2do laboratorio-ESTEQUIOMETRIA

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA

2DO LABORATORIO DE QUIMICA LEON VALVERDE NILTON GAMARRA DIAZ GIANCARLO

20112526I 20111114I

2011-2

UNI

2011-2

2DO LABORATORIO DE QUIMICA 2011

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA FACULTAD DE INGENIERIA CIVIL

UNI

INFORME DEL SEGUNDO LABORATORIO DE QUIMICA “ESTEQUIOMETRIA”

INTEGRANTES: LEON VALVERDE NILTON GAMARRA DIAZ GIANCARLO

20112526I 20111114I

SECCION: “M” DOCENTE: CURSO: QUIMICA AÑO:

2011-II 2


SEGUNDO LABORATORIO DE QUIMICA

El objetivo principal de este laboratorio es saber conocer los cambios tanto cualitativa y cuantitativa que ocurren en una reacción química. Cambio cualitativo: Reconocimiento de cambios en las propiedades de los reactantes los cuales pueden ser observados. Cambio cuantitativo: Refiere a calcular la cantidad de una o varias sustancias que intervienen en la reacción química. Determinar los datos estequiometricos de una reacción química y luego hallar el rendimiento o eficiencia de un precipitado que en este caso será (carbonato de bario—Ba CO3(s)). Realizar la descomposición del clorato de potasio (KClO3) y notar el desprendimiento de un gas(O2) Hacer la descomposición del carbonato de calcio (CaCO3) y luego formar este mismo compuesto a partir de Ca (OH) y CO2. Determinar la formula de un hidrato.

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Es el cálculo entre relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos en el transcurso de una reacción química. Los cálculos estequiométricos se basan en las relaciones fijas de combinación que hay entre las sustancias en las reacciones químicas balanceadas. Estas relaciones están indicadas por los subíndices numéricos que aparecen en las fórmulas y por los coeficientes. Este tipo de cálculos es muy importante y se utilizan de manera seguida en el análisis químico y durante la producción de las sustancias químicas. Los cálculos estequiométricos requieren una unidad química que relacione las masas de los reactantes con las masas de los productos. Esta unidad química es el mol. La estequiometria se basa en 3 leyes fundamentales: LEY DE LA CONSERVACION DE LA MASA (LAVOISIER) LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS (PROUST) LEY DE PROPORCIONES MULTIPLES (DALTON)

Nosotros notaremos que hay una reacción química cuando cambian sus propiedades químicas de los reactantes y lo podemos observar cuando: Formación de precipitados. Desprendimiento de un gas. Cambios de color. Liberación o absorción de energía en forma de calor (cuando la reacción se calienta o enfría).

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A.FORMACION DE UN PRECIPITADO En este caso haremos la precipitación del Carbonato de Bario según la reacción: Na2CO3 (ac) + BaCl2(ac) → BaCO3 (s) +2 NaCl(ac) Prepararemos Carbonato de Bario(BaCO3 (s) ) haciendo reaccionar 5ml de solución 0.2M de Cloruro de Bario(BaCl2(ac) ) con 5ml de solución 0.2 M de carbonato de sodio(Na2CO3 (ac)). PROCEDIMIENTO 1ER PASO: Prepararemos Carbonato de Bario(BaCO3 (s) ) haciendo reaccionar 5ml de solución 0.2M de Cloruro de Bario(BaCl2(ac) ) con 5ml de solución 0.2 M de carbonato de sodio(Na2CO3 (ac)).Notaremos que el precipitado es de color blanco.

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2DO PASO: Filtrar el precipitado, previamente debemos pesar el papel filtro.

Peso del papel filtro inicial= 0.85g

3ER PASO: Luego de haber filtrado el precipitado sacaremos el papel filtro del embudo para luego colocarlo a la rejilla e instalar el mechero de bunsen para proceder a secar el papel filtro.

4TO PASO: De una vez seco el papel filtro con el precipitado procederemos a pesarlo de nuevo. Peso del papel filtro final=0.99g

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*Nosotros queremos saber que tan eficiente fue nuestra reacción para lo cual comparemos la masa teórica con la masa experimental. PROCEDIMIENTO: Se sabe: M= nsto/Vol(L) , n( Na2CO3 (ac))=0.2x 5 x10-3=10–3 moles n(BaCl2(ac) )=0.2 x 5 x10-3=10–3 moles Ar (BaCO3)=197g **BaCl2(ac) + Na2CO3(ac)  BaCO3(s) +2 NaCl (ac)…. Reacción balanceada 1mol----------- 1mol ---------197g 10–3 moles---- 10–3 moles------X

Por lo tanto: X= 0.197g (Masa teórica) Peso del papel filtro = 0.85g Peso total final =0.99g Entonces: Peso del Precipitado =0.14g Hallando el rendimiento: 0.197g------100% 0 .14g ----- X% X= 71.06%

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B.DESPRENDIMIENTO DE UN GAS DESCOMPOSICION DEL CLORATO DE POTASIO(KClO3) KClO3(s) + calor → KCl(s) +3/2 O2 Vamos a descomponer clorato de potasio también determinaremos la eficiencia de la reacción pero en este caso los cambios cualitativos serán diferentes. PROCEDIMIENTO: 1ER PASO: Lavar el tubo con salida lateral y secarlo completamente en la llama no luminosa.

