laboratorio #6

EXPERIMENTO N°6 FÓRMULAS QUÍMICAS

Autores: Luis Almengor 4-799-1669, Kevin Batista 4-794-28, Francisco Caballero 4-800-726, Ashly Fuentes 4-797-1274

Ingeniería civil – Centro regional de Chiriquí – Universidad Tecnológica de Panamá Resumen En este documento presentamos los datos recopilados durante nuestra experiencia de laboratorio. Para conocer la utilidad e importancia de la fórmula química, así como también la formula empírica y fórmula verdadera o molecular de un compuesto binario, utilizando datos proporcionados tales como los gramos del compuesto, elementos presentes en cierta cantidad de un compuesto, en esta experiencia de laboratorio pudimos determinar el porcentaje y la fórmula de diversos elementos y compuestos a partir de su síntesis o descomposición térmica. Mediante un proceso experimental se logró obtener la fórmula de los compuestos implicados, siguiendo los pasos al pie de la letra, Así como también se pudo apreciar las diferentes evidencias de que ha ocurrido un proceso de síntesis o un proceso de descomposición, al reaccionar 2 compuestos o elementos entre sí. Palabras Clave: Masa, descomposición, compuesto, Summary

In this document we present the data collected during our laboratory experience. To know the utility and importance of the chemical formula, as well as the empirical formula and true or molecular formula of a binary compound, using proportionate data such as the grams of the compound, elements present in a certain amount of a compound, in this experience of Laboratory we were able to determine the percentage and the formula of diverse elements and compounds from their synthesis or thermal decomposition. By means of an experimental process it was possible to obtain the formula of the compounds involved, following the steps at the bottom of the letter, as well as the different evidences that a process of synthesis or a process of decomposition has occurred, when reacting 2 compounds Or elements Keywords: time, decomposition, compounds. MARCO TEÓRICO Cada elemento tiene su propio símbolo químico y cada compuesto tiene su propia fórmula química. Una fórmula nos dice dos cosas importantes acerca de un compuesto: qué elementos lo forman y cuantos átomos de cada elemento hay en una molécula o en una unidad fórmula del compuesto. A veces en un compuesto el símbolo del elemento tiene un número pequeño escrito cercano a él. La fórmula empírica de un compuesto indica el número mínimo relativo de átomos de los distintos elementos presentes. También da el

número relativo de moles de átomos de los diferentes elementos. La fórmula expresa la relación real de átomos de cada elemento en el compuesto, se conoce como fórmula verdadera o fórmula molecular. La masa molar de un compuesto es la masa de su fórmula verdadera. El agua, algunas veces se encuentra formando parte de algunos compuestos llamados hidratos. Contienen un número específico de moles de agua por mol del compuesto. Es posible eliminar el agua de hidratación por

calentamiento, lo cual produce agua y el compuesto anhídrido 𝑀𝑔𝑆𝑂4 7 𝐻2 O

MgS𝑂4 + 7 𝐻2 O Hidrato cristalino compuesto anhidro+ agua de hidratación

 Obtenga de su profesor un crisol con su tapa. Caliéntelos fuertemente por 3 ó 4 minutos luego déjelo enfriar dentro de desecador a temperatura ambiente. Determine su masa y anótela en la tabla #1.

Se puede determinar el porcentaje en masa y las moles de agua en el hidrato calentando una cantidad conocida del hidrato y determinando por diferencia la masa del sólido anhidro.

1. OBJETIVOS General  Resaltar la utilidad e importancia de la fórmula química. Específicos:  Deducir la fórmula empírica de un compuesto binario conociendo los gramos de cada elemento presentes en una cantidad del compuesto a partir de su síntesis.  Determinar el porcentaje de agua y la fórmula de un hidrato cristalino a partir de su descomposición. I.

 Tome un trozo de cinta de magnesio de 10cm de longitud y límpiela con papel lija luego enróllelo y colóquela en el fondo del crisol. Determine la masa del sistema (el crisol con su tapa y la cinta de magnesio). Anote la masa en la tabla1.

MATERIALES Y REACTIVOS Materiales  Crisol con tapa  Trípode  Tenaza de bronce  Papel lija  Triángulo de arcilla  Mechero Bunsen  Mortero y pistilo Reactivos:  Cinta de magnesio  Sulfato de cobre X Hidratado 1- PROCEDIMIENTO  Primera parte: síntesis de un compuesto binario

 Coloque el sistema sobre un triángulo y éste sobre un trípode. Con la tapa puesta, caliente suavemente el crisol con la llama oxidante por unos 4 minutos. Evite la formación de hollín en las paredes del crisol. De vez en cuando destape el crisol para que, entre aire, cuidando que no salgan humos al exterior.

 Cuando observe que el magnesio ha dejado de arder (no sale humo al destapar el crisol), utilice una tenaza y quite la tapa. Caliente fuertemente debajo del crisol durante 20 minutos.

 Apague el mechero y deje enfriar el crisol dentro de un desecador hasta temperatura ambiente.  Pese nuevamente el sistema (crisol con su tapa y el producto) anote en la tabla #1.

 Resultados y discusiones  Tabla#1  Síntesis de Binario.

