Exp 8

UNIVERSIDAD TECNOLÓGICA DE PANAMÁ

QUIMICA GENERAL I

PROFA. VILMA SAENZ

EXPERIMENTO N° 8: LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS Y LEY DE PROPORCIONES MÚLTIPLES

ESTUDIANTES NEUZA PINZÓN JOSE MANUEL OJO MARTIN RAMOS

GRUPO 61L701

JUNIO 2013

INTRODUCCIÓN

La ley de las proporciones constantes o ley de las proporciones definidas es una de las leyes estequiométricas, 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 molecular, esta ley implica que siempre se van a poder asignar subíndices fijos a cada compuesto. Hay que notar que existe una clase de compuestos, denominados compuestos no estequiométricos (también llamados bertólidos), que no siguen esta ley. Para estos compuestos, la razón entre los elementos puede variar continuamente entre ciertos límites. Naturalmente, otras sustancias como las aleaciones o los coloides, que no son propiamente compuestos sino mezclas, tampoco siguen esta ley. Se le llama materia a todo aquello que ocupa un lugar en el espacio. En la mayoría de los casos, la materia se puede percibir o medir mediante distintos métodos de química analítica.

La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples formulada en 1808 por el físico, químico y matemático británico John Dalton, es una de las leyes estequiométricas más básicas. Fue demostrada por el químico y físico francés Louis Joseph Gay-Lussac. ENUNCIADO: «Cuando dos o más elementos se combinan para dar más de un compuesto, la masa de uno de ellos, se une a una masa fija del otro, tienen como relación números enteros y sencillos».

Esta

ley

afirma

que

cuando

dos elementos se

combinan

para

originar

distintos compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro que se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos. Esta fue la última de las leyes ponderales en postularse. Dalton trabajó en un fenómeno del que Proust no se había percatado, y es el hecho de que existen algunos elementos que pueden relacionarse entre sí en distintas proporciones para formar distintos compuestos. Así, por ejemplo, hay dos óxidos de cobre, el CuO y el Cu2O, que tienen un 79,89% y un 88,82% de cobre, respectivamente, y que equivalen a 3,973 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el primer caso y 7,945 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el segundo. La relación entre

ambas cantidades es de 1:2 como se expresa actualmente con las fórmulas de los compuestos derivados de la teoría atómica.

OBJETIVOS: 1. DETERMINAR LA RELACIÓN EN MASA QUE EXISTE ENTRE EL OXÍGENO Y EL CLORURO DE POTASIO EN EL CLORATO DE POTASIO Y EL PERCLORATO DE POTASIO, MEDIANTE SU DESCOMPOSICIÓN TÉRMICA. 2. COMPROBAR LA LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS Y LA LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES CON

BASE EN DATOS

EXPERIMENTALES. PROCEDIMIENTO: I PARTE. DESCOMPOSICIÓN TÉRMICA DEL KClO3. 1. Coloque dentro de un tubo de ensayo 125 x 150 mm, limpio y seco, aproximadamente, 0,3 g de dióxido de manganeso. Anote su peso en la tabla N° 1. 2. En

el

mismo

tubo

adicione,

aproximadamente, 2 gramos de clorato de potasio. Pese nuevamente y anote el resultado en la Tabla N° 1. 3. Siguiendo las indicaciones del profesor, mezcle bien el clorato de potasio con el dióxido de manganeso. Colóquele un tapón de caucho, monohorado con un tubo de desprendimiento. 4. Con la ayuda de una pinza, fije el tubo de ensayo (ligeramente indicado) a un soporte. 5. Agregue agua a una cubeta hidroneumática hasta 2/3 de su volumen. Coloque dentro de la cubeta un matraz de Florencia de 250 ml invertido y lleno de agua para recoger el oxígeno que se libere de la descomposición

del clorato de potasio. Lleve la salida del tubo de desprendimiento a la boca del matraz. 6. Caliente suavemente todo el tubo de ensayo. Al inicio caliente suavemente alrededor de la mezcla y al final fuertemente en el fondo del tubo. Si la descomposición es muy rápida (aumenta la intensidad del burbujeo) disminuya la velocidad del calentamiento. Cuando se completa la descomposición (no se observa la salida de burbujas) caliente por cinco minutos más.

