Universidad Tecnológica de Panamá
Ingeniería Civil
Grupo: 1IC 703
Nombre: Pabilo, Katherine Cédula: 8-902-895
Título: Fórmulas Químicas Número de Laboratorio: 5
Fecha: 14/5/2014
Objetivos Resaltar la utilidad e importancia de la fórmula química. Deducir la fórmula empírica de un compuesto binario conociendo los gramos de cada elemento presente 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.
Ideas Previas Una fórmula es una pequeña lista de los elementos químicos que forman una sustancia, con alguna indicación del número de moles de cada elemento presente y, a veces, la relación que tiene con otros elementos de la misma sustancia. Así, la fórmula del agua es H2O y la del benceno es C 6H6.
Fórmula Empírica La fórmula empírica es la fórmula más simple para un compuesto. Comúnmente, las fórmulas empíricas son determinadas a partir de datos experimentales, de ahí su nombre. Cuando se quiere calcular una fórmula empírica, lo primero es realizar un análisis cuantitativo de la sustancia, y después expresar el resultado en moles de átomos (lo que llamamos átomos-gramos de cada elemento de la sustancia. Para hallar la fórmula empírica de un compuesto, primero se obtienen los moles de cada elemento, luego se divide cada uno por el de menor valor y finalmente, por simplificación, se hallan los números enteros más sencillos posibles.
Fórmula Molecular o Verdadera La fórmula molecular es la fórmula química que indica los números de átomos distintos presentes en la molécula esta es la máxima expresión ya que la fórmula molecular es la cantidad real de átomos que conforman una molécula. La fórmula molecular coincide a veces con la fórmula empírica; otras veces es un múltiplo entero de esta fórmula. Para obtener la fórmula molecular conviene utilizar la siguiente secuencia de pasos: 1. Se calcula la fórmula mínima o empírica. 2. Se calcula la masa molecular de la fórmula empírica. 3. Se divide la masa molecular verdadera entre la obtenida en el paso 2; de este modo se obtiene un factor. 4. Se multiplican los subíndices de la fórmula mínima por el factor obtenido en el paso 3.
Ficha de Seguridad Riesgo a la Salud de: CuSO4
Inhalación: causa irritación del tracto respiratorio, pudiendo resultar en ulceraciones y perforaciones del mismo. Contacto con los ojos: el producto causará rápidamente severa irritación en ojos y párpados. Si el producto no se remueve rápidamente irrigando con abundante agua, puede producirse daño visual permanente o prolongado e incluso pérdida total de la vista. Contacto con la Piel: es irritante y corrosivo sobre la piel, puede causar quemaduras severas sino se lava a tiempo. Un contacto repetido con la piel puede conducir al desarrollo de una dermatitis. Ingestión: causa severas quemaduras a las membranas mucosas de la boca, esófago y el estómago. Hemorragias gástricas, nauseas, vómitos y dolores estomacales.
Magnesio (en cinta)
Fácilmente inflamable con el agua liberando gases Reacciona extremadamente inflamables. Se inflama espontáneamente en contacto con el aire.
Procedimiento – Parte I
Pesar el crisol con tapa. Lijar la cinta de Mg. Pesar la cinta de magnesio. Pesar el crisol con tapa más cinta de magnesio. Calentar la cinta de magnesio y una vez que se produzca una luz incandescente, colocarla dentro del crisol. Esperar un tiempo promedio y luego pesar el crisol con tapa más la cinta de magnesio quemada (que ahora será MgO).
Nota: Para calentar los crisoles con sus contenidos se utilizó una parrilla caliente y en ningún procedimiento se utilizó desecador (todo se enfrío naturalmente).
Resultados y Cálculos I.
Síntesis de un Compuesto Binario 2Mg + O2
2MgO (Calor)
Masa del crisol con tapa Masa del crisol con tapa más cinta de Mg. Tira de Magnesio Masa del crisol con tapa más producto.
46.61g 46.63g 0.02g
Nota: En la parte final del experimento, cuando se retiró la cinta de magnesio del crisol, se observó que no se quemó completamente. Esto se debió a que la temperatura que se le proporciono cuando se quemaba estuvo baja comparada realmente con el nivel que requería. Por tal razón, no se pesó el producto más el crisol.
