UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA

FACULTAD DE INGENIERIA QUIMICA Y TEXTIL

Área Académica de Ciencias Básicas

INFORME Nº10

“ESTEQUIOMETRIA”

PROCESOS FUNDAMENTALES

QU-117 Sección: B

REALIZADO POR:

Zea Umiña Joel Torres Zapata Michel Paredes Quito Allen

PROFESORES RESPONSABLES: NOTA

Ing. Cárdenas Vargas Bertha Ing. Flores Ramos Jaime

Periodo Académico: 2015-II

Fecha de realización de la práctica: 19/11/2015

Fecha de presentación del informe: 26/2015

LIMA-PERU

Objetivo:

-Comprobar experimentalmente la proporcionalidad entre los reactivos y productos

-Obtener KCl a partir de las de la descomposición catalítica del KClO3

-Hallar el rendimiento en el rendimiento de una reacción

Fundamento teórico:

Según la definición dada por Richter en el año 1792, la estequiometria es la ciencia que mide las relaciones entre las masas, o, dicho de otra manera, las proporciones cuantitativas en los elementos químicos implicados en una reacción.

En las reacciones químicas, los reactivos se combinan  para formar productos. En las sustancias que intervienen, la reacción sucede a nivel atómico, es decir que los átomos de los reactivos rompen sus enlaces y forman nuevos enlaces para formar productos, pero siempre se conservan. Esta es la ley estequiometria de la conservación de las masas, que implica que el número de átomos en los reactivos es igual al número de átomos en los productos,   y que la carga total también debe ser la misma, en reactivos y en productos.

Dicho de otra manera, la ley  de conservación  de la materia (propuesta por Lavoisier en 1785) indica que en una reacción química, la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos, ya que la materia no se crea ni se desvanece, sólo se transforma.

Las cantidades de reactivos y productos en una reacción química, se rigen entonces por esta ley de conservación, por esta razón es que la representación de una ecuación química debe estar ajustada según esta ley.

Otra ley estequiometria es la ley de Proust, o ley de las proporciones constantes. Esta ley indica que cuando dos elementos o compuestos se combinan para formar un tercero, siempre lo hacen en la misma proporción, es decir en las mismas cantidades.

Según la ley de Dalton, llamada ley de las proporciones múltiples, cuando dos elementos o compuestos se combinan para dar lugar a varios productos, la relación entre el peso de uno de los elementos y el peso que se combina con esa masa, da como resultado un número entero sencillo.

La ley estequiometria de Richter, también llamada ley de las proporciones equivalentes, indica que cuando dos elementos A y B se combinan con una cierta masa fija de un tercero, en caso de que A y B se combinen entre sí, lo hacen con una relación de masas A/B, o con un múltiplo de la misma.

Pictogramas:

EXPERIMENTO 1

Determinación de la fórmula de una sal hidratada

PROCEDIMIENTO

Use un crisol, limpio y seco con su tapa, quite la tapa del crisol y agregue de 3 a 5g de la sal hidratada (CUSO4.XH2O). Tape el crisol y mida la masa del conjunto. Coloque el crisol sin tapa sobre el triángulo con porcelana que debe estar en la parte superior de un radiador y sométalo a calentamiento. Se debe esperar a que la sal se torne de color blanco, luego deje enfriar por 5 minutos el crisol.

OBJETIVOS

-Calcular la masa de agua que se evaporo.

-Observar las características de una sal hidratada a diferencia de una sal normal.

OBSERVACIONES

Se debe usar un crisol seco, para que sal no absorba más agua, se pesa el crisol con tapa para que no volatilice el agua que tiene la sal, se coloca la sal sin tapa en el radiador para que volatilice el agua. Se tiene que observar la coloración de la sal para saber si contiene o no agua.

ECUACIONES Y RESULTADOS

CUSO4XH2O → CUSO4 + XH2O

Azul Blanco

.Masa de crisol + masa de tapa + Masa de CUSO4 = 34.5 g

.Masa de CUSO4XH2O + Masa de crisol + masa de tapa = 37.5 g

.Se evaporo 3g de H2O.

. 18g → 1 mol de H2O.

. 3 g → X mol de H2O

Rpta: 16

=x

ESPERIMENTO 2

Determinación del rendimiento de una reacción química:

Objetivo:

-Determinar el porcentaje de error en la formación de BaCO3 experimentalmente

Observaciones: Se debe tener cuidado debido a que se utilizara Cloruro de Bario y Carbonato de Sodio

Ecuaciones químicas :

BaCl2(ac)+ NaCO3(ac) BaCO3(s) + 2NaCl(ac)

Proceso:

1) Echamos el 10ml de una solución de BaCl2 0.2M en un vaso de 250ml, con ayuda de una proveta

2) Echamos 10ml de solución acuosa de Na2CO3 0.2M3) Pesamos un papel filtro4) Filtramos el precipitado formado en la reacción de BaCl2 0.2M y Na2CO3 0.2M5) Colocamos el precipitado en un crisol el cual lo colocamos en un triángulo de

porcelana este también puesto en un radiador listo para ser calentado6) Calentamos el precipitado luego de un considerable tiempo en friamos el precipitado

lo pesamos7) Repetimos el proceso hasta que la masa se mantenga constante

Cálculos y resultados:

Calculo teorico:

BaCl2(ac) + NaCO3(ac) BaCO3(s) + 2NaCl(ac)