7. Deje enfriar el tubo de ensayo con su contenido hasta que esté a temperatura ambiente. 8. Acerque a la boca del matraz una astilla de madera encendida para comprobar la presencia de oxígeno.

9. Pese nuevamente el tubo de ensayo con su contenido y anote su resultado en la tabla N° 1.

RESULTADOS I PARTE. DESCOMPOSICIÓN TÉRMICA DEL KCLO3. Tabla N° 1. 1

Masa del tubo de ensayo + MnO2

17.72 g

2

Masa del tubo de ensayo + MnO2 + KClO3

19.72 g

3

Masa del tubo de ensayo + Mn02 + Residuo (KCl)

18.89 g

CÁLCULO: I PARTE. DESCOMPOSICIÓN TÉRMICA DEL KCLO3. 1

Masa del KClO3

2g

2

Masa del residuo

1.47 g

3

Masa del oxígeno

0.83 g

4

Relación g O/ g KCl

0.56 O/ KCl

Conclusión: El dióxido de manganeso no es absolutamente necesario ya que la reacción también se realizaría sin él, pero sería necesario calentarla más fuertemente. La función que tiene el dióxido de manganeso es la de facilitar la reacción. A estas sustancias se les llama catalizadores, y son las sustancias que son capaces de acelerar o retrasar la velocidad de una reacción. Las moléculas del clorato de potasio tienen un átomo de cloro, tres de oxígeno y uno de potasio; al calentarlo pierde fácilmente los tres átomos de oxígeno y se transforma en otra sustancia llamada Cloruro de potasio (KCl); la reacción que obtenemos es: 2KClO3 = 2KCl + 3O2 Por eso el residuo tiene menos masa, ya que el oxígeno se liberó. Las restas de la masa del (tubo de ensayo+MnO2 + KClO3) menos el residuo dará la masa del oxígeno que fue liberado. Por eso al colocar la astilla encendida dentro del frasco, esta se avivo ya que el oxígeno aviva el fuego. II. PARTE. DESCOMPOSICIÓN TÉRMICA DEL KClO4. 1. Coloque dentro de un tubo de ensayo 125 x 150 mm, limpio y seco, aproximadamente, 0,3 g de dióxido de manganeso. Anote su peso en la tabla N° 2.

2. En el mismo tubo adicione, aproximadamente, 2 gramos de perclorato de potasio. Pese nuevamente y anote el resultado en la Tabla N° 2. 3. Siguiendo las indicaciones del profesor, mezcle bien el perclorato de potasio con el dióxido de manganeso. Colóquele un tapón de caucho, monohorado con un tubo de desprendimiento. 4. Con la ayuda de una pinza, fije el tubo de ensayo (ligeramente indicado) a un soporte. 5. Agregue agua a una cubeta hidroneumática hasta 2/3 de su volumen. Coloque dentro de la cubeta un matraz de Florencia de 250 ml invertido y lleno de agua para recoger el oxígeno que se libere de la descomposición del perclorato de potasio. Lleve la salida del tubo de desprendimiento a la boca del matraz. 6. Caliente suavemente todo el tubo de ensayo. Al inicio caliente suavemente alrededor de la mezcla y al final fuertemente en el fondo del tubo. Si la descomposición es muy rápida (aumenta la intensidad del burbujeo) disminuya la velocidad del calentamiento. Cuando se completa la descomposición (no se observa la salida de burbujas) caliente por cinco minutos más.

7. Deje enfriar el tubo de ensayo con su contenido hasta que esté a temperatura ambiente. 8. Acerque a la boca del matraz una astilla de madera encendida para comprobar la presencia de oxígeno.

9. Pese nuevamente el tubo de ensayo con su contenido y anote su resultado en la tabla N° 2.

RESULTADOS II PARTE.

DESCOMPOSICIÓN TÉRMICA DEL

KCLO4. Tabla N° 2. 1

Masa del tubo de ensayo + MnO2

14.66 g

2

Masa del tubo de ensayo + MnO2 + KClO4

16.66 g

3

Masa del tubo de ensayo + Mn02 + Residuo (KCl)

16.22 g

CÁLCULO: II PARTE. DESCOMPOSICIÓN TÉRMICA DEL KCLO4. 1

Masa del KClO4

2g

2

Masa del residuo

1.86 g

3

Masa del oxígeno

0.44 g

4

Relación g O/ g KCl

0.23 O/ KCl

Conclusiones: Según los resultados se pueden apreciar varios aspectos, tales como la función de un catalizador en la reacción química, en este caso la descomposición del KClO4, el cual el MnO2 lo que hace es acelerar el proceso de descomposición, para que en cuestión de minutos se forme el producto por completo al calentarlo en un tubo de ensayo. Esta reacción duro más que la anterior. KClO4 = KCl +2O2 En esta reacción se libera más oxigeno que en la anterior, por eso la llama de la astilla se avivo más rápido y por más tiempo.

