UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN CRISTOBAL DE HUAMANGA FACULTAD DE INGENIERIA QUIMICA Y METALURGIA DEPARTAMENTO ACADEMICO DE INGENIERIA QUIMICA ESCUELA DE FORMACION PROFESIONAL DE AGRONOMIA.
PRACTICA Nº 07:
ESTEQUIOMETRIA
A L UMNOS UMN OS :
GARCIA VALLEJOS, JIMMY LUYA BERROCAL, RAFAEL ZENOBIO MORENO QUISPE, JUAN CARLOS
PROFES OR DE TEORIA: TEORIA:
ANIBAL PABLO, GARCIA BENDEZU
PROFES OR DE PR ÁCTICA: ÁCTICA: ALVAREZ RIVERA, ROBERT GRUPO:
DIA. LUNES.
HORA: 3:00 PM – PM – 5:00 5:00 PM.
A Y A C UCHO UC HO – PER U 2016
1. OBJETIVOS:
1.1. Comprobar experimentalmente la ley de conservación de masa. 1.2. Observar los cambios cualitativos y cuantitativos que existe en una reacción química. 1.3. Buscar las relaciones que existen entre los pesos de los cuerpos reaccionantes y el de los productos.
2. FUNDAMENTO TEÓRICO: La estequiometria es la parte de la química que se refiere a la determinación de las masas de combinación de las substancias en una reacción química. La estequiometria estudia las leyes de la combinación química, nos permite establecer las relaciones cuantitativas de las sustancias reaccionantes y productos formados en una reacción química. La ecuación química balanceada proporciona una valiosa información cualitativa para el cálculo de las masas de las sustancias que se combinan, o se producen en un proceso químico. En los cálculos estequiometricos se supone que la reacción química es completa, es decir que tiene un grado de consumación (o de eficiencia) de 100%. En la práctica es muy difícil de alcanzar una total conversión.
2.1.
LEYES PONDERALES DE LA COMBINACIÓN QUÍMICA
Son leyes que establecen la relación entre las masas de los reactivos que se combinan para formar productos. Estas leyes son:
A. Ley de la cons ervación de la mas a. Establecida por Lavoisier en 1789: “ la masa de un sistema material aislado permanece invariable, cualquiera que sea la transformación que ocurre dentro de él ” . aplicando este concepto a una reacción química: “ la suma de las masas de los productos es igual a la suma de las masas de los reaccionantes “. Ejemplo.
-
2H2
+ O2
4g
+
32g
---------------› 2H2O =
36g
28g
+
6g
=
34g
A. Ley de las proporciones definidas o constantes. Propuesta por Proust en 1789: cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto, lo hacen en una relación de peso invariable. Es decir, los elementos se combinan siempre en la misma proporción para formar una determinada sustancia. Ejemplos: S
+
Fe
------------› FeS
32 g de S se combinan con 55.8g de Fe para dar 87.8g de FeS. La proporción de Fe a S es:
=
55.8 32
= 1.74
Luego para formar FeS. El hierro y el azufre se combinan siempre en la proporción de 1.74:1 Como corolario se deduce que, en una reacción química, cualquier exceso de uno de los reaccionantes quedara sin combinarse.
B . Ley de las proporciones múltiples. Enunciado por Dalton: “cuando dos elementos A y B se combinan para formar varios compuestos, el peso de uno de ellos permanece constante y el otro varia en cantidades que guardan relación de números enteros sencillos”. Ejemplos: En la formación de SO2 y el SO3 se cumple. - S + O2 -----------› SO2 32g -
32g
S + 1.5 O2 -----------› SO3 32g
48g
La masa de azufre en ambas reacciones es igual a 32 g y permanece constante. Por tanto, la relación de masas de oxígeno en ambos compuestos será.
32 48
C. Ley
=
2 3
(ó )
de las proporciones recíprocas.
Formulado por Richter: “los pesos de los dos elementos (o múltiplos de estos pesos) que reaccionan con un mismo peso de un tercero, son los mismos que reaccionan entre sí”. Ejemplos: H =1 35.5g = Cl -------------- Na = 23g
En el esquema se observa que el cloro y el sodio reaccionan con el mismo peso de hidrogeno; asimismo el cloro y el sodio reaccionan entre si con esos mismos pesos. Es decir, un gramo de hidrógeno de combina con: 35.5g de cloro para formar HCl (ácido clorhídrico) 23g de sodio para formar NaH (hidruro de sodio) Por lo tanto, 35.5g de cloro se pueden combinar con 23g de sodio para formar NaCl (cloruro de sodio).
