Práctica N° 9

9.1 MARCO TEÓRICO

Estequiometria es el término que se emplea para escribir los cálculos que corresponden relaciones de peso entre los átomos en una reacción química. Así la estequiometria se puede utilizar para describir lo cálculos de pesos atómicos y moleculares, la determinación de fórmulas empíricas de compuestos y las relaciones de peso entre reactivos y productos en una reacción química. Siempre que ocurren reacciones químicas se producen cambios en las propiedades de los reactantes, los cuales se pueden visualizar mediante alguno de los siguientes hechos:

• Formación de precipitados

• Desprendimiento de un gas

• Liberación o absorción de energía

• Cambio de color, etc.

• Se pueden considerar dos grandes tipos de reacciones químicas:

A. Las que ocurren sin cambio en el número de oxidación.

B. Las que involucran transferencia de electrones (redox).

La estequiometria es de gran importancia para los procesos químicos, lo que la hace una herramienta indispensable, pues nos permite realizar los cálculos necesarios para determinar la masa de cada una de las materias primas que deben mezclarse y reaccionar, para obtener una masa determinada de producto. Además, problemas tan diversos, como por ejemplo, la medición de la concentración de ozono en la atmósfera, el control de la lluvia ácida, la determinación del grado de contaminación de un río, la cuantificación de la clorofila de una planta, el análisis bromatológico de un fruto, etc., comprenden aspecto de la estequiometria.

9.2 LOGROS DE APRENDIZAJE

Reconoce las relaciones que hay entre moles, masas y volúmenes en los diferentes procesos cuantitativos que se lleva a cabo durante una reacción química y los aplica en los cálculos estequiométricos que se dan en la práctica.

9.3 MATERIALES Y EQUIPOS

• Materiales:

1) 6 vasos de 100ml.

2) 6 probetas de 50 ml.

3) 6 tapones de jebe con tubo de desprendimiento

4) 6 soportes universales

5) 6 baguetas

6) 1 balanza analítica con tres decimales

7) 6 pizetas con agua destilada

8) 6 rejillas de asbesto

9) 6 crisoles

10) 6 triángulos para crisol

11) 6 gradillas

12) 48 tubos de ensayo

13) 6 pinzas de madera para tubo

14) 6 pinzas para crisol

15) 6 lunas de reloj

16) 6 tubos de goma

• Reactivos:

1) Clavos de hierro 2,5 pulg.

2) Clorato de potasio solido 10g.

3) Cloruro de potasio 10g.

4) Fósforo

5) Agua destilada

6) Bióxido de Manganeso 5g.

7) Sulfato Cúprico

8) Pentahidratato de 6g

9.4 PROCEDIMIENTO

1) Determinación del número de moles

A. Coja un clavo y con una lija quitar todo el óxido.

B. Pese el clavo con la mayor exactitud posible.

C. Determine el número de moles que contiene ese clavo.

D. Determine el número de átomos que hay en el clavo que ha pesado.

2) Determinación de porcentajes de los componentes de mezcla

A. Determinación del porcentaje de KCl en una mezcla de KClO3

y KCl.

B. Determinación del porcentaje de rendimiento y porcentaje de error:

KClO3 + KCl + C KCl + O2

Trabajo secuencial:

A. Pesar un tubo de 18 x 50mm. Completamente seco.

B. Pesar 2g de la mezcla de KClO3 y KCl, colocarlo con cuidado en el fondo del tubo.

C. Pesar 0,1 g de MnO2, agregarlo al tubo de ensayo anterior (MnO2) acelera el proceso de descomposición permaneciendo inalterable, este reactivo, por lo cual es solo un agente catalizados.

D. Homogenizar la mezcla agitando el tubo de ensayo convenientemente.

E. Colocar agua en el beaker, aproximadamente hasta la mitad de su capacidad.

F. Tapar el tubo de ensayo con el tapón de jebe que tiene un tubo de desprendimiento y una manguera.

G. Introducir el tubo de goma al interior de beaker que tiene agua.

H. Calentar el tubo que contiene la mezcla y observar después de unos minutos el burbujeo del gas en el agua del tubo.

I. Cuando observe que ya no se desprende gas (no hay burbujeo) retirar el tubo con agua y apagar el mechero.

J. Dejar enfriar y pesar el tubo con la muestra (la deferencia es debido al O2

desprendido). Descontar el peso de MnO2

K. Hacer los cálculos para determinar el porcentaje de KCl que ha tenido la muestra.

3) Determinación de la fórmula de un hidrato

Muchas sales cristalizadas procedentes de una solución acuosa aparecen como perfectamente secas, aun cuando al secarlas 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 que el agua estaba presente como parte integrante de la estructura cristalina. Estos compuestos se denominan hidratos.

