PráCtica 8

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PráCtica 8

  1. 1. Reporte de Práctica Nº 8<br />Fecha: 22/Julio/2009<br />Título de la práctica: Determinación de la masa de un equivalente-gramo de aluminio.<br />Estudiante: Mario Enrique Aguaguiña Méndez.<br />Grupo: A Paralelo: 05<br />Profesora: Ing. Qca. Ana Avilés Tutivén. Ms. C <br />Objetivos de la práctica:<br />Conocer la definición de equivalente-gramo.<br />Conocer las propiedades del aluminio.<br />Conocer las propiedades del acido clorhídrico.<br />Determinar la masa de un equivalente-gramo del aluminio.<br />Teoría:<br />A continuación revisaremos algunos conceptos útiles para la realización de esta práctica y que nos ayudarán a comprender los objetivos de la misma.<br />Equivalente<br />En química, un equivalente es la unidad de masa que representa a la mínima unidad que puede reaccionar. Por esto hay distintos tipos de equivalentes, según el tipo de reacción en el que interviene la sustancia formadora. Otra forma de definir al equivalente de una sustancia es como la masa de dicha sustancia dividida por su peso equivalente.<br />La masa equivalente es la masa molecular de la sustancia dividido entre el número de protones (si es un ácido), el número de hidroxilos (si es una base), el número de ligandos (si es una especie formadora de complejos), o el número de electrones que intercambia (si es un par redox).<br />En ocasiones, podemos conocer la cantidad de equivalentes (nequiv) en un determinado volumen (V), despejando la fórmula de normalidad (N). <br />Tipos de equivalentes<br />Equivalente ácido-base: Cuando una sustancia reacciona como ácido o como base, un equivalente (Eq) es igual al peso molecular (Pm), dividido por la cantidad de protones (si es un ácido) o hidroxilos (si es una base) que libera (n).<br />De esta forma, el número de equivalentes puede representarse como la cantidad de moles (m), multiplicado por los protones o hidroxilos.<br />y .<br />Equivalente red-ox: Cuando una sustancia reacciona como reductor o como oxidante, un equivalente es igual al peso molecular, dividido por la cantidad de electrones intercambiados (ne-).<br />De esta forma, el número de equivalentes puede representarse como los moles (m), multiplicado por los electrones:<br />y .<br />Equivalente-gramo<br />El concepto de peso equivalente o equivalente gramo (eq) es muy útil en los cálculos químicos. Para un elemento o compuesto en concreto, su valor depende del tipo de reacción donde intervenga.<br />-Para un elemento en general, 1 eq=masa atómica/valencia.<br />-Para un ácido, el equivalente gramo es la cantidad en gramos que produce un mol de H+.<br />-Para una base, el equivalente gramo es la cantidad en gramos que produce un mol de OH-.<br />-En las reacciones de oxidación-reducción, el equivalente gramo es la cantidad de sustancia que consume un mol de electrones.<br />Suele ser una medida de cantidad de sustancia muy utilizada en cálculos con reacciones de transferencia de protones o electrones. Por ello, también se puede definir como:<br />El equivalente-gramo de una sustancia es la cantidad en gramos de la misma que cede o acepta un mol de protones (en las reacciones ácido-base) o que gana o pierde un mol de electrones (en las reacciones redox).<br />En las reacciones, se cumple que cualquier pareja de sustancias reaccionan en la proporción 1 eq:1 eq.<br />Aluminio<br />El aluminio es un elemento químico, de símbolo Al y número atómico 13. Se trata de un metal no ferroso. Es el tercer elemento más común encontrado en la corteza terrestre. Los compuestos de aluminio forman el 8% de la corteza de la tierra y se encuentran presentes en la mayoría de las rocas, de la vegetación y de los animales.[1] En estado natural se encuentra en muchos silicatos (feldespatos, plagioclasas y micas). Como metal se extrae del mineral conocido con el nombre de bauxita, por transformación primero en alúmina mediante el proceso Bayer y a continuación en aluminio mediante electrólisis.