Practica 4

ESTEQUIOMETRIA

Objetivo.

Cuantificar los productos de una reacción a través de la experimentación, para aplicar los conceptos aprendidos en la relación con la estequiometria.

Normas de seguridad:

· Trabajar dentro de la línea de seguridad amarilla.

· Tener bien identificadas las líneas del gas, agua y aire.

Equipo de seguridad:

· Bata

· Zapatos cerrados

· Uso de lentes de seguridad o googles

Marco teórico:

La química es una ciencia exacta, por lo tanto predecible que emplea un lenguaje común y que expresa en una reacción no solo las características químicas de las especies o sustancias reaccionantes, sino también nos da a conocer las proporciones en masa de todas las sustancias que intervienen. La estequiometria se encarga del estudio de las reacciones en las sustancias y las leyes principales que la relacionan son:

Ley de las proporciones equivalentes o reciprocas

Ley de las proporciones múltiples

Ley de las proporciones definidas

Ley de la conservación de la materia

Hacia 1774 Lavosier realizaba experimentos con estaño y aire en recipientes cerrados y observo que aquel sistema no ganaba ni perdía peso.

El resultado de muchos experimentos como este concluyeron que en una reacción química el peso de los reactivos es igual al peso de los productos, dentro de sistemas cerrados.

Las sustancias A+B=C+D

Con pesos WA+WB=WC+WD

(WA+WB)=( WC+WD)

WR=WP

Esto llevo a lavoiser al establecimiento de la ley de conservación de masa:

“La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma”

Mas tarde LW Lomonosoff confirmo la ley al decir:

En un sistema cerrado los cambios físicos o químicos, la cantidad de materia en dichos sistemas se mantiene constante.

Dentro del desarrollo experimental en la práctica se efectuara la reacción siguiente:

1g

MnO₂ + 2KClO₃ à 2KCl + 3O₂ + MnO₂

1g 1g 0.3g 0.7g 1g

Como se observa en la reacción el oxido de manganeso (IV) participa en la reacción únicamente como catalizador, ya que su estructura química es la misma antes y después de la reacción.

Desarrollo:

Experiencia #1:

1.- Colocar 1g de KClO3 en el tubo de ensaye y pesar el tubo con su contenido; agrégale aproximadamente al tubo 1g de MnO2, pesar el tubo con las dos sustancias y mezclarlas perfectamente, teniendo cuidado de hacerlo suavemente.

2.- Con ayuda de las pinzas para tubo de ensaye y el mechero Bunsen, calentar ligeramente al principio y fuertemente al final, el calentamiento será durante 5 minutos.

3.- Suspenda el calentamiento y dejar enfriar a temperatura ambiente el tubo, para posteriormente pesarlo nuevamente, pero ahora con los residuos.

4.- Anotar las observaciones: Al poner la sustancia emite un olor y como que truena. Al peso del KCL es de .3g

Experiencia #2:

1.- Coloca 10 ml de las siguientes soluciones en tres diferentes vasos de precipitados

Vaso 1: Cromato de potasio

Vaso 2: Acetato de plomo

Vaso 3: Hidróxido de sodio

2.- Pesa el conjunto de 3 vasos con su contenido y anota el peso global

Peso 1: 135

3.- Vierte la solución del vaso 1 al vaso 2 y pesa el conjunto de los tres vasos.

Peso 2: 134.9

4.- Vierte la solución del vaso 2 al vaso 3 y pese el conjunto de los 3 vasos

Peso 3: 134.9

5.- ¿Existe algún cambio en los pesos?

Si, aunque en teoría no debería de haberlos, hubo perdida de peso por algún error.

6.- ¿Cuáles son las características de las sustancias después de la reacción?

Cambia de color con el paso 1 torna en amarillo y después en naranja.

7.- En seguida vierte la solución de NaOH en el vaso donde se efectuó la primera reacción, observa y anota los cambios que se producen.

No se observaron cambios.

8.- Calcula la cantidad en gramos de cada una de las sustancias en los volúmenes de disolución empleados en la experiencia No 2. (Escribe cada uno de los cálculos realizados).

a) Cantidad en gramos de cromato de potasio

b) Cantidad en gramos de acetato de plomo

c) Cantidad en gramos de hidróxido de sodio

Experiencia #3:

1.- Llenar de agua la probeta de 100ml. e inventarla en la cuba hidroneumática con agua, cuidando que la probeta no quede con burbujas de aire sujetándola con una pinza de tres dedos al soporte universal.

