INDICE

1. Introducción . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2

2. Objetivos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3

3. Principios Teóricos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3

4. Materiales y Reactivos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6

5. Procedimiento Experimental . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .10

6. Tabla de Resultados . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .12.

7. Recomendaciones . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .13

8. Bibliografía . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 14

9. Cuestionario . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 15

INTRODUCCIÓN

En el presente informe hemos analizado las relaciones cuantitativas entre las sustancias, también hemos visto y aplicado, el método de cálculo de cantidades no accesibles con simples observaciones; a través de relaciones teóricas y leyes previamente conocidas, adicionándole las cantidades observadas en el laboratorio, se pueden obtener dichas magnitudes de manera experimental.

La estequiometria nos ayuda a saber la relación de las cantidades usadas en la producción de una determinada sustancia y con dichas relaciones podemos saber las cantidades necesarias para poder producir en mayores cantidades, generando un excedente productivo, el cual se puede comercializar generando beneficios y ganancias a la empresa, es ahí donde interviene el ingeniero industrial, debido a que con los conocimientos necesarios, puede organizar, determinar y planificar la producción.

Aparte de la estequiometria, también hemos visto las propiedades y leyes de los gases, los cuales también son necesarios para algunos procesos, dado que todo se debería comercializar, solo se tiene que encontrar la manera de cómo hacerlo.

Como un adicional, también hemos podido observar las funciones de los catalizadores, los cuales ayudan a agilizar las reacciones químicas que pueden generar un producto. En el mercado, el tiempo es un factor importante, la manera de obtención de alguna sustancia no debería ni demorar, ni costar mucho, ya que no sería un producto viable, debido a que el precio de venta debería compensar el precio de costo y otros factores adicionales que complican la producción.

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OBJETIVOS Buscar la relación que existe entre los pesos de las sustancias reaccionantes y de los productos,

durante una reacción química de acuerdo a la ley de conservación de la masa. Determinar el volumen molar del oxígeno, a partir del volumen de agua desalojado por el gas

desprendido en la reacción correspondiente.

PRINCIPIOS TEÓRICOS

3.1. Estequiometría:La estequiometría es aquella parte de la química que se encarga del estudio cuantitativo de las relaciones entre aquellas sustancias que participan en una reacción química, reactantes y productos. Para realizar dicho análisis cuantitativo se recurre a las leyes experimentales de la combinación química.

3.2. Estado Gaseoso:Un gas es un fluido que ocupa en su totalidad el recipiente que lo contiene, a la vez que ejerce una presión igual sobre toda la superficie de las paredes del recipiente. Líquidos y sólidos difieren bastante de los gases en su comportamiento, ya que los gases son, en diversos aspectos, mucho más sencillos que los líquidos y los sólidos. Están sujetos a cambios de temperatura y presión. Las leyes que norman su comportamiento han desempeñado una importante función en el desarrollo de la teoría atómica de la materia y la teoría cinética molecular de los gases.Es el estado de la materia que se caracteriza por tener una gran energía cinética interna debido a que la fuerza de repulsión intermolecular es mayor que la de atracción, por eso los gases carecen de forma y volumen definido. El movimiento molecular de los gases resulta totalmente aleatorio y las fuerzas de atracción entre sus moléculas son tan pequeñas que cada una se mueve en forma libre y fundamentalmente independiente de las otras.

3.2.1. Las leyes de los gases

Ley de Boyle“La presión de una cantidad fija de un gas a temperatura constante es inversamente proporcional al volumen del gas”.

P∝ 1V

PV=k 1

Ley de Charles y Gay-Lussac

3

“El volumen de una cantidad fija de gas mantenido a presión constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas”.

V ∝T

VT

=k2

A partir de la ley de Charles, se consigue lo siguiente:

P∝T

PT

=k3

Por lo tanto, se colige que:

P∝ 1V

PVT

=k

P∝T

3.3. Presión de un gas:Los gases ejercen presión sobre cualquier superficie con la que entren en contacto, ya que las moléculas gaseosas se hallan en constante movimiento. Los humanos nos hemos adaptado fisiológicamente tan bien a la presión del aire que nos rodea, que por lo regular desconocemos su existencia, quizá como los peces son inconscientes de la presión del agua sobre ellos.

