UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍAFACULTAD DE INGENIERÍA MECÁNICA

INFORME N° 03

Estequiometria

Integrantes: Código:

Sección: F

Profesora:

MARY APOLAYA

Curso:

QUÍMICA GENERAL

Lima, 19 de octubre del 2015

INTRODUCCIÓN

El presente informe corresponde a la tercera práctica de laboratorio de Química General del tema de Estequiometría donde se dará a conocer los cambios que ocurren en las reacciones químicas, es decir, el cambio de propiedades y la medición de las masas de las sustancias reaccionantes y productos.

Objetivos:

Verificar el cambio de propiedades

Medición de las sustancias reaccionantes y sus productos

Fundamento teórico

Para el primer experimento se va determinar el rendimiento de la reacción que es la cantidad de producto obtenido en una reacción química.

La cantidad de producto que se suele obtener, es menor que la cantidad teórica. Esto depende de varios factores, como la pureza del reactivo, las reacciones secundarias que puedan tener lugar, es posible que no todos los productos reaccionen, la recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible.

El rendimiento de una reacción se calcula mediante la siguiente fórmula:

Cuando uno de los reactivos esté en exceso, el rendimiento deberá calcularse respecto al reactivo limitante.

Para el segundo experimento se va determinar la fórmula de un hidrato. En química orgánica, un hidrato es un compuesto formado por el agregado de agua o sus elementos a una molécula receptora. Por ejemplo, el etanol, C2—H5—OH, puede ser considerado un hidrato de etileno, CH2=CH2, formado por el agregado de H a un C y OH al otro C. Una molécula de agua puede ser eliminada, por ejemplo mediante la acción de ácido sulfúrico. Otro ejemplo es el hidrato de cloral, CCl3—CH(OH)2, que puede ser obtenido mediante la reacción de agua con cloral, CCl3—CH=O. Otras moléculas son llamadas hidratos por razones históricas. La glucosa, C6H12O6, un carbohidrato o hidrato de carbono, se pensó originalmente que respondía a la fórmula C6(H2O)6, pero esto es una descripción muy pobre de su estructura tal como se la conoce hoy día. Por otra parte el metanol es a menudo ofrecido como “metil hidrato”, lo que implica una fórmula que es incorrecta (CH3OH2), cuando la fórmula correcta es CH3—OH.

Procedimiento experimental

EXPERIMENTO N°1: DETERMINACIÓN DEL RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN

A) CUANDO SE PRODUCE LA FORMACIÓN DE UN PRECIPITADO:- PREPARACION DE CARBONATO DE BARIO SEGÚN LA

REACCIÓN:

BaCl2(ac)+Na2CO3(ac) → BaCO3(s) + 2NaCl(ac)

- MATERIALES:

- 1 vasos de precipitado 250 ml.- 1 probeta de 25 ml.- 1 embudo- 2 papeles de filtro- 1 soporte universal con pinza- 1 bagueta- 1 tubo de ensayo- 1 balanza - 1 piceta con agua destilada- 1 radiador- 1 termómetro- 1 mechero- 1 rejilla de asbesto- Solución de Na2CO3 0.2 M- Solución de BaCl2 0.2 M

-PROCEDIMIENTO:

a) Mezclar en el vaso de precipitado 10 ml de solución 0.2 M de BaCl2 y 10 ml de solución 0.2 M de Na2CO3.

b) Dejar reposar para que sedimente el precipitado.c) Filtrar el precipitado, usando el papel de filtro previamente pesado.d) Lavar el filtrado con agua destilada.e) Colocar el papel de filtro sobre otro que está sobre la rejilla de asbesto.f) Instalar el radiador de manera que la temperatura no sea mayor de 90° y

luego poner la rejilla con el precipitado sobre el radiador.g) Una vez seco el precipitado dejar enfriar y pesar junto con el papel de

filtro.

CÁLCULOS:

PRODUCTO PRECIPITADO

FORMULA PESO EXPER.

