PRÁCTICA N° 7

DETERMINACION EXPERIMENTAL DEL PESO EQUIVALENTE DEL MAGNESIO

 

I.       OBJETIVO GENERAL

 

Determinar el peso equivalente experimental del magnesio en un proceso donde intervengan reacciones químicas de oxidación-reducción.

 

II. OBJETIVOS ESPECÍFICOS

Al finalizar la práctica el alumno será capaz de:

1.      Definir  e identificar agente oxidante y reductor.

2.      Balancear las semireacciones de una ecuación redox.

3.      Balancear la ecuación global de una ecuación redox.

4.      Calcular el volumen de hidrógeno, que debe desprender un peso conocido de magnesio, al reaccionar con ácido clorhídrico en las condiciones del laboratorio.

5.      Determinar experimentalmente el volumen real de hidrógeno desprendido por esa cantidad de magnesio.

6.      Comparar el valor calculado y el valor experimental de hidrógeno.

7.      Calcular el peso equivalente del magnesio a partir del volumen medido de hidrógeno.

8.      Comparar el valor de peso equivalente obtenido experimentalmente con el peso teórico.

 

MARCO TEÓRICO

 

La masa equivalente de un elemento es la masa en gramo del mismo que se combina con 8 g de O2 ó 1,008 g H2, siendo el equivalente-gramo una cantidad en gramos del compuesto igual al peso equivalente del mismo. La masa equivalente se puede determinar de forma experimental por:

a)      Determinación directa.

b)      Métodos analíticos.

c)      Desplazamiento de hidrógeno.

 

La masa equivalente del magnesio se puede determinar de forma experimental utilizando la técnica  de desplazamiento del hidrógeno y las leyes de los gases. La técnica consiste en hacer reaccionar una masa conocida de magnesio metálico con un catión de hidrogeno, aportado por un ácido diluido. La ecuación resultante al combinar el Magnesio y HCL es:

 

 


                                     Mg  +  2 HCl                                 MgCl2  +  H2

 

En esta reacción se genera cloruro de magnesio e hidrogeno gaseoso el cual es recogido para medir el volumen y determinar la presión que ejerce, con estos parámetros y con la ecuación de estado se hallan los moles de hidrógeno formados durante la reacción y posteriormente el número de equivalente de hidrogeno.

Para poder hallar la masa equivalente del magnesio se emplea la ley de equivalencia, cuyo enunciado dice “Un Equivalente Gramo de una sustancia reacciona reemplazando a un equivalente gramo de otra”, de esta manera:

 

Nº de Equivalentes Hidrogeno = Nº de Equivalentes Magnesio.               (22)

La ley de Dalton es de uso práctico para este experimento, a fin de medir la cantidad de gas producido en la reacción química. Se puede medir el volumen del gas a la presión atmosférica y a temperatura conocida. Si el gas fuera puro, se podría usar de inmediato la ley de los gases para calcular el número de moles producidos por la reacción.

                                                          P · V = n · R · T                                                               (23)

Donde:

 

 

P = presión del gas seco en atm        

T = temperatura del sistema en °K 

V = volumen de gas en L                                                                                                                              

R = Constante, cuyo valor es 0,082 atm·L /mol ·ºK                              

n = número de moles del gas 

 

Sin embargo, en las condiciones del experimento, el gas recogido contiene vapor de agua. La verdadera presión del gas producido es, por lo tanto, según la ley de Dalton, igual a la presión total menos la presión parcial del vapor de agua. Experimentalmente se ha hallado que la presión del vapor de agua en presencia de agua líquida es constante a una temperatura dada, su valor puede obtenerse de tablas (Tabla 22) y así usarse en los cálculos.

TABLA 22. Presión del vapor de agua en mm Hg a diferentes temperaturas en °C.

 

Temperatura (°C)

0,0

0,2

0,4

0,6

0,8

20

17,535

17,753

17,974

18,197

18,422

21

18,650

18,880

19,113

19,349

19,587

22

19,827

20,070

20,316

20,565

20,815

23

21,068

21,324

21,583

21,845

22,110

24

22,377

22,648

22,922

23,198

23,476

25

23,756

24,039

24,326

24,617

24,912

26

25,209

25,509

25,812

26,117

26,426

27

26,739

27,055

27,374

27,696

28,021

28

28,349

28,680

29,015

29,354

29,697

29

30,043

30,392

30,745

31,102

31,461

 

PROCEDIMIENTO  EXPERIMENTAL.

1.      Lave y cure con agua destilada, un tubo neunométrico y sujételo a un soporte universal por medio de una pinza doble para bureta.

2.      Agregue en el tubo 10 mL de una solución de ácido clorhídrico 2M  y llene completamente el tubo neunométrico con agua destilada. No mueva demasiado el tubo para evitar la mezcla de ambos líquidos.

3.      Pese dos cintas de magnesio  que estén recién pulidas, limpias y secas.

4.      Enrolle una de las cintas de magnesio en el alambre unido a tapón de corcho.

5.      Agregue agua destilada en un beaker de 250 ml, hasta las ¾ partes de su capacidad y colóquelo en la base del soporte universal.

