Práctica de manual de laboratorio PDF

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Práctica 3 del manual de laboratorio...

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Equipo 3

Práctica No. - 3 Estequiometria Objetivo: Efectuar una reacción química, estudiar su estequiometria y calcular su rendimiento porcentual. Fundamento: La estequiometria es {a parte de la química que estudia las relaciones matemáticas (entre pesos y volúmenes de las sustancias participantes en una reacción química, reactivos y productos), mediante la información expresada por sus fórmulas y las leyes ponderales de la Química. El primero que en unció los principios de la estequiometria fue Jeremías Benjamín Richter (1762-1807), en 1792. Escribió La estequiometria es la ciencia. que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los elementos químicos que están implicados. Esta cuantificación tiene como base la ley de la conservación de la masa establecida por Lavoisier que establece lo siguiente:” La suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos" Para efectuar cálculos estequiométricos es necesario representar la reacción química por medio de una ecuación balanceada de la que a su vez es posible obtener información relacionada con el tipo de sustancias que participan en el proceso, propiedades físicas de las mismas, dirección o sentido de la reacción, absorción o desprendimiento de energía calorífica, Cuando los elementos o compuestos experimentan un cambio químico, este puede ser representado por medio de la ecuación química. La ecuación química debe contener toda la información obtenida experimental. cumplir la Ley de la conservación de la materia. con la ley de la conservación de las cargas eléctricas (balance) y con la Ley de la conservación de la energía. Un tipo común de reacción en solución acuosa son las reacciones de precipitación. la cual se caracteriza por la formación de un producto insoluble en agua.

Contenido: La estequiometria es que el estudio cuantitativo de los reactivos y productos de una reacción química. En la ecuación química balanceada se muestran los moles de reactivos y productos involucrados en una reacción química. Los cálculos estequiométricos nos permiten determinar con precisión la cantidad teórica que se va a obtener de un determinado producto cuando se conocen las cantidades de reactivos, o las cantidades de reactivos que se deben utilizar a fin de obtener una determinada cantidad teórica del producto. La cantidad estequiométrica indica la cantidad exacta que se necesita de una sustancia, de acuerdo con una ecuación química balanceada.

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Las cantidades de los reactivos y producto se pueden expresar en gramos, litros, moles. Recordemos que el mol es una cantidad básica del sistema internacional de unidades, definida contra la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, iones o electrones) como átomos ahí en 12 g de carbono -12. Esta cantidad es aproximadamente de 6.022045x10 É3 partículas, y se denomina número de Avogadro. Para efectuar los cálculos estequiométricos se siguen los pasos de se indican a continuación: A. Escribir la ecuación química balanceada indicando la relación del número de moles de reactivos y productos. A estas cantidades se denominan coeficientes estequiométricos. B. Convertir a moles las cantidades conocidas de reactivos o productos pueden estar expresadas en gramos o mililitros, por lo es necesario efectuar el cálculo de conversión a moles. C. Con base en las cantidades conocidas de reactivos (expresados en moles) y a los coeficientes estequiométricos en la ecuación balanceada, es posible calcular el número de moles que teóricamente se obtendrán de cada uno de los productos. D. Con base en la cantidad teórica esperada de producto (expresada en moles) y a los coeficientes estequiométricos de la ecuación balanceada, también es posible calcular el número de moles requerido de cada uno de los reactivos. E. Las cantidades de reactivos o productos calculadas en moles finalmente se convierte a unidades de masa o volumen. AI afectar los cálculos estequiométricos es necesario verificar si los reactivos están presentes en las cantidades estequiométrica exactas, conforme a los coeficientes estequiométricos de la ecuación balanceada. Hay casos en los cuales uno de los reactivos está presente en una cantidad estequiométrica menor y a este reactivo se le denomina el reactivo limitante. De ser así, este reactivo es el que se toma como base para efectuar los cálculos que determinan la cantidad teórica del producto que puede obtener. Reactivo limitante: es una reacción química es el que se encuentra en menor proporción y se consume primero. Una vez que se agota el reactivo limitante ya no puede formarse más producto. Por lo tanto, al efectuar los cálculos para determinar los cálculos la cantidad máxima que se puede obtener del producto, el reactivo limitante que se toma como base. Rendimiento de reacción: el rendimiento teórico de una reacción química corresponde a la cantidad máxima que se puede obtener del producto, con base a la

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estequiometria de la reacción y a la cantidad Involucrada de reactivo limitante que ha reaccionado, por lo tanto, corresponde al rendimiento. En la mayoría de los casos el rendimiento real o experimental, que es la cantidad de producto que se obtiene en una síntesis de laboratorio o planta industrial, resulta ser menor al rendimiento teórico. La eficacia de un proceso de síntesis y la relación entre ambos rendimientos y se recordará como rendimiento experimental. Rendimiento porcentual (%) =

Rendimiento porcentual x 100 Rendimiento de reacción

Técnica: 1.- Pesar una cápsula de porcelana limpia y seca. Anotar el peso como

A

A= 45.0004 g.

2.- Colocar y pesar en la cápsula cerca de 0.1800- 0.2200 g de magnesio metálico y anotar el peso total como B. B= 45.0382 g.

