2do LABORATORIO - ESTEQUIOMETRIA

PRACTICA Nº 2

ESTEQUIOMETRIA

I. OBJETIVO Los experimentos a desarrollarse tienen por finalidad la observación de los cambios cualitativos y cuantitativos que ocurren en las reacciones químicas, la parte cualitativa, está orientada a verificar el cambio de las sustancias reaccionantes y productos. Determinara las sustancias que se forma al quemar la piedra caliza. Establecer la diferencia ala calcinar el yeso y la caliza. II. FUNDAMENTO TEÓRICO Estequiometría es el término que se emplea para describir los cálculos que comprenden relaciones de masa entre los átomos de un compuesto y entre moléculas y átomos e una reacción química. Siempre que ocurren reacciones químicas que producen cambios en las propiedades de los reactantes, las cuales se pueden visualizar mediante algunos de los siguientes hechos: Formación de precipitados. Desprendimiento de un gas. Liberación o absorción de energía. Cambios de color. Se pueden considerar 2 grandes tipos de reacciones químicas: químicas:

Las que ocurren sin cambio en el número de oxidación. Las que involucran transferencia de electrones (REDOX).

EXPERIMENTO Nº 1: Determinando la eficiencia de una reacción. A. Cuando se produce la formación de precipitado.

Preparación del carbonato de bario según la reacción:  BaCl 2( ac )   NaCO3( ac )   BaCO3( s )  2 NaCl ( ac ) Materiales y reactivos 

vaso de precipitados.



Pipeta.



1 embudo.



I papel filtro.



1 tubo de ensayo.



1 balanza.



1 piceta con agua destilada.



1 rejilla de asbesto.



1 soporte



1 radiador.



Solución  BaCl 2 0.2



Solución  Na2CO3 0.2

Procedimiento 

Primero pesaremos el papel filtro cuyo peso lo anotaremos en nuestra libreta de apuntes. Masa de papel filtro: 0.91g



Mezclar en el vaso de precipitado 10 ml de solución 0.2 de  BaCl 2 y 10 ml de solución 0.2 de  Na2CO3 .



Dejar reposar para que sedimente el precipitado, el cual notaremos que es de color blanco.



Seguidamente filtraremos el precipitado, usando el papel filtro.



Luego colocaremos el papel filtro sobre otra hoja la cual se encuentra sobre la rejilla de asbesto.



Para que la temperatura no sea mayor de 90º C instalaremos el radiador, luego colocaremos la rejilla con el precipitado sobre el radiador.

Una vez seco el precipitado dejaremos enfriar y luego pesaremos



el precipitado junto con el papel filtro.

Calculo del peso teórico  BaCl 2( ac )   NaCO3( ac )   BaCO3( s )  2 NaCl ( ac ) 10 ml 

10 ml 

0.2

0.2

 precipitad o blanco

 Na2CO3   BaCO3

 

0.2 

10 1000



W  BaCO

3

137,34  12  48

W TEÓRICO DEL BaCO

3



0.39468

Calculo del peso experimental. Peso del papel filtro (w 1)= 0.91g Peso del papel filtro mas el precipitado (w 2)= 1.27g Masa del precipitado = w2 - w1 = 0.36g Calculo de la eficiencia.

0.39468  100 0 0 

  Eficiencia  91.2 0 0

0.36  eficiencia

Calculo del porcentaje de error. %error  

W TEÓRICO  W  EXPERIM ENT  AL  100% W TEÓRICO

%error   8.78%

CONCLUSIÓN 

Al hacer los cálculos notamos que el rendimiento es del 91.2 %, esto se debe a que en la experiencia siempre se pierde algo de masa aun que tratemos de no perder casi nada del precipitado siempre va a ocurrir. Otra observación es que nuestro margen de error no es muy alto debido a que a la hora de filtra el precipitado enjuagamos el vaso de precipitado enjuagamos con agua destilada.