2.2.
MOL.
La unidad de medida que se utiliza para determinar las cantidades de sustancias es el mol, una unidad del SI que se define como la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas como átomos hay en exactamente 12 gramos de isótopo de carbono 12 (que son los átomos de carbono más abundantes en la Naturaleza). También se puede decir que un mol-gramo es el peso molecular de una molécula expresada en gramos. Ejemplos:
1 mol-gramo de N2 = 28g. 1 mol-gramo de NaCl = 58.5g. 1 mol-gramo de H2SO4 = 98g.
2.3.
NUMERO DE AVOGADRO.
Es la cantidad de átomos que hay en un atm-g o de moléculas en un mol-g, cuyo valor es 6.023x10 23. Dividiendo el peso del átomo gramo o de la molécula-gramo entre este número se tiene el peso del átomo o de la molécula, respectivamente.
2.4.
ECUACIÓN QUÍMICA.
Constituye una representación simplificada de los procesos que ocurren entre dos o más elementos o compuestos, produciendo otros nuevos y diferentes elementos y/o compuestos. Significan un resumen de las relaciones entre sus respectivas moles básicamente. Para resolver correctamente los problemas de estequiometria es necesario interpretar correctamente lo que está representando en la ecuación química balanceada. Ejemplo: H2
+Cl2 -----------------› 2HCl
Nos indica que: 1 molécula de H2 reacciona con una molécula de HCl para dar dos moléculas de HCl.
4. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL ENSAYO Nº 1: Relaciones de masa que acompañan a las transformaciones químicas En este ensayo e hará reaccionar el cromato de potasio con el nitrato de plomo (II) y se obtendrá un precipitado de cromato de plomo (II), de color amarillo.
( ) () + () → () + 2()
5. DATOS EXPERIMENTALES 1. Masa de cromato de potasio: …………………………………………0, 97 gr. 2. Masa de nitrato de plomo (II): ………………………………………….1, 90 gr.
3. Masa de papel de filtro: ……………………………………………. 0, 86 gr. 4. Masa de papel de filtro + precipitado obtenido: …………………………………4,93 gr. 5. Masa del precipitado obtenido ( ) : ………………………………………….4.07 gr. 6. Moles del precipitado obtenido ( ): ……………………………………………0, 013 gr.
6. RESULTADOS EXPERIMENTALES 1. Efectúe los cálculos teóricos determine la masa y los moles de cada uno de los reactivos y productos.
Reactivos: REACTIVOS Pb(NO3)2 :
MASA 1, 90 g
MOLES 0, 006 mol
K2CrO4:
0, 97 g
0, 005mol
REACTIVOS PbCrO4:
MASA 4,07 g
MOLES O.O12 mol
2KNO3:
1,2 g
0, 005 mol
Productos:
3. Con la masa obtenida del precipitado determine la masa y los moles de cada uno de los reactivos y productos.
Reactivos Pb(NO3)2
Masa 1, 90 g.
Peso molecular 331
Numero de moles 0, 006 mol
K2CrO4 PbCro4 2KNO3
0,97 g. 4,07 g. 1, 2 g.
194 323 202
0,005 mol 0, 12 mol O, 005 mol
3. Determine los errores absoluto y relativo de la masa los moles.
ERROR EN MASA: Error absoluto= valor real –valor observado
=2.87 – 4.07 = -1,2 Error relativo=error absoluto/valor real
= -1,2 / 2.87 = -0.418
ERROR EN MOLES: Error absoluto= valor real - valor observado
= 3mol – 0.125 =2, 875
Error relativo=error absoluto /valor real
=2.875 / 3 =0. 9583
7. CUESTIONARIO. 1. Efectúe los términos: mol-gramo y molécula, estequiometria y la conservación de masa, reactivo limitante y reactivo en exceso, rendimiento de una reacción. En cada caso ponga un ejemplo.
Mol-gramo: E s el peso en gramos de un mol de moléculas (6,022 ∗ 10 é) de una sustancia química. Se determina expresando el peso molecular en gramos.
