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Reporte de Práctica Nº 8
Fecha: 22/Julio/2009
1. Título de la práctica: Determinación de la masa de un equivalente-gramo de
aluminio.
Estudiante: Mario Enrique Aguaguiña Méndez.
Grupo: A
Profesora: Ing. Qca. Ana Avilés Tutivén. Ms. C
2.




Paralelo: 05
Objetivos de la práctica:
Conocer la definición de equivalente-gramo.
Conocer las propiedades del aluminio.
Conocer las propiedades del acido clorhídrico.
Determinar la masa de un equivalente-gramo del aluminio.
3. Teoría:
A continuación revisaremos algunos conceptos útiles para la realización de esta práctica
y que nos ayudarán a comprender los objetivos de la misma.
Equivalente
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.
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).
En ocasiones, podemos conocer la cantidad de equivalentes (nequiv) en un determinado
volumen (V), despejando la fórmula de normalidad (N).
Tipos de equivalentes
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).
De esta forma, el número de equivalentes puede representarse como la cantidad de
moles (m), multiplicado por los protones o hidroxilos.
y
.
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-).
De esta forma, el número de equivalentes puede representarse como los moles (m),
multiplicado por los electrones:
y
.
Equivalente-gramo
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.
 -Para un elemento en general, 1 eq=masa atómica/valencia.
 -Para un ácido, el equivalente gramo es la cantidad en gramos que produce un mol de
H+.
 -Para una base, el equivalente gramo es la cantidad en gramos que produce un mol de
OH-.
 -En las reacciones de oxidación-reducción, el equivalente gramo es la cantidad de
sustancia que consume un mol de electrones.
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:
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).
En las reacciones, se cumple que cualquier pareja de sustancias reaccionan en la
proporción 1 eq:1 eq.
Aluminio
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.
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.
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.
Ácido clorhídrico
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).
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.
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.
4. Materiales y reactivos:
A continuación se enlista los materiales utilizados durante esta práctica.
 Soporte universal
 Nuez
 Agarradera para bureta
 Agarradera para tubo
 Bureta
 Pipeta
 Vaso de precipitación de 1000 mL
 Manguera
 Tapón de caucho
 Tubo de ensayo
 Probeta de 1000 mL
 Termómetro
 Muestra: Aluminio (Al)
 Ácido clorhídrico (HCl 6M)
5. Esquema del procedimiento:
A continuación se describen los pasos que se realizaron para llevar a cabo esta práctica.
1. 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.
2. Agregar agua en un vaso de 1000 mL hasta las ¾ partes de su capacidad.
3. 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.
4. Colocar en la boca de la bureta sumergida una manguera que está conectada a un
tapón de caucho.
5. 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.
6. 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.
7. Leer el volumen del gas producido cuando se igualen los niveles de agua y anotarlo.
8. Elaborar la tabla de datos, incluyendo la presión y la temperatura de laboratorio.
6. Dibujos y/o gráficos:
Práctica
7. Tabla de datos:
Determinación de la masa de un equivalente-gramo de aluminio
1. Masa de aluminio utilizada
0.0242125 g.
2. Volumen de la parte no graduada de la bureta
3.3 mL
3. Nivel del agua de la bureta al igualar presiones
18.8 mL
4. Temperatura del laboratorio
5. Presión de vapor del agua a la temperatura del laboratorio
6. Presión atmosférica
26 ºC → 299 K
0.03303 atm
1 atm
Anexo 1
Tabla de presiones de vapor de H2O en estado de equilibrio
Temperatura (ºC)
22
23
24
25
26
27
28
29
30
Presión (torr)
19.7
20.9
22.2
23.6
25.1
26.5
28.1
29.8
31.5
Presión (atm)
0.02592
0.02750
0.02921
0.03105
0.03303
0.03487
0.03697
0.03921
0.04145
100
760.0
1.00000
8. Cálculos
La reacción química que se lleva a cabo en esta reacción es:
2𝐴𝑙 (𝑠) + 𝐻𝐶𝑙 (𝑎𝑐)
2𝐴𝑙𝐶𝑙3 (𝑠) + 3𝐻2 (𝑔)
 Para establecer la presión del hidrógeno.
𝑃𝑚𝑒𝑧𝑐𝑙𝑎 = 𝑃𝐻2 − 𝑃𝐻2 𝑂
𝑃𝐻2 = 𝑃𝑚𝑒𝑧𝑐𝑙𝑎 − 𝑃𝐻2 𝑂 .
𝑃𝐻2 = (1 − 0.03303) 𝑎𝑡𝑚.
𝑃𝐻2 = 0.96697 𝑎𝑡𝑚.
 Para determinar el volumen de hidrógeno producido.
