“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 UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS
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Laboratorio Quimica General Sem 4 Ing. Textil UNMSM
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“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
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.
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
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.
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.
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)