B. Cuando se produce el desprendimiento de un gas

-REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN DEL CLORATO DE POTASIO. 2 KClO3( s )

 sal  (color  blanco)

     

2 KCl ( s )  3O2( g )

 MnO2 (color  negro)

Materiales y reactivos



1 pinzas para tubo de ensayo



Mechero bunsen



1g de  KClO3 mas 0.1g de  MnO2 (catalizador)

Procedimiento



Primero pesaremos el tubo de salido con su tapón. Masa del tubo =22.7g



Seguidamente colocaremos 1g de

 KClO3 más 0.1g de  MnO2

(catalizador) en el tubo de salida. Masa del tubo + muestra (W 1) = 23.8g 

Luego colocaremos un tubo en la boca de salida del tubo por donde saldrá el gas. Este tubo lo colocaremos dentro de un vaso de precipitado con agua en el cual haremos burbujear dicho gas.



Al calentar el reactante con el catalizador quedara en el tubo  KCl  y también obtendremos O2 en cual lo haremos pasar por agua como ya lo explicamos anteriormente, nos daremos cuenta que en el producto ya no hay mas oxigeno cuando el gas deje de burbujear  en el agua.



Ya con el producto sin oxigeno procederemos a pesarlo y a realizar  nuestro cálculos. Masa final (W 2) = masa del tubo + el producto = 23.39g

Calculo del peso teórico. 2 KClO3( s )

 sal  (color  blanco)

     

2 KCl ( s )  3O2( g )

 MnO2 (color  negro)

 KClO3    KCl 

 

1 39  35.5  48



W  KCl  39  35.5

W  KCl   0.61 g  3  KClO3 3

W O



2 O2

1 39  35.5  48

2





2

W O

2

32

0.39 g 

Calculo del peso experimental. Masa experimental del O 2 = W1  – W2 = 23.8g - 23.39g = 0.41g Masa experimental del  KCl = W2  – WTUBO  – 0.1= 23.39 - 22.7g  – 0.1g = 0.59g Calculo de la eficiencia 0.61  100%

  0.59  eficiencia

0.39  100%

  0.41  eficiencia

eficiencia del   KCl   96.72%

eficiencia de O2  105.13%

Calculo del error 

%error  

W TEÓRICO  W  EXPERIM ENT  AL W TEÓRICO

%error  KCl   3.27% %error O2  5.13%

La comprobación de este experimento lo árenos de la siguiente manera según la siguiente reacción.  KCl ( ac )   AgNO3   gotas

 AgCl  KNO3( AC )  precipitad o blanco

CONCLUSIONES 

La masa teórica debe ser mayor que la masa experimental pero esto no ocurre en nuestro experimento esto se debe la reacción que se produjo o quizás el mal secado de los materiales.



Nos damos cuenta que varía la masa teórica de la experimental.



También notamos que la mezcla de los sólidos es heterogénea.



Para obtener cálculos mas precisos, los materiales utilizados en el laboratorio deben estar limpios y secos así el porcentaje de error no sería muy elevado ya que se asemejaría al real.

-DESCOMPOSICIÓN DEL CaCO3 El objetivo de este experimento es conocer la reacción tanto química como físicamente, observar las manifestaciones que presenta una reacción como es el cambio de color, liberación y/o absorción de calor y cambios físicos.

Descomposición del CaCO3 :  CaCO3( S )    CaO( S )  CO2( g )  

 Apagado de cal: CaO( s )  H 2O  Ca (OH ) 2( AC )

Carbonatación: Ca (OH ) 2 ( AC )  CO2  CaCO3( S )

CONCLUSIONES 

El cambio de color y estado físico presente en la reacción nos demuestra que existe una reacción y esta ocurriendo, también la liberación de gases, como el burbujeo de soluciones acuosas.

