LEYES DE COMPOSICION Y CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS Laboratorio
UNIVERSIDAD PEDAGOGICA Y TECNOLOGICA DE COLOMBIA SECCIONAL SOGAMOSO QUIMICA ANALITICA SOGAMOSO – BOYACÁ 2014
OBJETIVOS
OBJETIVO GENERAL Demostrar mediante reacciones químicas y cálculos estequiométricos las teorías de las leyes ponderales de la materia.
OBJETIVOS ESPECIFICOS
Verificar las leyes ponderales con la ayuda de los procedimientos realizados. Determinar el rendimiento de las reacciones químicas realizadas en el laboratorio. Encontrar la pureza de los compuestos dados a experimentar. Comprobar que el resultado de la reacción entre bases y ácidos da como resultado una sal.
MARCO TEORICO
- LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA La masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea la transformación que ocurra dentro de él. Esto es, en términos químicos: La masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los productos de la reacción. Esta ley se considera enunciada por Lavoisier, pues si bien era utilizada como hipótesis de trabajo por los químicos anteriores a él se debe a Lavoisier su confirmación y generalización. Un ensayo riguroso de esta ley fue realizado por Landolt en 1893-1908, no encontrándose diferencia alguna en el peso del sistema antes y después de verificarse la reacción, siempre que se controlen todos los reactivos y productos.
LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS (O DE PROUST).
La ley de las proporciones definidas también fue expresada por Lavoisier e indica que los compuestos químicos tienen poseen una composición definida o constante: "Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto dado, la razón entre las masas de los elementos que intervienen es siempre la misma."
Esta ley, no obstante, se atribuye a Proust (17541826), otro químico francés. Proust desarrolló la mayor parte de su carrera en España y confirmó experimentalmente la idea de Lavoisier mediante análisis muy precisos tanto de minerales como de compuestos preparados en el laboratorio. "Debemos reconocer - escribía Proust- que la composición y las propiedades de una combinación verdadera son siempre las mismas en cualquier
Proust (1754 - 1826)
punto de la Tierra. El cinabrio del Japón tiene la misma composición y las mismas propiedades que el de España; en todo el mundo no hay más que una sal común, un nitrato de potasio, etc. Los óxidos obtenidos por síntesis tienen la misma composición que los naturales,...".
En aquel momento este principio contradecía las conclusiones del también químico francés Berthollet (1748-1822), que defendió que las proporciones en las que se combinaban los elementos en un compuesto dependían de las condiciones de su síntesis. Berthollet se apoyaba en la observación de excepciones a la ley de las proporciones definidas. Hoy sabemos que estas excepciones se deben a que bastantes compuestos (principalmente de estructura cristalina) presentan "defectos" en su estructura cristalográfica, entendiendo por tales la ausencia en algunas zonas de algún tipo de átomos. Como consecuencia de ello estos compuestos pueden variar su fórmula empírica (no la fórmula ideal), por ejemplo, reduciendo la proporción de uno de los componentes.
LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (O DE DALTON).
Como ocurre con las dos anteriores, el establecimiento de esta ley es fruto del trabajo acumulado de numerosos investigadores, pero se atribuye a Dalton que la enunció a partir de los estudios que realizó para estudiar las proporciones en que se combinan elementos para formar compuestos (síntesis): "Siempre que dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las proporciones en que lo hacen en los diferentes compuestos guardan entre sí una relación de números enteros sencillos."
PROCEDIMIENTO PRACTICA 1 DETERMINAR EL PORCENTAJE DE AGUA LIBERADA EN UN PROCESO DE DESHIDRATACION DE UN COMPUESTO
Pese un gramo de CUSO4.5H2O en un crisol y note su peso total
Someta el crisol a un calentamiento hasta obtener un residuo color blanco cenizo
Deje enfriar y pese nuevamente el crisol
Calcule por diferencia de peso el porcentaje de agua liberada
PRACTICA 2 DETERMINAR RENDIMIENTO EN UNA REACCION QUIMICA DE DOBLE SUSTITUCION
Pese un gramo de NaOH y disuélvalo en 40 ml de agua destilada en un Erlenmeyer de 250 ml previamente pesado
Una vez disuelto el NaOH adicione tres gotas del indicador (fenolftaleína)
Con la ayuda de una bureta agregue y agite, gota a gota, HCL hasta que la solución se torne incolora
Someta la solución resultante a fuego
Deje enfriar y pese el recipiente más la sal obtenida
Mediante cálculo estequimetricos determine la cantidad de sal formada, la cantidad de reactivo que reacciono y el rendimiento de la reacción química.
