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UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CALLAO FACULTAD DE INGENIERIA ELECTRICA Y ELECTRONICA ESCUELA PROFESIONAL DE INGENIERIA ELECTRICA

LABORATORIO Nº 8 QUÍMICA GENERAL CICLO:

2008-A

DOCENTE: ING. CARMEN LÓPEZ CASTRO TEMA: ESTEQUIOMETRÍA ALUMNOS: BRIONES VERDE, Christian Alexander

072583C

CHUCARI MARTINEZ, Jorge Jesús

072570 I

GAMARRA QUISPE, Saúl Abel

072567H

GONZALES ROJAS, Jonathan Jair

072612C

MEJIA RUIZ, Paulo Cesar

072574D

SEGOVIA CHIRRE, Julio Cesar

070569C

ROMERO MEDINA, Gianpierre Alexander

072586B

MEDINA MENDIVIL, Jorge Daniel

070521K

HUAMANI QUISPE, Miuller

072047D

LIMA - PERU

JULIO - 2008

INTRODUCCIÓN

El presente informe presenta todo lo concerniente

al capitulo

de

estequiometria, es importante conocer las leyes de la combinación química, esto es la base principal para nuestro estudio. La ciencia química como es experimental, podemos comprobar en forma practica

el fenómeno, lo que ocurre con los reactantes

y productos,

teniendo como estudio la cantidad se masa que participa en el Proceso. La estequeometria

es importante porque conociendo la cantidad de

sustancia , en una reacción química y su respectiva ecuación química balanceada

se calcula

la cantidad de otras sustancias

, que a

combinación analizamos. En el laboratorio hemos comprobado, todo el proceso estequiometrico con la teoría, anotamos

la cantidad de la masa, las mediciones, los

materiales y los resultados

que hemos obtenido. Teniendo todo ello

elaboramos el informe de acuerdo al orden de comprensión que indica en el índice. Esperamos que el presente informe

sea

de

información, consulta y

ampliación en el conocimiento de todos los estudiantes.

I. OBJETIVOS :

•

Conocer la ley de conservación de la masa.

•

Conocer y aplicar las leyes de combinación química.

•

Interpretar cuantitativamente una ecuación química balanceada.

•

Comprobar en forma experimental el proceso estequiometrico.

•

Efectuar cálculos estequiometricos para determinar el rendimiento de una reacción química a partir de datos experimentales.

•

Comprobar que los coeficientes que figuran en una reacción química indican los moles que entran en reacción y los que se producen; en este experimento se

comprueba la relación entre ellos.

II. FUNDAMENTO TEORICO : En una reacción química se observa una modificación de las sustancias presentes: Los reactantes se consumen para dar lugar a los productos.

A escala microscópica, la reacción química es una modificación de los enlaces entre átomos, por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, pero los átomos implicados se conservan. Esto es lo que llamamos la ley de conservación de la masa que implica dos leyes siguientes. •

La conservación del número de átomos de cada elemento químico

•

La conservación de la carga total.

Las

relaciones

estequiométricas

entre

las

cantidades

de

reactivos

consumidos y productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación. Y están determinadas por la ecuación (ajustada) de la reacción.

LEYES ESTEQUIOMÉTRICAS

Ley de la conservación de la materia

Esta Ley fue postulada por Antonie Lavoisier después de realizar varios experimentos en los cuales la cantidad de mas de las sustancias constituyentes rea igual al de las sustancias obtenidas de la masa de las sustancias obtenidas después del cambio químico sufrido. Por lo que su ley dice: la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma.

Ley de la proporciones constantes

Esta ley es también conocida como ley de las proporciones definidas o fíjas. En sus experimentos el químico francés Joseph Prooust realizo innumerables análisis cuantitativos, en los cuales se percató de que los elementos, al unirse para formar un compuesto, siempre lo hacen de la misma cantidad, la cual permanece fija e invariable. Es por eso que esta ley dice: Los elementos que forman un compuesto se combinan siempre en la misma proporción.

Ley de la proporciones múltiples

Dalton, al realizar sus experimentos, se dio cuenta de que hay elementos que al combinarse en diferente proporción forman compuestos distintos. Esta ley nos menciona lo siguiente: Dos elementos se pueden combinar en proporciones diferentes formando compuestos distintos

III. MATERIALES DE LABORATORIO : 1 balanza

1 pinza para tubo de ensayo

1 mechero de alcohol

1 tapón con un tubo de salida

0.1 gr. Aprox. MnO2 (catalizador)

1 vaso de presipitado

1 tubo de ensayo

1.gr. KClO3 comercial

Agua potable

IV. PROCEDIMIENTO : Descomposicion termica del

2KCl O 3

→ 2 KCl +3O 2

Pasos a seguir:

1.-

Pesar el tubo de Ensayo

2.-

Agregar

2KCl O

3

al tubo de Ensayo

y pesar.