El número de moles de agua por mol de sal anhídrida es generalmente un número sencillo y se presenta por formulas tales como CaCO3.10H2O ó CoCl2. H2o y pueden generalmente ser compuestos por calentamiento para formar sales no hidratadas o anhídrido.

Trabajo secuencial:

A. Pesar con precisión el crisol y la tapa perfectamente limpios y secos.

B. Póngase exactamente 3g de cristales de CuSO4.5H2O.

C. Colocar el crisol sobre el radiador (ayudándose con el triángulo y caliente suavemente durante 5 min, luego aumente la temperatura durante 5 min más).

D. Dejar enfriar el crisol tapado (aproximadamente de 8 – 10 min.)

E. Pesar el crisol con la sal anhídrida ( la diferencia es el contenido original del agua).

9.6 CUESTIONARIO Y EJERCICIOS

1. Determine el concepto de mol, masa molar, mol-gramo.

MOL:

Es una unidad de cantidad de materia. Un mol representa la cantidad de masa contenida en moléculas de sustancia. El número es conocido como el número de Avogadro. El mol es una unidad algo peculiar, porque "no pesa lo mismo" en cada caso. Al estar basada en un conteo de átomos o moléculas, la cantidad de masa total dependerá de cuánta masa tenga cada molécula. Así, un mol de hidrógeno molecular tiene 2 gramos de masa, mientras que un mol de agua contiene 18 gramos de masa. Un mol "pesa" diferente dependiendo de la sustancia de que estemos hablando. La utilidad de este concepto de mol radica

en que cuando consideramos reacciones químicas, las relaciones de masa de las sustancias reaccionantes quedan reducidas a números enteros que corresponden a la fórmula mínima.

MASA MOLAR

Refiere a la masa de un mol de una cierta sustancia, expresada en gramos. Recordemos que un mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.) de un tipo como átomos presentes en 12 gramos de carbono-12.

La cantidad de unidades elementales que indica un mol de sustancia, por lo tanto, es constante, ya que no depende del tipo de material o de partícula. A esa cantidad se la conoce como número de Avogadro. Esta constante permite que los químicos expresen el peso de los átomos. La ecuación indica que un mol equivale a 6,022 x 10 elevado a 23 partículas.

La masa molar, en definitiva, expresa la masa de un mol en gramos. Si la masa molecular de una sustancia en uma es p, la masa molar de dicha sustancia también será p, pero expresada en gramos

EL MOL- GRAMO

Es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales, como átomos hay exactamente en 12g (0.012kg) del isotopo de carbono-12.

El mol se usa cuando se habla sobre números de átomos y moléculas. Los átomos y las moléculas son cosas muy pequeñas. Una gota de agua del tamaño del punto al final de esta oración contendría 10 trillones de moléculas de agua. En vez de hablar de trillones y cuatrillones de moléculas (y más), es mucho más simple usar el mol.

2. Describa la ley de la conservación de las masas y la ley de las proporciones fijas.

LEY DE LA CONSERVACION DE LAS MASAS

Se trata de una generalización con base en la experiencia obtenida por millares de químicos en experimentos de muchas clases.

Antonie Laurent Lavoisier (1743-1794) hirvió agua durante 101 días en un aparato que condensaba el agua y la devolvía al matraz, de manera que en el curso del experimento no se perdía sustancia alguna: peso el agua y el recipiente

antes y después del calentamiento. El sedimento apareció pero el agua no cambio de peso durante la ebullición entonces este no pudo producirse a partir del agua. El recipiente, sin el sedimento había perdido el peso que correspondía a este. En otras palabras, el sedimento no era agua convertida en tierra, sino vidrio disuelto por el agua caliente y precipitado en forma sólida.

En todas las reacciones químicas que estudio se cumplió la ley de la conservación de la masa, la cual dice que en un sistema sometido a un cambio químico la masa permanece constante, es decir, el peso combinado de todas las sustancias presentes después de la reacción química, es igual al peso antes de la reacción.