PESO CALCULADO

%RENDIMIENTO % ERROR

Carbonato de bario

BaCO3 0.34 (g)

0.394 (g) 86% (+- 0.3%

B) CUANDO SE PRODUCE UN DESPRENDIMIENTO DE UN GAS:

-REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN DEL CLORATO DE POTASIO

KClO3(s) + calor → KCl(s) + 32

O2

-MATERIALES:

- 2 tubos de ensayo de 18x150.- 1 soporte universal con pinza.- 1 tapón de jebe horadado- 1 manguera- 1 mechero- 1 embudo- 1 papel filtro- 1 piceta con agua destilada- KClO3(s)1 gramo- MnO2(s) 1 gramo- AgNO3(ac)

- PROCEDIMIENTO:

a) Pesar un tubo de ensayo se 18×150 mm, completamente seco.b) Pesar en gramo de KClO3(s)y colocarlo con cuidado en el fondo del tubo.c) Pesar 0.1 gramo de MnO2(s),agregarlo al tubo de ensayo anterior (el

MnO2(s) acelera el proceso de descomposición permaneciendo inalterable este reactivo, por lo cual es una agente catalizador).

d) Homogenizar la mezcla agitando el tubo de ensayo convenientemente e) Colocar en el otro tubo agua corriente hasta la mitad de su capacidad.f) Armar el equipo según el esquema adjunto, asegurar que el tubo de vidrio

que va al tubo con agua, quede dentro del agua sin tocar el fondo.g) Calentar el tubo que contiene la mezcla y observar después de unos

minutos el burbujeo del gas en el agua del tubo.h) Cuando observe que ya no se desprende el gas (no hay burbujeo) retirar

el tubo con agua y apagar el mechero.i) Dejar enfriar y pesar el tubo con la muestra (la diferencia es debido al O2

desprendido)

2- Comprobar y calcular la formación de KCl de la siguiente manera

K+, Cl-,MnO2(s) + AgNO3 → AgCl + …

Al tubo de ensayo que contiene el producto final agregar 2 a 3 ml de agua destilada y agitar para disolver su contenido.

Dejar reposar para que la parte solida se asiente en el fondo del tubo.

Filtrar Al liquido agregarle; gota a gota la solución de AgNO3 0.1 M hasta

total precipitación Filtrar y determinar el peso del precipitado.

CÁLCULOS:

PRODUCTO PRECIPITADO

FORMULA PESO EXPER.

PESO CALCULADO

% RENDIMIENTO

% ERROR

Cloruro de potasio

KCl 0.51

0.608 84% (+-)

0.2%

EXPERIMENTO N°2: DETERMINACION DA LA FORMULA DE UN HIDRATO

SEGÚN LA SIGUIENTE RECCION:

CuSO4.XH2O(s) → CuSO4(s) + XH2O(g)

- MATERIALES:

- 1 crisol con tapa- 1 balanza - 1 radiador - 1 triangulo- 1 mechero- 1 pinza- Sal hidratada

- PROCEDIMIENTO:

a) Pesar con precisión el crisol con la tapa perfectamente limpia y seca.b) Póngase de 3 a 5 gramos de cristales de hidrato en el crisolc) Colocar el crisol sobre el radiador (ayudándose con el triangulo y caliente

suavemente durante 5 minutos y luego aumente la temperatura durante 8 minutos)

d) Dejar enfriar el crisol tapado (aproximadamente de 8 a 10 minutos)e) Pesar el crisol con la sal anhidra (la diferencia es el contenido original del

agua)

f) Volver a calentar el crisol durante 5 minutos y volver a pesar una vez frio, si la diferencia de peso es mayor que 0.2 gramos, volver a calentar otros 5 minutos hasta conseguir una diferencia menor a este límite.

g) La diferencia de la primera y última pesada será el agua total eliminada.

