ESTEQUIOMETRIA

PRACTICA N° 7

MARCELA QUIROZ CHAVERRA 223-95062707918

GERSON CHAMORRO NIETO 223-1103095899

DAVINSON RIQUETT

LABORATORIO DE QUÍMICA

UNIVERSIDAD DE SUCREFACULTAD DE INGENIERÍA

INGENIERÍA CIVILSINCELEJO- SUCRE

MAYO 3 DE 2013

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CONTENIDO

Pág.

INTRODUCCIÓN………………………………………………………………………..3

1. OBJETO ………………………………………………………………………..41.1 OBJETIVO GENERAL………………………………………………………….41.2 OBJETIVOS ESPECÍFICOS…………………………………………………..42. MARCO TEÓRICO……………………………………………………………...53. MATERIALES Y REACTIVOS…………………………………………………6 4. PROCEDIMIENTO ……………………………………………………………75. RESULTADO……………………………………………………………………96. ANÁLISIS DE RESULTADO…………………………………………………..11

CONCLUSIÓN………………………………………………………………………….15

BIBLIOGRAFIA…………………………………………………………………………16

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INTRODUCCIÓN

La estequiometria es la parte de la química que estudia las relaciones de masa de los elementos dentro de un compuesto, de manera particular; y las relaciones de masa de las sustancias que intervienen en una reacción química, de manera general.

La estequiometría es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactantes1 (o también conocidos como reactivos) y productos en el transcurso de una reacción química. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica. La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados.

Para entender mejor a esta rama de la química, es necesario establecer algunos conceptos como lo es; mol que se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos como el número de átomos que hay en exactamente en 12 gramos de 12C, así como también La reacción química se define como, el proceso mediante el cual una o más sustancias sufren un proceso de transformación.

Dentro de los cálculos químicos tiene especial importancia el reactivo límite, quien en últimas es la cantidad de sustancias que define la masa de los productos formados en una reacción. En esta práctica se ilustra este concepto.

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1. OBJETO

1.1 OBJETIVO GENERAL:

Hacer cálculos estequiometricos para poder identificar el reactivo límite y el reactivo en exceso.

1.2 OBJETIVOS ESPECÍFICOS:

Determinar el porcentaje de carbonato de una muestra con base en la estequiometria de la reacción carbonato-ácido clorhídrico.

Ilustrar los conceptos de reactivo limite y reactivo en exceso. Determinar la pureza del HCl usado.

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2. MARCO TEÓRICO

Los carbonatos reaccionan con los ácidos de acuerdo a la siguiente reacción:

MCO3(S) + 2HX (aq)……………. CO2 + MX2 (aq) + H2O

En esta reacción M y X representa el catión del carbonato y el anión de ácido respectivamente.

Esta reacción se puede aprovechar para determinar la cantidad de carbonato en una muestra problema. En efecto si se recoge el gas desprendido y se determina su volumen en las condiciones de laboratorio se puede calcular el número de moles de CO2 y a partir de estas determinar el número de moles de carbonato presente en la muestra inicial.

En el laboratorio para una reacción química dad los reaccionantes se combinan siguiendo la ley de las proporciones definidas indicadas por la estequiometria de la ecuación química correspondiente. Por ejemplo para la reacción:

4A + B…………….. 2C + D

La estequiometria de la reacción indica que A se combina con B en una proporción de 4 moles de A con un mol de B. esto quiere decir que si se ponen a reaccionar 2 moles de A con 2 moles de B, reaccionara todo A con solo 0.5 moles de B para mantener la proporción.

Se llama reactivo límite aquel que se consume totalmente en una reacción y de él depende la cantidad de productos formados. Se llama reactivo en exceso aquel que queda sobrando sin reaccionar.

Para una reacción particular las cantidades de los reaccionantes se pueden poner a variar de tal manera que de acuerdo a su estequiometria el reactivo límite al ir aumentando pueda a pasar a ser el reactivo en exceso y este el limitante. Así inicialmente a este último como reactivo limitante y el carbonato estará en exceso. Al ir aumentando la cantidad de ácido reaccionante este pasa a ser el reactivo en exceso y el carbonato reaccionará totalmente.

