Informe #6 Formulas Químicas
Universidad Tecnológica de Panamá Facultad de Ingeniería Civil Licenciatura en Ingeniería Ambiental 1.1 -José J. Lamas 4-817-1068 1.2-Juan C. Cubilla 4-795-1777
Resumen En este laboratorio determinamos la formula empírica y molecular utilizamos la cinta de magnesio y el sulfato de cobre hidratado. Con el primero realizamos el procedimiento de la síntesis de un compuesto binario en el cual obteníamos los datos necesarios para obtener su fórmula empírica, y con el segundo compuesto realizamos el procedimiento de la descomposición térmica de un hidrato cristalino para poder determinar el porcentaje en masa y las moles de agua del hidrato calentando una cantidad conocida del hidrato y determinando por diferencia la masa del sólido anhidro.
Objetivos Resaltar la utilidad e importancia de la formula química. Deducir la formula 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 térmica.
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Materiales Marco Teórico
Formulas Químicas
Las reacciones químicas se representan de forma concisa mediante ecuaciones químicas. Por ejemplo, cuando el hidrógeno (H2) arde, reacciona con el ox ígeno (O2) del aire para formar agua (H2O). Escribimos la ecuación química para esta reacción como sigue:
2H2 + O2
Reactivos
2H2O
Leemos el signo como “reacciona con” y la flecha como “produce”. Las fórmulas químicas que están a la izquierda de la flecha representan las sustancias de partida, llamadas reactivos. Las fórmulas químicas a la derecha de la flecha representan sustancias que se producen en la reacción, llamadas productos. Los números antepuestos a las fórmulas son coeficientes. (Brown, 1998)
Crisol con tapa Trípode Tenaza de bronce Papel Lija Triangulo de Arcilla Mechero Bunsen Mortero y pistilo
Cinta de magnesio (Mg) Sulfato de cobre hidratado.
Procedimiento
1 PARTE SÍNTESIS DE UN COMPUESTO BINARIO.
11 PARTE DESCOMPOSICIÓN TÉRMICA DE UN HIDRATO CRISATALINO
RESULTADOS
TABLA # 1 1 PARTE: Síntesis de un compuesto binario 1. 2. 3.
Masa del crisol con tapa 51.96 g Masa del crisol con tapa más la cinta de 52.12g magnesio Masa del crisol con tapa más el 52.21g producto
1 PARTE: Síntesis de un compuesto binario 1. 2. 3. 4. 5. 6.
Masa de magnesio Masa del producto Masa del oxígeno combinado Moles de magnesio que reaccionaron Moles de oxigeno que reaccionaron Fórmula empírica del compuesto
0.14 g 0.24g 0.10 g 0.005 0.005 MgO
TABLA # 2 1. 2. 3.
Masa del crisol con tapa Masa del crisol más la sal hidratada Masa de crisol más el sólido anhidro
33.65g 34.70 g 35.51 g
II PARTE: Descomposición térmica de un hidrato cristalino 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8.
Masa de la sal hidratada Masa del sólido anhidro Masa de agua % de agua experimental % de sólido anhidro Moles de agua Moles de sólido anhidro Fórmula de la sal hidratada
1.05g 1.86 g 0.81 g 4,49 % 1.16 % 0.04 0.001 CuSO4X 4H2O
DISCUSION DE RESULTADOS
PARTE # 2 1. (masa del crisol) – (el crisol + la sal) = 1.05g
Parte # 1
Mol de Mg=
2. (crisol) – (crisol + solido anhidro) = 1.86 g
0.14 g = 0.005 24.31 g/mol
Mol de O= 0.24 g
= 0.005
16.00 g / mol
Mg= 0.005 = 1 0.005 O = 0.005 = 1 0.005
3. (crisol + sal hidratada) – (crisol + sólido anhidro) = 0.81g 4. %H2O=
0.81 g x 100 = 4.49 % 18.02 g/ mol
x 100 = 1.16 % 5. % sólido anhidro= 1.86 g 159.6 g / mol
6. 0.81 g de H2O (1 mol de agua) = 0.04mol de H2O 18.02 g 7. 1.86 g de CuSO4 (1mol de CuSO4) = 0.01 mol de CuSO4 159.06 g 8. mol de H2O = 0.04 = 4 0.01 Mol de CuSO4= 0.005 = 1 0.005 FORMULA DE LA SAL HIDRATADA:
CuSO4 X 4 H2O
Para obtener estos resultados se hicieron conversiones sencillas como se muestra y donde se logra determinar la formula empírica del compuesto que es MgO. Que vendría siendo el compuesto binario.
