UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CALLAO FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Escuela Profesional de Ingeniería Química
ASIGNATURA: LABORATORIO DE QUÍMICA INFORME DE TAREAS
PRÁCTICA N°9:ESTEQUIOMETRÍA.
BELLAVISTA 23 DE JUNIO DEL 2015
I. OBJETIVOS Aplicar y verificar las leyes de las combinaciones químicas y de los gases ideales. Determinación de la fórmula mínima del clorato de potasio y la densidad del oxígeno gaseoso.
II. MARCO TEÓRICO La estequiometria es aquella parte de la Química que nos enseña a realizar cálculos de las cantidades de las sustancias químicas puras (simples o compuestas) que participan en las reacciones químicas, en base a las leyes experimentales que gobiernan a éstas.
Leyes Ponderales: 1. Ley de la conservación de la masa: Fue planteada por el químico francés Antoine Lavoisier en 1789. En toda reacción química, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes que se transforman es exactamente igual a la suma de las masas de las nuevas sustancias formadas o productos; por lo tanto, la masa no se crea ni se destruye solamente se transforma.
2. Ley de la composición constante: Enunciado por Joseph L. Proust (1799) y se establece: Cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto, lo hacen siempre en una relación o proporción en masa fija o invariable.
3. Ley de Proporciones Múltiples: La razón entre los pesos de un elemento que se combinan con un peso fijo de un segundo elemento, cuando se forman dos o más compuestos, es una razón entre números enteros sencillos, como 2:1, 3:1, 3:2, etc.
4. Ley de Proporciones Recíprocas: Fue planteado por J.B. Richter y C.F. Wenzel en 1792. Se establece que las masas de diferentes elementos que se combinan con una misma masa de otro elemento dan la relación en que ellos se combinarán entre sí. La estequiometria es útil para: Predecir las cantidades de materiales reaccionantes necesarios para generar una cantidad dada de productos. Interpretar los resultados de un análisis químico. Elegir el método más económico para llevar a cabo una reacción química en escala comercial. Determinar cuál reactivo está en exceso. Determinar porque en algunos casos diferentes productos pueden originarse desde el mismo conjunto de reactantes, dependiendo de las cantidades relativas usadas. Ej. C + O 2 (limitado) CO + H 2O C + O2 (exceso) CO2 + H2O El conocimiento de los pesos atómicos de los elementos permite el cálculo de la composición en porcentaje de los elementos en cualquier compuesto cuya fórmula sea conocida. Basta dividir el peso total de cada clase de átomos en la fórmula por el peso total de todos los átomos en la fórmula y multiplicar por 100 para convertir a tanto por ciento.
EL MOL:Las cantidades pueden expresarse en términos de masa, volumen o número, tales como kilogramos, gramos, libras, litros, docenas, mol. En química la masa se expresa en pesos atómicos, pesos moleculares y pesos fórmula; una expresión de número es el mol, que es aquella
cantidad de sustancia que contiene 6,023 x 1023 partículas y se denomina número de Avogadro.
III. DATOS Y/U OBSERVACIONES 1.1 Materiales y reactivos Matraz
Tubo de ensayo
1 caja de fósforos
Mechero Bunsen
Pinzas
Óxido de Manganeso (catalizador)
IV.
GRÁFICOS
Peso del tubo de ensayo más el catalizador
Peso del tubo de ensayo más el catalizador más el KClO3
Luego de realizar las pesadas correspondientes se pasa a conectar todo el aparato.
Se aprecia como el agua va siendo desplazada por el oxígeno liberado.
HCl(ac)
Se aprecia como cae se junta el agua desplazada en el probeta
Se observa el volumen total de agua desplazada (172mL).
V.
CÁLCULOS Y RESULTADOS Reacc ión q uím ica:
MnO2
2KClO3 1.
T
2KCl + 3O2
Rendimiento de la reacción Peso tubo + catalizador = W 1 = 18.61 g W 1 + peso KClO 3 = W2 = 19.17 g Peso KClO3 = W 2 W1 = 19.17g 18.61g = 0.56 g –
–
W 1 + Peso KCl (real) = W3 Peso KCl (real) = W3 W1 = 18.95g 18-69g = 0.34g –
KClO3 = KCl =
–
122.5 g/mol
74.5 g/mol
WKCl (teórico) =
= 0.34 g KCl (teórico)
WKCl (real) =0.34 g % Rendimiento =
x 100% =
x 100% = 100%
rendimiento
2.
