Laboratorio De Química General I

Alexaís Barragán

Carnet: 08-10098

Práctica Nº 3:

Determinación De Magnesio. Relación

Masa/Volumen

Sartenejas, 6 de Febrero de 2012

Introducción

La realización de la presente práctica tiene como objetivo, determinar la masa de

magnesio a partir de la siguiente reacción de descomposición:

Mg (s) + 2 HCl (l) MgCl2 (l) + H2 (g)

(Ecuación 1)

Donde los reactantes son una muestra de magnesio y ácido clorhídrico, y los productos

cloruro de magnesio y gas hidrógeno. Para ello, se deberá tomar en cuenta ciertos

parámetros relevantes como la “ecuación de gas ideal”, la cual permite calcular el

número de moles de una sustancia gaseosa, a partir de su presión, volumen y

temperatura, y la cual viene dada por la siguiente fórmula:

P V = n R T (Ecuación 2)

n = Número de moles

V = Volumen

T = Temperatura absoluta (k)

R = Constante universal de los gases

P = Presión

Otro punto a tomar en cuenta es la “ley de Dalton de las presiones parciales”, la cual

está representada por la ecuación:

P sistema = P gas + P vapor de agua (Ecuación 3)

P sistema: es la presión Atmosférica, la cual se medirá con un barómetro en el

laboratorio.

P vapor de agua: es la presión de vapor de agua la cual se encuentra tabulada.

P gas: es la presión que realiza el gas hidrógeno, producido en la reacción.

Así a partir de estas definiciones se procede a determinar la masa de magnesio

utilizando una técnica conocida como “desplazamiento de agua”, la cual será detallada

posteriormente en el marco experimental.

Sección Experimental

Para realizar el montaje de ésta práctica, se procede de la siguiente manera:

En un soporte universal se fijan una bureta de gases y un bulbo de nivel a diferentes

alturas, estos se unen mediante una manguera que en cada uno de sus extremos tiene un

tapón, con los que nos aseguramos de evitar las fugas de gas que se pudieran dar a

lugar. En el mismo soporte, se coloca una fiola que estará comunicad a la bureta de

gases del mismo que esta se encuentra con el bulbo de nivel.

Una vez finalizado el montaje experimental, agregamos suficiente agua a la bureta de tal

forma que cuando esté llena, el bulbo de nivel esté aproximadamente a la mitad de su

capacidad. Para eliminar las burbujas que pudieran estar presentes presionamos la goma

que conecta el bulbo con la bureta y además nos aseguramos de evitar pérdidas de

material por fugas en el montaje.

Posteriormente, procedemos a medir 25 ml de Acido Clorhídrico 0,3 M con un cilindro

de 100 ml y esta cantidad de ácido es añadida a la fiola del montaje experimental.

Antes de seguir, verificamos que no existan fugas en el sistema, igualando los niveles de

agua en el bulbo y la bureta cerca de 0 ml, luego conectamos la fiola con la bureta,

tapándolas bien. Seguidamente bajamos el bulbo de nivel alrededor de 20 cm de su

posición inicial y dejamos que el nivel del agua en la bureta se estabilice, pudiendo este

bajar un poco; si nuestro sistema no tiene fugas los niveles de agua en los instrumentos

volumétricos no se igualaran, de no ser así se deberá revisar todas las conexiones y

repetir el procedimiento anterior hasta confirmar la ausencia de fugas.

A continuación amarramos la cinta de magnesio con hilo, y la introducimos en la fiola

evitando que toque la solución de HCl, tapamos el recipiente y verificamos que esté

conectada firmemente a la bureta. Procedemos a igualar los niveles de agua de la fiola y

el bulbo lo más cerca posible de 0 ml, anotando la lectura del volumen inicial de la

bureta.

Para dar comienzo a la reacción, una vez igualados los niveles, se inclina el erlenmeyer

de tal forma que la cinta de magnesio entre en contacto con la solución de ácido, una

vez comenzada la evolución de gas se agita un poco el recipiente para mejorar el

contacto entre los reactivos. Además de esto se desplaza ocasionalmente el bulbo de

nivel para igualar los niveles de agua a lo largo de experiencia.

Al cesar la aparición de gas en la fiola, igualamos los niveles del bulbo y la bureta y

tomamos lectura del volumen, no olvidando además, tomar nota de la temperatura del

agua en el bulbo, temperatura en el laboratorio, presión barométrica, el código de la

muestra y la masa de magnesio, para así realizar los cálculos posteriores.

Por último, desmontamos el equipo y depositamos los residuos en los sitios destinados

para ello.

