“AÑO DE LA PROMOCION DE LA INDUSTRIA RESPONSABLE Y COMPROMISO CLIMATICO”

FACULTAD: INGENIERÍA INDUSTRIAL

EAP: INGENIERÍA TEXTIL Y CONFECCIONES

TEMA:

SEMANA 4 – ESTEQUIOMETRIA Y VOLUMEN MOLAR

PROFESORA:

MEDINA ESCUDERO, Ana María

FECHA DE REALIZACIÓN: SÁBADO 11 DE OCTUBRE 11:00 – 1:00

INTEGRANTES:

CHUMPITAZ HEREDIA, Antony Enrique 14170268

GALVEZ MORA, Andrea Consuelo 14170271

GUEVARA VIVANCO, Edgar Omar 14170252

PORLLES CHAVARRIA, Eliana Tavita 14170259

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS

ROMERO PANIAGUA, Paola Yulayssy 14170262

LIMA, SÁBADO 18 DE OCTUBRE DEL 2014

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LIMA, LUNES 1 DE SETIEMBRE DEL 2014

1. Índice:

1. Índice:.....................................................................................................................2

2. Introducción...........................................................................................................2

3. Objetivos.................................................................................................................3

4. Fundamento Teórico...............................................................................................4

5. Método Experimental.............................................................................................9

5. Resultados:...........................................................................................................10

5.1. Discusión de resultados.............................................................................11

6. Conclusiones.........................................................................................................12

7. Referencias...........................................................................................................13

7.1. Bibliográficas.............................................................................................13

7.2. Virtuales....................................................................................................13

8. Anexos..................................................................................................................14

8.1. Tablas........................................................................................................14

8.2. Gráficos.....................................................................................................16

8.3. Cuestionario..............................................................................................17

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2. Introducción

La presente experiencia tiene el fin de familiarizarnos con los tipos de reacciones químicas e identificar cada uno de ellos ya que con frecuencia notamos cómo muchos objetos metálicos luego de un cierto tiempo camban de color. Una reacción química es el cambio en el cuál una sustancia o varias se transforman en otras nuevas. Se ha visto 4 tipos de reacciones químicas, la primera es por el comportamiento de los reactantes, donde están presentes las reacciones de adición, descomposición, desplazamiento y metátesis. Por otro lado tenemos a las reacciones por el comportamiento del producto, pueden ser reversibles o irreversibles. También están las reacciones por la energía involucrada, las cuales son exotérmicas y endotérmicas; y por último, por el cambio en el número de oxidación, están las redox y no redox.

A continuación veremos el procedimiento experimental que se hizo en cada una de las reacciones y sus resultados.

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3. Objetivos

Ser capaz de realizar cálculos en cuantos a cantidades de sustancias(moles, masas y volúmenes)

Entender el rendimiento real y el rendimiento teórico y con ello , la eficiencia o porcentaje de rendimiento para obtener un determinado producto

Entender el grado de pureza de una muestra química y como evaluar el reactivo limitante y el reactivo en exceso

Realizar un análisis de las leyes de la combinación química para elementos para luego hacerlo extensivo a los compuestos en base a los coeficientes de la ecuación química balanceada.

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4. Fundamento Teórico1. La Estequiometria: Es una herramienta indispensable en la química. Problemas tan diversos

como, por ejemplo, la medición de la concentración de ozono en la atmósfera, la

determinación del rendimiento potencial de oro a partir de una mina y la evaluación de

diferentes procesos para convertir el carbón en combustibles gaseosos, comprenden

aspectos de estequiometria. En toda industria el objetivo fundamental es obtener la mayor

cantidad de productos en base a una reacción. La estequiometria es la ciencia que mide las

proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los elementos químicos que están

implicados.

A escala microscópica, la reacción química es una modificación de los enlaces entre

átomos, por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman,

pero los átomos implicados se conservan. Esto es lo que llamamos la ley de

conservación de la materia (masa), que implica las dos leyes siguientes:

La conservación del número de átomos de cada elemento químico

La conservación de la carga total

Las relaciones estequiometrias entre las cantidades de reactivos consumidos y

productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación, y están

determinadas por la ecuación (ajustada) de la reacción.