Mn O

2

3.-

Agregar catalizador en este caso es

4.-

Homogenizar el contenido del tubo de Ensayo.

5.-

Prender el mechero Bunsen.

6.-

Colocar el tubo de Ensayo en el soporte universal.

7.-

Verter agua en el vaso de precipitado.

7.-

Colocar el mechero sobre el tubo de Ensayo.

8.-

Conectar el tampon en el tubo de Ensayo con manguera a el vaso

.

de Precipitado. 9.-

Observar que se consume el contenido.

10.-

Observar que al realisarze la reacción se libera oxigeno en forma de

vapor. 11._

Observar que el vapor de oxigeno se desplaza por el agua.

Agua con vaso de precipitado

Experiencia con todos los implementos e ingredientes

Vista del tubo de ensayo con el mechero

Vista cuando se libera el oxigeno en el vaso de precipitado

Vista de la experiencia al inicio

V. DATOS EXPERIMENTALES : Para la obtención de masas se tuvo que hacer varias pesadas y operaciones, como pesar el tubo de ensayo y luego los compuestos como son el clorato de potasio (KClO3) y el dióxido de manganeso (KCl).

ELEMENTO

MASA

KClO3 (clorato de potasio)

3,25 g

KCl (cloruro de potasio)

2,35 g

O2 (oxígeno)

0,9 g

MnO2 (dióxido de magnesio)

0,2 g

VI. RESULTADOS : De la reacción

2KClO3 → 2KCl + 3O2 Masa del clorato de potasio( KClO 3 )

Masa del cloruro de potasio( KCl )

= 3.25g

= 2.35g

Como la masa de los reactantes es igual e la masa de los productos: ⇒ la masa del oxigeno liberado( O2 ) es = 0.9g

VII. DESARROLLO DEL CUESTINARIO : 1. ¿QUES ES LA ESTEQUIOMETRÍA? Es la parte de la química que tiene por objeto calcular las cantidades en masa y volumen de las sustancias reaccionantes y los productos de una reacción química. Se deriva del griego “Stoicheion” que significa elemento y “Metrón” que significa medir. Entre la estequiometría vamos a encontrar lo siguiente: Composición porcentual y molar, Nomenclatura, Leyes químicas, Reacciones químicas, Balanceo de ecuaciones.

2. ¿QUE ES UNA REACCION QUIMICA? Una reacción química es un proceso en el que a partir de una o más sustancias se origina otra u otras diferentes de las iniciales. Las reacciones químicas se representan separando con una flecha las sustancias originales de las finales: A las sustancias A y B se les denomina productos reaccionantes y a las sustancias C y D productos de la reacción.

3. ¿CUALES SON LOS TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS? ƒ

ƒ

ƒ ƒ ƒ ƒ

Reacciones de Combustión: Son aquellas en que se combina el oxígeno con compuestos orgánicos para producir dióxido de carbono y agua como únicos productos. Reacciones de Desplazamiento: Son llamadas también de sustitución simple. Ocurre cuando un elemento más activo reemplaza a otro menos activo en un compuesto. Reacciones de Doble Sustitución: Ocurre cuando dos compuestos intercambian sus sustituyentes para formar dos nuevos compuestos. Reacciones de Combinación: Elementos o compuestos sencillos se combinan para dar solamente un producto. Reacciones de Descomposición o Análisis: Un compuesto se transforma por acción del calor o de la electricidad en dos o más productos. Hidrólisis: Estas efectúan una doble descomposición cuando un compuesto se descompone por la acción del agua.

4. ¿Qué masa de ácido sulfúrico se podrá obtener a partir de 250 g de azufre 98 % de pureza?.