6.      Retire el tubo neunométrico de la pinza y tápelo con el corcho y la cinta, ver figura 21.

7.      Observe, si el agujero del corcho está vacío y llene completamente con agua destilada para evitar que quede aire atrapado en el tubo.

8.      Con el dedo índice tape el agujero del corcho, invierta rápidamente el tubo y colóquelo dentro del vaso de precipitado de 250 mL, tal como se observa en la figura 21.

9.      Sujete nuevamente el tubo al soporte mediante pinza doble para bureta y ajuste el tubo de tal manera que el tapón casi toque el fondo del vaso.

10.  Coloque un termómetro lo más cerca posible del agujero en el tapón, para determinar si ocurre algún cambio de temperatura durante la reacción.

11.  Cuando haya finalizado la reacción espere 5 minutos hasta que se iguale la temperatura del agua en el vaso. Anote la temperatura.

12.  Determine el volumen del gas dentro del tubo y la diferencia en centímetros entre el nivel del agua del vaso y el nivel del agua en el tubo. Anote la temperatura.

13.  Lave de nuevo el tubo y repita el procedimiento para la otra cinta.

 

FIG.21. Procedimiento experimental en la determinación del peso equivalente.
 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 


DATOS EXPERIMENTALES

 

TABLA 23. Datos registrados durante el experimento

Parámetros

Cinta N° 1

Cinta N° 2

Masa del magnesio (g)

 

 

volumen de hidrógeno desprendido (mL)

 

 

Temperatura en °C

 

 

Altura de la columna de agua (mm)

 

 

Presión de vapor de agua (mm de Hg)

 

 

Densidad del agua (g/mL)

 

 

Presión atmosférica (mm de Hg)

 

 

Densidad del mercurio (g/mL)

 

 

 

TRATAMIENTO DE LOS DATOS

En base al número de moles de H2 obtenidos y a las semireacciones redox  se determina los equivalentes–g y el peso equivalente experimental del magnesio, por medio de las ecuaciones que se presentan a continuación.

 

Altura de la columna de agua (h H2O) en mm, Ver Figura 21.

Presión equivalente de la columna de agua a una columna de mercurio (h mm Hg)

 

hH2O(mm Hg) =  hH2O(mm) x (densidad H2O /  densidad Hg)                      (24)

 

 

Presión atmosférica  (P atm)

 

P (atm) = Presión del gas húmedo  +  h (mm Hg)                               (25)

Presión del gas húmedo  = P (atm) -  h (mm Hg)                                (26)

 

Presión del gas seco = Presión de gas húmedo – Presión de vapor H2O               (27)

 

de la ecuación 23 tenemos:

Moles H2 =  P·V / R·T                                                        (28)

 

 

Recuerde: Un equivalente-gramo es la cantidad de compuesto que, en una reacción química de oxido-reducción, pierde o acepta exactamente un mol de electrones.

 

1 equivalente-g   = 1 mol e-

 

N° de equivalentes-g oxidados = N° de equivalentes-g reducidos                (29)

 

 Peso Equivalente Experimental (P.E exp)

 

P.E exp =  Masa de magnesio (g) / N° equivalentes Mg                   (30)                      

 

RESULTADOS

TABLA 24. Resultados obtenidos para las cinstas de magnesio

 

Parámetros

Cinta N° 1

Cinta N° 2

Presión Equivalente de la columna de agua (mm Hg)

 

 

Presión del gas húmedo (mm Hg)

 

 

Presión del gas seco (mm Hg)

 

 

Moles de H2

 

 

Moles reducidos de H+

 

 

Número de equivalentes de Mg

 

 

Peso equivalente experimental del Mg

 

 

 

 

Promedio del Peso Equivalente del Magnesio …………………….

________

Peso Equivalente teórico…………………………………………...

________

Error Relativo Porcentual………………………………………….

________

 

CUESTIONARIO

1.      Un experimento de laboratorio se hicieron reaccionar ácido clorhídrico concentrado y aluminio. Se desprendió gas hidrógeno, que fue recogido sobre agua a 25°C, su volumen fue de 355 mL a una presión total de 750 mm Hg. ¿Cuántos moles de hidrógeno fueron recogidos? R= 0,0821  L atm/mol °K

 

2.      Determine el peso equivalente teórico del metal magnesio cuando reacciona con ácido clorhídrico.

 

BIBLIOGRAFÍA

1.       CHANG, R y COLLEGE, W. Química. Séptima edición. McGraw-Hill, México, 2002.

2.       DAUB, W y SEESE, W. Química. Séptima edición. Prentice Hall, México, 1996.

3.       PRETRUCCI, HARWOOD, y HERRING, G. Química General. Octava edición. Prentice Hall, Madrid, 2003.

4.       MOORE, KOTZ, STANITSKI, JOESTEN y WOOD. El Mundo de la Química. Segunda edición, Addison Wesley Longman, México, 2000.

5.       HANDBOOK of CHEMISTRY and PHYSICS . Edición 52. The Chemical Rubber CO. Ohio, 1971-1972