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Ao de la unin nacional frente a la crisis

externa

Informe de laboratorio

Titulo del laboratorio:

Estequiometra Parte I

Nmero de laboratorio:Laboratorio N 3

Profesora:Fukuda Kagami, Nancy

Curso:Qumica Bsica

Seccin:V


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Facultad:Facultad de Ingeniera Industrial y de Sistemas

Alumnos: Matienzo Garca, Brian David 20094046D

Quispe Oscco, Javier Solis 20093001G

Valdivia Magallanes, Pedro Arturo 20090021G

Fecha de entrega:25 de mayo de 2009

-2009-


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Estequiometra, parte 1:1. Objetivos:

Los experimentos a desarrollarse tienen por finalidad la observacin delos cambios cualitativos y cuantitativos que ocurren en las reaccionesqumicas. La parte cualitativa, esta orientada a verificar el cambio depropiedades y la parte cuantitativa, a la medicin de las masas de lassustancias reaccionantes y productos.

2. Fundamento Terico:

La estequiometra es la parte de la qumica que se encarga de estudiarlas relaciones cuantitativas en las que intervienen las masas moleculares yatmicas, las formulas qumicas y la ecuacin qumica. Por ejemplo en la

sntesis de Haber-Bosch:

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

En trminos cuantitativos diramos que si combinamos el nitrgeno conel hidrogeno, ambos en estado gaseoso, obtendremos amoniaco; sinembargo, esta manera de ver la ecuacin no nos permite ver qu cantidadde nitrgeno o hidrogeno debemos mezclar o por lo menos en qu relacin.De ah que viene la importancia de la estequiometra, ya que nos permiteobtener la relacin correcta en la que debemos mezclar los reactantes(en nuestro caso hidrgeno y nitrgeno) para obtener los productos (ennuestro caso amoniaco). As, haciendo el respectivo balance de laecuacin, la ecuacin quedara 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.

Adems, podemos convertir estas afirmaciones en unos factores deconversin, denominados factores estequiomtricos. Un factorestequiomtrico relaciona las cantidades de dos sustancias cualquiera queintervienen en una reaccin qumica en una base molar, por tanto un factorestequimtrico es una relacin de moles.

Leyes de la estequiometra

1 Ley de la Estequiometra o Ley de conservacin de masa deLavoisier.


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En toda reaccin qumica las cantidades en masa de los reactivos soniguales a las cantidades en masa de los productos.

2 Ley de las proporciones constantes de Proust.

Cuando dos o ms elementos se unen para formar un mismocompuesto, siempre lo hacen en una relacin ponderal constante.

3 Ley de las proporciones mltiples de Dalton.

Cuando dos o ms elementos se unen para formar una serie decompuestos, si el peso de uno de ellos permanece constante y el otrovara, las cantidades de este son mltiplos enteros de la menor de ellas.

4 Ley de las Proporciones Recprocas o Equivalentes de Richter -Wenztel.

Cuando dos elementos se combinan separadamente con un peso fijode un tercer elemento, los pesos relativos de aquellos son los mismos ques se combinan entre s.

Reactivo limitante

Cuando todos los reactivos se consumen en una reaccin qumica deforma completa y simultanea se dice que los reactivos estn enproporciones estequiomtricas, es decir, en proporciones molares fijadaspor los coeficientes estequiomtricos de la ecuacin ajustada. Algunasveces se exige esta condicin, por ejemplo en algunos anlisis qumicos.Otras veces, como en una reaccin de precipitacin, uno de los reactivosse transforma completamente en productos porque se utiliza un exceso detodos los dems reactivos. El reactivo que se consume por completo,llamado reactivo limitante, determina las cantidades de productos que seforman.