V BaCl2(ac)=10ml V NaCO3(ac)=10ml

C BaCl2(ac) =0.2M C NaCO3(ac)=0.2M

n BaCl2(ac)=2mmol n NaCO3(ac)=2mmol n BaCO3(s) = 2mmol n NaCl(ac)=4mmol

Masa=(masa molar)(molaridad)(volumen de la solución)

m BaCl2(ac)=0.416g m NaCO3(ac)=0.16g m BaCO3(s)= 0.394g m NaCl(ac)=0.234g

calculo experimental:

mpapel filtro=2.41g

mpesada=m BaCO3(s) + mpapel filtro=2.759g

m BaCO3(s)=mpapel filtro - mpesada=0.326g

% error=( mteorica – mexperimental/mteorica)x100%=17.25%

CONCLUSIONES :

-El gran porcentaje de error talvez se debió a que se saco el papel filtro antes de tiempo

RECOMENDACIONES:

-se debe de tener cuidado al momento de echar la solución vitando que se derrame

EXPERIMENTO 3 Objetivo

-Determinación de KCl de manera experimental a partir de la descomposición catalítica de KClO3

Procedimiento -Primero calentamos una muestra de KClO3 en presencia de MnO2 y así obtener oxígeno y burbujearlo en agua -Luego le añadiremos una cantidad de agua 20 mL para poder filtra una solución de KCl(ac) y MnO2

-Despues de la obtención de KCl(ac) se añadirá un indicador de K2CrO4

para poder llevar acabo la siguiente reacción:KCl(ac) +AgNO3 → AgCl(s) + KNO3(ac)

-Por ultimo comprobar la reacción completa del KCl(ac) y AgNO3

Ecuaciones en el proceso KClO3 → KCl(s) + 3O(g)

KCl(ac) +AgNO3 → AgCl(s) + KNO3(ac)

Observaciones

-Para realizar el experimento tuvimos que medir la masa del tubo con brazo lateral para asi poder medir las masa de KClO3 y luego con la ayuda de una luna de reloj mediremos la masa de MnO2 que agregaremos como catalizador.

-Tendremos que realizar un proceso de filtración para obtener KCl(ac)

-Para la solución de KCl(ac) consideramos que el volumen del solvente (agua) es el volumen de la solución

-Las cantidades de gotas del indicador K2CrO4. es despreciable ya que este solo nos indicara en que momento la reacción del AgNO3 y KCl(ac) terminara

-Para poder determinar la masa de KCl(ac) emplearemos la relación molar de 1:1 con el AgNO3

Conclusiones -En la primera reacción al cese del desprendimiento del gas burbujeado en agua se puede concluir que todo el oxígeno presente en el KClO3 se desprendió por acción del calor suministrado -De la filtración del KCl(ac) y MnO2 se puedes deducir que el MnO2 posee partículas mas grandes que el KCl(ac) -Cuando se vierte la gota N°25 de AgNO3 el sistema cambia de color ello indica que la reacción del AgNO3 con el KCl(ac a cesando y ahora el AgNO3 estara reaccionando con el K2CrO4.

CUESTIONARIO Nº 10

1. Balancear la siguiente ecuación química por el método ion electrón, empleando semiecuaciones. (No emplear el

método del número de oxidación)

K2Cr2O7 (aq) + H2SO4 (aq) + CH3CH2OH (aq) CH3COOH (aq) + Cr3+(aq)

(6e-+14H++ Cr2O72- 2Cr3++7H2O)x2

(2H2O + CH3CH21+ CH3COO1-+6H++4e-)x3

10H++2 Cr2O72-+3 CH3CH2

1+ 4Cr3++ 3 CH3COO1-+8H2O

2. Determinación de la composición centesimal del sulfato de magnesio heptahidratado (Mg SO4·7H2O).

*ECUACIONES Y RESULTADOS

.Partiendo de una mol de Mg SO4·7H2O, ya que la composición centesimal es una propiedad intensiva.

.1 mol de Mg SO4·7H2O = 246 gramos

. 1 mol de Mg = 24 g

. 1 mol de S = 32 g

. 1 mol de O = 16 g

. 1 mol de H = 1 g

Elemento.Masa total de cada elemento.

Mg 24 gS 32 gO 176 gH 14 g

Mtotal = 246 gramos

*Calculando la composición centesimal (Cc).-

.Cc =Masadel elemento .

Masatotal x 100%

Elemento Calculando la composición centesimal (Cc).-Mg 9.76 %S 13.00 %O 71,54 %H 5,69 %

3 El proceso de Ostwald para la fabricación de ácido nítrico, lleva consigo la oxidación de azano (amoniaco) por aire sobre un catalizador de platino. Los dos primeros pasos del proceso son:

a)Calcule el volumen de aire (20 % de oxígeno en volumen) a 25 ºC y 756 mm de Hg que se necesitan para la conversión de 80 toneladas de azano a dióxido de nitrógeno por este proceso.

4NH3 (g) + 5O2 (g) 6H2O (ℓ) + 4NO (g)4NO (g) + 2O2 (g) 4NO2 (g)

4NH3 (g) + 7O2 (g) 6H2O (ℓ) + 4NO2 (g)

80.106 g m O2 m NO2

(4)17g (7)32g (4)46g

Entonces:

m O2 =263.529 . 106 g

Luego aplicamos la educación de CLAPEYRON:PV=RTn

(756)(VO2)=(64.2)(298)(263.52680 X 106 / 32 )

VO2 =208 X 106 L

Aplicando regla de tres simple 208 X 106 L-------------20%

Vaire ------------100%

Vaire =1042.01 x 106

b)Según a, determine la masa del dióxido de nitrógeno producido.De la ecuación en a) aplicamos regla de tres simple en:

80.106 g ------------ m NO2

(4)17g ----------------- (4)46g

m NO2 =213.47 x 106 g