En el cuarto paso, por qué 1 mol de BaCl2*2H2O es igual en gramos a 244,47. Me pueden explicar por favor.

En la molécula que mencionas aparecen los siguientes átomos: 1 átomo de Bario, con masa molar de 137.33 gramos/mol 2 átomos de Cloro, con masa molar de 35.45 gramos/mol 4 átomos de Hidrógeno, con masa molar de 1.01 gramos/mol 2 átomos de Oxígeno, con masa molar de 16.00 gramos/mol Ya que se especifica que se trata específicamente de un mol de la molécula, lo que hay que hacer es multiplicar el número de átomos de cada elemento por su masa molar y sumar todas las masas para obtener la masa total. Tenemos: 1*137.33 = 137.33 gramos de Bario 2*35.45 = 70.9 gramos de Cloro 4*1.01 = 4.04 gramos de Hidrógeno 2*16.00 = 32.00 gramos de Oxígeno Por lo que: 137.33 + 70.9 + 4.04 + 32.00 = 244.27 gramos de BaCl2*2H2O Espero haber sido de ayuda :)

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Curso: Química avanzada (AP Chemistry) > Unidad 2

Lección 3: Estequiometría de reactivo limitante

Introducción al análisis gravimétrico: gravimetría por volatilización

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Introducimos la gravimetría por volatilización y la gravimetría por precipitación. Damos un ejemplo de cómo usar gravimetría por volatilización para determinar la pureza de una mezcla de hidrato de metal.

¿Qué es el análisis gravimétrico?

El análisis gravimétrico es una clase de técnica de laboratorio utilizada para determinar la masa o la concentración de una sustancia midiendo un cambio en la masa. El químico que estamos tratando de cuantificar suele llamarse el analito. Usamos el análisis gravimétrico para responder preguntas como:

¿cuál es la concentración del analito en la solución?
¿qué tan pura es nuestra mezcla? La mezcla puede ser un sólido o estar en solución.

Hay

2

tipos comunes de análisis gravimétrico. Ambos implican cambiar la fase del analito para separarlo del resto de la mezcla, lo que resulta en un cambio en la masa. Puedes llegar a escuchar que a alguno de estos análisis, o a ambos, se les llama análisis gravimétrico, aunque también reciben los nombres más descriptivos que te mencionamos a continuación.

La gravimetría por volatilización conlleva separar los componentes de nuestra mezcla por calentamiento o a través de su descomposición química. Esto hace que se separe cualquier compuesto volátil, lo que resulta en un cambio de masa que podemos medir. ¡Veremos un ejemplo a detalle de la gravimetría por volatilización en la siguiente sección de este artículo!

En química, la palabra "volátil" se usa como un sustantivo y un adjetivo. Como sustantivo, la palabra se refiere a una sustancia que puede evaporarse fácilmente. Volátil también se usa como adjetivo para describir algo que es particularmente fácil de evaporar, como en la siguiente proposición:

"Mi solvente no polar favorito es el pentano porque es muy volátil y fácil de desechar cuando mi reacción ha terminado."

Al proceso de evaporar una sustancia a veces se le conoce como "volatilización".

En la gravimetría por precipitación se utiliza una reacción de precipitación para separar una o más partes de una solución al incorporarlas en un sólido. El cambio de fase ocurre puesto el analito empieza en una fase de solución y después reacciona para formar un precipitado sólido. El sólido puede separarse de los componentes líquidos por filtración. La masa del sólido puede usarse para calcular la cantidad o la concentración de los compuestos iónicos en solución.

En este artículo vamos a revisar un ejemplo de cómo usar gravimetría por volatilización en un laboratorio de química. También discutiremos algunas cosas que podrían fallar en un experimento de análisis gravimétrico y cómo esto afectaría nuestros resultados.

Ejemplo: determinar la pureza de un hidrato de metal usando gravimetría por volatilización

¡Malas noticias! Nos acaban de informar que Igor, nuestro torpe asistente de laboratorio, pudo haber contaminado accidentalmente una botella del hidrato de metal

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

con una cantidad desconocida de

KCl

. Para conocer la pureza de nuestro

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

, calentamos

9.51 g

de la mezcla del hidrato de metal para remover el agua de la muestra. Después de calentarla, la muestra redujo su masa hasta

9.14 g

¿Cuál es el porcentaje de masa de ${BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O$ ‍ en la mezcla original?

Los problemas de análisis gravimétrico solamente son problemas de estequiometría con algunos pasos extra. Ojalá recuerdes que antes de empezar a hacer algún cálculo estequiométrico, primero necesitamos los coeficientes de la ecuación química balanceada.