La ley de conservación de la masa :

La ley de conservación de la masa o ley de Lomonósov-Lavoisier es una de las

leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. Fue elaborada

independientemente por Mijaíl Lomonósov en 1745 y por Antoine Lavoisier en 1785.

Se puede enunciar como «En una reacción química ordinaria la masa permanece

constante, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida

de los productos».[1] Una salvedad que hay que tener en cuenta es la existencia de

las reacciones nucleares, en las que la masa sí se modifica de forma sutil, en estos

casos en la suma de masas hay que tener en cuenta la equivalencia entre masa y

energía.[2] Esta ley es fundamental para una adecuada comprensión de la química.

Está detrás de la descripción habitual de las reacciones químicas mediante la

ecuación química, y de los métodos gravimétricos de la química analítica.

Ejemplo: H=1g, Cl=35.5g

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Ley de las proporciones definidas La ley de las proporciones constantes o ley de las proporciones definidas es una de las leyes estequiometrias, según la cual «Cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación de masas constantes». Fue enunciada por Louis Proust, basándose en experimentos que llevó a cabo a principios del siglo XIX por lo que también se conoce como Ley de Proust. Para los compuestos que la siguen, por tanto, proporción de masas entre los elementos que los forman es constante. En términos más modernos de la fórmula química, esta ley implica que siempre se van a poder asignar subíndices fijos a cada compuesto.

Ejemplo:

2. VOLUMEN MOLAR:

El volumen molar de una sustancia, simbolizado Vm,[1] es el volumen de un mol de ésta. La

unidad del Sistema Internacional de Unidades es el metro cúbico por mol:

m 3 ·mol-1

Un mol de cualquier sustancia contiene 6,022 · 1023 partículas.[2] En el caso de sustancias

gaseosas moleculares un mol contiene NA moléculas. De aquí resulta, teniendo en cuenta

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la ley de Avogadro, que un mol de cualquier sustancia gaseosa ocupará siempre el mismo

volumen (medido en las mismas condiciones de presión y temperatura).

Experimentalmente, se ha podido comprobar que el volumen que ocupa un mol de

cualquier gas ideal en condiciones normales (Presión = 1 atmósfera, Temperatura =

273,15 K = 0 °C) es de 22,4 litros. [3] Este valor se conoce como volumen molar normal de

un gas.

Este valor del volumen molar corresponde a los llamados gases ideales o perfectos; los

gases ordinarios no son perfectos (sus moléculas tienen un cierto volumen, aunque sea

pequeño) y su volumen molar se aparta ligeramente de este valor.

3. CATALIZADOR

Un catalizador es una sustancia que aumenta la rapidez de una reacción química sin sufrir

ningún cambio permanente. La catálisis es el proceso mediante el cual aumenta la velocidad

de las reacciones químicas por medio de la presencia de un catalizador. Un catalizador

interviene en una reacción pero sin llegar a formar parte de los resultados de esta.

Los catalizadores se pueden clasificar en: catalizadores heterogéneos o de contacto, y los

catalizadores homogéneos. Una reacción en la cual los reactivos y los catalizadores no están

en la misma fase se conoce como reacción heterogénea. El catalizador correspondiente a

esta reacción se conoce como catalizador heterogéneo. Este tipo de catalizador tiene una

superficie donde las sustancias pueden reaccionar. El platino y otros metales finamente

divididos, al igual que los óxidos metálicos, sin ejemplos comunes de este tipo de catalizador.

Entre los catalizadores a base de óxidos metálicos se distinguen los óxidos estequiométricos

y los óxidos que ganan o pierden oxígeno de su superficie. La mayoría de los catalizadores

heterogéneos funcionan adsorbiendo uno de los reactivos.

La adsorción es la adherencia de una sustancia a la superficie de otra. Podría ser correcto

pensar que el catalizador de contacto toma parte en la reacción. Un ejemplo de catalizador

heterogéneo es el platino dividido que cataliza la reacción del monóxido de carbono con

oxígeno para formar dióxido de carbono. Esta reacción es utilizada en catalizadores

acoplados a los automóviles para eliminar el monóxido de carbono de los gases de escape.

Un catalizador homogéneo existe en la misma fase que los reactivos. Este tipo de catalizador

si toma parte en la reacción, pero se obtiene sin cambiar en un paso final el mecanismo de la

reacción. Este forma un compuesto o compuestos intermedios que reacciona más fácilmente

que los reactivos sin catalizar, porque requieren menos energía de activación.