Segunda Parte: Descomposición térmica de un hidrato cristalino:  Caliente fuertemente un crisol con su tapa por 2 ó 3 minutos. Déjelo enfriar dentro de un desecador a temperatura ambiente determine su masa. Anote en la tabla #2.

un

compuesto

Cálculos: Síntesis de un compuesto Binario.

 Con la ayuda de un mortero y pistilo pulverice sulfato de cobre hidratado agregue al crisol entre 1.0 y 1.3 gramos de sulfato de cobre hidratado pulverizado.

 Tabla #2  Descomposición térmica de un hidrato cristalino. Cálculos: Descomposición térmica de un hidrato cristalino.  Coloque el crisol sobre un triángulo y éste sobre un trípode. Caliéntelo durante 5 a 10 minutos.

 Observe el cambio de color de la sal. Continúe calentado 5 minutos adicionales. Cuando termina la deshidratación (el sulfato de cobre ha cambiado de color y no hay más cambios aparentes) retire el mechero y deje enfriar el crisol dentro de un desecador hasta temperatura ambiente.

 Pese el crisol con su tapa + sal anhídrida y anote en la tabla #2.

 Resultados Y Discusiones

1- CUESTIONARIO 1. ¿Por qué se calienta el crisol al inicio de las operaciones? R. Se calienta para eliminar todo posible residuo del crisol y evitar variaciones en el peso ya que este también tiende a absorber humedad. Esto se llama tarado. 2. ¿Por qué se debe pesar el crisol a temperatura ambiente? R. Se debe pesar por que la densidad, masa y volumen varian con la temperatura, en la presencia o ausencia de calor, los objetos se expande o contraen según el caso, por lo que la densidad, masa y volumen varían. Esto proporcionaría datos erróneos al momento de realizar la medición u operación que se deseen realizar.

3. Compare los resultados con sus compañeros y discútalos. R. 4. ¿Cuáles cree usted son las fuentes de error en esta experiencia? R. Las posibles fuentes de error en esta experiencia pudieron ser:  Utilizar la llama reductora y formar hollín  Utilizar el crisol sin calentarlo, de esta manera no se elimina la humedad, y esto provoca errores en la medición.  No destapar el crisol cuando sea necesario para que entre el oxígeno. 5. ¿Qué colores presentan el hidrato y residuo anhidro? R. El hidrato presenta un color azul celeste debido a la presencia de agua y el residuo anhidro al finalizar tiene un color blanco.

6. Indentifique las posibles fuentes de errores experimentales R. Fuentes de errores experimentales pueden ser:  La falta de instrumentos de laboratorio (tapas de crisoles) influyendo en la obtención de los resultados,  el manejo y peso de los reactivos  No seguir las indicaciones que explicó el profesor previamente.

2. PROBLEMAS DE APLICACIÓN 1. Determine la composición porcentual en masa del amoniaco (NH3) 𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑎𝑡𝑜𝑚𝑖𝑐𝑜 𝑑𝑒𝑙 𝑁𝐻3 = 17𝑔 %𝑁 =

14𝑔 ∗ 1 𝑎𝑡𝑜𝑚𝑜 ∗ 100 = 82.35%𝑁 17𝑔

%𝐻 =

1𝑔 ∗ 3 𝑎𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 ∗ 100 = 17.65%𝐻 17𝑔

2. Cuál es la formula empírica de un compuesto que tiene la siguiente composición: 2,1% de H, 65,3% de O y 32.6% de S 2,1% 𝐻= = 2,1 1𝑔 𝑂=

65,3% = 4.08 16𝑔

𝑆=

32.6% = 1.02 32𝑔

𝐻=

2.1 =2 1.02

𝑂=

4.08 =4 1.02

1.02 𝑆= =1 1.02 𝐹ó𝑟𝑚𝑢𝑙𝑎 𝑒𝑚𝑝í𝑟𝑖𝑐𝑎: 𝐻2 𝑆𝑂4 3. Al calentar 5,00g de CdCl2*H2O disminuye en masa a 4.179g calcule la masa y las moles de agua y escriba la fórmula del compuesto hidratado 5.00𝑔 − 4.179𝑔 = 0.821𝑔 𝐻2 𝑂 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑑𝐶𝑙2 =

1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2 𝑂 =

𝐶𝑑𝐶𝑙2 = 𝐻2 𝑂 =

4.179𝑔 183.3

𝑔 𝑚𝑜𝑙

0.821𝑔 𝑔

18.02 𝑚𝑜𝑙

= 0.023 𝑚𝑜𝑙

= 0.046 𝑚𝑜𝑙

0.023 𝑚𝑜𝑙 =1 0.023 𝑚𝑜𝑙

0.046 𝑚𝑜𝑙 =2 0.023 𝑚𝑜𝑙

Fórmula empírica: 𝐶𝑑𝐶𝑙2 ∗ 2𝐻2 𝑂

3. CONCLUSIONES  BIBLIOGRAFÍA

1. Chang, R. 1999 Química 6ta edición, Editorial McGraw – Hil, pág 50, 8083. 2. Brown, T,L,. Lemay, H.E Y Bursten, B.E. 1998 Química La ciencia central. Edición, Prentice Hall Hispanoamericana S.A. pág., 81. 3. Heim, M. 1992 Química Grupo Editorial Iberoamericana., Pág, 151155.