UNIVERSIDAD DE LA COSTA, CUCDEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS

FACULTAD DE INGENIERÍA

ESTEQUIOMETRIADaniel Carvajal; Luis Pacheco; Clara Padilla; Miguel Solis

Fabio Armando Fuentes Gándara. Grupo de laboratorio JD8 – fecha de la experiencia 22-04-13 Laboratorio de Química Inorgánica I, Universidad de la Costa, Barranquilla

Resumen

En esta sección se debe realizar un resumen de lo que se trató en la experiencia, incluye algo de la introducción, de la teoría, del procedimiento y hasta de los resultados, pero de forma muy breve.Debe explicar en pocas palabras qué se hizo en el laboratorio.

Palabras claves

Estequiometria, Rendimiento, Reactivo Limite, Ecuación Balanceada

Abstract

Es el mismo resumen, traducido al inglés.

Key words

Stoichiometry, Performance, Reactive Limit, Balanced Equation

1. Introducción

Es como su nombre lo indica, la presentación de lo que se va a leer en el resto del informe, suele ser general, no muy larga y contiene los objetivos de la práctica.

2. Fundamentos Teóricos

La estequiometria es la parte de la química que se encarga de estudiarlas relaciones cuantitativas en las que intervienen las masas moleculares y atómicas, las formulas químicas y la ecuación química. Por ejemplo en la síntesis de Haber-Bosch: N2(g)+H2(g)-----> NH3(g)En términos cuantitativos diríamos que si combinamos el nitrógeno con el hidrogeno, ambos en estado gaseoso, obtendremos amoniaco; sin embargo, esta manera de ver la ecuación no nos permite ver qué cantidad de nitrógeno o hidrogeno debemos mezclar o por lo menos en qué relación. De ahí que viene la importancia de la estequiometria,

ya que nos permite obtener la relación correcta en la que debemos mezclar los “reactantes”(en nuestro caso hidrógeno y nitrógeno) para obtener los “productos” (en nuestro caso amoniaco). Así, haciendo el respectivo “balance” de la ecuación, la ecuación quedaría de la siguiente manera: N2(g)+ 3H2(g) -----> 2NH3(g)Lo que se interpreta de la siguiente manera:

•Se producen dos moles de NH3 por cada mol de N2 que se consume.

•Se producen dos moles de NH3 por cada tres moles de N2 que se consume.

•Se consumen tres moles de H2 por cada mol de N2 que se consume. Además, podemos convertir estas afirmaciones en unos factores de conversión, denominados factores estequiométricos. Un factor estequiométrico relaciona las cantidades de dos sustancias cualquiera que intervienen en una reacción química en una base molar, por tanto un factor estequimétrico es una relación de moles.

Leyes de la estequiometria

1ª Ley de la Estequiometria o Ley de conservación de masa de Lavoisier.

“En toda reacción química las cantidades en masa de los reactivos son iguales a las cantidades en masa de los productos”.

2ª Ley de las proporciones constantes de Proust.

“Cuando dos o más elementos se unen para formar un mismo compuesto, siempre lo hacen en una relación ponderal constante”.

3ª Ley de las proporciones múltiples de Dalton.

“Cuando dos o más elementos se unen para formar una serie de compuestos, si el peso de uno de ellos permanece constante y el otro varía, las cantidades de este son múltiplos enteros de la menor de ellas”.

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4ª Ley de las Proporciones Recíprocas o Equivalentes de Richter-Wenztel.

“Cuando dos elementos se combinan separadamente con un peso fijo de un tercer elemento, los pesos relativos de aquellos son los mismos que sí se combinan entre sí“.

Reactivo limitante:

Cuando todos los reactivos se consumen en una reacción química de forma completa y simultanea se dice que los reactivos están en proporciones estequiometrias, es decir, en proporciones molares fijadas por los coeficientes estequiométricos de la ecuación ajustada. Algunas veces se exige esta condición, por ejemplo en algunos análisis químicos. Otras veces, como en una reacción de precipitación, uno de los reactivos se transforma completamente en productos porque se utiliza un exceso de todos los demás reactivos. El reactivo que se consume por completo, llamado reactivo limitante, determina las cantidades de productos que se forman. Rendimiento teórico, rendimiento real y rendimiento porcentual.