4. ¿QUÉ SIGNIFICA AJUSTAR O BALANCEAR UNA REACCIÓN?

Una ecuación química (que no es más que la representación escrita de una reacción

química) ajustada debe reflejar lo que pasa realmente antes de comenzar y al finalizar la

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reacción y, por tanto, debe respetar las leyes de conservación del número de átomos y de la

carga total.

Para respetar estas reglas, se pone delante de cada especie química un número llamado

coeficiente estequiométrico, que indica la proporción de cada especie involucrada (se

puede considerar como el número de moléculas o de átomos, o de iones o de moles; es

decir, la cantidad de materia que se consume o se transforma).Por ejemplo:

En la reacción de combustión de metano (CH4), éste se combina con oxígeno molecular

(O2) del aire para formar dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O).

La reacción sin ajustar (sólo representando los elementos que interactúan) será:

Esta reacción no es correcta, porque no cumple la ley de conservación de la materia.

Para el elemento hidrógeno (H), por ejemplo, hay 4 átomos en los reactivos (CH4) y sólo 2 en

los productos (H2O). Se ajusta la reacción introduciendo delante de las fórmulas químicas de

cada compuesto un coeficiente estequiométrico adecuado.

De esta manera, si se pone un 2 delante del H2O:

Se respeta la conservación para el carbono (C) y el hidrógeno (H), pero no para el oxígeno (O), situación que puede corregirse poniendo otro 2 delante de O2 en los reactivos:

y se obtiene así, finalmente, la reacción ajustada.

Ésta dice que 1 molécula de metano (CH4) reacciona con 2 moléculas de oxígeno molecular (O2) para dar 1 molécula de dióxido de carbono (CO2) y 2 moléculas de agua (H2O). Si verificamos el número de átomos veremos que en ambos lados de la ecuación hay 1 átomo de carbono (C), 4 átomos de hidrógeno (H) y 4 átomos de oxígeno (O). La materia (la cantidad de átomos) se ha conservado una vez terminada la reacción química.

Coeficiente estequiométrico

Ya que arriba lo mencionamos, agreguemos algo más sobre el coeficiente estequiométrico. Es el coeficiente (un número) que le corresponde a cada especie química (elemento) en una ecuación química dada. En el ejemplo anterior:

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El coeficiente del metano es 1, el del oxígeno 2, el del dióxido de carbono 1 y el del agua 2. Los coeficientes estequiométricos son en principio números enteros, aunque para ajustar ciertas reacciones alguna vez se emplean números fraccionarios. En esencia lo que indica este coeficiente es el número de moléculas de cada sustancia.

Cuando el coeficiente estequiométrico es igual a 1, no se escribe. Por eso, en el ejemplo CH4 y CO2 no llevan ningún coeficiente delante.

Este método del tanteo para fijar el coeficiente estequiométrico sirve bien cuando la reacción es simple. Consiste en fijar arbitrariamente un coeficiente e ir deduciendo los demás haciendo balances a los átomos implicados en la especie inicial. Si aparecen fracciones, se multiplican todos los coeficientes por el mínimo común múltiplo (mcm) de los denominadores

En reacciones más complejas, como es el caso de las reacciones redox, se emplea el método del ion-electrón.

Se recomienda ir balanceando siguiendo el orden: metales, no metales, hidrógenos, oxígenos.

Mezcla/proporciones/condiciones estequiométricas

Cuando los reactivos de una reacción están en cantidades proporcionales a sus coeficientes estequiométricos se dice:

La mezcla es estequiométrica; Los reactivos están en proporciones estequiométricas; La reacción tiene lugar en condiciones estequiométricas;

Las tres expresiones tienen el mismo significado.

En estas condiciones, si la reacción es completa, todos los reactivos se consumirán dando las cantidades estequiométricas de productos correspondientes.

Ejemplo

¿Qué cantidad de oxígeno es necesaria para reaccionar con 100 gramos de carbono produciendo dióxido de carbono?

Masa atómica del oxígeno = 15,9994.

Masa atómica del carbono = 12,0107.