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2DO PASO: Pesamos el tubo seco y anotar la masa. Para luego hechar el Clorato de Potasio (KClO3) (este compuesto contiene 0.1 gramo de MnO2) y volverlo a pesar en conjunto. Masa del tubo=20.98g Masa del tubo + muestra =24.1g

3ER PASO: Calentar el tubo de ensayo en la llama no luminosa y notaremos que se desprende un gas y este es el oxigeno (O2) y cuando notemos que ya no se desprende gas procedemos a retirar primero la manguera del tubo de ensayo y luego el tubo de la llama, si lo hacemos de manera contrario sucedería que succione el agua y al caer dentro del tubo de ensayo lo pueda rajar.

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4TO PASO: Pesar el tubo nuevamente para así poder hallar cuanto de gas oxigeno (O2) se desprendió.

------------------------------------------------------------------------------------------------------*Masa del tubo: 22.98g *Masa del tubo + muestra inicial: 24,1 g *Masa del tubo + muestra final (luego de la reacción): 23,70g *Masa del KClO3: 24,1-22,98-0,1 (del catalizador MnO2) =1.02g *Masa del oxigeno desprendido (O2): 24,1-23,7-0,1 (del catalizador MnO2)=0.4g *Masa experimental de KCl =1.02-0.4=0.62g Con este resultado podríamos afirmar que fueron 0.4g de O2 los que se liberaron pero analicemos la reacción: Ar (KClO3 )=122.5g , Ar(KCl)=74.5 g, Ar(O2 )=32g KClO3 (s) + calor  KCl(s) +3/2 O2(g) …. Reacción Balanceada 122.5g------------------74.5g------48g 1.02g-------------------0.6203g----0.399g

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Si bien se aproxima no podemos redondear los resultados ahora ya que no concuerda lo teórico con lo real (tendría que ser igual o menos pero no mas ) podemos concluir que hubieron REACCIONES INTERMEDIAS en la cual se liberaron otros gases. Hallando el rendimiento de la reacción: Respecto a KCl: 0.6203g----100% 0.62g-------X% X=99.95%

COMPROBACION DEL KCl EN LA REACCION: KClO3(s) + calor → KCl(s) +3/2 O2 Al cloruro de potasio (KCl) que quedo en el tubo de ensayo le agregamos agua destilada para luego proceder a la filtración, comprobaremos si este filtrado que se obtiene contiene cloruro de potasio para ello agregaremos dos gotitas de nitrato de plata (AgNO3) al filtrado y notamos que efectivamente hay KCl ya que evidenciamos la precipitación de una sustancia blanca. La reacción que se da es: KCL(ac) +AgNO3(ac) → AgCl(s) + KNO3 Precipitado

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DESCOMPOSICION DEL CARBONATO DE CALCIO(CaCO3) CaCO3 + calor → CaO +CO2 Reacción de Carbonatación En este caso tenemos piedra caliza (CaCO3) que al someterla al calor se descompone formando cal viva(CaO), si a la anterior le añadimos agua se formaría cal apagada pero esta reaccionaria con el aire volviendo a formar la piedra caliza. CaCO3(s) + CALOR  CaO(s) + CO2(g) CaO(s) + H2O  Ca(OH)2 PROCEDIMIENTO: El hidróxido de calcio (cal apagada) obtenido se vierte en un vaso y con un pequeño sorbete soplaremos la idea es formar de nuevo carbonato de calcio con el dióxido de oxigeno (CO2) expulsado por nosotros. Nos ayudaremos de un cambio cualitativo que será muy notorio el cual nos ayudara a estar seguros de que ya se está comenzando a formar lo deseado. Ca (OH)2 + CO2(g)  CaCO3(s) + H2O

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C.CALCINACION DEL YESO SIMPLE En este experimento usaremos el sulfato de calcio hidratado que es muy abundante en la naturaleza, este al ser calentado da lugar a la formación del yeso mate que se pueden usar en fabricación de moldes en virtud a que la reacción química es reversible. PROCEDIMIENTO: 1ER PASO: Colocar el yeso natural (CaSO4.2H2O) en el tubo de ensayo.