3.4. Presión Atmosférica:Los átomos y las moléculas de los gases en la atmósfera, como el resto de la materia, están sujetos a la atracción gravitacional de la Tierra; por consiguiente, la atmósfera es mucho más densa cerca de la superficie de la Tierra que en altitudes elevadas. La fuerza que experimenta cualquier superficie expuesta a la atmósfera de la Tierra es igual al peso de la columna de aire que está encima de ella. La presión atmosférica, como lo indica su nombre, es la presión que ejerce la atmósfera de la Tierra.

3.5. Volumen Molar:El volumen molar de una sustancia, simbolizado Vm es el volumen de un mol de ésta. La unidad del Sistema Internacional de Unidades es el metro cúbico por mol:

m3 · mol-1

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Un mol de cualquier sustancia contiene 6,02 · 1023 partículas. En el caso de sustancias gaseosas moleculares un mol contiene NA moléculas. De aquí resulta, teniendo en cuenta la ley de Avogadro, que un mol de cualquier sustancia gaseosa ocupará siempre el mismo volumen (medido en las mismas condiciones de presión y temperatura.Experimentalmente, se ha podido comprobar que el volumen que ocupa un mol de cualquier gas ideal en condiciones normales (Presión = 1 atmósfera, Temperatura = 273,15 K = 0 °C) es de 22,4 litros. Este valor se conoce como volumen molar normal de un gas.Este valor del volumen molar corresponde a los llamados gases ideales o perfectos; los gases ordinarios no son perfectos (sus moléculas tienen un cierto volumen, aunque sea pequeño) y su volumen molar se aparta ligeramente de este valor. Así los volúmenes molares de algunos gases son:

Monóxido de carbono (CO) = 22,4 L. Dióxido de azufre (SO2) = 21,9 L. Dióxido de carbono (CO2) = 22,3 L.

3.6. Catalizador:Un catalizador es una sustancia que modifica la velocidad de una reacción química sin experimentar un cambio químico, es alterado físicamente a menudo por moléculas de los reactivos absorbidos químicamente. La mayoría de los catalizadores aceleran la reacción, pero pocos la retardan, los catalizadores pueden ser sólidos líquidos y gaseosos.Existen dos tipos de catalizadores:

Catalizador Homogéneo:Es aquel catalizador que está presente en la misma fase de las moléculas reaccionantes. Los ejemplos abundan tanto en disolución como en fase gaseosa como en disolución. Por ejemplo, consideremos al peróxido de hidrogeno acuosa, H2O2 (ac), en agua y en oxigeno.

2H2O2 2H2O + O2

En ausencia de un catalizador esta reacción ocurre extremadamente lenta.

Catalizador Heterogéneo:Es aquel catalizador que existe en una fase diferente a la de las moléculas reaccionantes, por lo general como un sólido en contacto con reactivos gaseosos o reactivos en una disolución liquida. Con frecuencia, el catalizador heterogéneo está compuesto por metales u óxidos metálicos, como por ejemplo el níquel, platino, el palatino, el oxido de magnesio entre otros.

MATERIALES Y REACTIVOS4.1. Materiales:

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1 Balanza.

1 Tubo de ensayo.

1 Pinza.

1 Juego de tapones bihoradado, mangueras y conexiones; todo con balón.

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1 Colector de vidrio.

1 Mechero Bunsen.

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1 Espátula.

1 Termómetro.

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1 Probeta de 500 mL.

4.2. Reactivos:

Mezcla de reactivos: 87,5% KCℓO3(s) y 12,5% MnO2(s).

PROCESO EXPERIMENTAL

Ahora correspondemos a explicar cuáles fueron los procedimientos experimentales de cada uno de los siguientes elementos analizados, en donde se tratará de dar especial atención a las diferentes reacciones que sufren cada una de ellas.

