ESCUELA SUPERIOR POLITECNICA DEL LITORAL Instituto De Ciencias Químicas Y Ambientales
Laboratorio de Fisicoquímica
Determinación del peso molecular por el Método de Rast Profesor:
Ing. Bernardo Humberto Mora Andrade Integrantes: Franchesca
Barzola Pesantes Victor Villarroel Capelo Héctor González Del Valle Darlington Hungría Yánez Pamela Rubio Dueñas Walter Reyes Pilamunga Fecha de entrega:
9 de junio del 2016 Paralelo: 2 I TÉRMINO 2016 – 2017 2017
Práctica de Laboratorio #4 Determinación del peso molecular de un gas: Método Mejorado de Dumas 1. OBJETIVOS
Manejar la técnica para la determinación de una masa molecular de un gas. Desarrollar técnicas y destrezas en el manejo de equipos en el laboratorio para obtener datos físicos como químicos de una sustancia.
2. INTRODUCCIÓN Para poder hallar el peso molecular debemos trabajar con la sustancia en un estado gaseoso y aplicar la ecuación de estado; la cual se define como gas ideal, aquel donde todas las colisiones entre átomos o moléculas son perfectamente elásticas, y en el que no hay fuerzas intermoleculares. Tiene la ecuación:
Número de moles Constante universal de gas 0.082 Temperatura del gas Volumen del gas El método a utilizar es una variación de este método. Este método se basa en la determinación de la densidad del vapor del compuesto en cuestión. A diferencia del anterior, determina el volumen ocupado por un vapor a una temperatura superior a su punto de ebullición y determina la masa de ese vapor por pesada, restándole el peso del recipiente que lo contiene. La densidad así determinada será la del vapor a la temperatura que se cerró el matraz; para hallar el peso molecular bastaría aplicar la fórmula a partir de la ley de gas ideal:
Densidad Peso Molecular
El hecho de que el gas no sea estrictamente ideal, no presenta dificultad en la asignación de la fórmula molecular correcta, Las mediciones de la masa molar han de realizarse a temperaturas suficientemente altas para garantizar su vaporización.
Además el hecho de que un gas real se parezca al ideal al disminuir la presión, se emplea para la determinación de masas molares de los gases.
3. MARCO TEÓRICO Leyes de los gases Las leyes de los gases son producto de incontables experimentos que se realizaron sobre las propiedades físicas de los gases durante varios siglos. Cada una de las generalizaciones en cuanto al comportamiento macroscópico de las sustancias gaseosas representa una etapa importante en la historia de la ciencia. En conjunto, tales generalizaciones han tenido un papel muy destacado en el desarrollo de muchas ideas de la química.
Ecuación del gas ideal La ecuación del gas ideal se basa en las ecuaciones realizadas a partir de las leyes de gases planteadas por Boyle, Charles y Avogadro, cuyo resumen se presenta de la siguiente manera
∝ (a n y T constantes) Ley de Charles: V ∝ T (a n y P constantes) Ley de Avogadro: V ∝ n (a P y T constantes) Ley de Boyle:
Podemos combinar las tres expresiones a una sola ecuación maestra para el comportamiento de los gases:
∝ (1) Donde R, la constante de proporcionalidad, se denomina constante de los gases. La ecuación (1), 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 insignificante 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 tanto,
podemos usar con seguridad la ecuación del gas ideal para resolver muchos problemas de gases. Antes que apliquemos la ecuación del gas ideal a un sistema real debemos calcular R, la constante de los gases. A 0°C (273.15 K) y 1 atm de presión, muchos gases reales se comportan como un gas ideal. En los experimentos se demuestra que en esas condiciones, 1 mol de un gas ideal ocupa un volumen de 22.414 L, que es un poco mayor que el volumen de una pelota de baloncesto. Las condiciones de 0°C y 1 atm se denominan temperatura y presión estándar, y a menudo se abrevian TPE. Con base en la ecuación (1) podemos escribir:
)(22.4 ) (1(1)(273.15 ) . 0.08206 Los puntos entre L y atm, y entre K y mol, recuerdan que tanto L como atm están en el numerador, y que K y mol están en el denominador. Para la mayoría de los cálculos redondearemos el valor de R a tres cifras significativas (0.0821 L atm/K mol), y utilizaremos 22.41 L para el volumen molar de un gas a TPE. ・
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Método mejorado de Dumas Este método para encontrar el peso molecular de un compuesto se encuentra entre los llamados “métodos de densidad de vapor” debido a que se requieren medidas del peso y el volumen del vapor; entre ellos tenemos el método de J. A. Dumas, el método de A. W. Hoffman (1868), el de V. Meyer (1878), el método de volumen constante entre otros. En la actualidad estos métodos no se utilizan y tienen un carácter histórico pero tienen un gran poder formativo para el estudiante ya que ilustra claramente la forma de realizar el análisis de errores de medición en el laboratorio.