Volumen molar del O2
Tº = 273.15 K Volumen molar: Es el volumen que ocupa 1 mol de gasP =C.N 1atm Volumen Molar (Laboratorio) (Experimental)
-Como el O2 se recogió sobre agua, entonces, se trata de un gas húmedo (mezcla de O2 y agua). La presión que ejerce el gas es una presión de la mezcla gaseosa. 760 mmHg = 1atm = De
Pmezcla (gas húmedo) = PO2 + P(LEY vH2ODE DALTON)
tablas: P TºvH2O = 19.84 mmHg
PO2 = 760 mmHg 19.84 mmHg –
PO2 = 740.16 mmHg Datos: VO2 = 172 ml TºLab = 22ºC PLab = 1amt TC.N = 273.15 k
mol-g
Luego reemplazamos en la ecuación de Dalton:
= 6.85 x 10-3mol-g
O2 =
O2 Como
el volumen molar se encuentra en 1 mol del gas, hallamos su
volumen: 6.85 x 10-3 mol-g O2
0.155L
1 mol-g O2
xL
x = 22.62 L
Volumen Molar
VI. CONCLUSIÓN La Estequiometria nos sirve para calcular y conocer la cantidad de materia de los productos que se forma a partir de los reactivos. La estequiometria es de gran importancia para los procesos químicos, lo que la hace una herramienta indispensable, pues nos permite realizar los cálculos necesarios para determinar la masa de cada una de las materias primas que deben mezclarse y reaccionar, para obtener una masa determinada de producto. Además, problemas tan diversos, como por ejemplo, la medición de la concentración de ozono en la atmósfera, el control de la lluvia ácida, la determinación del grado de contaminación de un río, la cuantificación de la clorofila de una planta, el análisis bromatológico de un fruto, etc. La cantidad de moles de una sal clorada se puede hallar relacionando el número de moles desprendidos al darles calor de la sal clorada por cada mol de la sustancia que queda después de calentar dicha sal clorada. Se ha comprobado mediante el experimento que la ley de conservación de la materia se cumple en una reacción química.
VII.
CUESTIONARIO
1. Defina formula mínima y formula molecular. ri ca: Es Fórm u la Em p í
una expresión que representa la proporción más
simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico. Es por tanto la representación más sencilla de un compuesto. Por ello, a veces, se le llama fórmula mínima. Es Fórmula Molecular:
la expresión que indica el tipo de átomos
presentes en un compuesto molecular, y el número de átomos de cada clase. Sólo tiene sentido hablar de fórmula molecular en compuestos covalentes.
2. Cuando el óxido de bario (BaO) se calienta en condiciones adecuadas adiciona oxígeno dando un óxido de fórmula BaO x. Una muestra de BaO que pesa 1.15 gr. Produce por calentamiento 1.27 gr. Del producto. ¿Cuál es la fórmula de este? SOLUCIÓN: 1.
Como dato tenemos que: Pm (BaO) = 153,326 g
2.
Moles contenidos en 1,15 g del óxido:
moles =
= 7,5 x 10 -3
Al calentar se producirán los mismos moles porque el número de átomos de Ba no cambia. 3.
Por dato del problema, tenemos que 7,5 x 10 -3 moles de BaO x pesa 1,27 nº moles =
4.
g.: Pm =
→
=
= 169,33 gr.
La diferencia de masa molecular entre BaO y BaOx se debe al oxígeno.
5.
Si hacemos 169,33 - 153,32 = 16,01 (que es el peso atómico del oxígeno). Por lo tanto el valor del oxígeno será 2.
6.
Finalmente tenemos que la fórmula BaO x es BaO2
3. Al ser calentado, el nitrato de sodio desprende oxígeno para formar nitrito de sodio. Una mezcla de nitrato y nitrito que pesa 0.754 gr. pierde 0.0064 gr. al ser calentada. Calcule el porcentaje de nitrato de sodio en la muestra. SOLUCIÓN: 1. Por dato del problema sabemos que la suma entre el nitrito y el nitrato de sodio pesan 0.754 gr. X g de NaNO3
X + Y = 0.754 gr.
