ESTEQUIOMETRIA INTRODUCCIÓN La estequiometria tiene por finalidad establecer aquellas relaciones entre los reactantes y productos en una reacción químicas. Los reactantes son precursores del proceso y los productos la parte final de la reacción, es decir, lo que se formó .En el caso particular conociendo las leyes de la estequiometria y nomenclatura se podrá predecir los posibles resultados de las reacciones propuestas en el informe. MARCO TEÓRICO La estequiometria es la parte de la química que se encarga de estudiar las relaciones cuantitativas en las que iintervienen ntervienen las masas moleculares y atómicas, las formulas químicas y la ecuación química. Por ejemplo en la síntesis de Haber-Bosch: N2 (g)+ H2 (g) -----> NH3 (g) En términos cuantitativos diríamos que si combinamos el nitrógeno con el hidrogeno, ambos en estado gaseoso, obtendremos amoniaco; sin embargo, esta manera de ver la ecuación no nos permite ver qué cantidad de nitrógeno o hidrogeno debemos mezclar o por lo menos en qué relación. De ahí que viene la importancia de la estequiometria, ya que nos permite obtener la relación correcta en la que debemos mezclar los “reactantes” (en nuestro caso hidrógeno y nitrógeno) para obtener los “productos” (en nuestro caso amoniaco). Así, haciendo el respectivo “balance” de la ecuación, la ecuación quedaría de la siguiente manera: N2 (g)+ 3H2 (g) -----> 2NH3 (g) Lo que se interpreta de la siguiente manera: Se producen dos moles de NH3 por cada mol de N2 que se consume. Se producen dos moles de NH3 por cada tres moles de N2 que se consume. Se consumen tres moles de H2 por cada mol de N2 que se consume . Además, podemos convertir estas afirmaciones en unos factores de conversión, denominados factores estequiométricos. Un factor estequiométrico relaciona las ca ntidades de dos sustancias cualquiera que intervienen en una reacción química químic a en una base molar, por tanto un factor estequimétrico es una relación de moles.
OBJETIVO Reconocer las relaciones de masa, entre las sustancias que intervienen en una reacción química.
MATERIALES: -
Tubos de ensayo.
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Soporte Universal.
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Pinza.
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Balanza.
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Mechero.
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cucharilla
SUSTANCIAS Cloruro de potasio
DESCOMPOSICION DEL CLORATO DE POTASIO. 1. Tomamos el tubo de ensayo con una pinza, secamos llevándolo al mechero. Enfriamos y pesamos con exactitud de 0.01g. 2. Agregamos una cucharadita de clorato de potasio y volvemos a pesar con la misma aproximación. 3. Ajustamos el tubo de ensayo al soporte universal. 4. Comenzamos a calentar gradualmente el tubo con la ayuda del mechero. 5. Observamos que la sal se funde. 6. Observamos que se generan burbujas de gas. 7. Comprobamos la presencia de la liberación de oxígeno utilizando una astilla incandescente. 8. Observamos que la astilla se enciende con mayor rapidez. 9. ¿Por qué cree que se enciende con facilidad la astilla? Porque en la reacción química que estamos realizando se libera oxigeno lo cual permite que la astilla se encienda con mayor rapidez. 10. Terminada la producción de gas, retiramos el mechero. 11. Dejamos enfriar el tubo completamente. 12. Luego pesamos con la misma aproximación y anotamos. REPORTE A
1. Peso del tubo solo = 15.4
2. Peso del KCIO3 = 0.5 3. Peso del tubo más KCLO3 = 15.9
4. 5. 6. 7.
Peso del tubo y residuo = 16.9 Peso del gas Peso del residuo = 1g Peso del residuo teórico = 16.01
8. Error (diferencia entre el valor experimental y teórico) 9. %error = VT- VE X 100 VT % Error = 1 - 1.5 X 100 1
=
error 50%
REPORTE B
1. Peso del tubo más muestra= 14.2 2. Peso de la muestra
3. Peso del tubo y residuo =14.4 4. Peso del KCLO3 calculado 5. %KCIO3 = W. KCIO3 X 100 W muestra
PROBLEMAS PROPUESTOS Calcular el volumen de oxígeno en condiciones normales que se desprende al calentar 100g de KNO3 el cual se reduce al estado de nitrito de potasio. KNO3
202g 100g
+
O2
22,4L x
X= 22,4 x 100/202 = 11.09 L de O2
3 KNO2
EXPERIENCIA 2 Calcular la cantidad de clorato de potasio que se necesita calentar para obtener 250l. a 27ºC y 780 mmHg.
