-5) mol

Moles de cloruro de potasio (2,978.10-3 ± 2,683.10-5 ) mol

Moles de átomos de K en la muestra original (2,978.10-3 ± 2,683.10-5) mol at.

Moles de átomos de Cl en la muestra original (2,978.10-3 ± 2,683.10-5) mol at.

Moles de átomos de O en la muestra original (8,934.10-3 ± 8,049.10-5) mol at.

Formula mínima del clorato de potasio KClO3

2. Densidad de oxígeno en CNPT , tabla 3:

Masa de O2 / g 0,146 ±0,002

Volumen de O2 experimental, (V)/L 0,125 ± 0,005

Densidad de O2 experimental a T y P de trabajo, (δ)/mol L-1 0,037 ± 1,960.10-3

Densidad de O2 experimental suponiendo gas ideal, (δideal)/ mol L-1 0,0401 ± 2,7015.10-4

Volumen de O2 experimental en CNPT, (V0) / L 0,112 ± 5,246.10-3

Densidad de O2 experimental en CNPT, (δ0)/mol L-1 0,0407 ± 2,466.10-3

Densidad de O2 en CNPT, valor tabulario /mol L-1 0,0446

Densidad de O2 en CNPT, valor ideal / mol L-1 0,0434

3. Ley de Graham de difusión de gases

Distancia recorrida por el NH3 (cm) 13,5 cm

Distancia recorrida por el HCl (cm) 13,0 cm

Observaciones:

El experimento verifico nuestra suposición de que cuanto menor sea la masa molar de una molécula mayor será la velocidad molecular de la misma. Es por esto que como el amoniaco tiene menor cantidad de masa molar que el cloruro de hidrogeno, este va adquirir una mayor velocidad por ende va a recorrer mayor distancia en la misma cantidad de tiempo. Además mediante los cálculos se puede ver que cuanto mayor sea la temperatura del sistema, mayor va a ser la velocidad molecular de los gases.

En cuanto a ley de Graham se pudo comprobar mediante cálculos que las velocidades moleculares de difusión de los gases son inversamente proporcionales a la raíz cuadrada de sus masas molares pero no se pudo comprobar la ley de Graham para los casos en los que dos gases recorren una distancia d en el mismo tiempo. Ya que las distancias recorridas no fueron inversamente proporcional a la raíz cuadrada de las masas molares.

La ecuación 2 muestra la reacción que se produjo dentro del tubo al colocar simultáneamente NH3 Y HCl en los extremos del mismo. Así, luego de unos minutos pudimos observar la formación de un anillo blanco

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