<br />Este metal posee una combinación de propiedades que lo hacen muy útil en ingeniería mecánica, tales como su baja densidad (2.700 kg/m3) y su alta resistencia a la corrosión. Mediante aleaciones adecuadas se puede aumentar sensiblemente su resistencia mecánica (hasta los 690 MPa). Es buen conductor de la electricidad, se mecaniza con facilidad y es relativamente barato. Por todo ello es desde mediados del siglo XX[2] el metal que más se utiliza después del acero.<br />Fue aislado por primera vez en 1825 por el físico danés H. C. Oersted. El principal inconveniente para su obtención reside en la elevada cantidad de energía eléctrica que requiere su producción. Este problema se compensa por su bajo coste de reciclado, su dilatada vida útil y la estabilidad de su precio.<br />Ácido clorhídrico<br />El ácido clorhídrico, hidroclórico o todavía ocasionalmente llamado, ácido muriático (por su extracción a partir de sal marina), es una disolución acuosa del gas cloruro de hidrógeno (HCl). Es muy corrosivo y ácido. Se emplea comúnmente como reactivo químico y se trata de un ácido fuerte que se disocia completamente en disolución acuosa. Una disolución concentrada de ácido clorhídrico tiene un pH de menos de 1; una disolución de HCl 1 M da un pH de 1 (Con 4 cm3 presentes en el agua es suficiente para matar al ser humano, en un litro de agua. Y al disminuir el ph provoca la muerte de toda la flora y fauna).<br />A temperatura ambiente, el cloruro de hidrógeno es un gas incoloro ligeramente amarillo, corrosivo, no inflamable, más pesado que el aire, de olor fuertemente irritante. Cuando se expone al aire, el cloruro de hidrógeno forma vapores corrosivos densos de color blanco. El cloruro de hidrógeno puede ser liberado por volcanes.<br />El cloruro de hidrógeno tiene numerosos usos. Se usa, por ejemplo, para limpiar, tratar y galvanizar metales, curtir cueros, y en la refinación y manufactura de una amplia variedad de productos. El cloruro de hidrógeno puede formarse durante la quema de muchos plásticos. Cuando entra en contacto con el agua, forma ácido clorhídrico. Tanto el cloruro de hidrógeno como el ácido clorhídrico son corrosivos.<br />Materiales y reactivos:<br />A continuación se enlista los materiales utilizados durante esta práctica.<br />Soporte universal<br />Nuez<br />Agarradera para bureta<br />Agarradera para tubo<br />Bureta<br />Pipeta<br />Vaso de precipitación de 1000 mL<br />Manguera <br />Tapón de caucho<br />Tubo de ensayo<br />Probeta de 1000 mL<br />Termómetro<br />Muestra: Aluminio (Al)<br />Ácido clorhídrico (HCl 6M)<br />Esquema del procedimiento:<br />A continuación se describen los pasos que se realizaron para llevar a cabo esta práctica.<br />Medir la porción no graduada de la bureta, para lo cual se toma 10 mL de agua en una pipeta y se introduce en una bureta (cuide que la llave está cerrada). Observar la cantidad de agua que indica la parte graduada de la bureta, la cantidad sobrante corresponderá al volumen del cuello dela bureta.<br />Agregar agua en un vaso de 1000 mL hasta las ¾ partes de su capacidad.<br />Llenar totalmente con agua la bureta, evitando que queden burbujas de aire en su interior; tapar la boca de la bureta con el dedo índice, invertirla, introducir este extremo en el vaso con agua, retirar el dedo y sujetarla a la agarradera del soporte universal.<br />Colocar en la boca de la bureta sumergida una manguera que está conectada a un tapón de caucho.<br />Introducir en pedazos la muestra de lámina de aluminio en un tubo de ensayo y agregar aproximadamente 8 mL de HCl 6 molar. Cerrar inmediatamente con el tapón de caucho de la manguera y esperar a que se efectúe la reacción.<br />Igualar la presión del gas retenido con la presión ambiental, esto se logra introduciendo la bureta con su contenido en una probeta de 1000 mL, y al igualar los niveles de agua, del cilindro y de la bureta se considera que la presión dentro del tubo tendrá el mismo valor de nuestra presión atmosférica.