Quimica

 

UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN CRISTOBAL DE HUAMANGA. FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y METALURGIA-DEPARTAMENTO METALURGIA-DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE INGENIERÍA QUÍMICA.

ESCUELA DE FORMACIÓN PROFECIONAL DE INGENIERÍA AGRÍCOLA. LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL” A” 

QUÍMICA GENERAL QU-141

PRÁCTICA N° 7

ESTEQUIOMETRIA Profesor de teoría:

Robert Alvares Rivera

Profesor de prácticas: 

Robert Alvares Rivera

Día y hora de prácticas :

miércoles de 9 a 11 am

Alumnos:

♦PAQUIYAURI GALINDO, Elian Hugo. ♦ ORE CERDA, Fernando Joel. ♦ RIVERA HUAMANCUSI, Luis Alberto.

Fecha de ejecución de práctica: 15/06/ 2019 Fecha de entrega del informe:

19/06/2019

AYACUCHO- PERU 2019

 

  1. OBJETIVOS:

  Determinar la formula empírica de un hidrato.     Determinar las relaciones que acompaña a la formación del precipitado de cromato de plomo (ll) a partir de reactantes: cromato de potasio y nitrato de plomo (ll).  

  Demostrar que toda reacción química se cumple la ley de conservació conservación n de masa. 



2. TEORIA: Las sustancias químicas que intervienen intervienen en un reacción, podemos represe representarlas ntarlas mediante una ecuación, afín de determinar determinar mediante la rela relación ción molar entre reactivos reactivos y los productos de la reacción. Así por e ejemplo. jemplo. 2H2  +

O

2H2O

Decimos que la ecuación química esta balanceada porque el número de átomos de los reactivos es exactamente igual al número de átomos del producto. Los coeficientes 2 para el hidrogeno, 1 para el oxígeno y 2 para el agua nos indica el número de moles que interviene los reactivos así como el número de moles del producto. Tres moles de reactivos dan dos moles de producto. Esta relación numérica se conoce como estequiometria de la reacción propuesta. No debe confundirse con los moles de reactivos o productos, así con masa de los mismos. Ejemplo: Supongamos que en un recipiente cerrado se ha introducido 15g de hidrogeno y16 g de oxígeno y deseamos calcular la masa de agua que habrá de formars formarse. e. Primero calculamos el número de moles de cada gas: 15 nH2 =

---------

=7,5

2 nO2

16 = --------

=0,5

32 Note que para calcular el número de moles de una sustancia química, dividimos la masa de la sustancia entre el pero molecular, esto es: W n

= ------PM

Siendo w la masa de la sustancia y PM el peso molecular.

 

De acuerdo a la estequiometria de la reacción , el número número de mole de hidrogeno debe ser el doble del número de moles de oxígeno .De esta manera habiendo solo 0,5 moles de oxígeno ,reac ,reaccionara cionara 1,0 mol de hidrogeno. hidrogeno. Es o obvio bvio que ay exce exceso so de hidrogeno, pero solo podría podría reaccionar 1,0 mol de hidrogen hidrogeno o y nada más .De acuerdo acuerdo a la estequiometria de est esta a reacció reacción n el número de mole moless de H2Oes igual al de hidrogeno, en consecuencia,, se formara1, 0 mol de H2Oy nada mas. La masa de agua formada será 1 * consecuencia 18= 18g de H2O. Queda sin reaccionar 7,5 – 1,0 =6,5 moles de hidrogeno, hidrogeno, con una masa de 6,5 * 2=13g de hidrogeno

3. MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS: Materiales y equipos:           

1 Balanza analítica 1 Mechero de Bunsen 2 Tubos de ensayo 1 Espátula 1 Luna de reloj



  1 Embudo de vidrio con vástago largo   1 Pinza de tubo de ensayo   1 Desecador 

Reactivos:           4. 

Papel de filtro  Cromato de potasio  Sulfato de cobre(ll) pentahidrato  Cloruro de bario Agua destilada PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL EXPERIMENTAL::

ENSAYO N°1: Relaciones de masa que acompañan a las transformacion t ransformaciones es químicas En este ensayo ensayo se hará reaccionar reaccionar cromato de de potasio ccon on cloruro de bario y se obtendrá un precipitado de cromato de bario, de color amarillo. BaCl2 (ac)

+ 

K2CrO4 (ac)

BaCrO4 (s)

+

2KCl (ac) 

1) Utilizando una una luna de reloj pesar 0,97 g de cromato de potasio y poner en un vaso de precipitado de 150 ml teniendo en cuidado de no dejar caer los cristales fuera del vaso. 2) Lavar la luna d de e reloj con unos 25 ml de agua agua destilada, destilada, recibien recibiendo do el líquido del lavado en el vaso precipitado, disolver los cristales con ayuda de varilla fuera del vaso. 3) Pesar la luna de reloj, 1,05 g de cloruro de bario bario y ponerlo en otro va vaso so de precipitado de 105 ml teniendo ccuidado uidado de no dejar caer los cris cristales tales fuera d del el vaso.

