Practica 03- Estequiometria: Relación Masa-Masa

INDICE

1. INDICE 1

2. OBJETIVOS 2

3. FUNDAMENTO TEORICO 2

4. DESARROLLO EXPERIMENTAL 4

5. CUESTIONARIO 9

6. BIBLIOGRAFIA 10

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Practica 03- Estequiometria: Relación Masa-Masa

OBJETIVOS

Los objetivos del experimento # 05 ESTEQUIMOETRIA: RELACION MASA-MASA son:

Verificar la relación masa-masa, de las sustancias que participan en una reacción química haciendo uso de los cálculos estequiométricos.

Verificar la ley de la conservación de la materia.

FUNDAMENTO TEORICO

Estequiometría La estequiometría es el área de la química que estudia la relación entre las moléculas de reactantes y productos dentro de una reacción química.

Como sabemos, para que se forme un compuesto debe haber una separación, combinación o reordenamiento de los elementos, lo que se puede ilustrar por medio de una reacción, la cual representa el proceso que ocurrió para que un determinado reactante llegara a ser un producto.

Reactantes →Productos

Cuando John Dalton formuló la primera teoría atómica, concordó también con una ley enunciada por el químico francés Joseph-Louis Proust (1754-1826), en 1799, quien descubrió que muestras diferentes de un mismo compuesto siempre tienen los mismos elementos y en la misma proporción en masa.

Por ejemplo, el agua contiene 8 gramos de oxígeno por cada gramo de hidrógeno, y esta proporción O:H = 8:1 se mantiene inalterada en el agua pura, sin importar su lugar de origen. Esto correspondería a lo que Proust anunció como la ley de Proust o ley de las proporciones definidas, que establece que todo compuesto tiene una composición definida en masas de combinación.

Dalton concluyó que los átomos se combinaban para formar los compuestos y siempre que lo hacían era en una proporción de números

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enteros sencillos. Por ejemplo: cuando se combinan dos elementos químicos A y B para formar un compuesto AB, y utilizamos una cantidad cualquiera de estos elementos, “sobrará” una porción del elemento que está en exceso. Una representación gráfica de esto sería la siguiente:

Luego, John Dalton enunció la ley de Dalton o ley de proporciones múltiples, que establece que si dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, al mantener constante la masa de uno de los elementos, las masas de combinación del otro elemento se encuentran en una relación de números enteros sencillos.

Una de las propiedades de un átomo es su masa, que se relaciona con el número de electrones, protones y neutrones en el átomo. Pero, como sabemos, los átomos son muy pequeños…, entonces, ¿cómo podemos conocer su masa? No es posible pesar un solo átomo, pero existen métodos experimentales para determinar la masa de un átomo en relación con la de otro. El primer paso consiste en asignar un valor a la masa de un átomo de un elemento dado, de tal forma que pueda ser utilizado como patrón. Por acuerdo internacional, un átomo del isótopo de carbono que tiene seis protones y seis neutrones (12C) presenta una masa exactamente de 12 unidades de masa atómica (uma). Este átomo de carbono sirve como patrón, de modo que una unidad de masa atómica se define como la masa exactamente igual 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12.

Mediante experimentos se ha comprobado que la masa de hidrógeno es 12 veces menor que el átomo del carbono, por lo tanto pesa una uma, del mismo modo el átomo de oxígeno pesa 16 uma y el hierro 55.85 uma.

El valor de masa atómica de los elementos que se informa en la tabla periódica es un promedio de las masas de todos los isótopos estables del elemento ponderado por su abundancia natural.

Masa molar y número de Avogadro

Sabemos que los átomos son muy pequeños para poder trabajar con ellos individualmente, por ello se desarrolló una unidad de átomos que describe un gran número de ellos y hace posible el trabajo práctico. La

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DESARROLLO EXPERIMENTAL

A. MATERIALES Y REACTIVOS1. PROFESOR:

a. Balanza de precisión o analítica.b. Espátula.c. Clorato de Potasio (KClO3)d. Cloruro de Potasio (KCl)

2. MESA:a. Dos tubos de ensayo limpios y seco.b. Pinzas de tubo de ensayo.c. Pinzas de tres dedos.

B. EXPERIMENTOS1. Clorato de Potasio KClO3 puro.

Primero pesamos un tubo de ensayo en la balanza, al cual nombramos como w1=19,15g.

Luego agregamos el clorato de Potasio y volvemos a pesar el tubo de ensayo. A este peso denominaremos w2=:20,89g.

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Tubo de ensayo limpio y seco.

Tubo de ensayo + Clorato de Potasio.

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Luego colocamos el tubo de ensayo en la pinza de tres dedos para calentarlo con el mechero.

Levantamos el mechero, acercando la llama al tubo para mejorar el calentamiento, observamos que empieza desprenderse burbujas esto se debe al desprendimiento de oxígeno.

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Tubo de ensayo + Clorato de Potasio.

Mechero

Soporte Universal

Pinza de tres dedos

Tubo de ensayo + Clorato de Potasio.

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Cuando dejó de burbujear calentamos los lados del tubo de ensayo para asegurar un calentamiento uniforme, observamos que han quedado resto adheridos al tubo de ensayo.

Esperamos a que enfríe y lo pesamos. A este valor nombramos w3=20,45g.

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Mechero. Residuos en el tubo de ensayo.

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2. Mezcla de KClO3 y KCl.Repetimos el procedimiento del anterior ensayo. Obtuvimos los siguientes valores:w1=19,45g.

w2=21,11g

w3=20,83g

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Peso del tubo de ensayo vacío

Peso del residuo en el tubo de ensayo.

Peso del tubo más la mezcla de KClO3 y KCl

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CALCULOS:

Ensayo 1

1. Peso del tubo solo (w1) =19,15g2. Peso del tubo más KClO3 (w2) =20,89g3. Peso del tubo más residuo (w3) =20,45g4. Peso del KClO3 : w2-w3 =1,74g5. Peso del Oxigeno liberado exp.: w3-w1 =0,44g6. Peso del residuo KCl =1,30g7. Moles del oxígeno liberado =1,38x10-2

8. Moles del KClO3 =1,42x10-2

9. Moles del KCl formado =1,74x10-2

Ensayo 2

1. Peso del tubo solo (w1) =19,45g2. Peso del tubo más muestra (w2) =21,11g3. Peso del tubo más residuo (w3) =20,83g4. Peso de la mezcla : w2-w3 =1,66g5. Peso del Oxigeno liberado =0,28g6. Peso del KClO3 en la mezcla =0,71g7. Peso del KCl en la mezcla =0,95g8. Moles de oxigeno (O2) =8,75x10-3

9. Moles del KClO3 en la mezcla =5,80x10-3

10. Moles del KCl en la mezcla =1,28x10-2

11. % KClO3 en la mezcla =42,77%12. % de KCl en la mezcla =57,23%

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BIBLIOGRAFIA

DEPARTAMENTO ACADEMICO DE CIENCIAS, Universidad Ricardo Palma, Química experimental, 2014-2.

"Estequiometria." Microsoft® Student 2008 [DVD]. Microsoft Corporation, 2007.

http://quimicalibre.com/ley-de-proporcionalidad/

http://ichn.iec.cat/bages/estequimoteria/Imatges%20Grans/cguix.htm

http://es.wikipedia.org/wiki/Estequiometria

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