Reporte de Práctica Nº 7

Fecha: 15/Julio/2009

1. Título de la práctica: Descomposición térmica de sales y determinación

estequiométrica.

Estudiante: Mario Enrique Aguaguiña Méndez.

Grupo: A Paralelo: 05

Profesora: Ing. Qca. Ana Avilés Tutivén. Ms. C

2. Objetivos de la práctica:

Conocer la definición de estequiometría.

Conocer la función de los catalizadores en las reacciones químicas.

Comprobar el desprendimiento de oxígeno mediante ensayo a la brasa.

Establecer la estequiometría de una sal clorada de potasio e identificar la fórmula de

la sal.

3. Teoría:

A continuación revisaremos algunos conceptos útiles para la realización de esta práctica

y que nos ayudarán a comprender los objetivos de la misma.

Estequiometria

En química, la estequiometría (del griego "στοιχειον" = stoicheion (elemento) y

"μετρον"=métrón, (medida)) es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos

y productos en el transcurso de una reacción química. Estas relaciones se pueden

deducir a partir de la teoría atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer

referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios.

El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremias Benjamin

Richter (1762-1807), en 1792. Escribió:

La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de

masa en la que los elementos químicos que están implicados.

En una reacción química se observa una modificación de las sustancias presentes: los

reactivos 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 las 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.

Una ecuación química (que no es más que la representación escrita de una reacción

química) ajustada debe reflejar lo que pasa realmente en antes de comenzar y al finalizar

la reacción y, por tanto, debe respetar las leyes de conservación del número de átomos y

de la carga total.

Para respetar estas reglas, se pone delante de cada especie química un número llamado

coeficiente estequiométrico, que indica la proporción de cada especie involucrada (se

puede considerar como el número de moléculas/átomos/iones o moles, es decir, la

cantidad de materia que se consume o se forma).

Catalizadores

Un catalizador es una sustancia (compuesto o elemento) capaz de acelerar (catalizador

positivo) o retardar (catalizador negativo o inhibidor) una reacción química,

permaneciendo éste mismo inalterado (no se consume durante la reacción). A este

proceso se le llama catálisis.

Los catalizadores no alteran el balance energético final de la reacción química, sino que

sólo permiten que se alcance el equilibrio con mayor o menor velocidad. Muchos de los

catalizadores actúan alterando superficies permitiendo encontrarse y unirse o separarse a

dos o más reactivos químicos. En el mundo natural, hay catalizadores biológicos o

biocatalizadores, los más importantes son las enzimas, de naturaleza proteica aunque

también existen ácidos ribonucleicos con capacidad catalítica, denominados ribozimas.

Los catalizadores pueden ser de dos tipos:

Homogéneos: cuando los catalizadores están en la misma fase que los reactivos.

Actúan cambiando el mecanismo de reacción, es decir, se combinan con alguno de

los reactivos para formar un intermedio inestable que se combina con más reactivo

dando lugar a la formación de los productos, al mismo tiempo que se regenera el

catalizador.

Heterogéneos o de contacto: cuando los catalizadores están en distinta fase que los

reactivos. Son materiales capaces de absorber moléculas de reactivo en sus

superficies, consiguiendo mayor concentración y superficie de contacto entre

reactivos, o debilitando sus enlaces disminuyendo la energía de activación. Los

productos abandonan el catalizador cuando se forman, y este queda libre para seguir

actuando. Los catalizadores heterogéneos más usados son metales o óxidos de

metales finamente divididos, como por ejemplo el hierro, el platino, el níquel, el

trióxido de aluminio o el pentaóxido de vanadio.

Los catalizadores sólidos pueden ser porosos y están hechos de metal u óxido metálico

soportado sobre una matriz sólida inerte. Este caso particular se conoce como catálisis

de contacto. Este tipo de catalizadores son ampliamente utilizados en las refinerías de

petróleo.

Ensayo a la brasa

El ensayo consiste en comprobar la presencia o el desprendimiento de oxígeno en una

reacción química.

Clorato de Potasio

El clorato de potasio o clorato potásico es una sal formada por el anión clorato y el

catión potasio. En su forma pura forma cristales blancos. Es el clorato más común en la

industria, y se encuentra en la mayoría de los laboratorios. Se emplea como oxidante.

Es un compuesto explosivo extremadamente volátil y ha sido utilizado durante años

como el principal relleno explosivo en granadas, minas antipersonales y bombas de

mortero en países como Francia y Alemania. El clorato de potasio no puede ser echo en

casa por si mismo, pero puede ser obtenido de un laboratorio. Si el clorato de potasio se

mezcla con una pequeña cantidad de vaselina, o algún otro derivado del petróleo, y se le

da una descarga eléctrica, el material detonará con más poder que la pólvora negra. Este

debe de ser limitado a detonarse de esta manera (por descarga eléctrica).

Cloruro de Potasio

El compuesto químico cloruro de potasio (KCl) es un haluro metálico compuesto de

potasio y cloro. En su estado puro es inodoro. Se presenta como un cristal vítreo de

blanco a incoloro, con una estructura cristalina cúbica centrada en las caras que se

fractura fácilmente en tres direcciones. El cloruro de potasio es utilizado en medicina,

aplicaciones científicas, procesamiento de alimentos y en ejecución legal por medio de

inyección letal. Se presenta naturalmente como el mineral silvita y en combinación con

cloruro de sodio como silvinita. Es un compuesto inorgánico.