Primero analicemos qué está pasando cuando calentamos la mezcla. Estamos removiendo agua del

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

para formar

{BaCl}_{2} (s)

anhidro y vapor de agua,

H_{2} O (g)

. Al terminar nuestro proceso de calentamiento deberíamos de tenener una mezcla de

{BaCl}_{2} (s)

anhidro y

KCl (s)

. En los cálculos que siguen haremos las siguiente suposiciones:

Toda la pérdida de masa de la mezcla se debe a la evaporación del $H_{2} O$ ‍, en contraste con otros procesos de descomposición.
Toda el agua proviene de la deshidratación del ${BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O$ ‍.

Nota: no sabemos nada sobre cuánto del contaminante,

KCl

, está en la mezcla. ¡Podría ser cualquier cantidad entre

0 - 100 % KCl

de la masa! Aunque probablemente no es

100 % KCl

porque sí hubo pérdida de agua después de calentarlo.

Podemos escribir la reacción de deshidratación como una ecuación química balanceada:

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O (s) \to {BaCl}_{2} (s) + 2 H_{2} O (g)

Con base en la ecuación balanceada anterior, esperamos obtener

2 {moles de H}_{2} O (g)

por cada

1 {mol de BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

. Vamos a usar esta relación estequiométrica en nuestros cálculos para convertir los moles de agua perdida a moles de

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

en la muestra original.

De hecho, ¡sí podemos incluir al

KCl

en nuestra reacción! Podríamos escribirlo a ambos lados de la flecha, puesto que el

KCl (s)

no está pasando por ninguna reacción química o física:

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O (s) + KCl (s) \to {BaCl}_{2} (s) + 2 H_{2} O (g) + KCl (s)

Esta reacción, así como está escrita, sigue balanceada y exacta, así que podemos usarla en nuestros cálculos. Obtendríamos las mismas proporciones estequiométricas y las mismas respuestas.

También podemos ver la relación entre la ecuación de arriba y la que usamos en el artículo así:

Ya que

KCl

aparece en ambos lados de la reacción sin ningún cambio de fase, podemos cancelarlo en ambos lados, como a un ion espectador:

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O (s) + KCl (s) \to {BaCl}_{2} (s) + 2 H_{2} O (g) + KCl (s)

¡Eso nos da la ecuación está escrita en el artículo!

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O (s) \to {BaCl}_{2} (s) + 2 H_{2} O (g)

Revisemos los cálculos paso a paso.

Paso $1$ ‍: calcular el cambio en la masa de la muestra

Podemos encontrar la cantidad de agua que se perdió durante el proceso de calentamiento al calcular el cambio en la masa de nuestra muestra.

\begin{aligned} Masa de H_{2} O & = Masa inicial de la muestra - Masa final de muestra \\ = 9.51 g - 9.14 g \\ = 0.37 {g de H}_{2} O \end{aligned}

Paso $2$ ‍: convertir la masa del agua evaporada a moles

Para convertir la cantidad de agua perdida a la cantidad de

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

mediante la relación molar, primero necesitamos convertir la masa del agua evaporada a moles. Podemos hacer esta conversión usando el peso molecular del agua,

18.02 g/mol

Masa del agua = 0.37 {g de H}_{2} O \times \frac{1 {mol de H}_{2} O}{18.02 {g de H}_{2} O} = 2.05 \times 10^{- 2} {mol de H}_{2} O

Paso $3$ ‍: convertir los moles de agua a moles de ${BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O$ ‍

Podemos convertir los moles de agua a moles de

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

mediante la relación molar de la reacción balanceada.

{mol de BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O = 2.05 \times 10^{- 2} {mol de H}_{2} O \times \frac{1 {mol de BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O}{2 {mol de H}_{2} O} = 1.03 \times 10^{- 2} {mol de BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

Paso $4$ ‍: convertir los moles de ${BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O$ ‍ a masa en gramos

Puesto que queremos encontrar el porcentaje en masa de

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

, necesitamos saber cuál es la masa de

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

en la muestra original. Podemos convertir los moles de

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

a masa en gramos usando el peso molecular de

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

{Masa de BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O = 1.03 \times 10^{- 2} {mol de BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O \times \frac{244.47 {g de BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O}{1 {mol de BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O} = 2.51 {g de BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

Paso $5$ ‍: calcular el porcentaje de masa de ${BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O$ ‍ en la muestra original

El porcentaje de masa se puede calcular usando la proporción de la masa del Paso

4

y la masa de la muestra original.

{%Masa de BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O = \frac{2.51 g {de BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O}{9.51 g de la mezcla} \times 100 % = 26.4 % {BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O (¡No gracias a Igor!)

