UNIVERSIDAD DE LA COSTA, CUC
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS FACULTAD DE INGENIERÍA
ESTEQUIOMETRIA Daniel Carvajal; Luis Pacheco; Clara Padilla; Miguel Solis Fabio Armando Fuentes Gándara. Grupo de laboratorio JD8 – fecha de la experiencia 22-04-13 Laboratorio de Química Inorgánica I, Universidad de la Costa, Barranquilla
Resumen
viene la importancia de la estequiometria, ya qu que e no nos s per permit mite e ob obten tener er la re relac lació ión n correcta cor recta en la que debemos debemos mezc mezclar lar los “reacta “re actantes ntes”(en ”(en nues nuestro tro caso hidr hidróge ógeno no y nitrógeno) para obtener los “productos” (en nuestro caso amoniaco). Así, haciendo el respe re specti ctivo vo “b “bala alanc nce” e” de la ecu ecuaci ación ón,, la ecuación quedaría de la siguiente manera: N2(g (g)+ )+ 3H2(g (g)) -------> -> 2N 2NH H 3(g (g)L )Lo o qu que e se interpreta de la siguiente manera:
En esta esta secc secció ión n se debe ebe real realiz izar ar un resumen de lo que se trató en la experiencia, experiencia, incluye algo de la introducción, introducción, de la teoría, del procedimiento y hasta de los resultados, pero de forma muy breve. Debe explicar explicar en pocas pocas palabras palabras qué se hizo en el laboratorio. Palabras claves Esteq Estequio uiome metri tria, a, Rendi Rendimi mien ento, to, Limite, Ecuación Balanceada
•Se producen dos moles de NH3 por cada mol de N2 que se consume.
React Reactivo ivo
•Se producen dos moles de NH3 por cada tres moles de N2 que se consume. Abstract •Se consumen tres moles de H2 por cada moll de N2 qu mo que e se co cons nsum ume. e. Ad Adem emás ás,, podemo pod emos s conv converti ertirr esta estas s afir afirmaci macione ones s en unos factores de conversión, denominados fact fa ctor ores es est steq equi uiom omét étri rico cos. s. Un fa fact ctor or estequiométrico relaciona las cantidades de dos sustancias cualquiera que intervienen en un una a re reac acci ción ón qu quím ímic ica a en un una a ba base se molar, por tanto un factor estequimétrico estequimétrico es una relación de moles.
Es el mismo resumen, traducido al inglés.
Key words Stoichiometry, Stoichiometry, Performance, Performance, Reactive Limit, Balanced Equation 1.
Int Introd roducción ión
Leyes de la estequiometria
Es como su nombre lo indica, la presentación de lo que se va a leer en el resto resto del del inform informe, e, suele suele ser gener general, al, no muy larga larga y conti contien ene e los objetiv objetivos os de la práctica.
1ª Le Ley y de la Es Esteq tequio uiome metr tria ia o Ley de conservación de masa de Lavoisier . Lavoisier . “En toda reacción química las cantidades en masa de los reactivos son iguales a las cantidades en masa de los productos”.
2. Fundamentos Teóricos
2ª Ley de las proporciones constantes de Proust.
La estequiometria es la parte de la química que se encarga de estudiarlas relaciones cuanti cua ntitat tativa ivas s en las qu que e int inter ervie viene nen n la las s mas asa as mole lecu cullar are es y at ató ómic ica as, la las s formulas químicas y la ecuación química. Por ejemplo en la síntesis de Haber-Bosch: N2(g)+H 2(g)-----> NH 3(g)En térrmin té ino os cuantitativos diríamos que si combinamos el nitr nitrógen ógeno o con el hidr hidroge ogeno, no, ambos en estado esta do gase gaseoso, oso, obte obtendr ndremos emos amo amoniac niaco; o; sin si n em emb bar arg go, est sta a manera de ve verr la ecuación no nos permite ver qué cantidad de nitrógeno o hidrogeno debemos mezclar o por lo menos en qué relación. De ahí que
“Cuando “Cuan do do dos s o más element elementos os se un unen en para formar un mismo compuesto, siempre lo hace cen n en una rela laci ció ón po pond nde eral constante”. 3ª Ley de las proporciones múltiples de Dalton.. Dalton “Cuando “Cuan do do dos s o más element elementos os se un unen en para formar una serie de compuestos, si el peso de uno de ellos permanece constante
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DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS FACULTAD DE INGENIERÍA y el otro varía, las cantidades de este son múltiplos enteros de la menor de ellas”.