Ejemplo: 1 mol-gr ( ) = 18 ) → 6,022 ∗ 10 á ( ) VEMOS QUE: 6,022 ∗ 10 é ( ) 18 Tenemos que calcular cuánto pesa 1 molécula de ) Aplicando una regla de tres simple: 6,022*10 é ( ) → 18 1 é ( ) →
X= 18/ (6,022 ∗ 10 ) X= 3 ∗ 1 0
Molécula: La molécula es la partícula más pequeña que presenta todas las propiedades físicas y químicas de una sustancia, y se encuentra formada por dos o más átomos. Los átomos que forman las moléculas pueden ser iguales (como ocurre con la molécula de oxígeno, que cuenta con dos átomos de oxígeno) o distintos (la molécula de agua por ejemplo, tiene dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno). Ejemplo: Molécula de agua:
Estequiometria: Es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactantes (o también conocidos como reactivos) y productos en el trascurso de una reacción química. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica. La estequiometria es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados.
Conservación de masa: Todas las sustancias que forman parte de una reacción química y todos los productos formados nunca varia la masa. Esta es la ley de la conservación de la masa, que podemos enunciarla, pues, la siguiente manera “En toda reacción química la masa se conserva, esto es, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos”
Reactivo limitante: Es aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado.
Ejemplo:
-¿Cuál es el reactivo limitante si tenemos 10 moléculas de hidrógeno y
10
moléculas
de
oxígeno?
Necesitamos 2 moléculas de H 2 por cada molécula de O2
Pero tenemos sólo 10 moléculas de H 2 y 10 moléculas de O2.
La proporción requerida es de 2: 1
Pero la proporción que tenemos es de 1: 1
Es claro que el reactivo en exceso es el O2 y el reactivo limitante es el H2
Como trabajar con moléculas es lo mismo que trabajar con moles.
Si ahora ponemos 15 moles de H2 con 5 moles de O2 entonces como la estequiometria de la reacción es tal que 1 mol de O2 reaccionan con 2 moles de H2, entonces el número de moles de O2 necesarias para reaccionar con todo el H 2 es 7,5, y el número de moles de H2 necesarias para reaccionar con todo el O 2 es 10.
Es decir, que después que todo el oxígeno se ha consumido, sobrarán 5 moles de hidrógeno. El O 2 es el reactivo limitante
Reactivo en exceso: el reactivo en exceso es aquel que al consumirse el reactivo limitante, sobra una cantidad (un exceso) de aquellos.
EJEMPLO: La combustión de monóxido de carbono (CO), produce dióxido de carbono (CO2) de acuerdo a la siguiente reacción. (P.A.: C=12, O=16) 2 CO + O2 → 2CO2 Si reaccionan 49 gramos de CO y 40 gramos de O2. Indicar quien es el reactivo en exceso y el reactivo limitante; además indicar que cantidad de reactivo en exceso existe.
Rendimiento de una reacción: Es la cantidad de producto que se predice mediante la ecuación balanceada cuando ha reaccionado todo el reactivo limitante. El rendimiento teórico es el rendimiento máximo que se pueda obtener. En la práctica la cantidad de producto que se obtiene, es llamado rendimiento real, es siempre inferior al rendimiento teórico. Los químicos usan a menudo el término rendimiento porcentual, el cual describe la proporción del rendimiento real respecto al rendimiento teórico
EJEMPLO:
2H2
+
Reactivos
O2
→
2H2O
Productos
Consideremos la reacción de combustión del metano gaseoso (CH4) en aire. Sabemos que en esta reacción se consume (O2) y pr oduce agua (H2O) y dióxido de carbono (CO2).
2. ¿Cuántos moles de se deberá formar en la combustión de 500 quintales de carbón de piedra que contiene 92% de carbono? -Moles de CO2= masa de CO2/ peso molecular de CO2 Moles de CO2 = 500000/44 (92/100) = 1045.45
3. ¿Qué peso perderá 250 arrobas de . 2 si se calienta hasta que se libere el agua de cristalización?
250------------207 X--------------36 250 .36= X.207 = 43.41
4. Cuando la piedra caliza a una temperatura suficientemente alta se descompone en (CaO) y . ¿Qué cantidad de cal se obtendrá de 350 toneladas de piedra? Peso molecular total= 100……………….. 350 ton (piedra) Peso molecular de caliza= 56…………….. X ton
X= 196 cal
BIBLIOGRAFÍA: http://www.sinorg.uji.es/Docencia/FUNDQI/tema2.pdf
http://genesis.uag.mx/edmedia/material/quimicaII/pdf2/I.%20Estequiomet r%EDa.pdf http://garritz.com/andoni_garritz_ruiz/documentos/Mi%20curriculum/06Garritz.pdf http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/estequimetria_115.pdf http://catedras.quimica.unlp.edu.ar/fmacro/clases/clase2.pdf