Atajo: pudimos haber combinado los pasos

2

4

en un solo cálculo (con la advertencia de que tenemos que tener mucho cuidado con nuestras unidades). Para poder convertir la masa de

H_{2} O

a la masa de

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

(que llamaremos "hidrato" en los cálculos para ahorrar un poco de espacio), podemos resolver la expresión que sigue:

Masa del hidrato = \underset{⏟}{0.37 {g de H}_{2} O \times \frac{1 {mol de H}_{2} O}{18.02 {g de H}_{2} O}} \times \underset{⏟}{\frac{1 mol del hidrato}{2 {mol de H}_{2} O}} \times \underset{⏟}{\frac{244.47 g del hidrato}{1 mol del hidrato}} = 2.51 g del hidrato

Paso 2: Paso 3: Paso 4:

{encontrar moles de H}_{2} O usar relación molar {encontrar g de BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

Fuentes de error potenciales

¡Hurra! Acabamos de usar de manera exitosa el análisis gravimétrico para calcular la pureza de una mezcla. Sin embargo, a veces, cuando estás en el laboratorio, las cosas no salen tan bien. Algo de lo que podría ir mal es:

Errores de estequiometría, tales como no balancear la ecuación de la deshidratación del ${BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O .$ ‍

Errores de laboratorio, tales como no dar suficiente tiempo al agua para que se evapore completamente o que se nos olvide tarar una pieza de cristalería.

¿Qué le pasaría a nuestra respuesta en las situaciones anteriores?

Situación $1$ ‍: se nos olvidó balancear la ecuación

En esta situación terminaríamos usando una relación molar errónea en los cálculos del Paso

3

. En lugar de usar la proporción correcta de

\frac{2 H_{2} O}{1 {BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O}

, estaríamos usando la relación

\frac{1 H_{2} O}{1 {BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O}

. Eso duplicaría los moles de hidrato de metal calculados en el Paso

3

, lo que también duplicaría el porcentaje en masa general de

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

. En última instancia, ¡concluiríamos que nuestra mezcla es mucho más pura de lo que en realidad es!

Revisión de conceptos: ¿qué masa del hidrato de metal calcularíamos en la situación $1$ ‍?

Nuestra ecuación sin balancear es:

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O (s) \to {BaCl}_{2} (s) + H_{2} O (g)

Cuando convertimos los moles de agua a moles de

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

(Paso

3

) utilizando la relación molar incorrecta de la reacción sin balancear, obtendremos:

{mol de BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O = 2.05 \times 10^{- 2} {mol de H}_{2} O \times \frac{1 {mol de BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O}{1 {mol de H}_{2} O} = 2.05 \times 10^{- 2} {mol de BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

¡Fíjate que esta respuesta es el doble del número de moles que obtendríamos con la relación molar correcta! Cuando luego convertimos a moles de

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

(Paso

4

), obtenemos una masa que también es el doble de la respuesta correcta:

{Masa de BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O = 2.05 \times 10^{- 2} {mol de BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O \times \frac{244.47 {g de BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O}{1 {mol de BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O} = 5.01 {g de BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

¿Cuál es la moraleja de esta historia? ¡Siempre revisa que todas las ecuaciones están correctamente balanceadas!

Situación $2$ ‍: se nos acabó el tiempo y no se evaporó toda el agua

En la segunda situación no deshidratamos la muestra por completo. Desafortunadamente, esto puede suceder por muchas razones. Por ejemplo, se nos puede acabar el tiempo, el calor que se puso fue muy bajo o tal vez, por error, retiramos la muestra del calor antes de que estuviera lista. ¿Cómo afecta esto nuestros cálculos?

En esta situación, la diferencia en masa que calculamos en el Paso

1

será menor de lo que debe ser y, por consiguiente, tendremos menos moles de agua en el Paso $2$ ‍. Esto resultará en un cálculo menor del porcentaje de masa de

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

en comparación con el caso donde la muestra está completamente deshidratada. Al final estaríamos subestimando la pureza del hidrato de metal.

Los químicos intentan evitar la situación

2

al secar a masa constante. Esto significa que vigilan el cambio en la masa durante el periodo de secado hasta que ya no se observan cambios en la masa (aunque esto también depende de la exactitud de la balanza que utilices). Cuando recién empiezas a calentar tu muestra, esperarías observar un decremento significativo en la masa conforme se va perdiendo el agua. Al continuar calentando la mezcla, el cambio en la masa es cada vez más pequeño dado que queda menos agua por evaporar en la mezcla. En algún punto habrá tan poca agua que no cambiará significativamente la masa, por lo que la medición de la masa permanecerá aproximadamente constante a lo largo de varias medidas. ¡En ese punto ya puedes suponer que tu muestra está seca!

Consejo de laboratorio: el área superficial siempre es un factor a considerar cuando remueves compuestos volátiles de una muestra. El tener un área superficial más grande significa que se incrementará la tasa de evaporación. Puedes aumentar el área superficial de una muestra extendiéndola en una capa lo más delgada posible sobre la superficie de calentamiento o rompiendo los trozos sólidos grandes, debido a que la humedad puede permanecer atrapada dentro de estos trozos.