→
Y g de NaNO2
2. Siendo la ecuación: 2NaNO3 2NaNO2 + O2 →
3. Teniendo dos ecuaciones, formamos un sistema de ecuaciones y hallamos el valor de x:
4. Finalmente hallamos el porcentaje de NaNO 3:
4. En base al trabajo práctico, ¿cuál habría sido el efecto de cada uno de los siguientes factores sobre el valor obtenido para el volumen molar del oxígeno? a) No tomar en cuenta la presión de vapor de agua. Esto puede provocar variaciones en la densidad del compuesto, muchas veces disminuyéndola y así modificando el peso.
b) El clorato de potasio no se descompone totalmente. Puede alterar el volumen de agua obtenido del compuesto, pues este al ser calentado, es quien permite la obtención del agua que se ser extrae como efecto del calentamiento de esta sustancia volviendo menor el volumen obtenido.
c) Presencia de fugas de oxígeno. Puede disminuir el peso del volumen obtenido, pues es el oxígeno el encargado de presentar o exponer el volumen de la solución obtenida.
d) El clorato de potasio está contaminado con una impureza inerte (por ejemplo arena). Aun mostrando impurezas, el peso del compuesto no cambia, ya que a pesar de no ser puro, el peso de la impureza no afecta al volumen porque en los cálculos no interviene el peso sino el volumen desalojado por el oxígeno y al ser material inerte no reaccionaria por no contribuir con gases.
e) El clorato de potasio está contaminado con una impureza que también da lugar a desprendimiento de oxigeno (por ejemplo: dióxido de plomo). Al poseer impurezas, como en el caso anterior, puede provocar una variación en el volumen obtenido por experimentación y más aún si existe presencia del oxígeno en el compuesto permitiendo un mayor valor de volumen obtenido.
f) El tubo de ensayo contiene algunas gotas de agua antes de iniciar el experimento. Esto puede producir, gracias a la presencia del vapor de agua, una anomalía en la medición del gas empleado al aumentar el volumen obtenido.
5. Si un mol de moléculas de hidrogeno tiene una masa de 2gr., ¿cuál es la densidad del hidrogeno en condiciones normales de presión y temperatura? Aclare suposiciones. SOLUCIÓN: 1. Primero emplearemos la ecuación para gases ideales:P*V=R*T*n 2. Según los datos nos piden que el hidrogeno esté en condiciones normales: Siendo la presión de 1 atm y la temperatura puede ser de 0°C, pero siempre se debe trabajar con la escala absoluta, en grado kelvin T°: 0°C
quedaría: (0+273)K = 273°K
→
3. Ahora, dado que nos dan 1 mol de moléculas de hidrógeno (n=1mol) y sabemos que la constante de los gases es R=0,082(atm*L/K*mol), reemplazamos
en
la
ecuación
4. Luego la densidad es definida como
para
hallar
el
volumen:
, entonces resultará:
Observaciones: Resulta ser aproximadamente 90mg/L, es decir que un litro de hidrógeno trae apenas 90mg de este, siendo su la densidad muy baja. Este es uno de los problemas que presenta el hidrógeno para ser una futura fuente energética pues se necesita mucho hidrógeno gaseoso para satisfacer la demanda, es por esto que se investigan compuestos donde el hidrógeno pueda ser almacenado de forma sólida (aumentándose la densidad) y luego pueda ser liberado de forma controlada cuando se lo requiera, algo así como una pila de hidrógeno
VIII.
REFERENCIAS 1. CARRASCO VENEGAS, Luis y CASTAÑEDA PÉREZ, Luz. Química
Experimental. Aplicaciones. Perú. Edit. Macro. Quinta edición. 2013. 2. CHANG, Raymond. Química.México. Edit. Mc Graw edición. 2007.
–
Hill. Novena
3. FRANCO GARCÍA, Ángel. Medida de la presión de vapor de agua a bajas temperaturas. Disponible en: http://www.sc.ehu.es/sbweb/fisica/estadistica/otros/vapor/vapor.htm artículo web. Consultada el 20 de junio del 2015. 4. OSORIO GIRALDO, Rubén Darío. Estequiometria. Disponible en. http://aprendeenlinea.udea.edu.co/lms/ocw/mod/page/view.php?id=242 articulo web. Consultada el 21 de junio del 2015.