Desarrollo La ecuación de formación del trióxido de azufre es la siguiente: 2.S

+

3.O2

2.SO3

2.32,064 g + 3.(2.15,9994 g) = 2.(32,064 g + 3.15,9994 g) 64,128 g + 95,9964 g = 160,1244 g Mediante regla de tres simple calculamos que masa de azufre puro interviene: Para: 100 % Luego: 98 %

250 g de S m azufre = (98 %).(250 g de S):(100 %)

m azufre = 245 g de azufre puro. Con éste resultado y mediante regla de tres simple calculamos la masa de trióxido de azufre obtenido: Para:

64,128 g de S

160,1244 g de SO3 m trióxido de azufre = (245 g de S).(160,1244 g de SO3):(64,128 g de S)

Luego: 245 g de S

m trióxido de azufre = 611,7527 g de SO3 puro. Luego la ecuación de formación del ácido sulfúrico es la siguiente: SO3

+

H2O

32,064 g + 3.15,9994 g 80,0622 g

+ +

2.1,00797 g + 15,9994 g 18,01534 g

H2SO4 = =

2.1,00797 g + 32,064 g + 4.15,9994 g 98,07754 g

Con el valor de m trióxido de azufre y mediante regla de tres simple calculamos la masa de ácido sulfúrico obtenido: Para:

80,0622 g de SO3

98,07754 g de H2SO4

Luego:

611,7527 g de SO3

m ácido sulfúrico = (611,7527 g de SO3).(98,07754 g de H2SO4):(80,0622 g de SO3)

m ácido sulfúrico = 749,4074 g de H2SO4 puro.

5. Se quieren preparar 3000 kg de amoníaco a partir de la reacción: N2 + 3.H2 ® 2.NH3 Calcular: a) Volumen de nitrógeno medido en CNPT necesarios. b) Masa de hidrógeno necesaria. Desarrollo La ecuación de formación del anhídrido nítrico es la siguiente: N2

+

3.H2

2.NH3

2.14,0067 g + 3.2.1,00797 g = 2.(14,0067 g + 3.1,00797 g) 28,0134 g + 6,04782 g = 34,06122 g Recordemos que en CNPT el volumen que ocupa un mol de gas es 22,4 litros, por lo tanto: N2

+

3.H2

2.NH3

22,4 litros + 3.22,4 litros = 2.22,4 litros 22,4 litros + 67,2 litros = 44,8 litros a) Si 3.000 Kg. de amoníaco = 3.000.000 g, para calcular el volumen nitrógeno medido en CNPT: Para:

34,06122 g de NH3

22,4 litros de N2

Luego:

3.000.000 g de NH3

V nitrógeno = (3.000.000 g de NH3).(22,4 litros de N2):(34,06122 g de NH3)

V nitrógeno = 1.972.918,17 litros de N2 b) Para calcular la masa hidrógeno: Para:

34,06122 g de NH3

6,04782 g de H2

Luego:

3.000.000 g de NH3

m hidrógeno = (3.000.000 g de NH3).(6,04782 g de H2):(34,06122 g de NH3)

m hidrógeno = 532.672,053 g de H2 = 532,67 Kg. de H2

VIII. CONCLUSIONES :

•

En todo proceso estequiometrico se conserva la cantidad de masa.

•

La cantidad de masa que participa

en una reacción

esta en

proporción a los coeficientes de los elementos participantes y balaceados. •

Con la realización de este trabajo me di cuenta de cómo son las diferentes

reacciones, y como son sus

características. •

El investigar este tipo de reacciones, sustancias y demás, me ayudan a fomentar mejor mi espíritu investigativo, y a la vez reducir el analfabetismo científico.

IX. RECOMENDACIONES :

•

Tener

como conocimiento base las leyes de

la combinación

química. •

Cuando se trabaja en laboratorio tener cuidado con los elementos peligrosos.

X. BIBLIOGRAFÍA : •

”Química”

•

“QUIMICA” Raymond Chang-4ta edición-Ed.Interamericana 1989

•

“QUÍMICA GENERAL” Esteban Santos-Uned-5ta Edición

•

“QUIMICA GENERAL” Lino Ramirez S. “

•

COMPENDIO ACADEMICO CIENCIAS “Academia Cesar Vallejo”

Ing.Alfredo Salcedo L. Editorial SAM Marcos

PAGINAS DE INTERNET •

http://thales.cica.es/rd/Recursos/rd98/Fisica/01/fisica-01.html

•

http://www.oei.org.co/fpciencia/art10.htm

•

http://deciencias.wordpress.com/2008/01/30/propiedades-fisicas-dela-materia/

•

http://weblogs.madrimasd.org/universo/archive/2006/04/04/17409.as px

•

http://www.emagister.com/tutorial/propiedades-materia-tps1023380.htm

•

http://www.educa.madrid.org/portal/c/portal/layout?p_l_id=2288.94

•

http://personal.iddeo.es/romeroa/materia/index.htm

•

http://www.luventicus.org/articulos/02N002/index.html

•

http://www.conocimientosweb.net/dcmt/ficha4232.html