La reacción es:

Para formar una molécula de dióxido de carbono, hacen falta un átomo de carbono y dos de oxígeno, o lo que es lo mismo, un mol de carbono y dos mol de oxígeno.

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1 mol de carbono 2 mol de oxígeno

12,0107 gramos de carbono 2 • 15,994 gramos de oxígeno

100 gramos de carbono x gramos de oxígeno

Despejando x:

Realizadas las operaciones:

x = 266,41 gramos de oxígeno

Reacción química

Para entender la estequiometría hay que tener claridad conceptual de los siguientes términos:

Elementos       ----->                   Átomos              ------>        SímbolosCompuestos   ----->                   Moléculas           ------>        FórmulasReacciones Químicas (cambios químicos)        ------->       Ecuaciones Químicas

Símbolo es la representación gráfica de un elemento. El símbolo de un elemento representa no solamente su nombre, sino también un átomo o un número prefijado (“mol”) de átomos de ese elemento.

Fórmula es la representación gráfica de un compuesto. La fórmula de una sustancia indica su composición química.

Ecuación Química es la representación gráfica de un cambio químico. Una reacción química siempre supone la transformación de una o más sustancias en otra u otras; es decir, hay un reagrupamiento de átomos o iones, y se forman otras sustancias.

Peso Atómico: Se puede definir como la masa en gramos de un mol de átomos. En términos más específicos, el peso atómico es el peso total de las masas de los isótopos naturales del elemento.

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5. Resultados:

Formula:

KClO3 + Calor → KCl + 3/2O2 (Presenta reacción de descomposición)

1. Tubo vacío: 23.44 g.2. Tubo más mezcla: 24.86 g. 3. Peso KClO3: 1.2425 g. 4. Peso MnO2: 0.1775 g.5. Peso del tubo KCl + MnO2: 24.37 g.6. Peso del O2 experimental: 0.49 g.7. Temperatura del agua : 22°C (295°F)8. Presión del vapor: 19.8 mmHg9. Presión barométrica: 756 mmHg10. Presión del gas seco: 736.2 mmHg11. Volumen del agua desalojada: 32 mL12. Volumen de H2 a CN (P0=760 mmHg, T0=273°F)

P1 xV 1

T 1=P0 xV 0T0

760x V 0273

=756 x 325295

V0=29.46 mL

13. Calcular el peso teórico de O2

KClO3 + Calor → KCl + 3/2O2

123.5 g. → 48 g. x=1.245 x48123.5

=0.49

1.2425 g. → x

14. % de error experimental

% deerror=0.49−0.490.49

x 100%=0%

15. Calcula el volumen teórico:

KClO3 + Calor → KCl + 3/2O2

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122.5 g. → 33.6 mL x=1.2425 x33.6122.5

=0.34 L

1.2425 g. → x

16. % de error:

% deerror=0.34−0.320.34

x100%=58.52%

17. Volumen molar Vm a CN (1 mol de H2 =32 g.)

0.49 g. → 29.56 mL Vm=32 x29.560.49

=1923.93mL

32 g. → Vm

18. % de error relativo: Vm teórico=22400

22400−1923.9322400

x100%=91.41%

1.

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6. Conclusiones

Mientras trabajemos con mayor cantidad de mezcla de KClO3 y MnO2,

obtendremos un volumen mayor de Oxigeno (O2)

A determinadas condiciones de presión y temperatura, cada gas presenta un

determinado volumen.

La presión ejercida por el vapor de un líquido depende de la temperatura a la que

se encuentre, en el laboratorio la podemos hallar haciendo uso del termómetro,

para luego relacionarla con la tabla de valores de presión en cada temperatura.

La reacción de descomposición del KClO3 es lenta, debido a ello se le adiciona un

catalizador, como el MnO2, el cual acelera la reacción de donde obtenemos el

oxígeno.

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7. Referencias

7.1. Bibliográficas Química-10ª Edición-CHANG Mc Graw Hill. (Pag. 99 - 147) BROWN T.L, LEMAY H.E “Química” Prentice Hall novena edición Hispanoamericana S.A-

1996. (Pag. 73 -102) Química-Análisis de Principios y Aplicaciones.Lumbreras Tomo I (Pag 707 – 725)

7.2. Virtuales http://www. quimicageneralunexpo.files.wordpress.com/2010/04/capitulo4.pdf

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8. Anexos

8.1. Cuestionario

1

1. Defina ¿Qué es volumen molar?

Es el volumen ocupado por un mol de cualquier gas. El

volumen molar de un gas en condiciones normales de presión y

temperatura es de 22,4 litros; esto quiere decir que un mol de un

gas y un mol de otro gas ocuparan el mismo volumen en las

mismas condiciones de presión y temperatura.