<br />Leer el volumen del gas producido cuando se igualen los niveles de agua y anotarlo.<br />Elaborar la tabla de datos, incluyendo la presión y la temperatura de laboratorio.<br /> <br />Práctica<br /> Dibujos y/o gráficos:<br />Tabla de datos:<br />Determinación de la masa de un equivalente-gramo de aluminioMasa de aluminio utilizada0.0242125 g.Volumen de la parte no graduada de la bureta3.3 mLNivel del agua de la bureta al igualar presiones18.8 mLTemperatura del laboratorio 26 ºC → 299 KPresión de vapor del agua a la temperatura del laboratorio0.03303 atmPresión atmosférica1 atm<br />Anexo 1Tabla de presiones de vapor de H2O en estado de equilibrioTemperatura (ºC)Presión (torr)Presión (atm)2219.70.025922320.90.027502422.20.029212523.60.031052625.10.033032726.50.034872828.10.036972929.80.039213031.50.04145100760.01.00000<br />Cálculos<br />La reacción química que se lleva a cabo en esta reacción es:<br />2Al s + HCl (ac) 2AlCl3 s + 3H2 (g)<br />Para establecer la presión del hidrógeno.<br />Pmezcla= PH2- PH2O <br />PH2=Pmezcla- PH2O . <br />PH2=1-0.03303 atm. <br />PH2=0.96697 atm. <br /> <br />Para determinar el volumen de hidrógeno producido.<br />VH2= volumen de la bureta+parte nograduada de la bureta-nivel de H2O al igualar presiones<br />VH2= (50 + 3.3 – 18.8) mL.<br />VH2=34.5 mL. <br />VH2=34.5*10-3 L.<br />Para calcular moles de hidrógeno.<br />R= 0.082 atm.L/mol.K<br />PV=nRT<br />n= PV RT<br />n=0.96697 atm(34.5*10-3 L)(0.082 atm.L/mol.K)(299 K)<br />n=1.36065*10-3 mol<br />De la ecuación química balanceada, al pasar a moles de Al.<br />2Al=3H2<br />nAl=23 nH2<br />nAl=23 1.36065*10-3 mol <br />nAl=9.07101*10-4 mol<br />Para obtener el peso atómico del aluminio Al.<br />nAl=Masa Al (g)Peso atómico (g/mol)<br />Peso atómicoAl=Masa AlnAl<br />Peso atómicoAl=0.0242125 g9.07101*10-4 mol<br />Peso atómicoAl=26.89 g/mol<br />Para obtener el valor del equivalente-gramo de aluminio.<br />Eg de Al=Peso atómicoAlvalencia<br />Eg de Al=26.89 g/mol3<br />Eg de Al=8.89 g/mol<br />Cálculo del porcentaje de error en la práctica<br />% δ= | Valor teórico-Valor experimental |Valor teórico*100<br />% δ= | 8.89-8.99 |8.99*100<br />% δ=1.0 %<br />Tabla de resultados:<br />Determinación de la masa de un equivalente-gramo de aluminioPresión de vapor de agua a la temperatura del laboratorio0.03303 atmPresión parcial del hidrógeno0.96697 atmMoles de H2 producido1.36065 * 10-3 molMoles de aluminio9.07101 *10-4 molPeso molecular calculado de aluminio26.69 g/molMasa equivalente-gramo del Al8.89 g/mol<br />Observaciones y recomendaciones:<br />Se recomienda seguir estrictamente el procedimiento de la práctica, a fin de tener óptimos resultados.<br />Procurar que la bureta no tenga burbujas de aire en su interior después de llenarla completamente de agua. <br />Tener mucho cuidado sobretodo en el manejo de la bureta para que no se produzca pérdida de hidrógeno.<br />No perder ni un solo miligramo de la muestra de aluminio, ya que de esto de pende el éxito de la práctica.<br />Al igualar las presiones, procurar no perder agua cuando se pase la bureta a la probeta.<br />Conclusiones:<br />Se determinó la masa de un equivalente-gramo de aluminio. <br />Se observó que en la reacción se produjo H2 cuando la columna de agua bajó en la bureta.<br />Se aplicó la ley de los gases ideales. <br />Se estudió el concepto de equivalente-gramo.<br />Se establece que el procedimiento empleado en esta práctica sirve para poder calcular el peso atómico de cualquier elemento químico.<br />Bibliografía:<br />Sitios web consultados:<br />http://mx.answers.yahoo.com/question/index?qid=20090618051421AA0Cc01<br />http://es.wikipedia.org/wiki/Equivalente<br />http://es.wikipedia.org/wiki/Aluminio<br />http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_clorh%C3%ADdrico<br />__________________________<br />Mario Aguaguiña Méndez<br />C.I. 0927993329<br />Fecha de entrega: 29/Julio/2009<br />

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