V= 250L T=27+273=300K P=780mmhg < > 1.02 R= 0.082 atm.L Mol.K W = P.VM R.T W=1.02 X 250 X 101 = 1046.95 0.082 X 300
EXPERIENCIA 3 Hallar la cantidad de pirolusita de un 72% de MnO2, necesaria para obtener por reacció n por un exceso de ácido clorhídrico concentrado 25g de cloro. Solución: MnO2 + 4HCl
MnClo2 + Cl2 + 2H2O
87g
71g
X
25g
X= 30.63 100%
X
72%
30 .63
X = 42.55 g de MnO2
EXPERIENCIA 4 Se ha tratado con acido sulfúrico un cloruro barico y el resultado fue un precipitado que se hace reaccionar con carbonato sódico, obteniéndose 200g de bario. ¿Qué cantidad de cloruro bárico había? 2H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2HCl 2BaSO4 + NaCO3 = 2Ba + 2NaSO4 + 3CO 2 2 mol
+ 2 mol = 2 mol + 2mol + 3mol 466g = 214g X
= 200g
x= 200 x 466 / 214 = 435.5 g BaSO4
2H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2HCl 2mol + 1 mol = 1 mol + 2mol 207g = 233g X
= 435.5g
x= 207 x 435.5 / 233 = 386.9 g BaCl2
ESPERIENCIA 5 ¿Que peso de CaC2 puro se gastara en producir el acetileno necesario para obtener, por combustión,8 litros de CO2 a 1 atm y 300 K? 2H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2HCl 2BaSO4 + NaCO3 = 2Ba + 2NaSO4 + 3CO2 2 mol
+ 2 mol = 2 mol + 2mol + 3mol 466g = 214g X
= 200g
x= 200 x 466 / 214 = 435.5 g BaSO4
2H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2HCl 2mol + 1 mol = 1 mol + 2mol 207g = 233g X
= 435.5g
x= 207 x 435.5 / 233 = 386.9 g BaCl2
5. ¿Qué peso de CaC2 puro se gastara en producir el acetileno necesario para obtener, por combustión, 8 litros de CO2 a 1 atm y 300 K? CaC2 + 2H2O = C2H2 + Ca (OH)2
masa molecular del CO2= 44uma
2C2H2 (g) + SO2 = 4CO2 (g) + 2H2O P CO2 = 1 atm V CO2 = 8 lit. T CO2 = 300K Usando la formula PV=RTn despejando n = PV/RT (1)
X (8) / (0.082) x (300) = x/44
CaC2
CO2
64g
44g
X
X= 14.31 CO2
14.31g
X = 14.31 x 64 / 44 = 20.81g CaC2
EXPERIENCIA 6 Hallar el volumen de cloro medido a 20ºC y presión de 746 mmHg que podremos obtener al hacer reaccionar 50g de permanganato de potasio con HCl concentrado. CaCO3 + HCl = CO2 + H2O + ClCa 100g X
44g 18.25g
Usando la formula PV=RTn despejando n = PV/RT P CO2 = 0.99 atm V CO2 = 10 lit. T CO2 = 291K masa molecular del CO2= 44uma (0.99) x (10) / (291) x (0.082) = x / 44 X = 18.25 x 100 / 44
X CO2 = 18.25g
X= 41.47g CaCO3
EXPERIENCIA 7 Calcular la cantidad de caliza cuya riqueza en carbonato de calc io es 85,3% que se necesita para obtener, por reacción con un exceso de ácido clorhídrico, 10 litros de dióxido de carbono a 18ºC y 752 mmHg. P = 1atm T = 273K V = 22.4L 2C2H2 + 5O2 = 2H2O + 4CO2
3L
x
X = 9.2 litros de O2
52g
160g
3L
x
52g C2H2
X = 10.15 litros de O2
176 CO2
EXPERIENCIA 8 Hallar el volumen de oxigeno que se necesita para la combustión completa de 3 litros de acetileno (C2H2), y calcular el volumen de dióxido de carbono que se forma, todos los volúmenes medidos en las mismas condiciones.
2 C2H2
+ SO2
2L
5L
3L
X
4 CO2 + 2H2O
X= 7.5L 7L
4L CO2
10.5L
X
X=18.37
CONCLUSIÓN La Estequiometria nos sirve para calcular y conocer la cantidad de materia de los productos que se forma a partir de los reactivos. Ahora bien, 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. BIBLIOGRAFIA http://es.scribd.com/doc/106027482/Estequiometria http://es.scribd.com/doc/97145053/ESTEQUIOMETRIA