𝑉𝐻2 = 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑏𝑢𝑟𝑒𝑡𝑎 + 𝑝𝑎𝑟𝑡𝑒 𝑛𝑜𝑔𝑟𝑎𝑑𝑢𝑎𝑑𝑎 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑏𝑢𝑟𝑒𝑡𝑎 − 𝑛𝑖𝑣𝑒𝑙 𝑑𝑒 𝐻2 𝑂 𝑎𝑙 𝑖𝑔𝑢𝑎𝑙𝑎𝑟 𝑝𝑟𝑒𝑠𝑖𝑜𝑛𝑒𝑠
𝑉𝐻2 = (50 + 3.3 – 18.8) mL.
𝑉𝐻2 = 34.5 𝑚𝐿.
𝑉𝐻2 = 34.5 ∗ 10−3 𝐿.
 Para calcular moles de hidrógeno.
 R= 0.082 atm.L/mol.K
𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇
𝑛=
𝑃𝑉
𝑅𝑇
𝑛=
(0.96697 𝑎𝑡𝑚)(34.5 ∗ 10−3 𝐿)
(0.082 𝑎𝑡𝑚. 𝐿/𝑚𝑜𝑙. 𝐾)(299 𝐾)
𝑛 = 1.36065 ∗ 10−3 𝑚𝑜𝑙
 De la ecuación química balanceada, al pasar a moles de Al.
2𝐴𝑙 = 3𝐻2
𝑛𝐴𝑙 =
2
𝑛𝐻2
3
2
𝑛𝐴𝑙 = 3 (1.36065 ∗ 10−3 𝑚𝑜𝑙)
𝑛𝐴𝑙 = 9.07101 ∗ 10−4 𝑚𝑜𝑙
 Para obtener el peso atómico del aluminio Al.
𝑛𝐴𝑙 =
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝐴𝑙 (𝑔)
𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑎𝑡ó𝑚𝑖𝑐𝑜 (𝑔/𝑚𝑜𝑙)
𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑎𝑡ó𝑚𝑖𝑐𝑜𝐴𝑙 =
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝐴𝑙
𝑛𝐴𝑙
𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑎𝑡ó𝑚𝑖𝑐𝑜𝐴𝑙 =
0.0242125 𝑔
9.07101 ∗ 10−4 𝑚𝑜𝑙
𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑎𝑡ó𝑚𝑖𝑐𝑜𝐴𝑙 = 26.89 𝑔/𝑚𝑜𝑙
 Para obtener el valor del equivalente-gramo de aluminio.
𝐸𝑔 𝑑𝑒 𝐴𝑙 =
𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑎𝑡ó𝑚𝑖𝑐𝑜𝐴𝑙
𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑐𝑖𝑎
𝐸𝑔 𝑑𝑒 𝐴𝑙 =
26.89 𝑔/𝑚𝑜𝑙
3
𝐸𝑔 𝑑𝑒 𝐴𝑙 = 8.89 𝑔/𝑚𝑜𝑙
 Cálculo del porcentaje de error en la práctica
%𝛿 =
| 𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 |
∗ 100
𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
%𝛿 =
| 8.89 − 8.99 |
∗ 100
8.99
% 𝛿 = 1.0 %
9. Tabla de resultados:
Determinación de la masa de un equivalente-gramo de aluminio
1. Presión de vapor de agua a la temperatura del laboratorio
0.03303 atm
2. Presión parcial del hidrógeno
0.96697 atm
3. Moles de H2 producido
1.36065 * 10-3 mol
4. Moles de aluminio
9.07101 *10-4 mol
5. Peso molecular calculado de aluminio
26.69 g/mol
6. Masa equivalente-gramo del Al
8.89 g/mol
10. Observaciones y recomendaciones:
 Se recomienda seguir estrictamente el procedimiento de la práctica, a fin de tener
óptimos resultados.
 Procurar que la bureta no tenga burbujas de aire en su interior después de llenarla
completamente de agua.
 Tener mucho cuidado sobretodo en el manejo de la bureta para que no se produzca
pérdida de hidrógeno.
 No perder ni un solo miligramo de la muestra de aluminio, ya que de esto de pende el
éxito de la práctica.
 Al igualar las presiones, procurar no perder agua cuando se pase la bureta a la
probeta.
11. Conclusiones:
Se determinó la masa de un equivalente-gramo de aluminio.
Se observó que en la reacción se produjo H2 cuando la columna de agua bajó en la
bureta.
Se aplicó la ley de los gases ideales.
Se estudió el concepto de equivalente-gramo.
Se establece que el procedimiento empleado en esta práctica sirve para poder calcular el
peso atómico de cualquier elemento químico.
12. Bibliografía:
Sitios web consultados:
 http://mx.answers.yahoo.com/question/index?qid=20090618051421AA0Cc01
 http://es.wikipedia.org/wiki/Equivalente
 http://es.wikipedia.org/wiki/Aluminio
 http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_clorh%C3%ADdrico
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Mario Aguaguiña Méndez
C.I. 0927993329
Fecha de entrega: 29/Julio/2009