CUESTIONARIO 1. Compare la relación entre la masa de oxígeno y la masa de cloruro de

potasio que determino experimentalmente, en el KClO3, con los valores obtenidos por sus compañeros. ¿A qué conclusiones llega sobre la ley de las proporciones definidas? Repita su comparación con KClO4. En los resultados obtenidos en la descomposición

térmica del KClO3

se

observó que por cada 2 gramo de KClO3 utilizado existe una relación de 0.85 gr de O; en cada 2 gr de KClO4 existe una relación de 0.44 gr de O. en conclusión podemos decir que se afirma lo que dice la ley e las proporciones definidas: cuando dos elementos o más elementos se compuesto

unen para formar cualquier

siempre tendrán la misma proporción

en masa según los datos

obtenidos podemos decir que cada gramo de K y Cl juntos reaccionara con 0.85gr de O, lo mismo sucede con el KClO4 por cada gramo de K Y Cl reaccionará con o.44g de O.

2. Busca la relación de números

enteros y pequeños que pueda

emplearse para expresar la relación entre cantidades variables de oxigeno (en el clorato y el perclorato de potasio) que se combinan con un gramo de cloruro de potasio con base a sus datos experimentales. Compare los números hallados por Ud. Con los encontrados por sus compañeros. La relación que existe en números enteros es de 1 a 2. Ya que el clorato de potasio necesita .22 g de oxígeno y el perclorato de potasio necesitan .44 g de oxígeno. O sea en la descomposición del KClO3, por cada 2 g de KClO3 hay 0.84 g de Oxigeno; pero en la descomposición de KClO4 por cada 2 g de KClO4 hay 0.44 g de oxígeno.

3. Cuales es la diferencia entre la ley de las proporciones definidas y la

ley de las proporciones múltiples. La diferencia que existe entre la ley de las proporciones definidas y la de las proporciones múltiples es que la primera nos afirma que: «Cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación de masas constantes». Y la de las proporciones múltiples nos dice: «Cuando dos o más elementos se combinan para dar más de un compuesto, la masa de uno de ellos, se une a una masa fija del otro, tienen como relación números enteros y sencillos».

4. Determine el porcentaje de oxígeno y de cloruro de potasio

en las

muestras de clorato de potasio y perclorato de potasio que se descompusieron. Porcentaje de oxígeno y cloruro de potasio enKClO3 Pm KClO3 (39.1x1+ 35.4x1+16.0x3)= 122.5 gr 122.5g------------ 100% (O) 48 g--------------x x=4800/122.5

=39.2% O Y 60.8% KCl

Porcentaje de oxígeno y cloruro de potasio en KClO4 Pm KClO4 (39.1X1+35.4X1+16.0X4) =138.5g 138.5g---------------------------->100% (O) 64g--------------------------->x? 6400/138.5

X=46.2 % de O y 57.8 % de KCl

5. ¿Qué sucedería si suspende el calentamiento del tubo de ensayo

antes de retirar el tubo de desprendimiento del agua? Explique. Si se deja de calentar el tubo de ensayo antes de retirar

el tubo de

desprendimiento el envase se volvería a llenar de agua debido que al calentar el tubo que contiene KClO3 YKClO4 libera el oxígeno por acción del calor y este ejerce presión sobre el agua desplazándola del interior de envase y si se deja de calentar bajaría la presión ejercida por el

O y el agua volvería a ocupar el

lugar en el interior del matraz.

6. Describa el color de los reactivos y las mezclas antes y después del calentamiento. ¿A qué se debe el cambio de color?

Ambas son reacciones de descomposición, ya que tiene lugar la escisión de un compuesto en varios elementos o compuestos. Generalmente la descomposición se produce al aumentar la temperatura. El dióxido de manganeso es conocido por el nombre de pirolusita, la pirolusita en un mineral del grupo de los óxidos. Ésta destaca por su brillo metálico y su color oscuro, posee un color negro y brillo de submétalico a mate.