C. Calcinación del yeso simple

El sulfato de calcio es muy abundante en la naturaleza, es conocido como el mineral de yeso ( CaSO4 .2 H 2O ). Este al ser calentado ligeramente da lugar a la 1

formación del yeso mate ( CaSO4 .  H 2O ); éste se puede utilizar en la fabricación 2

de moldes y matrices en virtud de la reversibilidad de la reacción química anterior.  Al tomar agua, que el yeso mate se vuelva otra vez yeso. El aumento en el volumen hace que se obtenga una adecuada reproducción del molde. El yeso es algo soluble en agua, si se calienta a una temperatura de 110 ºC a 112 ºC pierde parte de su agua, transformándose en yeso mate; el cual pulverizado y mezclado con agua se empasta con ésta y se endurece

posteriormente en contacto con el aire, fenómeno que se llama fraguar el yeso debido a que el yeso mate fija 3 moléculas de agua y se cristaliza. Si se calienta el yeso a una temperatura superior a 600 ºC pierde la propiedad de endurecer con el agua. Si se calienta a una temperatura de 900  – 1200 ºC el yeso pierde SO3 y se transforma en yeso hidráulico, el cual mezclado con el agua endurece fuertemente y ofrece gran resistencia mecánica. Materiales y reactivos



1 tubo de ensayo.



1 pinza para tubo.



1 mechero



Yeso común



Sulfato de calcio (seco).

Procedimiento 

colocar 2 gramos de yeso natural en el tubo de ensayo.



Prenderemos el mechero en llam no luminonsa y calentaremos el

tubo de ensayo con la pinza en ángulo de 45º. 

Calentaremos agitando ligeramente el tubo por 3 -4 minutos.



Identificaremos el líquido recolectado en la pared fría del tubo por 

medio del sulfato de calcio (desecado). 1

 CaSO4 .2 H 2O( S )      CaSO4 .  H 2O( S )  3 H 2O( g )

2

CONCLUSIONES 

El yeso por mas sólida y seca que se ve se demuestra que presenta agua en su estructura, que por medio de la reacción esta manifiesta presencia de agua.

EXPERIMENTO Nº 2: DETERMINACIÓN DE UN HIDRATO Muchas sales cristalizadas procedentes de una solución acuosa aparecen como perfectamente secas, aún cuando al ser calentadas producen grandes cantidades de agua. Los cristales cambian de forma y en algunos casos de color, al perder este contenido de agua; lo que indica de que el agua estaba presente como una parte integrante de la estructura cristalina. Estos compuestos se denominan hidratos. El numero de moles de agua por mol de sal anhidra es generalmente un número sencillo y se presentan por fórmula tales como

 Na2CO3.10 H 2O ó CoCl 2 ,2 H 2O

y pueden generalmente ser 

descompuestas por calentamiento para formar sal hidratada o anhidra. Materiales y reactivos



1 crisol



1 balanza



1 mechero



1 pinza



Hidrato ( CuSO4 . XH 2O )



1 triangulo

Procedimiento

 CuSO4. XH 2O( S )    CuSO4( S )  H 2O(V )   

Tendremos 2g de hidrato .



Seguidamente pesaremos el crisol. WCRISOL = 22.1g Colocaremos en el crisol el hidrato y luego procederemos al



calentamiento de este, calentamos hasta que el hidrato de color azul se vuelva de color blanco el cual no indicara que el agua del hidrato se a evaporado. Dejaremos enfriar y pesaremos el crisol con la masa resultante.



WFINAL = 23.34g Entonces la masa del agua eliminada será: WCRISOL + WHIDRATO - WFINAL = 22.1g + 2g -23.34g = 0.76g Experimentalmente dentremos que: W  H  O

0.76

2

 X  

n H  O  M  H  O   18  5.25 W CuSO 1.24 nCuSO 159.5  M CuSO 2

2

4

4

4

Calculando la masa teórica del CuSO4 nCuSO 2

 nCuSO

 H 2 o

4 ( 5..25 )



254

W CuSO

4

4

159.5

W CuSO  1.26 g  4

Calculando la eficiencia de CuSO4 1.26  100%

  1.24  eficiencia

eficiencia  98.4%

CONCLUSIONES: 

Podemos concluir que al calentar la sal hidratada disminuye en masa debido a que las moles de agua que se encuentran en el hidrato se evaporan dejando libre la sal.



Al hallar el X notamos que nos sale en decimales, esto se debe a que a la hora de pesar las masas siempre va a ver un margen de error.



También observamos y comprobamos experimentalmente que cuando se somete a calentamiento a una sal hidratada este perderá sus moles de agua y se volverá por lo tanto en una sal deshidratada.