Rendimiento terico, rendimiento real y rendimientoporcentual

El rendimiento terico de una reaccin es la cantidad de productos quese 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 alrendimiento terico y se dice que las reacciones son cuantitativas. Estasreacciones se pueden utilizar para llevar a cabo anlisis qumicoscuantitativos, por ejemplo. Por otra parten en algunas reacciones elrendimiento real es menor que el rendimiento terico, siendo elrendimiento porcentual menor del 100 por ciento. El rendimiento puede sermenor del 100 por ciento por muchos motivos. El producto de la reaccinrara vez aparece en forma pura y se puede perder algo de producto al


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manipularlo en las etapas de purificacin necesarias. Esto reduce elrendimiento. En muchos casos los reactivos pueden participar en otrasreacciones distintas de la que nos interesa. Estas son las llamadasreacciones secundarias y los productos no deseados se llamansubproductos. El rendimiento del producto principal se reduce en la mismamedida en que tienen lugar estas reacciones secundarias. Finalmente, sitiene lugar una reaccin reversible, parte del producto que se esperapuede reaccionar para dar nuevamente los reactivos y, de nuevo, elrendimiento es menor de lo esperado.

A veces el rendimiento aparente es mayor del 100 por ciento. Como nopuede obtenerse algo de la nada, esta situacin normalmente pone demanifiesto un error en la tcnica utilizada. Algunos productos se formanpor precipitacin de una disolucin. El producto puede estar humedecidopor el disolvente, obtenindose para el producto hmedo una masa mayorde lo esperado. Si se seca mejor el producto, se obtendr unadeterminacin ms exacta del rendimiento. Otra posibilidad es que el

producto este contaminado con un exceso de reactivo o con unsubproducto. Esto hace que la masa del producto parezca mayor de loesperado. En cualquier caso, un producto debe ser purificado antes dedeterminar el rendimiento


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Diagramas de proceso:1. Experimento N1.a:

2. Experimento N1.b.1:


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3. Experimento N1.b.2:

4. Experimento N2:


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Datos experimentales:

1. Experimento N1

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

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

2 Experimento N2 El color inicial de la mezcla (celeste) cambia con el

tiempo ha un color blanco grisceo.


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Anlisis de resultados y/uobservaciones:

1. Experimento N1.a:

En este experimento se realiza la siguiente combinacin decompuestos:

Na2CO3 + BaCl2

Como conocemos los estados de valencia de los elementos (y por ende,de los compuestos), podemos intentar predecir lo que debera salir alrealizar cada combinacin. Siendo entonces los elementos los siguientes:

+1 -2 +2 -1Na2CO3 + BaCl2

Entonces, se puede observar que presumiblemente sera una reaccinde doble desplazamiento, debido a las cargas de los iones de cadacompuesto. Siendo as, la reaccin se dara de la siguiente forma:

Na2CO3 + BaCl2 BaCO3 + 2NaCl

En la reaccin realizada en el laboratorio, se observa que se form unprecipitado, y se sabe que el cloruro de sodio es un compuesto que sediluye fcilmente. Por lo tanto, presumimos que es el Carbonato de bario el

compuesto que se precipita.

2. Experimento N1.b:

En este experimento, se realizo la formacin de un gas. Los compuestosutilizados en este caso fueron:

KClO3, MnO2 y O2

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

KClO3 + O2 + calor

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

MnO22KClO3 + 3O2 2KCl + 6O2

3. Experimento N2:

En el experimento N2 se lleva a cabo la siguiente combinacin:


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Ca(SO4).XH2O + O2 + calor

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

De esta manera, se realizan los clculos 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 proceder a calcular la cantidad de moles delcompuesto:

2 2 4 2

4 2 4 4

1, 34 1 136, 2 0, 2

52, 05 18 1

gH O molH O gCaSO molesH Ox

gCaSO gH O molCaSO molCaSO= =


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ConclusionesSe puede concluir lo siguiente lo siguiente acerca de los

experimentos.

Del primer experimento, se concluye que el precipitado esprecisamente el que se predijo por medio del anlisis. Seformo un precipitado de color blanco que indica la presenciadel BaCO3. El rendimiento de la reaccin es del 42% lo queindica la presencia de un reactivo limitante.

