“Año de la unión nacional frente a la crisis externa”

“Informe de laboratorio”

Titulo del laboratorio:“Estequiometría Parte – I”

Número de laboratorio:Laboratorio N° 3

Profesora:Fukuda Kagami, Nancy

Curso:Química Básica

Sección:“V”

Facultad:Facultad de Ingeniería Industrial y de Sistemas

Alumnos: Matienzo García, Brian David 20094046D Quispe Oscco, Javier Solis 20093001G Valdivia Magallanes, Pedro Arturo 20090021G

Fecha de entrega:25 de mayo de 2009

-2009-

Estequiometría, parte 1:1. Objetivos:

Los experimentos a desarrollarse tienen por finalidad la observación de los cambios cualitativos y cuantitativos que ocurren en las reacciones químicas. La parte cualitativa, esta orientada a verificar el cambio de propiedades y la parte cuantitativa, a la medición de las masas de las sustancias reaccionantes y productos.

2. Fundamento Teórico:

La estequiometría es la parte de la química que se encarga de estudiar las relaciones cuantitativas en las que intervienen las masas moleculares y atómicas, las formulas químicas y la ecuación química. Por ejemplo en la síntesis de Haber-Bosch:

N2(g) + H2(g) -----> NH3(g)

En términos cuantitativos diríamos que si combinamos el nitrógeno con el hidrogeno, ambos en estado gaseoso, obtendremos amoniaco; sin embargo, esta manera de ver la ecuación no nos permite ver qué cantidad de nitrógeno o hidrogeno debemos mezclar o por lo menos en qué relación. De ahí que viene la importancia de la estequiometría, ya que nos permite obtener la relación correcta en la que debemos mezclar los “reactantes” (en nuestro caso hidrógeno y nitrógeno) para obtener los “productos” (en nuestro caso amoniaco). Así, haciendo el respectivo “balance” de la ecuación, la ecuación quedaría de la siguiente manera:

N2(g) + 3H2(g) -----> 2NH3(g)

Lo que se interpreta de la siguiente manera: Se producen dos moles de NH3 por cada mol de N2 que se consume. Se producen dos moles de NH3 por cada tres moles de N2 que se consume. Se consumen tres moles de H2 por cada mol de N2 que se consume.

Además, podemos convertir estas afirmaciones en unos factores de conversión, denominados factores estequiométricos. Un factor estequiométrico relaciona las cantidades de dos sustancias cualquiera que intervienen en una reacción química en una base molar, por tanto un factor estequimétrico es una relación de moles.

Leyes de la estequiometría

1ª Ley de la Estequiometría o Ley de conservación de masa de Lavoisier.

“En toda reacción química las cantidades en masa de los reactivos son iguales a las cantidades en masa de los productos”.

2ª Ley de las proporciones constantes de Proust.

“Cuando dos o más elementos se unen para formar un mismo compuesto, siempre lo hacen en una relación ponderal constante”.

3ª Ley de las proporciones múltiples de Dalton.

“Cuando dos o más elementos se unen para formar una serie de compuestos, si el peso de uno de ellos permanece constante y el otro varía, las cantidades de este son múltiplos enteros de la menor de ellas”.

4ª Ley de las Proporciones Recíprocas o Equivalentes de Richter - Wenztel.

“Cuando dos elementos se combinan separadamente con un peso fijo de un tercer elemento, los pesos relativos de aquellos son los mismos que sí se combinan entre sí“.

Reactivo limitante

Cuando todos los reactivos se consumen en una reacción química de forma completa y simultanea se dice que los reactivos están en proporciones estequiométricas, es decir, en proporciones molares fijadas por los coeficientes estequiométricos de la ecuación ajustada. Algunas veces se exige esta condición, por ejemplo en algunos análisis químicos. Otras veces, como en una reacción de precipitación, uno de los reactivos se transforma completamente en productos porque se utiliza un exceso de todos los demás reactivos. El reactivo que se consume por completo, llamado reactivo limitante, determina las cantidades de productos que se forman.

Rendimiento teórico, rendimiento real y rendimiento porcentual

El rendimiento teórico de una reacción es la cantidad de productos que se espera, calculada a partir de unas cantidades dadas en los reactivos. La cantidad de producto que realmente se obtiene se llama rendimiento real. El rendimiento porcentual se define como:

En muchas reacciones el rendimiento real es casi exactamente igual al rendimiento teórico y se dice que las reacciones son cuantitativas. Estas reacciones se pueden utilizar para llevar a cabo análisis químicos cuantitativos, por ejemplo. Por otra parten en algunas reacciones el rendimiento real es menor que el rendimiento teórico, siendo el rendimiento porcentual menor del 100 por ciento. El rendimiento puede ser menor del 100 por ciento por muchos motivos. El producto de la reacción rara vez aparece en forma pura y se puede perder algo de producto al manipularlo en las etapas de purificación necesarias. Esto reduce el rendimiento. En muchos casos los reactivos pueden participar en otras reacciones distintas de la que nos interesa. Estas son las llamadas reacciones secundarias y los productos no deseados se llaman subproductos. El rendimiento del producto principal se reduce en la misma medida en que tienen lugar estas reacciones secundarias. Finalmente, si tiene lugar una reacción reversible, parte del producto que se espera puede reaccionar para dar nuevamente los reactivos y, de nuevo, el rendimiento es menor de lo esperado.