LEY DE LAS PROPORCIONES FIJAS

(Proust, 1799)

Cuando dos o más elementos (o sustancias), se unen para formar una sustancia determinada, lo hacen siempre en proporciones fijas y determinadas.

Por ejemplo, el hidrógeno y el oxígeno cuando se unen para formar agua, siempre reaccionan en la proporción de 1 g de hidrógeno con 8 g de oxígeno (o 2 g de hidrógeno con 16 de oxígeno; o 0,5 g de hidrógeno con 4 de oxígeno). Esta proporción no depende de la forma en que tenga lugar la reacción.

3. Explique porque los pesos atómicos relativos no tienen unidades.

Si las tienen, solo que en la tabla periódica se expresan de forma relativa. Por ejemplo, el hidrógeno tiene un peso atómico de 1, pero, no es que un átomo de hidrógeno pese 1 gramo, el peso 1 hace referencia a una cantidad de átomos constante, tal cantidad de átomos es el número de Avogadro.

Para el hidrógeno entonces, tendríamos que 6,02 x 10^23 átomos son equivalentes a 1 átomo-gramo, si quieres saber en realidad cuánto pesa un átomo de hidrógeno haces la conversión:

1 átomo (1 gramo / 6,02 x 10^23 átomos) = 1,6 x 10^ -24 gramos

4. Enumere siete elementos que se representan en la naturaleza como moléculas diatómicas.

MOLÉCULAS DIATÓMICAS

Moléculas o compuestos diatómicos son aquellos que están formados por dos átomos del mismo elemento químico. Aunque el prefijo di sólo significa dos, normalmente se sobrentiende que la molécula tiene dos átomos del mismo elemento.

Hidrógeno → H2

Oxígeno → O2

Nitrógeno → N2

Flúor → F2

Cloro → Cl2

Bromo → Br2

Yodo → I2

5. A que se le llama reactivo limitante, rendimiento teórico y experimental.

REACTIVO LIMITANTE

Cuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos, a ese reactivo se le llama reactivo limitante. Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado.

Reactivo limitante es aquel que se encuentra en defecto basado en la ecuación química ajustada.

RENDIMIENTO TEÓRICO

La cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción, se conoce con el nombre de rendimiento teórico.

A la cantidad de producto realmente formado se le llama simplemente rendimiento o rendimiento de la reacción. Es claro que siempre se cumplirá la siguiente desigualdad.

RENDIMIENTO EXPERIMENTAL

Rendimiento Experimental de una Reacción, es la fracción de la cantidad esperada de producto que se obtiene realmente de la reacción. Siempre es un porcentaje del Rendimiento teórico.

6. A que se llama formula empírica y formula molecular.

FÓRMULA EMPÍRICA

Es una expresión que representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico. Es por tanto la representación más sencilla de un compuesto. Por ello, a veces, se le llama fórmula mínima.

Puede coincidir o no con la fórmula molecular, que indica el número de átomos de cada clase presentes en la molécula.

LA FÓRMULA MOLECULAR

Indica el tipo de átomos presentes en un compuesto molecular, y el número de átomos de cada clase. Sólo tiene sentido hablar de fórmula molecular en compuestos covalentes. Así la fórmula molecular de la glucosa es C6H12O6, lo cual indica que cada molécula está formada por 6 átomos de C, 12 átomos de H y 6 átomos de O, unidos siempre de una determinada manera.

9.6 CONCLUSIONES

1. En el primer experimento concluimos que la estequiometria nos permite conocer el número de moles del Hierro, con gran facilidad y exactitud; el cual representa la división entre el peso y el peso molecular del Hierro.

2. Concluimos que para hallar el porcentaje de los componentes de un compuesto es necesario que la mezcla tenga contacto con el fuego, con el cual nos permite conocer el peso del residuo de tal manera que podamos realizar los cálculos que determine el porcentaje.

3. En el último experimento, nuestro equipo concluyo que para hallar el peso perdido del agua fue necesario llevarlo al calo para la deshidratación del compuesto y así obtener el peso del agua residual.

9.6 FUENTES DE INFORMACIÓN

o Brown T. Química: La Ciencia Central. México: Pearson Educación;2009.

o Chang R. Química. 10°ed. México: Mc Graw Hill; 2010

o Hein M. Química. México: Iberoamericana; 2006.