El método mejorado de Dumas se basa en la determinación de la densidad del vapor del compuesto en cuestión. A diferencia de la anterior práctica, éste determina el volumen ocupado por un vapor a una temperatura superior a su punto de ebullición y determina la masa de ese vapor por pesada, restándole el peso del recipiente que lo contiene. La densidad así determinada será la del vapor a la temperatura que se
cerró el matraz; para hallar el peso molecular basta con aplicar la fórmula a partir de la ley del gas ideal.
Donde = densidad y M = peso molecular El peso molecular de ciertos compuestos orgánicos es proporcional a la densidad de vapor del compuesto. El hecho de que el gas no sea estrictamente ideal, no presenta dificultad en la asignación de la fórmula molecular correcta. Las mediciones de la masa molar han de realizarse a temperaturas suficientemente altas para garantizar su vaporización. Además el hecho de que un gas real se parezca al ideal al disminuir la presión, se emplea como base para la determinación de las masas molares de los gases.
Cloroformo El cloroformo es un líquido incoloro, dulcemente perfumado, que es más conocido por su uso histórico como anestésico, aunque desde entonces ha sido abandonado debido a preocupaciones sobre su seguridad. Hoy en día, el cloroformo se usa en una variedad de procesos industriales, incluyendo la fabricación de productos químicos, refrigerantes y disolventes. Se produce mediante la reacción de cloro con etanol y si bien es relativamente estable, también es tóxico y debe ser manejado con cuidado. La exposición excesiva a cloroformo puede causar daños a largo plazo para la salud de varios órganos importantes. El cloroformo también se llama triclorometano y tiene la fórmula CHCl3.
Ilustración 1 Estructura química del Cloroformo
Propiedades del cloroformo Es un líquido transparente e incoloro, con un olor agradable y no es inflamable. El líquido tiene un sabor dulce, pero también produce calor, sensación de ardor en la boca y en la garganta. Debe ponerse en contacto con un médico si el cloroformo líquido le produce llagas en la piel. El cloroformo es una sustancia volátil, es decir, que cambia fácilmente de un estado líquido a un estado de vapor a temperaturas ambientales normales. Se fabrica en laboratorios para uso industrial y también se produce de forma natural por ciertas algas.
4. MATERIALES Y REACTIVOS
Matraz Erlenmeyer entre
Trozo de papel aluminio
Ligas de caucho
125 y 250
Alfiler
Vaso de precipitación mediano
Calentador eléctrico
Soporte con anillo y pinzas
Franela
Balanza analítica
Termómetro
Cloroformo
Agua Destilada
5. PROCEDIMIENTO
125 − 250
1. Obténgase un matraz Erlenmeyer de de capacidad, un troxo de papel de aluminio para tapar la boca del matraz y una banda de hule para sujetar el papel de aluminio. 2. Pese todo el conjunto
3 − 5
3. Introdúzcanse de un líquido desconocido cuyo punto de ebullición sea inferior al del agua (en este caso cloroformo) y sujétese el aluminio alrededor de la boca del matraz con la liga de hule. 4. Con un alfiler delgado hágase una perforación, tan pequeña como sea posible, en el centro del aluminio. 5. Colóquese el matraz en un beaker con agua hirviendo tal como muestra la figura: 6. Inclínese y manténgase casi completamente sumergido, deteniéndolo con una pinza. Bajo estas condiciones, el líquido del matraz se vaporizará y el exceso de vapor se escapará a través del orificio de alfiler. 7. Después de que se haya consumido todo el líquido y ya no salgan vapores por el orificio (asegúrese de que no se condense el líquido en la boca del matraz), midase la temperatura del agua, suspéndase el calentamiento y espérese hasta que el agua deje de hervir. 8. Retírese el matraz del beaker y colóquese sobre una franela para que se enfríe y se seque. El vapor encerrado en el matraz se condensará formando un líquido. 9. Después de enfriar hasta la temperatura ambiente, asegúrese de que todo el conjunto está completamente limpio y seco, y regístrese el peso exacto del matraz con el líquido y el aluminio. Determínese entonces el peso del líquido condensado. Este pesi corresponde al peso del vapor encerrado en el matraz a la temperatura del agua hirviendo. 10. Mídase el volumen total del matraz 11. Léase la presión barométrica y calcúlese el peso molecular del líquido y relice el porcentaje de error.