KClO3: El clorato de potasio, también conocido como clorato potásico, este elemento es reconocido como una sal formada por un anión clorato y el catión potasio. En su forma pura se encuentra en estado sólido formando cristales de color blanco. Una vez colocado el KClO3 en un tubo de ensayo junto con MnO2 lo pusimos sobre el mechero encendido, esperamos durante unos minutos y procedimos a ver como la sustancia contenida, clorato de potasio, comenzó a fundirse, hasta que se volvió completamente líquida, es decir, se produjo un cambio físico, la fusión de la

sal que pasa de un estado sólido a líquido. Cuando cambia de estado suponemos que ha alcanzado una temperatura de 679 K (356º C) ya que es el punto de fusión del KClO3.

El Monóxido de Potasio permaneció intacto en ambas reacciones. El KClO4 tuvo la misma reacción soplo que duro más, al final el residuo era plateado.

7. ¿Qué sucede cuando se introduce la astilla encendida en el matraz de Florencia?

R/ La astilla se encendió con una llama luminosa primero y después una no luminosa. Esto se debe a que el oxígeno puro es inflamable.

8. ¿Cuál es la función de dióxido de manganeso?

R/ El MnO2 funciona como catalizador, ya que se usa para la obtención de algunos productos y como ayuda en otros casos en algunos procesos, como por ejemplo en los barnices y pinturas. El dióxido de Manganeso incrementa la velocidad de descomposición del Peróxido de Hidrógeno, aunque el MnO2 por sí mismo no se gasta en la reacción. Por lo tanto, no tiene influencia en la reacción en su conjunto, sólo en la velocidad de la reacción. El MnO2 es un catalizador heterogéneo porque se encuentra en estado sólido. Los catalizadores son sustancias que, aunque se encuentren en cantidades muy pequeñas, modifican mucho le velocidad de la reacción. Los catalizadores cambian el mecanismo de la reacción, haciendo que transcurra de otra forma con una energía de activación menor, pero se recuperan al final de manera que globalmente el proceso parece el mismo.

9. Demuestre por medio de cálculos numéricos que los compuestos FeSO4 y Fe2 (SO4)3 ilustran la ley de las proporciones múltiples. En FeSO4, la composición no varía: 2FeSO4

= Fe2 (SO4)2

En Fe2 (SO4)3: Aplico la Ley de Dalton o Ley de las proporciones múltiples: " Cuando una cantidad fija de Fe se combina con otra cantidad como el SO4, esta cantidad en ambos compuestos guardan una relación entera y sencilla": 2SO4 en Fe2 (SO4)2 y 3SO4 en Fe2 (SO4)3, es decir: 2 a 3.

Conclusiones

A través de este laboratorio pudimos demostrar la ley de las proporciones múltiples y proporciones definidas. Se comprobó el cumplimiento de la ley de las proporciones, ya que se notó que las sustancias

pueden

mantener sus características

interactúan con otras sustancias que lugar a compuestos diferentes como es

definidas pero que a su vez

intervienen, el

caso del

dando KCl, resultante de la

experimentación. Ya que se comprueba: - La Ley de Proporciones Definidas: cuando dos o más elementos se unen para formar un compuesto determinado, lo hacen siempre en la misma proporción en masa, como vemos con el MnO2 (Dióxido de Manganeso). - La Ley de Proporciones Múltiples: Con el KClO3 y KClO4, que son compuestos diferentes pero constituidos por los tres mismos elementos (K, CL, O), al calentarse dan como resultado oxigeno (O2) y cloruro de Calcio (KCL). 2KClO3 = 2KCl + 3O2 KClO4 = KCl +2O2 En estos dos compuestos la proporción en masa que hay entre el oxígeno y el cloruro de potasio es siempre la misma cada vez que trate del mismo compuesto; sin embargo, las cantidades variables de oxígeno, que se combinan con la misma

cantidad de cloruro de potasio (KCl) en cada uno de los compuestos guardan una relación de números enteros y pequeños.

BIBLIOGRAFIA

1. Chaverry, G. 1976, Química General, Manual de Laboratorio, Editorial Universidad de Costa Rica. 2. Babor, J.A. Y Aznarea, J.L. 1975 Marín S.A.

Química General Moderna, Editorial