3.- Determinar el peso neto del magnesio y anotarlo como C C= 0.0378 g.

NOTA: Las siguientes operaciones químicas deben realizase bajo campana de extracción.

Verter ácido nítrico diluido (1 :1), en porciones pequeñas (2-3 ml). en la cápsula. hasta la disolución completa del metal. Colocar Iuego la cápsula sobre una tela de asbesto soportada en un tripié y con mucha precaución sin permitir salpicaduras. la solución resultante se evapora hasta sequedad. Calentar la cápsula (operación de calcinación) con la sal seca (la sal se funde y después se descompone, desprendiéndose un gas pardo y formándose el óxido de magnesio de color blanco), enfriar en el desecador y pesar, anotando este dato como D. D= 45.0603 g.

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Para convencerse de que la descomposición de la sal a óxido sea completa, repetir el calentamiento y posteriormente pesar. Sí los resultados son iguales o difieren en tal solo 0.0002 g, la descomposición ha sido total. El peso final puede reportarse como E. E= 45.0522 g. Determinar si peso del óxido en la cápsula, anotándola como F. F= 0.0085 g.

1).- Expresar las secuencias de la reacción llevadas a cabo:

2).- Calcular los valores teóricos de reactivos y productos de las reacciones llevadas a cabo Reactivo: 4 HN O 3 Mg Mg(N O 3 )2 2 N O2 2 H 2O

Peso: 0.0221 g 0.0378 g 0.0433 g 0.0085 g 0.0081 g

Reactivo: Peso: 4 HN O 3 0.0221 g Mg 0.0378 g 0.0433 g Mg(N O 3 )2 2 N O2 0.0085 g 2 H 2O 0.0081 g 3).- Conociendo el peso del metal (C), calcular las cantidades de reactivos y productos considerados en la reacción. 4).- Comparar el peso del óxido de magnesio (F), obtenido experimentalmente con el peso calculado teóricamente (según el paso 2). Anotar el dato en el siguiente recuadro: Peso de MgO Peso Experimental 0.0085 g

Peso Teórico 0.0378

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5).- Calcular el error porcentual de la reacción estequiométrica en base al óxido de magnesio obtenido Error porcentual =

Peso real ×100 )− (100 ) (‖ Peso ‖ teórico

=

×100)−(100 ) (‖ 0.0085 ‖ 0.0378

=

77.51% 6).- Suponiendo que el volumen de ácido nítrico 1:1 utilizado en la reacción fue de 5 ml. ¿qué cantidad de éste reaccionó con el peso C de magnesio utilizado? ¿Quién es el reactivo limitante en la reacción? El peso del magnesio = 0.0378 g. El peso del ácido nítrico = 0.0221 g.

es el reactivo limitante.

7).- Retomando e) paso anterior (6), considerar el volumen real de ácido nítrico utilizado en la reacción y calcular el peso de éste, que participó en la reacción

NOTA: ¡NO TIRAR EL ÓXIDO DE MAGNESIO EN LA BASURA O EL VERTE DERO!! Observaciones: Imágen

Observación

Imagen

Observación

Iniciando la operación de calcinación.

10 minutos después de iniciar la mayoría del ácido ya se había evaporado, solo restaba un poco en los bordes.

Girando la cápsula en el fuego se logró consumar todo el ácido. Logrando tener la sal totalmente blanca.

Peso una vez terminada la calcinación.

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Resultado final de la calcinación.

Conclusión: En está práctica aprendimos a realizar cálculos estequiométricos, y al menos en esta práctica nos costó calcular todos los pesos, pues el ácido evaporado nos fue imposible realizar su medición, y no logramos desprender en su totalidad la sal generada en la reacción de la cápsula. Evidencia (s) de desempeño Reporte en equipo (Manual) Bitácora Exámenes Participación y desempeño

Criterios de desempeño Entregar en tiempo y en forma. Forrada con un color por grupo, identificación visible, limpieza y orden Responder correctamente Participación en todas y cada una de las actividades del laboratorio

Ámbito (s) de aplicación

Porcentaje

Laboratorio

15%

Laboratorio

15%

Laboratorio

30%

Laboratorio

40%

Bibliografía: 1.- Chang, Raymond. Química. Ed. Mc Graw-Hill. 10• Edición. (2010) 2.- Whitten, Davis. Et al. Química. Ed CENGAGE Learning. 8“Ed (2008). 3.- Petrucci, Harwood. Herring. Química General. Ed. Prentice Hall. 8" Ed. 4.-. Silberberg. Química. La Naturaleza Molecular del Cambio. Editorial Mc Graw HiII. 2000. 5.- Cotton; Wilkinson. Química Inorgánica Básica. Edit., Limusa. 1998 6.- Liptrot. J.F. Química Inorgánica Moderna. CECSA. México 1987. 7.- Kotz C. John, TreicheI, Weaver. Química y Reactividad Química, Ed CENGAGE Learning 6• Edición. 8.- Babor, José Química Moderna. Ed. Limusa, México.

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9.- Butler-Harrod. Química Inorgánica. Editorial Iberoamericana.

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