A veces el rendimiento aparente es mayor del 100 por ciento. Como no puede obtenerse algo de la nada, esta situación normalmente pone de manifiesto un error en la técnica utilizada. Algunos productos se forman por precipitación de una disolución. El producto puede estar humedecido por el disolvente, obteniéndose para el producto húmedo una masa mayor de lo esperado. Si se seca mejor el producto, se obtendrá una determinación más exacta del rendimiento. Otra posibilidad es que el producto este contaminado con un exceso

de reactivo o con un subproducto. Esto hace que la masa del producto parezca mayor de lo esperado. En cualquier caso, un producto debe ser purificado antes de determinar el rendimiento

Diagramas de proceso:1. Experimento N°1.a:

2. Experimento N°1.b.1:

3. Experimento N°1.b.2:

4. Experimento N°2:

Datos experimentales:

1. Experimento N°1

a) Al mezclar el cloruro de bario (Bacl2) con el carbonato de sodio (Na2CO3), se forma un precipitado color blanco

b) Se da un burbujeo constante en el vaso en donde escapa un gas

2 Experimento N°2 El color inicial de la mezcla (celeste) cambia con el tiempo ha un color

blanco grisáceo.

Análisis de resultados y/u observaciones:

1. Experimento N°1.a:

En este experimento se realiza la siguiente combinación de compuestos:

Na2CO3 + BaCl2

Como conocemos los estados de valencia de los elementos (y por ende, de los compuestos), podemos intentar predecir lo que debería salir al realizar cada combinación. Siendo entonces los elementos los siguientes:

+1 -2 +2 -1Na2CO3 + BaCl2

Entonces, se puede observar que presumiblemente sería una reacción de doble desplazamiento, debido a las cargas de los iones de cada compuesto. Siendo así, la reacción se daría de la siguiente forma:

Na2CO3 + BaCl2 BaCO3 + 2NaCl

En la reacción realizada en el laboratorio, se observa que se formó un precipitado, y se sabe que el cloruro de sodio es un compuesto que se diluye fácilmente. Por lo tanto, presumimos que es el Carbonato de bario el compuesto que se precipita.

2. Experimento N°1.b:

En este experimento, se realizo la formación de un gas. Los compuestos utilizados en este caso fueron:

KClO3, MnO2 y O2

En este caso, la reacción (sin balancear) llevada a cabo fue la siguiente:

KClO3 + O2 + calor

La ecuación en tal caso realizada seria de la siguiente manera:

MnO2

2KClO3 + 3O2 2KCl + 6O2

3. Experimento N°2:

En el experimento N°2 se lleva a cabo la siguiente combinación:

Ca(SO4).XH2O + O2 + calor

De la diferencia de los pesos del sulfato de calcio hidratado y del restante, se deduce la cantidad de agua que contenía el compuesto.

De esta manera, se realizan los cálculos y se observa que:

La masa inicial = 53.39 grs. La masa final = 52.05 grs. Masa del H2O = 1.34 grs.

Se deduce entonces que la cantidad de moles del agua es 0.074 moles.Siendo la cantidad de moles de la masa final es la que proviene del Ca(SO4), con la que se

procederá a calcular la cantidad de moles del compuesto:

Conclusiones

Se puede concluir lo siguiente lo siguiente acerca de los experimentos.

Del “primer experimento”, se concluye que el precipitado es precisamente el que se predijo por medio del análisis. Se formo un precipitado de color blanco que indica la presencia del BaCO 3. El rendimiento de la reacción es del 42% lo que indica la presencia de un reactivo limitante.

Del “segundo experimento”, concluimos en la primera parte que el rendimiento de la reacción es del 23,83% lo que ahora afirma que existieron algunos errores al momento de realizar el experimento, uno de ellos puede ser la mala manipulación del tapón que pudo originar la fuga de oxígeno. En la segunda, por medio de un análisis cualitativo se muestra la presencia de plata mediante su precipitado característico (blanco lechoso) en este caso está acompañado del cloro, formando el AgCl.