 

4) Lavar la luna de reloj con unos 25ml de agua destilada, recibiendo el líquido de lavado en el vaso de precipitado precipitado .Disolver los cristales con ayuda de un avarilla de vidrio. 5) Verter aproximadamente aproximadamente 1ml de disolución de cromato de potasio a la solución de cloruro de bario y agitar ccon on la varilla varilla.. 6)   Añadir el resto de cromato de potasio gradualmente, gradualmente, agitando continuamente. Lavar Lavar el vaso vaso de precipit precipitado ado con con agua destilada y verterla verterla en el vaso donde está   la reacción. 7) efectuando Calentar durante duran te 5 minutos sin llegar a hervir. Dejar reposar el precipitado para su posterior filtración. 8) Pesar el papel de filtro a emplear 9) Filtrar el precipitado y lav lavar ar con agua destilada utilizando utilizando la piseta. 10) Extender el papel filtro, conteniendo el precipitado, sobre la luna de reloj y llevar a estufa eléctrica para realizar el secado a + 105. 11) Terminado el secado, sacar de la estufa y dejar enfriar hasta la tempera temperatura tura ambiente. Pesar.

ENSAYO N°2: Determinación de la fórmula de un hidrato. En este ensayo se estudiara estudiara un hidrato apropiado apropiado,, elegido por el profesor. Se determina la masa de ag agua ua perdida al calentar calentar la muestra y la ccantidad antidad de ssal al anhidra que quede en el residuo. El profesor indicara la masa de un mol de la sal anhidra para que se pueda hallar la formula empírica del hidrato. 1) Pesar el tubo de ensayo, limpio y seco, con exactitud en la balanza analítica 2) Colocar aproximadamente 2 g de la sal hidratada en el tubo de ensayo. Pesar el tubo y el contenido. 3) Calentar suavemente suavemente el tubo d ensayo ensayo y sus contenido contenido en el mechero de B Bunsen unsen con ayuda de pinza de tubo de ensayo, en todo momento agitar, evitar el sobre calentamiento. Expulsar las gotas de agua formadas en la parte superior del tubo por evaporación. evaporación. Dejar enfriar el tubo d ens ensayo ayo y su contenido en desecador. 4) Esperar aproximadamente 4 min hasta que el tubo de ensayo y su contenido este suficientemente frio para tocarlo. Llevar el tubo con su contenido a la balanza y pesar. 5) Para asegurar que todo el agua ha sido expulsado, calentar el tubo de ensayo y su contenido, ver y item3 del presente presente ensayo. Enfriar y pesar. Si los resultados no concuerdan en 0,03 g por lo me menos nos cconsultar onsultar ala pro profesor fesor para un calent calentamiento amiento y pesado adicional. 5. DATOS EXPERIMENTALES:

ENSAYO N°1: Relaciones de masa que acompañan a las transformaciones químicas a. Masa de cromato de potasio b. Masa de Cloruro de bario c. Masa de papel de filt filtro ro

……………………………………… g 

………………………………………..g  ……………………………………….…g 

 

  d. Masa de papel de filtro + precipitado obtenido …………………… …………………………g ……g  e. Masa de precipitado obtenido …………………………………………....g

ENSAYO N°2: Determinación de la fórmula de un hidrato: …………………………………………………g …………………g  a. Masa del tubo de ensayo ………………………………

b. Masa del tubo de ensayo + sal hidratada ……………… …………………………… …………….…g  c. Masa de la sal hidratada…………………………………………………..g d. Masa del tubo de ensayo + sal deshidratada………………………… .g

e. Masa de la sal deshidratada …………………………………………….g  f. Masa de agua evaporada…………………………………………….….g 

7.-CUESTIONARIO

1. precise los términos: mol-gramo y molécula, estequiometria y la ley de conservación de masa reactivo limitante y reactivo en exceso, rendimiento de una reacción. En casa caso ponga un ejemplo.

MOL-GRAMO O MOLÉCULA GRAMO (MOL -G) Y MOLÉCULA   EL MOL -GRAMO, ES EL PESO EN GRAMOS DE UN MOL DE MOLÉCULAS (6,022 X1023 MOLÉCULAS) DE UNA SUSTANCIA QUÍMICA.  SE DETERMINA EXPRESANDO EL PESO MOLECULAR EN GRAMOS .

 

 

EJEMPLO  1: SE TIENE UNA MUESTRA DE 68,4  GRAMOS DE AZÚCAR (C12H22O11).   ¿CUÁNTOS MOLÉCULAS - GRAMO CONTIENE?.   DATO   P.A. (C12H22O11)   =  342  UMA . SOLUCIÓN: 1  MOL -G (C12H22O11)  = 342  G (C12H22O11) → 6,022 X 1023 ÁTOMOS DE (C12H22O11) VEMOS QUE: 1  MOL -G (C12H22O11)  CONTIENE 342  GRAMOS DE MOLÉCULAS DE (C12H22O11) TENEMOS QUE CALCULAR CUANTOS MOL -G   HAY EN 68,4  GRAMOS DE C12H22O11 APLICANDO UNA REGLA DE TRES SIMPLE :