purificación necesarias. Esto reduce el rendimiento. En muchos casos los reactivos pueden participar en otras reacciones distintas de la que nos interesa. Estas son las llamadas reacciones secundarias y los productos no deseados se llaman subproductos. El rendimiento del producto principal se reduce en la misma medida en que tienen lugar estas reacciones secundarias. Finalmente, si tiene lugar una reacción reversible, parte del producto que se espera puede reaccionar para dar nuevamente los reactivos y, de nuevo, el rendimiento es menor de lo esperado. A veces el rendimiento aparente es mayor del 100 por ciento. Como no puede obtenerse algo de la nada, esta situación normalmente pone de manifiesto un error en la técnica utilizada. Algunos productos se forman por precipitación de una disolución. El producto puede estar humedecido por el disolvente, obteniéndose para el producto húmedo una masa mayor de lo esperado. Si se seca mejor el producto, se obtendrá una determinación más exacta del rendimiento. Otra posibilidad es que el producto este contaminado con un exceso de reactivo o con un subproducto. Esto hace que la masa del producto parezca mayor de lo esperado. En cualquier caso, un producto debe ser purificado antes de determinar el rendimiento
4ª Ley de las Proporciones Recíprocas o Equivalentes de Richter-Wenztel. “Cuando dos elementos se combinan separadamente con un peso fijo de un tercer elemento, los pesos relativos de aquellos son los mismos que sí se combinan entre sí“. Reactivo limitante: Cuando todos los reactivos se consumen en una reacción química de forma completa y simultanea se dice que los reactivos están en proporciones estequiometrias, es decir, en proporciones molares fijadas por los coeficientes estequiométricos de la ecuación ajustada. Algunas veces se exige esta condición, por ejemplo en algunos análisis químicos. Otras veces, como en una reacción de precipitación, uno de los reactivos se transforma completamente en productos porque se utiliza un exceso de todos los demás reactivos. El reactivo que se consume por completo, llamado reactivo limitante, determina las cantidades de productos que se forman. Rendimiento teórico, rendimiento real y rendimiento porcentual. El rendimiento teórico
3. Desarrollo experimental Es la cantidad de productos que se espera, calculada a partir de unas cantidades dadas en los reactivos. La cantidad de producto que realmente se obtiene se llama rendimiento real.
Esta experiencia la llevamos a cabo primero tomamos 30 ml de Hcl al 1M en una probeta de 100 ml. Tomando el peso del Erlenmeyer con el ácido clorhídrico en una balanza y tomamos su dato obteniendo así el peso inicial del sistema (Wi), después adicionamos 2 gr (CaCO3) después de dejar reaccionar se procedió a pesar de nuevo el sistema para obtener el peso final del sistema (W F) paso siguiente, anotamos los datos.
El rendimiento porcentual Se define como: En muchas reacciones el rendimiento real es casi exactamente igual al rendimiento teórico y se dice que las reacciones son cuantitativas. Estas reacciones se pueden utilizar para llevar a cabo análisis químicos cuantitativos, por ejemplo. Por otra parte en algunas reacciones el rendimiento real es menor que el rendimiento teórico, siendo el rendimiento porcentual menor del 100 por ciento. El rendimiento puede ser menor del 100 por ciento por muchos motivos. El producto de la reacción rara vez aparece en forma pura y se puede perder algo de producto al manipularlo en las etapas de
Diagrama de procesos
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DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS FACULTAD DE INGENIERÍA Calcule el peso molecular de todas las especies que intervienen en la ecuación. CaCO3= 100gr •
Ca= 40gr C= 12gr O3= 16g * 3 HCl= 36,5 gr H= 1gr Cl= 35.5 gr CaCl2= 111 gr Ca= 40 gr Cl2= 35.5 * 2 H2O= 18gr H2= 1 gr *2 O= 16 gr CO2= 44 gr C= 12 gr O2= 16 gr * 2
4. Resultados y análisis
o
Peso del Erlenmeyer + HCl (Wi)
¿Cuántos gramos de CO2 teóricos se deben producir por la reacción de 2 grCaCO3 *
Wi = 143,1g (Erlenmeyer) + 2,16g (HCl) = 145,26gr
1molCaCO3
*
100 grCaCO3
1molCO2 1molCaCO3
los 2.0 g de CaCO3? Peso final del sistema HCl + CaCO3 (WF) WF = 144,5g
A partir de 2 g de CaCO3 se deben producir 0.88g CO2
Wi –WF = Peso del CO2 = 145,26g – 144,5g= 0,76g de CO2
En la práctica se obtuvo 0.76 gr
Al relacionar el peso inicial del sistema con el peso final del mismo se obtuvo que el peso inicial fuera mayor que el peso final por motivo que la reacción CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2, el CO2 escapa a la atmosfera en forma de gas produciendo que el sistema pese meno siendo la diferencia entre el peso inicial y final (0,76g CO2), la masa de dicho gas
0.88 gr
=
ren dim iento
=> 86.3%
5. Conclusiones Se escriben primero en español y luego en inglés. Como lo indica su título, en esta parte se deben incluir las conclusiones de la práctica, con base en los objetivos propuestos y en la experiencia particular, tanto si es exitosa como si no lo es, en cuyo caso dará lugar a un análisis por parte de los estudiantes para tratar de explicar cualquier eventualidad presentada.
Cuestionario •
*100
Escriba la ecuación balanceada de la reacción entre el carbonato de calcio y el ácido clorhídrico.
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2
3
*
44 grCO2 1molCO2
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6. Bibliografía
Fogler, S. (2008). Elementos de ingenieria para reacciones quimicas. Mexico: Pearson Educacion. Garritz Ruiz, A. (2005). Quimica Universitaria. Mexico: Pearson Educacion. Gutierrez Rios, E. (1978). Quimica Inorganica. Barcelona: Reverte.
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