Del “tercer experimento”, concluimos que no podemos calcular la cantidad de moles de agua por mol de CaSO4 debido a que no pesamos la cantidad de CaSO4 sin tener en cuenta la masa del crisol y la masa de la luna de reloj. Investigando hemos averiguado que lo más probable es que el compuesto analizado es el CaSO4.2H2O.

Cuestionario

1. De 5 ejemplos de diferentes reacciones sin cambio en el número de oxidación y 3 ejemplos diferentes de reacciones redox.

Reacciones no redox

Estas reacciones no presentan cambios en su número de oxidación o carga relativa de los elementos.

Ejemplos:AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3

Pb(NO3)2 + 2kI PbI2 + 2KNO3

BaCl2 + H2SO4 BaSO4 + 2HCl

HCl + NaOH NaCl + H2O

H2SO4 + 2Li(OH) Li2(SO4) + 2H2O

Reacciones redox

Se define como reacciones de intercambio de electrones y se caracterizan por que en ellos ocurre variación en los números de oxidación de los productos con relación a los números de oxidación de los reactantes.

Ejemplos:

El proceso siderúrgico de producción de hierro puede representarse mediante las siguientes semi reacciones:

2Fe2O3 4Fe +3O2

semi reacción de reducción2CO + O2 2CO2

semi reacción de oxidación2Fe2O3 +2CO Fe +CO2

Reacción general

3NH3 + 4H2SO4 4S + 3HNO3 + 7H2O

P4 + 3KOH + 3H2O 3KH2PO2 + PH3

2. Considerando la eficiencia calculada en el experimento 1A determinar que peso que peso de carbonato de Bario se obtiene de la reacción de 40 ml de solución 0.5 M de Na2CO3 con 30 ml de solución 0.6 M de BaCl2.

ecuacion BaCl2 + Na2CO3 BaCO3 + 2NaCldatos de

volumenes 30ml 40mlMoles (n) 0,02 0,018

ºEn consecuencia el reactivo limitante es Na2CO3

Masa teórica m(BaCO3) = (M)(n)=(197)(0.018)=3.546gr

%eficiencia=55.83% = ((masa experimental)/ (masa teorica)).(100%)

Masa real o experimental (BaCO3) =1.9797gr

3. Calcular el volumen de solución 0.5M de BaCl3 se debe de emplear para que se obtenga 15 gramos de BaCO3.

Moles de BaCl2 = Moles de BaCO3 =m/M=15gr/197gr = 0.076moles

Ecuación BaCl2 + Na2CO3 BaCO3 +Relación de moles

Caso real 0.076 0.076Relación de

moles Teoría 0.136 0.136

Por lo tanto: ( relacion real de moles esa direccion)El volumen de BaCl2 =(n)/(M)=( 0.136)(0.5)=0.272ml

4. Considerando la descomposición del KClO3 y la eficiencia calculada en el experimento 2A, determinar el peso de este compuesto que se debe emplear para obtener 400 ml de O2 medidos en condiciones normales, 1 mol gramo de O2 ocupa 22.4 litros.

%eficiencia = masa real/ x100%del masateoricaoxigeno

= 0.28g x100% = 71.50%0.3916g

2KCLO3 2KCL + 3O2

2MOL 3MOL

1MOL 22.4Lmol real 0.0178MOL 0.4L

0.016mol mol teorico 0.024mol

mol teorico = mol real / x100% = 0.024mol%rendimiento

masa del KCLO3 =

0.016 X 122.6 = 1.9616g

5. Determinar el número de moléculas de agua que existe en cada molécula de crisol hidratado.

La relación entre la masa molecular de la sal hidratada y la masa de la molécula del agua es

1.34g

159.5+18X = 3g18X 1.34g

X =7.15es aproximadamente

igual a 7moles

Por lo tanto en una molécula de sal hidratada hay 7 moléculas de agua(H2O)

Bibliografía

- Petrucci, Quimica General, página, paginas 117-128, séptima edición, McGraw-Hill Companies, Inc.

- Raymond Chang, Quimica General, paginas 87-93, octava edición, Prentice Hall.

- Kenneth W. Whitten/Raymond E. Davis. Pag 75.

- Ma Teresa Domenech Carbó, Dolores Julia Yusá, http://books.google.com.pe/books?id=ykJ222F58pEC&pg=PA18&lpg=PA18&dq=caso4+deshidratado&source=bl&ots=wqBv4YgBEK&sig=USntXJZEhmaeiJFeBW5xVupSnGU&hl=es&ei=GawaSteJOY2Ntge0_onnDA&sa=X&oi=book_result&ct=result&resnum=8, 20/05/09.

- Red escolar http://www.redescolar.ilce.edu.mx/redescolar/publicaciones/publi_rocas/yeso.htm 21/05/09