2DO PASO: Prender el mechero de bunsen y calentar el tubo de ensayo en la llama no luminosa.

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3ER PASO: El yeso natural al calentarlo perdió parte de su agua y se transforma en yeso mate el cual mezclado con agua se combinan y se endurece posteriormente en contacto con el aire, a este fenómeno se le llama fraguar el yeso. Notaremos que el yeso natural (CaSO4.2H2O) se ha descompuesto según:

CaSO4.2H2O(s) → CaSO4.1/2H2O(s) + 3/2 H2O(g)

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En este laboratorio determinaremos la fórmula del sulfato de cobre hidratado. CuSO4.XH2O + calor → CuSO4(s) + X H2O Los compuestos denominados hidratos son aquellas sales cristalizadas que vienen de una solución acuosa, estas aparecen a simple vista como secas pero al calentarlas se produce vapor de agua evidenciándose al cambiar de color y perder peso. PROCEDIMIENTO: En este caso determinaremos la fórmula del hidrato CuSO4.XH2O 1ER PASO: Pesar el crisol estando limpio y seco para luego echar el hidrato.

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2DO PASO: Colocamos el crisol en la rejilla y calentarlo con la ayuda del mechero de bunsen durante 15 a 20 minutos luego notaremos el desprendimiento de vapor de agua que se evidencia en la taba del crisol.

3ER PASO: Por último pesamos la sal anhidra que quedo en el crisol para luego hallar la masa de agua que se evaporo y así luego podamos hallar la formula de la sal hidratada (CuSO4.XH2O). Masa del crisol sin tapa: 19,70g Masa de la sal hidratada: 0,76g Masa inicial (crisol + hidrato): 20,46g Masa final (crisol + anhidra):20,26 Masa del agua eliminada: 20,46-20,26=0.2g De la reacción: CuSO4.XH2O + calor → CuSO4(s) + X H2O X=n(H2O)/n(sal anhidra)=(0.20/18) / (0.56/224)=4.45

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X=4.45


Después de todo el experimento notamos que ninguna reacción llega al 100% pero si se cumple la ley de conservación de la masa de Lavoisier. Entonces en la descomposición de carbonato de potasio observamos mas masa que se desprendió de oxigeno de lo previsto una conclusión interesante es que hubieron reacciones intermedias.

La reacción de carbonatación nos ayuda a conocer un poco de historia dándonos a conocer como nuestros antepasados utilizaban tanto la piedra caliza, la cal viva para diferentes construcciones muy resistentes.

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2.-Considerando la eficiencia calculada en el experimento 1 determine que peso de carbonato de bario (BaCO3) se obtiene de la reacción de 40 ml de solución 0.3M de carbonato de sodio (Na2CO3). …….BaCl2(ac) + Na2CO3(ac)  BaCO3(s) +2 NaCl (ac)

208g

106g

197g

117g

X n( BaCO3)=M.V=0.3x40x10-3=12x10-3 mol= 12x10-3x197g=2.364g(teórico) Experimentalmente seria → %rend x 2.364 g= 71.06%x2.364g =1.679g 3.-Calcule la masa de carbonato de bario (BaCO3) que se obtiene a partir de 114 ml de una solución 0.5 M de cloruro de bario (BaCl2). n(BaCl2)=M.V=0.5x114x10-3=57x10-3moles=57x10-3x208g=11.856g ……………BaCl2(ac) + Na2CO3(ac)  BaCO3(s) +2 NaCl (ac)

208g 11.586g

106g

197g

117g

X

→X=10.97g 6.-Escriba dos aplicaciones en construcción de la carbonatación y apagado de la cal y la reacción de formación del bicarbonato de calcio soluble. Estabilizante de cementos La adición de hidróxido de calcio durante el mezclado del hormigón, también incrementa la concentración de iones Ca+2 y OH", lo cual resulta en una mejor y más rápida hidratación del Cemento.

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Al culminar un experimento colocar los desechos en lugares donde lo indique el profesor o en contenedores apropiados. Tener mucho cuidado en la descomposición de clorato de potasio al retirar la manguera del agua ya se explico porque se retira primero esta y no el tubo de la llama. Usar los guantes para no contaminarse con los reactivos del laboratorio.

http://es.wikipedia.org/wiki/Estequiometr%C3%ADa http://www.monografias.com/trabajos15/definiciones-fisica/definicionesfisica.shtml Manual de laboratorio de química http://www.horcalsa.com/index.php?showPage=143 http://www.univalle.edu/publicaciones/brujula/brujula12/pag13.htm

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2do laboratorio-ESTEQUIOMETRIA

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