PRACTICA 3 DETERMINAR LA PUREZA DE LA CALIZA
Pese un gramo de caliza
Coloque 20 ml de HCL 1.0 N en el montaje del equipo
Agregue la caliza al tubo con desprendimiento lateral con el ácido y tape inmediatamente
Recoja el gas desprendido y mida su volumen
Calcule la presión parcial y la masa del gas recogido, la masa del HCL que reacciono, y por último la pureza de la caliza
RESULTADOS
PRACTICA 1 1,0688 g CuSO4 . 5H2O 1. Ecuación química: CuSO4.5H2O
CuSO4 + 5H2O
2. -Peso crisol: 72.3775 g -Peso crisol + CuSO4. 5H2O: 73.4463 g -Peso del CuSO4. 5H2O: 1.0688 g -Peso crisol + residuo: 73.0688 g -Agua desprendida en el proceso: 73.4463 g – 73.0688 g = 0,3775 g 3. 3.1 Porcentaje de agua en el hidrato. - Masa molar CuSO4 . 5H2O: 249,6 - Masa molar 5H2O: 90.00 90.00 x 100=36.04 249,6 3.2 Porcentaje de agua liberada: 97.95% 1 mol CuSO4 . 5H2O
5 mol
H2O
249,6 g CuSO4.5H2O 90 g H2O 1,0688 g CuSO4.5H2O X X= 0.3853 H2O 0,3775 Agualiberada= ∗100=97.95 0.3853
PRACTICA 2
1,0544 g NaOH
1. Ecuación química: NaOH + HCl
NaCl + H2O
2. Cálculo de la sal formada: - Peso del erlenmeyer limpio, seco y vacio: 110.4016 g - Peso Erlenmeyer + NaOH: 111.4560 g - Peso NaOH: 111.4560 - 110.4016 = 1,0544 g - Peso del erlenmeyer mas el residuo sólido, luego de la desecación: 111,8722 - Peso de la sal formada: 111,8722 – 110.4016 = 1,4706 g 3. Cantidad de sustancias que reaccionaron: - Gramos de NaOH que realmente reaccionaron: 1,033 g 1 mol de NaOH
1 mol de NaCl
40 g NaOH 58,45 g NaCl X 1,4706 g NaCl X= 1,0063 g NaOH - Gramos de HCl que realmente reaccionaron: 0,941 g 1 mol HCl
1 mol NaCl
36,45 g HCl 58,45 g NaCl X 1.4706 g NaCl X= 0.9170 g NaCl 4. Rendimiento de la reacción: 95.45 % 1 mol NaOH 1 mol NaCl 40 g NaOH 58,45 g NaCl 1,0544 g NaOH
X
X= 1,5407 g NaCl Rendimiento =
Producto real que se obtiene 1.4706 ∗100= ∗100=95.45 Productoteorico 1,5407
PRACTICA 3 1.0001 g de Caliza 1. Ecuación química: CaCO3 + 2HCl CaCl2 + CO2 + H2O - Volumen del gas recogido: 187 ml - Temperatura ambiente del laboratorio: 20 ºC. -Presión parcial del gas recogido: 562.454 mmHg. P CO2 + P Vapor H2O = P atm P CO2 = P atm – P Vapor H2O = 580 mmHg – 17.546mmHg P CO2 = 562.454 mmHg
P vapor H2O a 20 ºC = 17.546mmHg P atm en el Lab = 580 mmHg
- Masa de gas recogido: 0,2534 g PV =nRT
n=
PV 0.740 atm∗0,187 L = RT atm∗L 0,082 ∗293 º k mol∗ºK
n=5,7595∗10−3 moles CO
562.454
2∗44,01 g CO 2 =0,2534 g CO 2 1mol CO 2
-Masa de HCl que ha reaccionado: 0,4198 g HCl 2 moles HCl mol CO2
1
72,92 g HCL 44, 01 g CO2 X 0,2534 g CO2 X= 0.4198 g HCl -Pureza de la Caliza: 57,61 % 1 mol CaCO3 mol CO2
1
mmHg∗1 atm =0.740 atm 760 mmHg
ºK = 273 + 20 = 293 ºK
CO2= 44,01 g/mol
100,08 g CaCO3
44,01 g CO2 X 0,2534 g CO2 X= 0,5762 g CaCO3 0,5762 Pureza= ∗100=57.61 1.0001
ANALISIS DE RESULTADOS
La razón por la cual los cristales de sulfato de cobre se vuelven blancos, es porque pierden "agua de hidratación". Cuando el sulfato de cobre está en su máximo de hidratación (5 moles de agua por cada mol de sulfato de cobre, CuSO4.5H2O) adopta un color azul profundo, a medida que pierde agua, se torna color celeste y cuando ya la ha perdido por completo, es decir, se tiene sulfato de cobre anhidro, se vuelve completamente blanco (CuSO4). Al deshidratar el CuSO4 .5H2O hubo una pérdida de 5 moléculas de agua que acompañan al cristal, lo que conlleva a una pérdida de peso equivalente al número de moléculas de esta. Se comprobó que al hacer reaccionar una base (NaOH), con un acido (HCl) rx de neutralización, da como producto una sal (NaCl) + agua (H2O) (una base fuerte más un acido fuerte siempre dan una sal y agua), y utilizando la evaporación como método de separación se puede encontrar la cantidad de sal formada. Se encontró que la caliza utilizada en la práctica de laboratorio es de 57,61 % de pureza, es decir que de 1 g que se tomó de muestra solo 0.5761g eran de CaCO3, siendo esta la cantidad que verdaderamente reacciona en el proceso. En todo procedimiento de laboratorio los resultados no están totalmente correctos, siempre hay que tener en cuenta los errores en instrumentos y mediciones. Se demostró que la ley de conservación de la materia se cumple en las tres prácticas, ya que la cantidad materia en los reactivos reaccionantes es igual a la cantidad de la misma en el producto. Práctica 1 CuSO4.5H2O 249,6g 249,6g Práctica 2
CuSO4 + 5H2O = 159,6g + 90g = 249,6g
NaOH + HCl NaCl + H2O 40 g + 36,45g = 58,45g + 18 g 76,45g = 76,45g Práctica 3 CaCO3 + 2HCl CaCl2 + CO2 + H2O 100,08 g + 72,9 g = 110,98g + 44 g + 18 g 172,98 g
=
172,98g
BIBLIOGRAFIA
http://quimicapura3000.tripod.com/leyes%20ponderales.html LEYES PONDERALES http://html.rincondelvago.com/leyes-ponderales-de-la-quimica_1.html leyes ponderales http://www.vaxasoftware.com/doc_edu/qui/pvh2o.pdf presión de vapor de agua. http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-03.html estequeometricos.
Datos
de
Calculos