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Pesar el tubo limpio y seco

Agregar la mezcla entre 0.8 a 1.0g (pesada por diferencia) al tubo. Llenar el balón con agua potable (agua de caño) hasta la mitad y se conecta el juego de mangueras Una vez listo se arma el equipo para hacer posible realizar el experimento. Esta estructura consta de un juego de tapones, mangueras y conexiones, un recipiente, un tubo de ensayo, un mechero y un balón.

Llenar la conexión con la misma agua del balón soplando por el otro extremo, entre el balón y el frasco. Mantener presionado con los dedos el extremo de la manguera que va al frasco evitándose producir burbujas de airCon todo el sistema listo se procede a calentar el tubo de ensayo con la mezcla

Cuando sentimos presión en nuestros dedos, soltar inmediatamente la manguera y observamos que se desprende agua de la manguera. Esto se debe a que el oxigeno que desprende en la mezcla es almacenada en el balón, el agua por su parte tiene que escapar por la manguera para ceder paso al oxigeno. Esto lo entenderemos mejor con la siguiente ecuación:

2KClO3(s) MnO2(s) 2KCl(S) + 3O2(g)

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Soporte

BALON

Equipo de experimentación

Frasco

Seguimos calentando el tubo hasta que ya no se desprenda más oxígeno, esto se puede comprobar observando al sistema cuando deje de caer más agua al frasco.

Luego medimos la temperatura del agua del frasco, para luego determinar con esta la presión de vapor de agua, en las tablas.

Por otro lado dejamos enfriar el tubo que contiene KCℓ y MnO2 para luego pesarlo.

Finalmente medimos el volumen desalojado que va ser igual al volumen del oxígeno desprendido en la descomposición del KClO3 puesto que el MnO2 actúa como catalizador, permanece inalterable y se recupera al final del experimento.

TABLA DE RESULTADOSMagnitud Método de obtención Resultado

1. Peso del tubo vacío

Pesadas con la balanza 31.14 g

2. Peso del tubo más mezcla

Pesadas con la balanza 32.12 g

3. Peso del KCℓ3 [(2)-(1)] x 0.875 0.8575

4. Peso del MnO2 [(2)-(1)] x 0.125 0.1225

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5. Peso del tubo mas KCℓ + MnO2

Pesadas con la balanza 31.80

6. Peso del O2 experimental

(2) – (5) 0.32

7. Temperatura del agua en el balón = T

Medida con el termómetro 22 0C

8. Presión del vapor de agua a (T)

Obtenida con la tabla 19,8 mmHg

9. Presión barométrica

Dada como dato 756 mmHg

10. Presión de gas seco

P = (9) – (8) 736.2 mm Hg

11. Volumen de O2 V = Volumen del agua desalojada 250 mL

12. Volumen de O2 a C.N.

V0 = (P/P0)x(T0/T)xV 225,29 mL

13. Peso teórico de O2 KCℓO3(s) + calor KCℓ(s) + 3/2 O2(g)

122,5 g . . . . . . . . . . . . . . . . . . 48 g(3) . . . . . . . . . . . . . . . . . . X

0,336 g

14. ERROR RELATIVO en relación a la masa del O2

%em = {[(13) – (6)]/(13)}x100% 4,76 %

15. Volumen teórico de O2 a C.N.

KCℓO3(s) + calor KCℓ(s) + 3/2 O2(g)

122,5 g . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 33,6 L

(3) . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Y

235,2 mL

16. ERROR RELATIVO en relación al volumen del O2

%eV = {[(15)-(12)]/(15)}x100% 4,21%

17. Volumen molar experimental a C.N.

(6) . . . . . . . . . . . . . . . . . . . (12)32 g de O2 . . . . . . . . . . . . . . . . Vm

22529 mL

18. ERROR RELATIVO en relación al volumen molar del O2

%eVm = {[22400 – (17)]}x100% 0,57%

RECOMENDACIONES

- El tubo de ensayo debe estar limpio y seco.

- Controlar todas las conexiones: No debe haber pérdida.