¡Sí pasa! Desafortunadamente, sucede todo el tiempo. Por suerte hay, al menos,

2

posibles soluciones.

Si tienes prisa, puedes pasar el sólido seco a un contenedor limpia y cuidadosamente tarado. Esto podría resultar en la pérdida de masa si algo de la muestra se queda pegado en el recipiente original. Viéndolo por el lado positivo, este procedimiento suele ser muy rápido.

Otra alternativa es que puedes obtener el peso tarado del recipiente original si registras la masa del sólido junto con la del recipiente, después transfieres el sólido y luego, lavas y secas minuciosamente el recipiente vacío antes de medir su masa. Por último, a la masa que obtuviste primero le puedes restar la masa del recipiente vacío y seco. Aunque este método toma más tiempo puesto que tienes que lavar y secar, seguramente resultará en una medición mucho más exacta de la masa del sólido.

Resumen

El análisis gravimétrico es una clase de técnicas de laboratorio en la que se usan los cambios en la masa para calcular la cantidad o la concentración de un analito. Un tipo de análisis gravimétrico es la gravimetría por volatilización, en la que se mide el cambio en la masa después de que se remueven los compuestos volátiles. Un ejemplo de gravimetría por volatilización es usar el cambio en la masa después de aplicar calor para calcular la cantidad o la pureza de un hidrato de metal. Algunos consejos útiles para los experimentos y cálculos de análisis gravimétricos son:

Revisa la estequiometría con cuidado y asegúrate de que las ecuaciones estén balanceadas.
Cuando elimines los compuestos volátiles de una muestra, asegúrate de secar la muestra a una masa constante.
¡Siempre tara tu cristalería!

Para leer más acerca de otro tipo común de análisis gravimétrico, consulta este artículo sobre gravimetría por precipitación.

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Juanita Ruiz
Publicado hace hace 4 años. Enlace directo a la publicación “En el cuarto paso, por qu...” de Juanita Ruiz
En el cuarto paso, por qué 1 mol de BaCl2*2H2O es igual en gramos a 244,47. Me pueden explicar por favor.
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- Alejandro Aguilar Pelcastre
  Publicado hace hace 4 años. Enlace directo a la publicación “En la molécula que mencio...” de Alejandro Aguilar Pelcastre
  En la molécula que mencionas aparecen los siguientes átomos:
  
  1 átomo de Bario, con masa molar de 137.33 gramos/mol
  
  2 átomos de Cloro, con masa molar de 35.45 gramos/mol
  
  4 átomos de Hidrógeno, con masa molar de 1.01 gramos/mol
  
  2 átomos de Oxígeno, con masa molar de 16.00 gramos/mol
  
  Ya que se especifica que se trata específicamente de un mol de la molécula, lo que hay que hacer es multiplicar el número de átomos de cada elemento por su masa molar y sumar todas las masas para obtener la masa total.
  
  Tenemos:
  
  1*137.33 = 137.33 gramos de Bario
  
  2*35.45 = 70.9 gramos de Cloro
  
  4*1.01 = 4.04 gramos de Hidrógeno
  
  2*16.00 = 32.00 gramos de Oxígeno
  
  Por lo que:
  
  137.33 + 70.9 + 4.04 + 32.00 = 244.27 gramos de BaCl2*2H2O
  
  Espero haber sido de ayuda :)
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kevin morales guadalupe
Publicado hace hace 8 años. Enlace directo a la publicación “le deseo lo mejor profe...” de kevin morales guadalupe
le deseo lo mejor profe
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benjaminpalacios
Publicado hace hace 2 años. Enlace directo a la publicación “Interesante e inteligente...” de benjaminpalacios
Interesante e inteligente
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kevin morales guadalupe
Publicado hace hace 8 años. Enlace directo a la publicación “le deseo lo mejor profe...” de kevin morales guadalupe
le deseo lo mejor profe
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josélaw
Publicado hace hace 6 años. Enlace directo a la publicación “porque nada entra en cien...” de josélaw
porque nada entra en ciencias?
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a01752083
Publicado hace hace 2 meses. Enlace directo a la publicación “cual es la ecuación quími...” de a01752083
cual es la ecuación química del método
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Química avanzada (AP Chemistry)

Curso: Química avanzada (AP Chemistry) > Unidad 2

¿Qué es el análisis gravimétrico?

Ejemplo: determinar la pureza de un hidrato de metal usando gravimetría por volatilización

Paso 1‍ : calcular el cambio en la masa de la muestra

Paso 2‍ : convertir la masa del agua evaporada a moles

Paso 3‍ : convertir los moles de agua a moles de BaCl2⋅2H2O‍

Paso 4‍ : convertir los moles de BaCl2⋅2H2O‍ a masa en gramos

Paso 5‍ : calcular el porcentaje de masa de BaCl2⋅2H2O‍ en la muestra original