Tablas De Resultados

Tabla 1.0 Datos recolectados en el laboratorio

Muestra Nº 13Volumen inicial de la bureta 8,7 mlVolumen final de la bureta 41,3 ml Volumen del Gas 32,6 mlPresión Barométrica 676,2mmHgTemperatura del laboratorio 20 ºCTemperatura del bulbo 20 ºCPresión del vapor de agua 21,07 mmHg

Tabla 1.1 Resultados

Muestra Nº 13Nº de moles de hidrógeno 0,00117 molesNº de moles de magnesio 0,00117 molesMasa del magnesio 0,0284 g

Con los datos experimentales recolectados y usando la ley de Dalton de presiones

parciales y la ecuación de gases ideales calculamos la constante de gases ideales,

obteniendo el siguiente valor:

R = 0,0819 atm.L/K mol

Cálculo de Errores para la constante R

Error relativo asociado a la constante R = 0,1%

Error absoluto asociado a la constate R = 1,0x10E-4

Cálculo de Errores para los moles y masa de magnesio obtenidos

Error relativo asociado a los moles de magnesio obtenido = 4,8%

Error relativo asociado a los gramos de magnesio obtenido = 5,0%

Error absoluto asociado a los moles de magnesio obtenido = 6,0X10E-5

Error absoluto asociado a los gramos de magnesio obtenido = 1,5X10E-3

Anexos

Primero hallamos el volumen del gas

Volumen del gas = Volumen de agua desplazado = Vf de la bureta – Vi de la bureta

Volumen del gas = (41,3 – 8,7) ml = 32,3 ml

Aplicamos la Ley de Gases Ideales para hallar los moles de hidrógeno producidos

en la reacción

P V = n R T n = P V/ R T

n = (0,862 atm x 0,0326 L) / (0,0820 L.atmo/mol.K)x(293K) = 0,00117 moles de H2

P gas = P atm – P vapor = ( 676,2 – 21,3)mmHg = 655,0mmHg = 0,862 atm

T = 20 ºC = 293 K

R = 0,0820 (L x atm) / (mol x K)

V = 32,6ml = 0,0326 L

Por relaciones Estequiométricas

0,00117 moles de H2 = 0,00117 moles de Mg

Masa de Mg (calculado) = nº de moles de Mg x PM de Mg

Masa de Mg (calculado) = 0,00117moles x 24,305g/mol

Masa de Mg (calculado) = 0,0284 g

Datos reales

Masa de Mg (real) = 0,0299 g

Moles de Mg (real) = 0,00123 moles de Mg

Calculo de Errores para los moles y masa de magnesio obtenidos

Error relativo = [| valor real – valor calculado|/ valor real] x 100

Error absoluto = | valor real – valor calculado|

Error relativo asociado a los moles de magnesio obtenido = 4,8%

Error relativo asociado a los gramos de magnesio obtenido = 5,0%

Error absoluto asociado a los moles de magnesio obtenido = 6,0X10E-5

Error absoluto asociado a los gramos de magnesio obtenido = 1,5X10E-3

Discusiones

Inicialmente se registró una masa real de la muestra de magnesio igual a 0,0299 g,

después de realizada la experiencia se obtuvo el resultado de 0,0284 g de Mg, arrojando

un error relativo igual a 5% y un error absoluto igual 1,5x10E-3. Con estos resultados se

puede apreciar la proximidad de los valores medidos de los gramos de Mg con respecto

a los valores esperados del mismo. En cuanto a los moles reales presentes en la muestra

original, se tenía la cantidad de 0,00123moles de Mg y luego del experimento se

obtuvo un resultado igual a 0,00117 moles de Mg, presentando así un error relativo de

4,8% y un error absoluto de 6,0x10E-5. Observando así una vez más la cercanía entre

los valores reales de los moles de Mg, y los valores calculados del mismo.

Luego con la cantidad de 0,00117 moles de hidrogeno y magnesio, y con las

condiciones de temperatura del bulbo, volumen de líquido desplazado y presión del gas,

se calculó la constante de los gases ideales teniendo como resultado R = 0,0819

atm.L/K.mol.

De la constante calculada con respecto a la esperada, calculamos el error relativo

obteniendo un valor de 0,1%, lo que nos muestra la exactitud del conjunto de datos con

los cuales se realizaron los cálculos. Así mismo se obtuvo el error absoluto reportando

un valor de 1,0XE-4, otra prueba de la exactitud de los datos experimentales.

Con lo que respecta a la precisión de los datos, no se pueden hacer mayores

observaciones, puesto que sólo se realizó una única medición de cada uno de los datos,

y podemos pensar que las diferencia entre el valor esperado y el valor obtenido en cado

uno de las cálculos efectuados se debe quizás a pequeñas fugas de gas en el montaje

experimental, o a que la reacción no se realizara por completo.

Resumen

El objetivo de esta práctica va de la mano con las múltiples aplicaciones que pueden

tener los gases en nuestra vida cotidiana, específicamente buscamos la manera de

establecer una relación entre las masas y volúmenes de los reactivos y productos en una

reacción química.

Para eso nos valimos de una técnica llamada “Desplazamiento de agua”, la cual nos

permitió por medio de la estequiometria, y la ecuación de gases ideales calcular, la

masa y los moles de magnesio, a partir de los moles de gas hidrogeno, obtenidos en la

reacción. Así también por medio de los moles de magnesio obtenidos se calculó la

Constante de los gases ideales R, verificando en cada uno de estos valores obtenidos los

errores asociados a cada uno de ellos.

Bibliografía

1. “GUÍA DE PRÁCTICAS LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL 1 QM-1181”, Departamento de Química, Universidad Simón Bolívar, Venezuela, 2010, p.30.

2. “Estequiometría”, Wikipedia, La Enciclopedia libre, [en línea]. <http://es.wikipedia.org/wiki/Estequiometría>, [Consulta: 9 de junio de 2010].

3. “Fórmula empírica”, Wikipedia, La Enciclopedia libre, [en línea]. < http://es.wikipedia.org/wiki/Fórmula_empírica>, [Consulta: 9 de junio de 2010].