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Proporciones definidas

Estudiante Keila Medina Silvera

Docente Luis Santis Padilla

Asignatura Laboratorio de química

Programa Licenciatura en ciencias naturales

Universidad del Atlántico Facultad en la educación I semestre Suan 2020

PROPORCIONES DEFINIDAS.

1. Objetivo. Comprobar en forma experimental los enunciados de la Ley de las proporciones Múltiples y definidas.

2. Informaciòn básica

La Ley de las proporciones definidas dice que muestras diferentes de una misma sustancia contienen los mismos elementos en las mismas proporciones. Esta Ley no es universal, ya que en algunos compuestos esta no se cumple. Enunciada por J.L. Proust, definida por Jhon Dalton debido a la relación que tiene con la teoría atómica. La Ley de las proporciones múltiples fue enunciada por Dalton, y se refiere a la relación que existe entre los elementos que se combinan en más de una proporción para formar compuestos diferentes, el cual se obtiene variando las condiciones de la reacción. Esta dice: Cuando dos elementos reaccionan en más de una proporción para formar compuestos diferentes, los pesos de uno de los elementos que se combinan con una cantidad fija de otro, están en relación de números enteros pequeños.

3. Materiales y reactivos.

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Cápsula de porcelana

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Na2CO3

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Pinzas para tubos de ensayo

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Perclorato de potasio.

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Balanza

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Cerillas.

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Vidrio reloj

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Mechero

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Espátula.

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Trípode

4. Procedimiento

Para el Clorato de potasio.

Pesar un tubo de ensayo limpio y seco. Adicionar entre 1 – 2 g de Clorato de Potasio, cuidando no se adhiera a las paredes del tubo. Caliente el tubo suave y uniformemente rotándolo en la llama, hasta cuando la sal se haya fundido (fig.1), luego caliente fuertemente hasta que todo el oxígeno se haya desprendido totalmente. Para saber esto es necesario colocar una astilla de madera encendida en la boca del tubo, si esta se aviva, nos indica que no ha terminado el proceso, lo contrario indica el final del mismo. Deje enfriar el tubo sobre la gradilla y péselo.

5. Cálculos

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Calcular la cantidad de dióxido de Carbono desprendido en la descomposición del Carbonato de sodio :

Datos: Cápsula de porcelana + vidrio reloj Cápsula de porcelana + vidrio reloj + Na2CO3

79,9

Na2CO3 Cápsula de porcelana + vidrio reloj + NaCl Peso NaCl Porcentaje del Carbono

0,7 78,8

80,6

1 11,3%

Primero se resta el peso de Na2CO3 – NaCl que es (1 – 0,7) = 0,3 Entonces tenemos que el 0,3 fue lo que se desprendió de la descomposición del carbonato de sodio.

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Calcular la cantidad de Cloruro de sodio producido en la descomposición del carbonato de sodio:

En el momento que se realiza la reacción de la muestra del Carbonato de sodio , con la capsula de porcelana más el vidrio de reloj que peso 80,6 g en total. Luego de la evaporación del Carbonato de sodio con el acido clorhídrico peso 78,8 g y se realizó la siguiente la operación. (80,6 – 78,8) = 1.8 g Tenemos que la cantidad de cloruro de sodio obtenida es 1.8 g.

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Calcular el porcentaje de Carbono, de acuerdo a los datos experimentales, repórtelo a la hoja de datos. Na2CO3

Na= 23x2= 46 g C= 12x1= 12 g O= 16x3= 48g Sumamos todo: 46+12+48= 106 Se divide 48/106= 0,11x100= 11,3% Entonces tenemos que el porcentaje del carbono es 11,3%.

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Calcular el número de moles de Cloruro de sodio en la descomposición del carbonato de sodio: Na = 23 x 1= 23 Cl = 35 x 1= 35 23+35= 58g. Se divide con el peso de NaCl que es 1. (1/58g= 0,017 g) Los moles que se obtuvieron del cloruro de sodio en la descomposición del carbonato de sodio son 0,017 moles.

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6. Preguntas: ¿Qué otras sustancias pueden usted utilizar para la comprobación de estas leyes? Explique.

Se pueden utilizar el cobre y el oxígeno, estos pueden combinarse para formar dos óxidos de cobre distinto: el CuO y el Cu2O. En el caso del primer compuesto, 3,973 gramos de cobre se combinan con un gramo de oxígeno. En el segundo caso, 7,945 gramos de cobre se unen a cada gramo de oxígeno. Si hacemos la relación 7,945/3,973, obtenemos un número entero sencillo que es el 2, tal como predijo Dalton.

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calcular la proporción de masas en la reacción 2 H2 + O2 → H2O.

Supongamos que reaccionan 1 mol de cada sustancia: 1 mol H2 = 2 gramos → 2 H2 = 4 gramos 1 mol O2 = 32 gramos Simplificando obtenemos que reacciona 1 unidad de masa de H2 por cada 8 unidades de masa de O2 Por lo tanto los reactantes H2 y O2.

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¿Qué errores se cometieron al realizar esta experiencia? Explique su respuesta.

Al ver el vídeo nos damos cuenta de muchos errores la ausencia de los guantes porque pude causar una quemadura al momento de calentar en el mechero las sustancias manipuladas.

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De ejemplos de compuestos donde no se cumpla la ley de las proporciones definidas.

Los compuestos no estequiométricos o bertólidos son un tipo de compuestos químicos en los cuales los elementos  que los forman no mantienen proporciones simples y enteras, sino mixtas y variables. aparecen sobre todo en óxidos y sulfuros de metales de transición debido a la capacidad del metal de existir en más de un estado de oxidación.

1. Oxido de hierro FeO, constituido por un Empaquetamiento cubico compacto  de iones óxido con todos los huecos octaédricos llenos en principio de iones Fe2+.

2. Óxido de titanio, TiO, que presenta composiciones variables entre Ti0,74O y Ti1,67O dependiendo de la presión del oxígeno gaseoso usado al preparar el material.

3. Otros compuestos como el NaCl y el CdO, a pesar de no tener metales con varios números de oxidación pueden dar lugar también a este tipo de defectos.