Del segundo experimento, concluimos en la primera parteque el rendimiento de la reaccin es del 23,83% lo queahora afirma que existieron algunos errores al momento de

realizar el experimento, uno de ellos puede ser la malamanipulacin del tapn que pudo originar la fuga deoxgeno. En la segunda, por medio de un anlisis cualitativose muestra la presencia de plata mediante su precipitadocaracterstico (blanco lechoso) en este caso estacompaado del cloro, formando el AgCl.

Del tercer experimento, concluimos que no podemoscalcular la cantidad de moles de agua por mol de CaSO4debido a que no pesamos la cantidad de CaSO4 sin tener encuenta la masa del crisol y la masa de la luna de reloj.

Investigando hemos averiguado que lo ms probable es queel compuesto analizado es el CaSO4.2H2O.


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Cuestionario

1. De 5 ejemplos de diferentes reacciones sin cambio en el

nmero de oxidacin y 3 ejemplos diferentes de reaccionesredox.

Reacciones no redox

Estas reacciones no presentan cambios en su nmero de oxidacin ocarga 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 secaracterizan por que en ellos ocurre variacin en los nmeros de oxidacinde los productos con relacin a los nmeros de oxidacin de los reactantes.

Ejemplos:

El proceso siderrgico de produccin de hierro puede representarsemediante las siguientes semi reacciones:

2Fe2O3 4Fe +3O2

semi reaccin de reduccin

2CO + O2 2CO2

semi reaccin de oxidacin2Fe2O3 +2CO Fe +CO2

Reaccin general

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

P4 + 3KOH + 3H2O 3KH2PO2 + PH3


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2. Considerando la eficiencia calculada en el experimento 1Adeterminar que peso que peso de carbonato de Bario seobtiene de la reaccin de 40 ml de solucin 0.5 M de Na2CO3con 30 ml de solucin 0.6 M de BaCl2.

ecuacionBaCl

2 + Na2CO3 BaCO3 + 2NaCl

datos devolumenes 30ml 40mlMoles (n) 0,02 0,018

En consecuencia el reactivo limitante es Na2CO3Masa terica 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 solucin 0.5M de BaCl3 se debe deemplear para que se obtenga 15 gramos de BaCO3.

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

EcuacinBaCl

2 + Na2CO3 BaCO3 +Relacin demolesCaso real

0.076 0.076

Relacin demoles Teora 0.136 0.136

Por lo tanto: ( relacion real de moles esadireccion)

El volumen de BaCl2 =(n)/(M)=( 0.136)(0.5)=0.272ml

4. Considerando la descomposicin del KClO3 y la eficienciacalculada en el experimento 2A, determinar el peso de estecompuesto que se debe emplear para obtener 400 ml de O2medidos en condiciones normales, 1 mol gramo de O2 ocupa22.4 litros.


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%eficiencia = masa real/ x100%del masateoricaoxigeno

= 0.28g x100% = 71.50%0.3916g

2KCLO3 2KCL + 3O2

2MOL3MOL

1MOL 22.4Lmol real 0.0178MOL 0.4L

0.016mol mol teorico 0.024mol

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

masa delKCLO3 =

0.016X 122.6 = 1.9616g

5. Determinar el nmero de molculas de agua que existe encada molcula de crisol hidratado.

La relacin entre la masa molecular de la sal hidratada y lamasa de la molcula del agua es

1.34g

159.5+18X = 3g18X 1.34g

X =7.15

esaproximadamente

igual a7moles

Por lo tanto en una molcula de sal hidratada hay 7 molculas deagua(H2O)


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Bibliografa

- Petrucci, Quimica General, pgina, paginas 117-128, sptima

edicin, McGraw-Hill Companies, Inc.

- Raymond Chang, Quimica General, paginas 87-93, octava edicin,

Prentice Hall.

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