Volumen molar y peso equivalente

Ríos, Patiño & García

Universidad Autónoma de Chiriquí – Facultad de Medicina- Escuela de Medicina

Fisicoquímica

Resultados

Tabla 1. Medidas de Volumen Molar y peso equivalenteMedidas Masa Mg

(g)Volumen

Teórico H2

(L)

Volumen Exp. H2 (L)

Temperatura (K)

Presión (atm)

Volumen Molar

(L/mol)Cinta 1 0,18 0,165 0,142 313 0,9876 26,0Cinta 2 0,16 0,147 0,134 285 0,9876 23,7Cinta 3 0,13 0,120 0,124 312 0,9876 25,9Cinta 4 0,15 0,138 0,132 313 0,9876 26,0

Promedio 0,16 0,142 0,133 306 0,9876 25,4S 0,02 0,019 0,007 14 0,0000 1,13

Resultado 0,16±0,02 0,142±0,019 0,133±0,007 306±14 0,9876 25,4±1,13CV (%) 12,5 13,4 5,3 4,5 ------- 4,4

% de error ------ ------- 6,33 ------- ------- 13,4

Discusión

Para este laboratorio se utilizó la reacción: Mg(s) + 2HCl (ac) MgCl2 (ac) + H2 (g) el propósito era calcular los litros teóricos a obtener de H2 gaseoso y compáralos con los valores experimentales obtenidos; esto se hizo con ayuda del peso equivalente.

Skoog y West (1986) mencionan que: “la definición del peso equivalente de un compuesto químico se tiene que referir siempre a una reacción química específica, siendo imposible la evaluación de dicha cantidad sin un cierto conocimiento de la naturaleza de la reacción” (p.187).

Según Brito (2006): “se define peso equivalente como; la masa de sustancia en gramos, que genera un equivalente químico”.

En la tabla 1 se muestra el promedio de masa de Mg utilizado; que es de 0,16 g, con el cual se debía producir teóricamente en promedio 0,142 L de H2 (g); sin embargo, experimentalmente obtuvimos 0,133 L con una desviación estándar de 0,007 y un coeficiente de variación de 5,3%; lo que indica que los valores no están

concentrados y se alejan del promedio. El porcentaje de error obtenido fue de 6,33%, demasiado alto y muestran la inexactitud de los datos.

El porcentaje de error, se relaciona en este caso a errores aleatorios posibles en este experimento; como errores visuales o el volumen de gas atrapado en el sistema, es decir, lo obtenido no era el valor de gas total producido.

Para el cálculo de volumen molar partimos del hecho de que; cuando se habla de un gas generalmente estamos considerando un gas perfecto e ideal (Morris 1975).

En la tabla 1 se muestra que el promedio del volumen molar adquirido fue de 25,4 (L/mol); con una desviación estándar de 1,13 y un coeficiente de variación de 4,4% lo que significa que los datos no están concentrados cerca del promedio, es decir, son imprecisos El porcentaje de error obtenido fue de 13,4%, un porcentaje demasiado alto al compararlo con el valor teórico de 22,4 (L/mol) lo que vuelve nuestros datos inexactos.

Se supone que es un gas ideal y se tiene en cuenta la ley de Avogadro (1981), que dice: volúmenes iguales de todos los gases, a la misma presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas; es decir, si un mol de cualquier gas contiene siempre el mismo número de moléculas, ocupara también el mismo volumen de 22,4 (L/mol) en condiciones normales; 1 atmósfera de presión en 0°C (Química, Teoría y problemas 1996).

Basado en este hecho teórico, justificamos el porcentaje de error obtenido; ya que, aunque la presión se asemeja al valor normal, la temperatura promedio de 306 K varía en aproximadamente 14 K y afecta el resultado del volumen molar obtenido; por lo que también podríamos decir que no todos los gases actúan como un gas ideal.

Conclusiones

La masa molar está relacionada al peso y el número de moléculas que se encuentren en una pequeña cantidad. Entre mayor en cantidad de sustancia, mayor será el número de partículas de las sustancias.

Para determinar la masa equivalente del magnesio se utilizó la técnica de desplazamiento del agua y para determinar la masa equivalente del magnesio se utilizaron las leyes de los gases.

Las diferencias entre el volumen equivalente experimental y el teórico se podrían explicar debido al escape de H2 al momento de cerrar el sistema, la presencia de burbujas de aire y fallos de cálculo. Esto pudo haber llevado a una pérdida o mala lectura del volumen del gas.

La presión es directamente proporcional a la temperatura; aunque en la tabla de valores la presión se mantuvo constante a pesar de que aumentáramos la temperatura.

Bibliografía

Skoog, D. y West, D. (1986). Introducción a la Química Analítica. Barcelona, España: Editorial Reverté S.A.

Brito, F. (2006). Apuntes sobre concepto de equivalente químico. Real Sociedad Española de Química. (p.41)

Morris, J. (1975). Fisicoquímica para biólogos. Barcelona, España: Editorial Reverté S.A.

García, J., Teijón, J., Olmo, R., y García, C. (1996). Química Teoría y Problemas. Albacete, España: Editorial Tébar Flores S.L.