II. Descomposición Térmica de un Hidrato Cristalino CuSO4 XH2O
CuSO4 + XH2O
Masa del crisol con tapa Masa del crisol con tapa más sal hidratada. Masa de crisol con tapa más sólido anhidro.
25.7g 26.2g 26.1g
Cálculos 1 2 3 4 5 6 7 8
Masa de la sal hidratada Masa del sólido anhidro Masa de agua % de agua experimental % del sólido anhidro Moles de agua Moles del sólido anhidro Fórmula de la sal hidrata
0.5g 0.4g 0.1g 20% 80% 1.11 molH2O 0.50 mol CuSO4 2 H2O
1- 26.2g-25.7g= 0.5g 2- 26.1g-25.7g=0.4g 3- 26.1g-26.2g=0.1g 4- % agua= 0.1g/0.5g (100)=20% 5- %sólido anhidro=0.4g/0.5g (100)= 80% 6- 20g H2O (1 mol/18.02g)=1.11mol/0.50mol=2.22 7- 80g sólido anhidro (1 mol/159.6g)= 0.50mol/0.50mol= 1 R= CuSO4
2H2O
Problemas Problema 1 %N= 14.01/17.04 (100)=82.22%N %H=3.03/17.04 (100)=17.78%H N=
14.01g +
H=3x1.01g=
3.03g =17.04g
Problema 2 2.1gH(1mol/1.0008g)=2.09molH/1.02=2 65.3gO(1mol/16g)=4.08molO/1.02=4 32.6gS(1mol/32g)=1.02molS/1.02=1 R= (H2SO4)X
Problema 3 CdCl2
XH2O H2O + CdCl2
(5g)
(0.821g)(4.179g)
0.821gH2O(1mol/18g)=0.046mol/0.022=2.1=2 4.179g(1mol/183g)=0.022mol/0.022=1 R=CdCl2
2H2O
H2O + CdCl2
Cuestionario
¿Por qué se calienta el crisol al inicio de las operaciones? R= Se caliente para eliminar la humedad que hay en el crisol, ya que de otra forma daría un peso erróneo (o sea el peso del crisol + humedad). ¿Por qué se debe pesar el crisol a temperatura ambiente? R=Generalmente es porque la masa se expande con el calor y se tiende a contraer con el frio entonces si se pesa caliente es muy posible que el resultado de una medida mayor de lo que debería dar y si se pesa frío, el resultado entonces sería menor. ¿Qué colores presentan el hidrato y el residuo anhidro? R=El hidrato un azul o celeste llamativo y el sólido anhidro un gris o blanco. Identifique las posibles fuentes de errores experimentales. Error personal (utilización inadecuada de la calculadora para sacar los resultados de las operaciones). Error instrumental (calibración incorrecta de la balanza).
Conclusión La fórmula empírica o mínima muestra las relaciones entre los átomos de números enteros más simples, por otro lado en la fórmula molecular o verdadera se tiene la correcta relación de los átomos que conforman un compuesto determinado. La fórmula molecular es la más empleada porque nos dice el contenido exacto de la sustancia. Por ejemplo; La fórmula empírica de la fructosa es CH2O (mínima proporción de los átomos), mientras que la fórmula molecular es C6H12O6. Dos o más sustancias pueden tener la misma fórmula empírica pero diferente fórmula molecular. Por ejemplo, el acetileno y benceno tienen la misma fórmula empírica (CH), pero diferente fórmula molecular (acetileno; C2H2, benceno; C6H6). Las formulas moleculares y las fórmulas empíricas difieren en los números de su subínd ice. El subíndice es el “2″ en H2O. Para una fórmula molecular, el subíndice describe el número total de átomos en una molécula particular. El Hexano, de una molécula con seis átomos de carbono y catorce átomos de hidrógeno se expresa como C6H14 en una fórmula molecular. Para una fórmula empírica, el subíndice describe la relación entre átomos en una molécula particular. Si se conoce la composición porcentual de un compuesto, se puede determinar la fórmula empírica.