Originalmente la fórmula es esta CuSO4 X 5 H2O, pero por ciertos márgenes de errores, ya que tal vez pesamos mal o no calentamos lo suficiente el crisol como la guía indicaba, es por esto que la formula empírica el final nos queda: CuSO4 X 4 H2O, pero se puede decir que queda como la original ya que el resultado final está más cerca del 5 o se aproxima más a este que al 4, pero de igual forma este se considera como un margen de error común en este tipo de experimento.
CUESTIONARIO 1. ¿POR QUÉ SE CALIENTA EL CRISOL AL INICIO DE LAS OPERACIONES?
El crisol tiende en absorber humedad e donde se encuentre, y es conveniente calentarlo para eliminar la humedad alguna sustancia liquida como agua. Evitando a que nos de datos incorrectos.
5. QUE COLORES PRESENTAN EL HIDRATO Y EL RESIDUO ANHIDRO
El color que lo representa es una tonalidad gris. 6. IDENTIFIQUE LAS POSIBLES FUENTES DE ERRORES EXPERIMENTALES
2. ¿POR QUÉ SE DEBE PESAR EL CRISOL A TEMPERATURA AMBIENTE?
A temperatura ambiente por que la masa se expande con el calor y se contrae con el frio, si es pesada después de su calentamiento es posible que su masa sea mayor de lo normal y nos proporcionaría datos erróneos. 3. COMPARE SUS RESULTADOS CON SUS COMPAÑEROS Y DISCÚTALOS
En este punto nos dimos cuenta que a nuestros compañeros le daban pesos y resultados diferentes ya que los crisoles que utilizaban eran más pequeños y esto hacia variar los resultados. 4. CUALES CREE USTED SON LAS FUENTES DE ERRORES EN ESTA EXPERIENCIA.
Utilizar la llama reductora y formar hollín Utilizar el crisol sin calentarlo y cometer errores en la medición No destapar el crisol cuando sea necesario para la entrada de oxígeno.
Realizar malas medidas de peso y cálculo en los compuestos formados. Usar el crisol sin calentarlo y de esta manera no eliminar la humedad presente en el crisol, por lo tanto, cometer errores en la medición.
PROBLEMAS 1. Determina la composición porcentual en masa del amoniaco (NH3) N=
14.01 g/mol
H=
3.03 g/mol 17.04 g / mol
% N= 14.01 / 17.04 X100 = 82% % H= 3.03 /17.04 X 100 = 18%
2. ¿cuál es la fórmula empírica de un compuesto que tiene la siguiente composición: 2.1% de H; 65.3% de O; 32.6 % de S?
Moles de H= 2.1g /1.01 g/ mol= 2.07 Moles de O= 65.3g / 16.00 g / mol=4.08 Moles de S= 32.6g / 32.06 g/ mol= 1.02
H= 2.07/ 1.02 = 2 O= 4.08 / 1.02 = 4 S= 1.02 / 1.02 = 1
Fórmula empírica= H 2S O4
3. Al calentar 5.00 g de CdCl2 X H2O disminuye la masa a 4,719 g. calcule la masa y las moles de agua y describe la fórmula del compuesto hidratado.
5.00 g - 4.719 g = 0.281 g de agua
Bibliografía Brown, T. L. (1998). Quimica, La ciencia Central. Prentice Hall
Hispanoamericana, S.A. . Chan, R. (1999). quimica. McGraw-Hill .
1 mol de CdCl2= 4.719 g/ 183.3 g/ mol= 0.026 mol
1 mol de H2O= 0.281 g/ 18.02 g/ mol= 0.016 mol
CdCl2 = 0.026 mol / 0.016= 2 H2O= 0.016 mol/ 0.016= 1
Fórmula del compuesto hidratado: 2CdCl2 X H2O
CONCLUSIÓN Dado como conclusión las formulas químicas también puede darnos información adicional como la manera en que se unen dichos átomos mediante enlaces químicos e incluso su distribución en el espacio. Para nombrarlas, se emplean las reglas de la nomenclatura química. En este laboratorio se ha logrado comprobar que elementos forman un compuesto y en qué proporción usando sus propiedades y características para determinar su fórmula empírica que indica cuáles elementos están presentes y la proporción mínima, en números enteros, entre sus átomos. Y La fórmula molecular indica el número y tipo específico de átomos combinados en cada molécula de un compuesto. La fórmula empírica muestra la relación más sencilla de los átomos que forman una molécula.