3.- Colocar en el tubo de ensaye 0.3g de Na₂CO₃ y poner el tapón de hule monohoradado.

2.- Coloca 5 ml. de HCl 2N en la jeringa y fijarlo en el tapón monohoradado de desprendimiento, perforando con agua la aguja hasta el otro extremo. Introducir la manguera de desprendimiento debajo de la probeta e inyectar el acido poco a poco para iniciar la reacción.

4.- Cuando la reacción ha finalizado anote el volumen de agua desplazado por el gas en la probeta.

5.- Anotar todas las observaciones.

Toda el agua fue desplazada casi por completo 130 ml

ANALISIS Y PRESENTACION DE RESULTADOS:

1) ¿Qué es un catalizador?

Es una sustancia (compuesto o elemento) capaz de acelerar (catalizador positivo) o retardar (catalizador negativo o inhibidor) una reacción química, permaneciendo él mismo inalterado (no se consume durante la reacción).

2) Enuncie las leyes fundamentales de estequiometria.

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA DE LAVOISIER

Está importante ley se enuncia del modo siguiente: en una reacción química, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción (la materia ni se crea ni se destruye solo se transforma).

Este resultado se debe al químico francés A.L. Lavoisier, quien lo formulo en 1774. Anteriormente se creía que la materia era destructible y se aducía como ejemplo: la combustión de un trozo de carbón que, después de arder, quedaba reducido a cenizas, con un peso muy inferior, sin embargo, el uso de la balanza permitió al científico galo comprobar que si se recuperaban los gases originados en la combustión, el sistema pesaba igual antes que después de la experiencia, por lo que dedujo que la materia era indestructible.

-LEY DE PROUST O DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES

En 1808, tras ocho años de las investigaciones, j.l. Proust llego a la conclusión de que para formar un determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen y siempre en la misma proporción ponderal.

Por ejemplo, para formar agua H2O, el hidrógeno y él oxigeno intervienen en las cantidades que por cada mol, se indican a continuación:

1 MOL AGUA PESA: (2)1,008 gH + 15,999 gO = 18,015 g

Para simplificar los cálculos, se suele suponer que el peso atómico de H es 1 y él O es 16: 1 mol de agua = 2 + 16 = 18 g, de los que 2 son de H y 16 de oxigeno. Por tanto, la relación ponderal (o sea, entre pesos) es de 8g de oxigeno por cada uno de hidrógeno, la cual se conservara siempre que se deba formar H2O (en consecuencia, sí por ejemplo reaccionaran 3 g de H con 8 de O, sobrarían 2g de H).

Una aplicación de la ley de proust es la obtención de la denominada composición centesimal de un compuesto, esto es, el porcentaje ponderal que representa cada elemento dentro de la molécula.

-LEY DE DALTON O DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES

Puede ocurrir que dos elementos se combinen entre sí para dar lugar a varios compuestos (en vez de uno solo, caso que contempla la ley de proust). Dalton en 1808 concluyo que: los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guardaran entren sí una relación, expresables generalmente por medio de números enteros sencillos.

-LEY DE LAS PROPORCIONES EQUIVALENTES O RECÍPROCAS (Richter 1792).

"Los pesos de los elementos diferentes que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, son los pesos relativos a aquellos elementos cuando se combinan entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos."

3) Con los resultados del experimento, determine lo siguiente:

a) Peso del MnO2: 1g

b) Peso del residuo de la reacción: .4g

c) Peso del KClO3: 1g

4) Efectué los cálculos necesarios para encontrar la cantidad de gramos de oxigeno desprendido: .7g

CONCLUCIONES:

En esta practica se probo la veracidad de la frase “la materia no se crea ni se destruye solo se transforma, y en cada experimento fue constante cuando se perdía masa era por evaporación o errores humanos.

Bibliografía:

http://personales.com/espana/madrid/Apuntes/laborato.htm

http://www.ugr.es/~quiored/lab/oper_bas/dest.htm