CÁLCULOS Y RESULTADOS: Reacción: CuSO4.XH2O CuSO4 + XH2O

Calor

Se trabaja con 0.98 (g) de agua perdida es decir 0.98(g)/18(g)mol , 0.054 moles de agua

Masa total moles de agua eliminada

3(g): CuSO4.XH2O 0.054 H2O

160.472 (g)

0.018 mol 0.054mol

CuSO4.XH2O CuSO4 + XH2O

X ⋍ 3

Así dándonos al sulfato de cobre trihidratado (CuSO4.3H2O )

Conclusiones

El rendimiento de una reacción no puede ser del 100% ya que los rendimientos reportados usualmente se refieren al rendimiento del producto final purificado, y los pasos de purificación siempre disminuyen el rendimiento.

El rendimiento depende del calor que expone la reacción. El número de moles de agua por mol de sal anhidra es generalmente un número

sencillo. Una sal hidratada puede ser descompuesta por calentamiento para formar sal

anhidra. Los pesos obtenidos son muy cercanos a los estequiométricos pues cometimos un

pequeño error el cual siempre está presente a la hora de hacer las medidas (de masa).

RECOMENDACIONES

Si se quiere obtener un rendimiento cercano al 100% se recomienda utilizar reactivos con la mayor pureza posible.

Los hidratos pueden ser usados en la construcción y para la protección contra los incendios cuando lo hidratos están presentes en los materiales del edificio.

Cuestionario

1. De 3 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.

AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3

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

BaCl2 + H2SO4 BaSO4 + 2HCl

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.

2Fe2O3 4Fe +3O2

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

P4 + 3KOH + 3H2O 3KH2PO2 + PH3

2. Considerando la eficiencia calculada en el experimento determinar que peso de carbonato de Bario (M=197) se obtiene de la reacción de 40 ml de solución 0.3N de Na2CO3 con 50 ml de solución 0.6 M de BaCl2. Eficiencia de 86%

R.L R.E

Na2CO3 + BaCl2 BaCO3 + NaCl

106(g)x0.024 X X 4.728(g) ------ 100%

106(g) 197(g) 4.066(g) ------- 86%

3. Calcular que peso de Carbonato de Bario se puede obtener a partir de 114 mL de una solución de 0.5M de BaCl2.

Ecuación

BaCl2 + Na2CO3 BaCO3 + 2NaCl

Según la ecuación se necesita la misma cantidad de moles de BaCl2 y BaCO3 para que esté correctamente balanceada.

ComoM= nV

entonces 0.5= n0.114 L

… n=0.057 … (Esta es la cantidad de moles que

necesito de BaCl2 y la que obtendré de BaCO3 )

Entonces: n=mM

…0.057= m197

… m= 11.229

A partir de 114mL de BaCl2 se obtiene 11.229g de BaCO3.

4. Considerando la descomposición del KClO3 y la eficiencia calculada en el experimento A, 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.

2KClO3 2KCl + 3O2 a condiciones normales 1mol = 22.4L

245(g) 3x32(g) 0.018mol 86% rendimiento de O2

X 3x32x0.021 -------- X= 5.145 (g) 100%rendimiento 0.021mol O2

Se necesita 5.145 (g) de clorato de potasio.

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

3(g) : CuSO4.XH2O 0.054 H2O

Masa molar 160.472 (g)

0.018 mol 0.054mol

CuSO4.XH2O CuSO4 + XH2O

X ⋍ 3

Por cada 1 mol de crisol hidratado hay 3 mol de agua.