X  =  68,4 /  342  MOLL -G  X = 0,2  MO

EJEMPLO  2:   UNA PEQUEÑA GOTA DE ÁCIDO SULFÚRICO (H2SO4) QUE PESA 0,98 GRAMOS, CAE SOBRE LA PIEL DE UNA PERSONA Y LE PRODUCE UNA PEQUEÑA QUEMADURA. ¿C UÁNTAS MOLÉCULAS DE H2SO4 INTERVINIERON EN LA QUEMADURA?. DATO : M(H2SO4)  =  98  UM A  S1OLUCIÓN :   MOL - G (H2SO4)   = 98 G (H2SO4)  → 6,022  X 1023 MOLÉCULAS DE (H2SO4) VEMOS QUE: 6,022 X 1023 MOLÉCULAS DE (H2SO4) PESA 98  GRAMOS. TENEMOS QUE CALCULAR CUANTAS MOLÉCULAS HAY EN 0,98 GRAMOS DE H2SO4 APLICANDO UNA REGLA DE TRES SIMPLE :

X = 6,022 X 1023 X 0,98  / 98 X = 6,022 X 10-21 MOLÉCULAS.

 

ESTEQUIOMETRIA   Y CONSERVACIÓN   DE  MASA

ESTEQUIOMETRIA:  ESTUDIA LA RELACIÓN CUANTITATIVA (MASA, MOLES Y VOLÚMENES) ENTRE SUSTANCIAS REACTANTES Y PRODUCTOS.

CONSERVACIÓN  DE  MASA: ES UNA REACCIÓN QUÍMICA LA MASA TOTAL DE LOS REACTANTES ES IGUAL A LA MASA TOTAL DE LOS PRODUCTOS.

EJEMPLO 1: SABIENDO QUE LOS PESOS ATÓMICOS DE : H = 1  ; N  = 14 VERIFICAR LA LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA EN LA SIGUIENTE REACCIÓN . SOLUCIÓN:

REACTIVO  LIMITANTE   Y REACTIVO  EN  EXCESO

REACTIVO  EN EXCESO (R.E.) ES AQUELLA SUSTANCIA QUE INGRESA AL REACTOR QUÍMICO EN MAYOR PROPORCIÓN, POR LO TANTO QUEDA COMO SOBRANTE AL FINALIZAR LA REACCIÓN .

REACTIVO LIMITANTE (R.L.) ES AQUELLA SUSTANCIA QUE INGRESA AL REACTOR QUÍMICO EN MENOR P ROPORCIÓN Y AL AGOTARSE LIMITA LA CANTIDAD MÁXIMA DEL PRODUCTO OBTENIDO . EJEMPLO  1: LA COMBUSTIÓN DE MONÓXIDO DE CARBONO (CO), PRODUCE DIÓXIDO DE CARBONO (CO2) DE ACUERDO A LA SIGUIENTE REACCIÓN.  (P.A.: C=12  ,  O=16) 2  CO + O2 → 2CO2

 

SI REACCIONAN 49  GRAMOS DE CO  Y 40  GRAMOS DE O2 .   INDICAR QUIEN ES EL REACTIVO EN EXCESO Y EL REACTIVO LIMITANTE; ADEMÁS INDICAR QUE CANTIDAD DE REACTIVO EN EXCESO EXISTE . SOLUCIÓN:

RENDIMIENTO  DE  UNA  REACCIÓN En estequiometria usamos mucho esta frase “eficiencia de una reacción química”. Es la comparación porcentual porcentual entra la cantidad real o práctica y la cantidad teórica obtenida de un producto determinado.

Se calcula de la siguiente manera:

La cantidad o rendimiento real siempre es menor o igual que la cantidad teórica determinada en el problema. Ejemplo 1:  Se alimenta un reactor químico con acetileno (C H ) y 80L de hidrógeno gaseoso (H ), produciéndose 25L de etano (C H ). ¿Cuál es el rendimiento porcentual de la reacción?. La ecuación química es como se muestra. C H  + 2H →  C H   2

2

2

2

Solución:

2

2

6

6

2

2

 

 

2. ¿CUÁNTOS MOLES DE    SE DEBERÁ FORMAR EN LA COMBUSTIÓN DE 500 QUINTALES DE CARBÓN DE PIEDRA QUE CONTIENE 92 DE CARBONO? -Moles de CO2= masa de CO2/ peso molecular de CO2

Moles de CO2 = 500000/44 (92/100) = 1045.45 mol

3. ¿QUÉ PESO PERDERÁ 250 ARROBAS DE .   SI SE CALIENTA HASTA QUE SE LIBERE EL AGUA DE CRISTALIZACIÓN?

250------------207 X--------------36 250 .36= X.207 = 43.41

 

4. CUANDO LA PIEDRA CALIZA A UNA TEMPERATURA SUFICIENTEMENTE ALTA SE DESCOMPONE EN (CAO) Y  . ¿QUÉ CANTIDAD DE CAL SE OBTENDRÁ DE 350 TONELADAS DE PIEDRA? Peso molecular total= 100……………….. 350 ton (piedra)  Peso molecular de caliza= 56…………….. X ton 

X= 196 cal