- Debemos tener mucho cuidado al usar la balanza para no des calibrarla, los pasos a seguir son:

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1. Encender la balanza.2. Colocar el objeto que será pesado.3. Apagar la balanza.4. Retirar el objeto pesado.

-Tratar de manipular cuidadosamente los objetos que experimentamos, porque a veces pueden ocasionar una fuga de gas,

BIBLIOGRAFÍA

Química: “La ciencia central”Theodore Brown Editorial: Pearson Pág.: 401, 402

“Química” – Novena edición

13

Raymond ChangEditorial Mc Graw HillPág.: 97, 169, 171, 172, 175 - 180

“Química – Teoría y práctica”Walter CartolínEditorial San MarcosPág.: 333, 441

WEBGRAFÍA

http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Estequiometria.html

http://es.wikipedia.org/wiki/Ley_de_conservaci%C3%B3n_de_la_materia

Cuestionario

Defina ¿Qué es volumen Molar?

El volumen molar de una sustancia, es el volumen que ocupa una mol de esa sustancia.´

DE 5 ejemplos de reacciones químicas donde se obtenga O2

2 KClO3 2 KCℓ(s) + 3 O2(g)

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2HgO(s) 2Hg(s) + O2 (g)

2H2O(l) 2H(g) + O2(g)

2H2O2(l) 2 H2O(l) + O2(g)

¿Sera necesario descomponer todo el KCℓO3 para la determinación del volumen molar, según la experiencia que se realizo en el laboratorio?

No es necesario que se descomponga totalmente pues según el cálculo número 17 se desprende que para hallar el volumen molar experimentalmente solo es necesario saber el peso del oxigeno liberado y su volumen.

¿Cuál será el volumen molar de un gas ideal a 25ºC Y 742mmHg?

De la ecuación universal de gases ideales:

Datos: P=742mmHg, T=298K, n=1, R=62.4mmHg*L/K*mol

V=n*R*T/P V=(1*62.4*298)/742 = 25.0609L

¿Cuál será la densidad del O2 a las condiciones experimentales y cual a las condiciones normales?

De la ecuación universal de gases ideales:

Además n=WO2/PMO2 PV= (WO2/PMO2 )*R*T D=P*PMO2/(R*T)

Datos a condiciones experimentales:

P=736.2mmHg. PMO2=32, R=62.4mmHg*L/K*mol, T=295K; D=1.2797 g/L

Datos a condiciones Normales:

P=760mmHg. PMO2=32, R=62.4mmHg*L/K*mol, T=273K; D= 1.42763219 g/L

Tomando como base la siguiente reacción:

Fe2O3(s) + 3C(s) 3CO(g) +2Fe(s)

a) ¿Cuantas Toneladas de carbono se necesitan para reaccionar con 240 Kg de Fe2O3?

Fe2O3(s) + 3C(s) 3CO (g) +2Fe(s)

15160*10-6Ton…………36*10-6Ton

240*10-3Ton…………. X Ton

b) ¿Cuantas toneladas de conque de 96% de pureza se necesitan para reaccionar con una tonelada de mena de Fe que contiene un 46 % de de Fe2O3?

Datos:

Mena: 1 Ton al 46 % de pureza de Fe2O3

Piden X Ton de Conque al 96% de pureza en carbono.

Procedimiento:

W Fe2O3 = 0.46Ton

Fe2O3(s) + 3C(s) 3CO (g) +2Fe(s)

X= 0.054Ton

X Ton de Conque al 96% de pureza en carbono = Y*100/96 = 0.107812

c) ¿Cuántos kilogramos de Fe podrán formarse a partir de 25 Kg de de Fe2O3?

Fe2O3(s) + 3C(s) 3CO (g) +2Fe(s)

X= 0.054Ton

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X= 0.054Ton

160*10-6Ton…………36*10-6Ton

46*10-2Ton…………..y Ton Y= 0.1035 Ton

160*10-3Kg………………………………………………. 112*10-3Kg

25Kg …………………………………………………….. X Kg

X= 17.5 Kg