La mayoría del cloruro de potasio producido es utilizado en la fabricación de

fertilizante, ya que el crecimiento de muchas plantas es limitado por el consumo de

potasio. Como reactivo químico es utilizado en la manufactura de hidróxido de potasio

y potasio metálico. También es utilizado en medicina, en casos de diarrea, vómitos y en

el postquirúrgico del aparato digestivo, en aplicaciones científicas, procesamiento de

alimentos y en ejecuciones judiciales a través de inyección letal.

4. Materiales y reactivos:

A continuación se enlista los materiales utilizados durante esta práctica.

Soporte universal

Nuez

Agarradera

Pinza para tubo

Espátula

Pajita

Tubo de ensayo

Mechero de Bunsen

Balanza

Especificaciones de la balanza del laboratorio.

Sensibilidad o precisión: ± 0.1 g.

Capacidad máxima: 2610 g.

Tipo: Mecánica.

Muestra de hidrato: KClOx

Catalizador: MnO2

5. Esquema del procedimiento:

A continuación se describen los pasos que se realizaron para llevar a cabo esta práctica.

1. Colocar una pequeña cantidad de dióxido de manganeso (catalizador) en un tubo de

ensayo limpio y seco y pesarlo. Anotar el peso como m1.

2. Añadir una porción pequeña de sal clorada (muestra) y vuelva a pesarlo. Anotar el

peso como m2= m1 + msal clorada.

3. Mezclar el contenido del tubo agitándolo por vibración (golpear con los dedos el

costado del tubo) hasta que se homogenice completamente.

4. Sujetar el tubo de ensayo en una posición inclinada, a un soporte con una agarradera

y calentar con la llama de un mechero hasta que el fondo del tubo esté al “rojo vivo”.

Apagar el mechero.

5. Enfriar al ambiente el tubo con su contenido y pesar. Anotar como m3= m1 + mKCl.

6. Elaborar la tabla de datos, efectuar los cálculos correspondientes y llenar la tabla de

resultados.

6. Dibujos y/o gráficos:

7. Tabla de datos:

8. Cálculos

La reacción química que se lleva a cabo en esta reacción es:

Práctica

Descomposición térmica de sales y determinación estequiométrica

1. Masa del tubo + Masa de MnO2 m1 = (17.1 ± 0.1) g.

2. (Masa del tubo + Masa de MnO2) + Masa de la sal clorada m2 = (18.1 ± 0.1) g.

3. (Masa del tubo + Masa de MnO2) + Masa de KCl m3 = (17.7 ± 0.1) g.

Para obtener la masa del oxígeno (O2) y la masa de cloruro de potasio KCl.

Para transformar a moles las masas.

Peso molecular del oxígeno (O) = 16 g/mol

Peso molecular del cloruro de potasio (KCl) = 74.5 g/mol

Para establecer el número de moles de oxígeno diatómico (O2) desprendido.

Para que la ecuación química está equilibrada, el número de moles de oxígeno

diatómico (O2) debe ser igual al número de átomos de oxígeno presentes en la molécula

de la sal clorada. Por lo tanto la sal que se descompuso es clorato de potasio (KClO3).

Cálculo del porcentaje de error en la práctica

9. Tabla de resultados:

Descomposición térmica de sales y determinación estequiométrica

1. Masa de oxígeno desprendido 0.4 g

2. Moles de átomos de oxígeno desprendido 0.025 mol

3. Masa de KCl 0.6 g

4. Moles de KCl 8.05*10-3

mol

5. Nombre y fórmula simple de la muestra KClO3

Clorato de potasio

10. Observaciones y recomendaciones:

Se recomienda seguir estrictamente el procedimiento de la práctica, a fin de tener

óptimos resultados.

Tener precaución al momento de calentar el crisol, porque se podría ocasionar algún

accidente.

Conocer perfectamente el manejo del mechero de bunsen para que no haya cambios

bruscos en la llama del mismo.

Tener a la mano un extintor para poder controlar algún incendio que se pueda

producir.

No calentar directamente el tubo de ensayo, ya que por las altas temperaturas, éste

podría dañarse.

Tomar correctamente las medidas de las masas para que no exista errores

significativos en los resultados.

No dejar caer cenizas de la pajita al realizar el ensayo a la brasa porque se podrían

alterar las masas.

11. Conclusiones:

Se realizó la descomposición de una sal clorada sometiéndola al calor.

La presencia del catalizador ayudó a que la reacción se produzca con una mayor

rapidez.

Se produjo un desprendimiento de oxígeno diatómico y además se obtuvo otra sal

clorada.

Se comprobó el desprendimiento de oxígeno empleando el ensayo a la brasa.

Se establece que la descomposición térmica de sales sirve para la obtención de oxígeno

y que éste siempre está presente en la combustión.

12. Bibliografía:

Sitios web consultados:

http://es.wikipedia.org/wiki/Estequiometr%C3%ADa

http://es.wikipedia.org/wiki/Catalizador_(qu%C3%ADmica)

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

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

http://bombascaseras.tripod.com/Clorato.htm

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Mario Aguaguiña Méndez

C.I. 0927993329

Fecha de entrega: 22/Julio/2009