Experimentalmente, se ha podido comprobar que el volumen

que ocupa un mol de cualquier gas ideal en condiciones

normales (Presión = 1 atmósfera, Temperatura = 273,15 K =

0 °C) es de 22,4 litros.

2. De haber obtenido alto porcentaje de error, justifique

porqué y cómo podría evitarlo.

De la experiencia realizada en el laboratorio, obtuvimos un

alto porcentaje de error ya que al momento de la experiencia, no

tuvimos mucho cuidado al momento de calcular la cantidad de

agua desalojada. Además, no secamos por completo el tubo de

prueba, y es por ello que algunos de los resultados obtenidos se

vieron perjudicados.

Podríamos evitar estas deficiencias teniendo más cuidado al

momento de calcular el volumen de las sustancias con las cuales

estamos trabajando. Y, del mismo modo, tener en cuenta de que

debemos de trabajar con materiales completamente secos, y es

por ello, que debemos de secarlos por completo.

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3. De 5 ejemplos de reacciones químicas donde se obtenga

O2

2KClO3 + MnO2 2KCl + 302

2N2O5 4NO2 + O2

2HgO 2Hg + O2

6CO2 + 6H20 C6H12O6 + 6O2

2MnO4 + 5H2O2 + 6H 502 + 2Mn + 8H2O

4. ¿Será necesario descomponer totalmente el KClO3 para la

determinación del volumen molar, según la experiencia

que se realizó en el laboratorio?

No, porque los cálculos se realizan partiendo del peso de

oxigeno que ha reaccionado, el cual se mide por la diferencia de

los pesos del tubo de ensayo antes y después del experimento.

5. ¿Cuál será el volumen molar de un gas ideal a 25ºC y 742 mm Hg?

Pca×VcaTca

= Pcn×VcnTcn

Donde:

P = Presión; V = Volumen; T = Temperatura;

ca = Condiciones ambientales

cn =Condiciones normales.

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T= 0ºC = 273K

P = 760mmHg

V = 22.4L

Tenemos 25 º C = 298 º K

Reemplazando en la formula,

742 mmHg x V = 760 mmHg x 22.4 L

298 º K 273 º K

2.49 x V =17024 / 273

2.49 x V= 62.36

Y, como resultado obtenemos que el volumen es igual a:

V=25,05 L

6. ¿Cuál será la densidad del O2 a las condiciones experimentales y cuál a las C.N.?

- Densidad del O2 a condiciones experimentales: Se sabe que:

P.M=T.R.D

Donde:P= PresiónM=MolaridadT=TemperaturaR=ConstanteD=Densidad

P=750mmHgM O2=32mol/grT=293 º K

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R=62.4mmHg x L/ mol x KD=?

Reemplazando en la ecuación, tenemos:

D= (750mmHg x 32gr/mol)/(293 º K x 624mmHg x L/mol x º K)

Resolviendo la ecuación, tendríamos que el valor de la densidad es igual a:

D=1.31gr/L

7. Tomando como base la reacción siguiente:

Fe2O3 (S) + 3C(S) 3CO(g) +2Fe(S)

a) ¿Cuántas toneladas de carbono se necesitarán para reaccionar con 240 Kg de Fe2O3?

160………………36

240 Kg de Fe2O3…………… X Kg de C

X= 0.054 ton de Carbono.

b) ¿Cuántas toneladas de coque de 96% de pureza se necesitan para reaccionar con una tonelada de MENA de Fe que contiene 46% en peso de Fe2O3?

160………..36

460 Kg Fe2O3...........X (96%) Kg de coque

X=99.3 Kg = 0.0993 ton de coque.

c) ¿Cuántos kilogramos de Fe podrán formarse a partir de 25 Kg de Fe2O3?

160………..112

25Kg Fe2O3................X Kg de Fe

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X= 17.5 Kg de Fe.

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