TABLA DE CONTENIDO

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Introducción……………………………………………………………………………..3

Datos obtenidos en la práctica de laboratorio…….....………………………….….4

Desarrollo de la actividad……………………………………..………………………5

Conclusión…………………………………………………………………………..…..7

Glosario………………………………………………………………………………….8

INTRODUCCIÓN

En la producción industrial de algunos compuestos es frecuente obtener mezclas, lo cual hace necesario una posterior determinación de la pureza de la misma. Por ejemplo, en la preparación comercial del clorato de potasio a partir de cloro gaseoso e hidróxido de potasio, se obtiene clorato de potasio y cloruro de potasio según la siguiente reacción:

3Cl2(g) + 6KOH(aq) --> KClO3(aq) + KCl(aq) + H2O(l)

De acuerdo con la solubilidad de cada compuesto, el cloruro de potasio se podría separar del clorato de potasio por disolución en agua fría, ya que el cloruro es más soluble; sin embargo, si la solución es muy concentrada, probablemente precipitarán ambos compuestos. Esta situación hace que los métodos físicos den poco rendimiento en la separación de la mezcla. Existe la posibilidad de determinar la composición de la mezcla utilizando un cambio químico, el cual consiste en hacer reaccionar la mezcla de tal manera que uno de los reactivos reaccione en tanto que el otro compuesto permanezca inalterado. Debe tenerse en cuenta que en este caso se determinará la composición de la mezcla, pero permanece el problema de separar o aislar los dos componentes.

Objetivos

• Aplicar las relaciones peso a peso para la determinación de la composición de una mezcla de clorato de potasio y cloruro de potasio.

• Aplicar la ley de Dalton a la resolución de problemas en la que intervienen gases.

• A partir de relaciones peso a volumen, analizar la estequiometria que tiene lugar en una reacción en la que se producen gases

Marco teórico

Ley de Dalton

Cuando un gas se recoge sobre agua se obtiene una mezcla del gas y de vapor de agua y por eso se dice que el gas está húmedo. El compuesto gaseoso ejerce una presión parcial Pgas. Análogamente, el vapor de agua ejerce una presión parcial Pagua y ésta presión depende solamente de la temperatura. Los datos de presiones de vapor del agua se encuentran tabulados (véase el Anexo 5).

De acuerdo con la ley de Dalton, la presión total del gas húmedo es la suma de las presiones parciales del gas y del vapor de agua. En un tubo recolector de gases o eudiómetro se puede hacer el siguiente balance de presiones:

3 Materiales y equipo

• Mezcla KClO3-KCl, MnO2, Mg, HCl 4.0 M• Tubo de ensayo • Pinza para tubo de ensayo• Eudiómetro• Regla graduada (traerla)• Beaker• Soporte universal• Mechero• Balanza• Hilo y corcho

Procedimiento

Separación de una mezcla de KClO3-KCl

Adaptar la base de la probeta a un tubo de ensayo limpio y seco. Colocar una pizca de MnO2en el tubo de ensayo, pesar y agregar aproximadamente 2.00 g de la mezcla asignada.

Pesar con la mayor exactitud el tubo con las sustancias y agitar para que mezcla y catalizador se pongan en contacto. Calentar el tubo de ensayo, sin su base, manteniendo las debidas precauciones (figura 14.2).

Figura 14.2 Descomposición del KClO3

Suspender el calentamiento al cabo de unos minutos cuando cese el desprendimiento de oxígeno, enfriar y pesar. Repetir el procedimiento de calentar, enfriar y pesar hasta obtener un peso constante.

Determinación de la pureza de una lámina de Mg

Colocar 10.0 mL de HCl 4.0 M en un eudiómetro y llenar completamente con agua; colocar en la boca del eudiómetro la cinta y el magnesio atada al cordel y al corcho. Tapar con el dedo índice e invertir rápidamente dentro de un vaso de precipitados de 400 mL. Sujetar el eudiómetro al soporte metálico

Figura 14.3 Ley de Dalton

Cuando el ácido baje hacia la boca del eudiómetro entra en contacto con el magnesio y se produce la reacción. El hidrógeno desprendido sube y desaloja el agua del eudiómetro. Cuando cesa el desprendimiento de gas, se lee el volumen ocupado por el mismo, la temperatura dentro del beaker, la presión barométrica y la longitud de la columna de agua (hH2O).

5 Datos y análisis de resultados

Procedimiento 14.4.1 - Separación de una mezcla de KCl-KClO3

Masa de la mezcla KClO3-KCl ............................................................ 13.29g

Masa del residuo: ........................................................................................ 14.45 g

Masa de en la mezcla KCl+KClO3: ...................................................................... 2g

Porcentaje de NaHCO3: %R= R .REALR .TORICO

×100=¿

Determinación de la pureza de una lámina de Mg

Temperatura: ................................................................................................00.0°C

Volumen del gas: ..........................................................................................00.0mL

Presión atmosférica: .....................................................................................00.0torr

Presión del vapor de agua: ...........................................................................00.0torr

Altura de la columna de agua: .....................................................................00.0 mm

Presión del H2 (g): .......................................................................................00.0atm

Masa de Mg que reacciona............................................................................00.0g

Teniendo en cuenta los resultados obtenidos, los posibles errores que se pudieron cometido fueron específicamente porque no se liberó todo el oxígeno y no se obtuvo un peso constante, o incluso porque no se midió la altura de la columna del volumen de gas; en la composición de una mezcla de KClO3 – KCl se puede establecer la masa de clorato descompuesto y composición de la mezcla, si se conoce la masa de oxigeno desprendido.