De esta forma se grafica volumen ácido añadido en cada caso contra moles de CO2 producidos. El resultado será una recta con aumento del número de moles de CO2 donde cada porción de ácido agregado reacciona totalmente, es decir, el ácido aquí es el reactivo limitante de la producción de CO2.

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Cuando el ácido asa a ser reactivo en exceso no importa cuánto se incremente la masa de este, la cantidad de CO2 producida será siempre la misma, ya que está limitada por la masa de carbonato que no se ha variado. En este punto la recta se hace horizontal.

El punto de corte de las dos rectas nos indica las cantidades estequiometrias en que reacciona el ácido con el carbonato. Este dato es el que se toma con base para establecer la pureza del ácido y del carbonato.

3. MATERIALES Y REACTIVOS

Matraz de fondo plano (500 mL) Tubos de vidrio Probeta de 1000 mL Probeta de 50 mL Vasos de precipitado Tapones de caucho Mangueras Carbonato de calcio Ácido clorhídrico Cuchara Agua Balde

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4. PROCEDIMIENTO

Se prepararon 100 mL de solución de ácido clorhídrico, tomando 10 mL de HCL del laboratorio y completando con agua hasta 100 mL.

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Se pesaron separadamente 6 porciones de 1.00 gramo de CaCO3.

Se depositaron 9, 12, 15, 18, 21 y 24 de la solución de ácido clorhídrico preparado en matraces de 500 mL.

Se colocó en el cuello del matraz que contiene los 9 mL de solución de ácido 1.00 g de carbonato cuidando de que no resbalara al fondo.Tapamos el matraz con el corcho horadado provisto de tubo y manguera para

desprendimiento de gas.Introdujimos la manguera de desprendimiento a una probeta con agua.Inclinamos suavemente el matraz para que no cayera el carbonato sobre el ácido hasta reaccionar totalmente, es decir cuando no haya más efervescencia.Igualamos (si es posible) los niveles de agua de la probeta recolectora de gas con el nivel exterior de la cubeta.Marcamos sobre el vidrio de la probeta el volumen de gas recolectado y lo medimos usando un volumen de agua equivalente.Repetimos el procedimiento con los matraces que contienen los otros volúmenes de ácido; y anotamos el volumen de CO2 recogido en cada caso.

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5. RESULTADO

En esta tabla se muestran los resultados del volumen y de las moles de CO2 que se obtuvieron a partir de los volúmenes de HCl utilizados en cada ensayo que se hizo y se realizaron sus respectivos cálculos.

Vol. HCl (mL) Usado Vol. CO2 (L) Producido Moles de CO2

9 0,115 0,004612 0,150 0,006015 0,210 0,008418 0,240 0,009621 0,240 0,009624 0,240 0,0096

PV=MRP

m= PVRT

P= presión atmosférica

V= volumen del HCl

m= número de moles de CO2

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R=constante de gases (0.082 at L/mol k)

T= Temperatura 27°C

T= 273°K + 27 °C = 300°K

m=(0.985at ) (0.115 L )

(0.082at Lmol K ) (300 ° K )=4.60∗10−3

Moles de CO2

m=(0.985at ) (0.150 L )

(0.082at Lmol K ) (300 ° K )=6.006∗10−3

Moles de CO2

m=(0.985at ) (0.210 L )

(0.082at Lmol K ) (300 ° K )=8.4∗10−3

Moles de CO2

m=(0.985at ) (0.240 L )

(0.082at Lmol K ) (300 ° K )=9.60∗10−3

Moles de CO2

6. ANÁLISIS DE SEULTADO

Utilizando los datos anteriores construimos la gráfica de volumen del HCl usado vs moles de CO2 producidos.

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En esta gráfica podemos analizar que hasta los 15 mL el reactivo límite es el HCl y el reactivo en exceso es el CaCO3 luego desde los 20 mL en adelante el reactivo en límite es el CaCO3 y el reactivo en exceso es el HCl se forma una contaste.

Según esta gráfica la cantidad máxima de CO2 producido a partir de las muestras de carbonato con ácido en exceso es de 9.60 × 10 -3 moles de CO2.

Las cantidades estequiometricas (teóricamente) de CaCO3 y HCl que producen las moles de CO2 en esta fórmula son:

CaCO3 + 2HCl CaCL2 + H2O + CO2

Como la relación estequiometrica entre el HCl y el CO2 es 2 a 1 por dos moles de HCL se produce 1 mol de CO2 .Y la relación entre las moles CaCo3 y las moles de CO2 es 1 a 1 nos va a resultar lo mismo.

