Informe3 de LAboratorio de quimicaI

INTRODUCCIÓN.
En toda reacción química existe una proporción de masas, entre las sustancias participantes, que depende de las masas de las partículas(peso atómico, peso molecular), y de la valencia o parámetro propio de cada sustancia para esto se establece el peso equivalente necesario para aplicar la ley del equivalente que dice “Un Equivalente Gramo de una sustancia reaccionareemplazando a un equivalente gramo de otra”, esta ley nos permite realizar cálculos estequiométricos sin la necesidad de balancear o completar la ecuación química.
La masa equivalente de un elemento se puede determinar en forma experimental de varias formas, entre ellas: Por desplazamiento del agua, este método consiste en hacer reaccionar una determinada masa de un metal con un ácido para que desprendahidrogeno.
Para el cálculo se encuentra la masa del metal que ha desplazado 1.008g de hidrogeno o 11200 ml del gas, a condiciones normales de temperatura y presión.

En la práctica tres (3) se evidencio a través de una aplicación de las características fundamentales de los gases y se explica de una manera sencilla como experimentalmente en el laboratorio se determina el peso equivalentede un elemento químico, en este caso el magnesio (Mg) haciendo reaccionar el mismo con un ácido bajo ciertas condiciones, aplicando las leyes de los gases y obteniendo los cálculos de éste a través de dos métodos: por número de moles de hidrógeno desprendidos y por el volumen de hidrógeno desalojado. 

Además se determino el reactivo limitante de esa reacción y el porcentaje de desviación entreel valor teórico y el valor experimental del peso equivalente. Con la realización de esta práctica se quiere poner en práctica y afianzar los conocimientos acerca de las leyes de los gases, la relación de pesos equivalentes y reactivos limitantes.


OBJETIVOS.

Determinar el peso equivalente del magnesio.
Aplicar las leyes de los gases.
Calcular la relación estequiométrica en una reacciónquímica.


















FUNDAMENTOS TEÓRICOS.

La Ley de los gases ideales es la ecuación de estado del gas ideal, un gas hipotético formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos (conservación de momento y energía cinética). Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal sonlos gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura.

Empíricamente, se observan una serie de relaciones entre la temperatura, la presión y el volumen que dan lugar a la ley de los gases ideales, deducida por primera vez por Émile Clapeyron en 1834. Describe perfectamente la relación entre altas temperaturas y bajas presiones de los gases. La ley consiste en quela presión (en atmósferas) por el volumen (en litros) es directamente proporcional al producto del número de mol-gramos del gas (en moles), la constante (0,082atm•L/mol•K) y la temperatura (en kelvin): P•V=n•R•T. También encontramos otras formulas, como la descrita en la Ley de Boyle ,que Relaciona el volumen y la presión cuando la temperatura y el número de moles es constante, nos dice que elvolumen de un gas es inversamente proporcional a la presión, cuando se mantienen constantes la temperatura y el número de moles. (P1•V1=P2•V2). 

La Ley de Charles y Gay-Lussac, también llamada Ley de Charles explica las leyes de los gases ideales. Relaciona el volumen y la temperatura de una cierta cantidad de gas ideal, mantenido a una presión constante, mediante una constante deproporcionalidad directa (V1/T1=V2/T2). En esta ley, Charles dice que a una presión constante, al aumentar la temperatura, el volumen del gas aumenta y al disminuir la temperatura el volumen del gas disminuye. Esto se debe a que "temperatura" significa movimiento de las partículas. Así que, a mayor movimiento de las partículas (temperatura), mayor volumen del gas. 

La ley fue publicada primero por...