DESARROLLO DE LA ACTIVIDAD

• ¿Por qué hay una disminución en el peso de la mezcla KClO3-KCl después de ser calentada?

Porque cuando se calienta de la mezcla KClO3-KCL, se desprende O2, que es liberado en la atmósfera, y por ende disminuye el peso de la mezcla.

• ¿Qué le sucede al KCl durante el calentamiento?

El KCL va a aumentar en cantidad debido a que el calentamiento, y por consecuente en la reacción se genera como producto en mayor proporción.

• ¿Cómo se verifica que todo el KClO3 se descompuso?

Cuando cese o se acabe la producción de oxígeno, manifestado por el peso constante generado.

Mostrar los cálculos estequiométricos para obtener la composición en peso de la mezcla KCl-KClO3.

KClO3 KCl + O2

Balanceando:

2KClO3 2KCl + 3O2

Tenemos: 2gr KClO3

K =

Cl =

O3 = 16 x 3= 48

122,5gr KClO3

1mol KClO3 3moles O2 32g O2

2g KClO3 x x x = 0,78 gO2

122,5g KClO3 2moles KClO3 1 mol O2

1mol KClO3

2g KClO3 x = 0,0163 mol KClO3

122,5g KClO3

1mol KClO3 3moles O2

2g KClO3 x x = 0,0122 moles O2

122,5g KClO3 2moles KClO3

Determinación de la pureza de una lámina de Mg

• ¿Cómo se puede determinar cuál es el reactivo límite en la reacción entre el Mg y el HCl?

REACCIÓN: Mg (s) + HCl (ac)

Mg(s) + HCl(ac) H2(g) + MgCl2(ac)

Mg0 + H + Cl H2(g) + Mg(ac) + 2Cl (ac)

Mg Mg + 2e(Oxidación)

2H H2(reducción)

Mg + 2H Mg + H2

Agente oxidante HCl

Agente reductor Mg

(Cobre no se oxida)

A condiciones normales

11.2 L H2 (masa equivalente)

t = 0° C = 273 K

P= 1 atm = 760 Torr

Masa de Mg = 0.1g +/- 0.01g

Volumen ml = 84 ml +/- 1 ml

Temperatura °C 19° +/- 1°C

Presión atm = 1016 hpa = 762 Torr +/- 1 Torr

Usamos Dalton.

Vamos a realizar los cálculos como si estuviéramos a condiciones normales

P x V = P´x V´ m

T T´

V´= P x V x T´´

TxP

Gas u vapor de agua Pg + Pv H2O

P atm = Pi

P atm = Pg + Pv H2O

Pg = Patm - Pv H2O (Dalton)

Pgas = 762 Torr-16.47 Torr

Pgas = 746 Torr

V´= 746 Torr x 84 ml x 273K = 77 ml

292K x 760 Torr

0.1 g 77 x 10 -3 L

x 11.2 L

Masa Equivalente: 14.5 grs Resultado Practico

Mm= m.eq.

.i

Mm= MgHCL Mg= 24 g/mol

Masa Equivalente 24 g/mol =12 g/eq

2 eq/mol

Valor Practico 12 g/eq

Valor Teórico 14.5 g/eq

¿Por qué cuando se retira cuidadosamente el eudiómetro del beaker, mantenién-dolo vertical, el agua de su interior no se derrama?

por desplazamiento de oxigeno q se genera en la reacción

CONCLUSION

En este laboratorio nos familiarizamos con los problemas estequiométricos, llevándolos a la práctica, determinando peso, volumen, moles e ilustrando la reacción de descomposición térmica.

Glosario

Gas húmedo: el que tiene un contenido alto de propano hasta heptano

ley de Dalton: Es una de las leyes estequiométricas más básicas, formulada en 1803 por John Dalton incluye la ley de las proporciones múltiples y la ley de las presiones parciales.

Ley de las proporciones múltiples :Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para originar diferentes compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos.

Ley de las presiones parciales

Establece que la presión de una mezcla de gases, que no reaccionan químicamente, es igual a la suma de las presiones parciales que ejercería cada uno de ellos si solo uno ocupase todo el volumen de la mezcla, sin cambiar la temperatura.

Presión de vapor: La Presión de vapor o más comúnmente presión de saturación es la presión a la que a cada temperatura las fases líquidas y vapor se encuentran en equilibrio; su valor es independiente de las cantidades de líquido y vapor presentes

mientras existan ambas. En la situación de equilibrio, las fases reciben la denominación de líquido saturado y vapor saturado.

Presión hidrostática: La presión hidrostática, por lo tanto, da cuenta de la presión o fuerza que el peso de un fluido en reposo puede llegar a provocar. Se trata de la presión que experimenta un elemento por el sólo hecho de estar sumergido en un líquido.

presión parcial: La ley de las presiones parciales (conocida también como ley de Dalton) fue formulada en el año 1801 por el físico, químico y matemático británico John Dalton. Establece que la presión de una mezcla de gases, que no reaccionan químicamente, es igual a la suma de las presiones parciales que ejercería cada uno de ellos si sólo uno ocupase todo el volumen de la mezcla, sin variar la temperatura. La ley de Dalton es muy útil cuando deseamos determinar la relación que existe entre las presiones parciales y la presión total de una mezcla.