2 moles HCL 1 mol CO2

X 4.60∗10−3 moles CO2

X=(2moles HCL ) (4.60∗10−3molCO2 )

1molCO2=9.2×10¿−3moles HCL

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8 10 12 14 16 18 20 22 24 260

0.002

0.004

0.006

0.008

0.01

0.012

Series2

1 mol CaCO3 1 mol CO2

X 4.60∗10−3CO2 moles CO2

X=(1molC aCO3 ) (4.60∗10−3molesCO2 )

1molCO2=4.6∗10−3molesCaCO3

X=(2moles HCL ) (6.006∗10−3molCO2 )

1mol CO2=1.20∗10−2mol HCL

X=(2moles HCL ) (8.40∗10−3molesCO2 )

1molCO2=1.68∗10−2moles HCL

X=(2moles HCL ) (9.60∗10−3molesCO2 )

1molCO 2=1.92∗10−2moles HCL

Según la gráfica el volumen de la solución de HCl usada que contiene la cantidad estequiometrica anterior está dada por:

9.2×10-3 moles CHl 4.60×10-3 moles CO2 9 mL CHl

Esto quiere decir que para producir 9.2×10-3 moles de CHl se necesitaron 4.60×10-3 moles de CO2 y para producir esta última se necesitaron 9 mL de CHl, igual va hacer para los respectivos valores hallados.

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Teniendo en cuenta los resultados anteriores pudimos establecer el porcentaje de pureza de la muestra de carbonato usado y el %P/V de la solución de HCl usada.

Para hallar el porcentaje de pureza de la muestra de carbonato tomamos el dato donde el CaCo3 deja de ser el reactivo en exceso y pasa a ser el reactivo límite, por lo tanto ese valor viene siendo el peso real y el peso teórico está dado por el peso del carbonato. Como la relación molar del CaCo3 es 1 a 1 y se utilizó 1 g las moles de CaCo3 está dada por 1×10-2.

%P= Peso RealPesoTeórico

×100%

Peso Teórico= 1×10-2 mol CaCo3

Peso Real= 9.60×10-3 moles CaCo3

%P=9.60×10−3molesCaCo31×10−2molCaCo3

×100%=96%

El %P/V del HCl está dado por gramos de soluto sobre el volumen de la solución,

luego para hallar los gramos de soluto se buscó la densidad del CHl y como se

utilizaron 10 mL, se multiplicaron y eso dio la masa.

%P /V= Gramos desolutoVolumende la solución

×100%

Gramos de soluto= 11.2 g HCl

Volumen de la solución= 100 mL CHl

%PV

= 11.2 g100mL

×100%=¿11.2 g/mL

De acuerdo a la gráfica anterior se pudo lograr predecir el número de moles de gas producidos cuando se utilizan 6 y 27 mL de solución de HC respectivamente, para mayor seguridad se realizaron los cálculos.

Numero De Moles Para 6 Ml De Solución De HCl

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m=(0.985 at ) (0.076 L )

(0.082at Lmol K ) (300 ° K )=3.04∗10−3

Moles HCl

Numero De Moles Para 6 Ml De Solución De HCl

m=(0.985at ) (0.240 L )

(0.082at Lmol K ) (300 ° K )=9.6∗10−3

Moles HCl

CONCLUSIÓN

En esta práctica de laboratorio se logró conocer mecanismos que nos permitió determinar cualquier dato acerca de una reacción química entre diferentes

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sustancias a partir de fórmulas manejables y sencillas como lo es la ecuación general de los gases propuesta por Avogadro la cual fue de gran utilidad para encontrar las cantidades de moles que existen en cada experimento. Se pudo comprender a través de graficas los términos del reactivo límite y exceso, de igual forma sus conceptos y sus fórmulas; también normalmente las relaciones estequiometrias con reactivo y producto en la cual es de suma importancia descubrir el reactivo límite para resolver problemas.

BIBLIOGRAFÍA

http://www.monografias.com/trabajos87/la-estequiometria/la-estequiometria.shtml( mayo 1 2013)

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