6. Tabla de Datos y Resultados Mediciones directas Masa 1: Contenedor vacío (matraz, tapón de aluminio, ligas)
38,4976 g
Masa 2: Masa del contenedor con el gas
38,7593 g
Temperatura agua caliente (tras vaporización total) Masa:3 Masa del contenedor lleno con agua Temperatura del agua fría
366,0 K 90,3753 g 27 ° C
Mediciones indirectas Volumen del contenedor
52,0860 mL
Masa de la muestra de prueba
0,2617 g
Valores constantes Presión atmosférica en ESPOL
1,01 atm
Constante de los gases ideales
0,0821 atm-L/mol-K
7. CÁLCULOS EFECTUADOS a) Cálculo del volumen del gas
+ − 90,3753 − 38,4976 51,8777 Según la tabla adjunta de densidad vs. Temperatura:
í 27° →
0.996 /
Volviendo al Volumen del agua:
= 51,8777 = 0.996 / = 52,1 0,0521 = b) Cálculo de la densidad del gas
+ − 38,7593− 38,4976 0,2617 0,2617 0,0521
5,02 c) Cálculo del peso molecular
(5,02 )(0,0821)(366,0) (1,0) 151 / d) Cálculo del error Conociendo que el peso molecular teórico establecido para el Cloroformo corresponde a:
119,38 Aplicando la fórmula de porcentaje de error:
− | 100 %| %|119,38−151 119,38 | 100 %26,5% 8. ANÁLISIS DE RESULTADOS Comparando el resultado del peso molecular del cloroformo con el valor teórico de este, nos dio un de error el cual sobrepasa el valor de 10% permitido, esto se debe a que en el estado gaseoso, un mínimo error en alguna medición puedo conllevar a un gran error en los cálculos, la manera de explicar este gran error fue a la imprecisión al registrar la temperatura de ebullición del cloroformo, ya que presenta una clara diferencia entre el obtenido ( ) y el valor teórico ( ), haciendo que peso molecular calculado aumente significativamente respecto al teórico, también hay que tener en cuenta que parte del gas se escapó por el agujero hecho para que salga el aire del matraz, debido al tiempo que se lo mantuvo en calentamiento, esto lo pudimos comprobar ya que se percibió su olor en el ambiente, parte de la masa se esparció por el aire del laboratorio y al momento de esperar su condensación se obtuvo una medición de masa menor a la debida, lo cual afecto
26,5%
366,0
334,2
de gran manera el cálculo de la densidad, la cual es utilizada para el cálculo del peso molecular del cloroformo.
9. OBSERVACIONES
Cuando el agua comenzó a bullir empezaron a producirse burbujas desde el fondo del matraz, y estas empezaron a ascender. Una vez que se colocó el contenedor con cloroformo y se lo acercó al baño maría, se comenzó a percibir un poco al olor a cloroformo, esto pudo ser porque se desprendió del agujero que se realizó con la aguja. Cuando se comenzó a evaporar, también se pudo observar que el cloroformo empezaron a formarse burbujas y que luego este se condensó en las paredes del contenedor. Apenas se pudo visualizar un escape de gas que era el exceso de este ya que si no había un escape podía romperse el contenedor. La temperatura en la que comenzó a bullir el cloroformo fue menor a la del agua.
10. RECOMENDACIONES
Afianzar bien el soporte con anillos y pinzas para que el matraz no se caiga con el cloroformo y que pueda causar un accidente. Manejar bien la pipeta dentro de la Sorbona al momento de colocar el cloroformo. Ver que el agua comience a bullir porque de esa forma al momento de colocar el cloroformo se evaporará todo y el exceso de vapor saldrá por el agujero. Colocar el contenedor de forma inclinada para que haya una rápida evaporación y se pueda visualizar mejor ya que este debe de estar sumergido no totalmente en el baño maría. El matraz no debe de tocar las paredes del Erlenmeyer, ya que no estaría con la temperatura adecuada. La temperatura en que el cloroformo se evaporó totalmente debería de ser menor a los 100 °C. Asegurarse de que esté bien tapado con la liga y el papel aluminio y hacer un agujero pequeño para que se escape solo el exceso de gas más no todo el gas de cloroformo.
11. CONCLUSIONES
La obtención del peso molecular del cloroformo fue gracias a la evaporación del mismo, tomando la temperatura precisa en la que cambia de estado la totalidad de la masa de líquido que existe inicialmente. Pero para encontrar el peso molecular experimental también se necesita la densidad obtenida durante el experimento según la ecuación
, así que inicialmente
se mide el peso del matraz sin el cloroformo y luego con este, y por diferencia de masas se obtuvo la masa del cloroformo. Para finalmente encontrar la densidad de la sustancia, se necesitaba el volumen del recipiente donde estaba así que se utilizó agua para esto; se pesó un matraz con agua y usando diferencia de masas con el matraz vacío se obtuvo masa del agua, y con la densidad teórica se halló el volumen del agua en el recipiente. Pero el volumen del recipiente no ha variado, se puede establecer la igualdad de: volumen del gas es igual al volumen del agua. Utilizando los valores de R y la presión en la Espol que son constantes, se consiguió un peso molecular experimental de 149,5 g/mol cloroformo, que de acuerdo al valor teórico: 119,38 g/mol, presenta un porcentaje de error del 25,23%.
12. BIBLIOGRAFÍA
Raymond Chang, K. A. (2013). Química. México: Mc Graw Hill Education. Samuel H Maron, C. F. (2012). Fundamentis de Fisicoquímica. México: CECSA. Theodore L. Brown, H. E. (2009). Química La Ciencia Central. Madrid: Pearson.
13. ANEXOS
Tabla 1. Variación de densidad con respecto a Temperatura
Tabla 2. Puntos de ebullición (Cloroformo y Agua)