BIBLIOGRAFIA

*Quimica - Kenneth Whittem – 2008 – 8va edición – DF Mexico

* Quimica, La Ciencia Central – Theodore Brown -2004 – 9na edición – DF Mexico

*http://www.monografias.com/trabajos81/introduccion-experimental-sistema-periodico/

introduccion-experimental-sistema-periodico2.shtml

*http://www.ehowenespanol.com/explicar-sucede-quemamos-metal-magnesio-

como_51260/

*http://www.textoscientificos.com/quimica/grupo1

*http://www.allreactions.com/index.php/group-1a/natrium/sodium-iodide

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍAFACULTAD DE INGENIERÍA MECÁNICA

INFORME N° 04

GASES

Integrantes: Código:

Profesora:

MARY APOLAYA

Curso:

QUÍMICA GENERAL

Lima, 26 de octubre del 2015

INTRODUCCIÓN

El presente informe corresponde a la tercera práctica de laboratorio de Química General del tema de Gases donde se analizará el efecto de la presión sobre el volumen de los gases a temperatura constante y establecerá una relación entre la presión y el volumen. También se determinará el volumen molar de un gas. Y por último se comprobará la ley de Graham comparando las velocidades de difusión de dos sustancias gaseosas: amoniaco y cloruro de hidrógeno.

Objetivos:

Analizar el efecto de la presión sobre el volumen de los gases a temperatura constante y establecer una relación entre la presión y el volumen.

Determinar el volumen molar de un gas Ilustrar la ley e Gram. comparando las velocidades de difusión de dos

sustancias gaseosas; amoniaco y cloruro de hidrogeno.

Fundamento teórico

Para el primer experimento se va comprobar la ley de Boyle-Mariotte que es una de las leyes de los gases ideales que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante. La ley dice que el volumen es inversamente proporcional a la presión: donde   es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes. Cuando aumenta la presión, el volumen baja, mientras que si la presión disminuye el volumen aumenta. No es necesario conocer el valor exacto de la constante   para poder hacer uso de la ley.

Para el segundo experimento se determinará el volumen molar estándar (C.N.) del hidrógeno, el volumen molar de una sustancia es el volumen de una mol de ésta. En el caso de sustancias gaseosas moleculares un mol contiene NA moléculas. De aquí resulta, teniendo en cuenta 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. 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.

En el tercer experimento se demostrará la ley de Graham de la difusión gaseosa, esta ley establece que las velocidades de efusión de los gases son inversamente proporcionales a las raíces cuadradas de sus respectivas masa molares.

Siendo   las velocidades y   las masas molares.

Procedimiento experimental

EXPERIMENTO N°1: COMPROBACION DE LA LEY DE BOYLE Y MARIOTE.

- MATERIALES

- 1 tubo neumométrico- 1 soporte con sus nueces- 1 ampolla o pera de nivel- 1 termómetro de -10 °C a 110 °C- 1 pinza- 1 regla de 50 cm.

- PROCEDIMIENTO:

h) Una vez montado el aparato se deja unos 40 ml. de aire en el tubo neumométrico y se cierra con una pinza el conector de goma

i) Se sube y baja la ampolla de nivel conector de goma, luego se sube y baja la ampolla de nivel para expulsar las burbujas de aire que puedan encontrarse en los tubos de goma es importantísimo que no haya escapes de aire en el aparato

j) Para asegurarse de que todas las uniones están bien cerradas se hace descender la ampolla de nivel y se observara si el nivel en el tubo neumométrico permanece constante

k) De haber algún escape lo más probable es que tenga que remplazarse el empalme de goma, luego debe dejarse el aparato hasta que el agua se ponga a temperatura ambiente.

l) Se coloca la ampolla de nivel a una altura conveniente para que el agua que contiene enrase con el agua de tubo (con un error menor de 0.1 ml )

m) Levante la ampolla hasta que la diferencia de niveles sea 50 cm y se debe registrar otra vez el volumen ocupado por el gas.

n) Por último se hace descender la ampolla por debajo del nivel de la mesa, hasta que la diferencia de niveles vuelva a ser de 50 cm y se registra de nuevo el volumen del gas

EXPERIMENTO N°2: DETERMINACION DEL VOLUMEN MOLAR ESTANDAR (C.N.) DEL HIDROGENO

- MATERIALES:

- 1 bureta de 25 ml- 1 vaso de 400 ml- 1 soporte- 1 pinza- 1 probeta- 1 recipiente tubular de 4 cm x 25 cm.- Cinta de magnesio

h) Llenar el recipiente tubular con agua de caño hasta el borde.i) Colocar dicho recipiente dentro de un vaso de 400 ml el cual se usa para

recolectar el agua de rebose.j) Fijar el recipiente tubular con una pinza a un soporte de pie.k) Determinar el “volumen muerto” de la bureta.l) Mida con una probeta 10 ml de HCl 6M y colóquela dentro de la bureta,

inclinándola ligeramente.m) Enjuague la probeta y llénela con agua de caño, cargue con esta agua la bureta

hasta la graduación 0, aproximadamente procurando arrastrar el acido que hubieran quedado en la pared interna.

n) Coloque la cinta de magnesio, doblada en forma de U, en la boca de la bureta y complete el volumen de la bureta con agua de caño, coloque rápidamente un disco de papel en la boca de la bureta con el dedo índice e inmediatamente invierta la bureta, introduciéndola dentro del recipiente tubular preparado previamente.

o) Observe el hidrogeno generado por la reacción :

Mg(s) + 2HCl(ac) → Mg(ac) + 2Cl−¿¿(ac) + H(g)

p) Cuando toda la porción de magnesio se ha disuelto, desplazar suavemente hacia arriba o hacia abajo la bureta para igualar los niveles de agua de la bureta y del recipiente tubular.

EXPERIMENTO N°3: DEMOSTRACION DE LA LEY DE GRAHAN DE LA DIFUSION GASEOSA

- MATERIALES:

1 tubo de vidrio pyrex de 40 cm de longitud y 8 mm de diámetro interno. 1 soporte de pie. 1 piza. 2 tampones de goma N°4, con perforaciones algodón hidrófilo. 2 goteros de bulbo de 25 ml Regla graduada de 30-50 cm Acido clorhídrico concentrado Hidróxido de amonio (amonio acuoso)

PROCEDIMIENTO:

a) Armar el equipo mostradob) Colocar un pequeño trozo de algodón en la oquedad de cada uno de los tapones de

goma.c) Agregar cuidadosamente sobre el algodón de uno de los tapones, unas 4 gotas de acido

clorhídrico (HCl) con el gotero correspondiente, luego agregar al algodón del otro tampón, aproximadamente 4 gotas de amoniaco acuoso. Los frascos goteros deben taparse tan pronto como sea posible, para evitar la formación del humo

d) Colocar en forma simultánea al mismo tiempo, los tapones a cada uno de los extremos del tubo de vidrio de 40 cm, con los algodones hacia la parte interna del tubo.

e) Observar cuidadosamente la superficie interna del tubo hasta ubicar el lugar en que empieza a formarse un anillo blanco de cloruro de amonio (NH4Cl) producto de la siguiente reacciónHCl (g) + NH3(g) → NH4Cl(s)

f) Medir con una regla la distancia del anillo blanco hasta el extremo del tubo en que se colocó el tapón embebido de HCl

Cálculos y resultados

1. Comprobación de la ley de Boyle y Mariotte.

Datos:

P (lab) = 752.95 mmHg

T (lab) = 20 ° C

pV H2O

20 °C

= 17.5 mmHg

ρHg = 13.6 g/ml

ρH2O = 1 g/ml

Vmuerto = 7.54 ml

Para hallar el volumen de gas seco utilizaremos:

Volumen gas = Volumen leído + Volumen muerto

Y para calcular la presión del aire seco:

Pgas seco = Pbar – pV H2O

20ºC

+

ρH 2O

ρHg¿ Δh∗10

Entonces los resultados obtenidos en el laboratorio se muestran en la siguiente tabla.

Tabla 1.

Dato ∆h (mm) V=Vleido + Vmuerto (mL) Paire seco (mmHg)

1 0 21.2 733.24

2 300 20.5 734.35

3 600 20 735.45

4 -300 21.6 736.55

5 -600 22.1 737.66