El rendimiento teórico

Es la cantidad de productos que se espera, calculada a partir de unas cantidades dadas en los reactivos. La cantidad de producto que realmente se obtiene se llama rendimiento real. El rendimiento porcentual

Se define como: En muchas reacciones el rendimiento real es casi exactamente igual al rendimiento teórico y se dice que las reacciones son cuantitativas. Estas reacciones se pueden utilizar para llevar a cabo análisis químicos cuantitativos, por ejemplo. Por otra parte en algunas reacciones el rendimiento real es menor que el rendimiento teórico, siendo el rendimiento porcentual menor del 100 por ciento. El rendimiento puede ser menor del 100 por ciento por muchos motivos. El producto de la reacción rara vez aparece en forma pura y se puede perder algo de producto al manipularlo en las etapas de purificación necesarias. Esto reduce el rendimiento. En muchos casos los

reactivos pueden participar en otras reacciones distintas de la que nos interesa. Estas son las llamadas reacciones secundarias y los productos no deseados se llaman subproductos. El rendimiento del producto principal se reduce en la misma medida en que tienen lugar estas reacciones secundarias. Finalmente, si tiene lugar una reacción reversible, parte del producto que se espera puede reaccionar para dar nuevamente los reactivos y, de nuevo, el rendimiento es menor de lo esperado. A veces el rendimiento aparente es mayor del 100 por ciento. Como no puede obtenerse algo de la nada, esta situación normalmente pone de manifiesto un error en la técnica utilizada. Algunos productos se forman por precipitación de una disolución. El producto puede estar humedecido por el disolvente, obteniéndose para el producto húmedo una masa mayor de lo esperado. Si se seca mejor el producto, se obtendrá una determinación más exacta del rendimiento. Otra posibilidad es que el producto este contaminado con un exceso de reactivo o con un subproducto. Esto hace que la masa del producto parezca mayor de lo esperado. En cualquier caso, un producto debe ser purificado antes de determinar el rendimiento

3. Desarrollo experimental

Esta experiencia la llevamos a cabo primero tomamos 30 ml de Hcl al 1M en una probeta de 100 ml. Tomando el peso del Erlenmeyer con el ácido clorhídrico en una balanza y tomamos su dato obteniendo así el peso inicial del sistema (Wi), después adicionamos 2 gr (CaCO3) después de dejar reaccionar se procedió a pesar de nuevo el sistema para obtener el peso final del sistema (WF) paso siguiente, anotamos los datos.

Diagrama de procesos

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4. Resultados y análisis

Peso del Erlenmeyer + HCl (Wi)

Wi = 143,1g (Erlenmeyer) + 2,16g (HCl) = 145,26gr

Peso final del sistema HCl + CaCO3 (WF)

WF = 144,5g

Wi –WF = Peso del CO2 = 145,26g – 144,5g= 0,76g de CO2

Al relacionar el peso inicial del sistema con el peso final del mismo se obtuvo que el peso inicial fuera mayor que el peso final por motivo que la reacción CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2, el CO2 escapa a la atmosfera en forma de gas produciendo que el sistema pese meno siendo la diferencia entre el peso inicial y final (0,76g CO2), la masa de dicho gas Cuestionario

Escriba la ecuación balanceada de la reacción entre el carbonato de calcio y el ácido clorhídrico.

CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2 Calcule el peso molecular de todas las

especies que intervienen en la ecuación.

CaCO3= 100gr

Ca= 40grC= 12grO3= 16g * 3

HCl= 36,5 grH= 1grCl= 35.5 gr

CaCl2= 111 grCa= 40 grCl2= 35.5 * 2

H2O= 18grH2= 1 gr *2O= 16 gr

CO2= 44 grC= 12 grO2= 16 gr * 2

o ¿Cuántos gramos de CO2 teóricos se deben producir por la reacción de los 2.0 g de CaCO3?

A partir de 2 g de CaCO3 se deben producir 0.88g CO2

En la práctica se obtuvo

5. Conclusiones

Se escriben primero en español y luego en inglés.Como lo indica su título, en esta parte se deben incluir las conclusiones de la práctica, con base en los objetivos propuestos y en la experiencia particular, tanto si es exitosa como si no lo es, en cuyo caso dará lugar a un análisis por parte de los estudiantes para tratar de explicar cualquier eventualidad presentada.

6. Bibliografía

Fogler, S. (2008). Elementos de ingenieria para reacciones

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quimicas. Mexico: Pearson Educacion.

Garritz Ruiz, A. (2005). Quimica Universitaria. Mexico: Pearson Educacion.

Gutierrez Rios, E. (1978). Quimica Inorganica. Barcelona: Reverte.

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