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Practica Nº 2 – Estequiometria 1) Objetivos a) Preparar una solución para las reacciones b) Observar los cambios cualitativos y cuantitativos c) Relacionar los pesos o masas entre reactivos y productos d) Predecir la cantidad de productos que se debe obtener e) Hallar el reactivo limitante y el porcentaje de rendimiento 2) Fundamento teórico a) Introducción El termino estequiometria proviene de las voces griegas STOICHEION (Elemento) y METRON (Medida); por lo tanto significa realizar cálculos o medida de cantidades de elementos en la formación de compuestos. Un aspecto fundamental de la estequiometria es que cuando se conoce la cantidad de una sustancia que toma parte en una reacción química y se tiene la ecuación química balanceada, se puede establecer las cantidades de los otros reactivos y de los productos. b) Definición La estequiometria es aquella parte de la Química que nos enseña a realizar cálculos de las cantidades de las sustancias químicas puras (simples o compuestas) que participan en las reacciones químicas, en base a las leyes experimentales que gobiernan a estas. c) Principales relaciones estequiométricas Ponderal (relación masa - masa) Se realiza en base a leyes ponderales y la relación molar en la ecuación balanceada. Volumétrica (relación volumen - volumen) Se realiza solo para sustancias gaseosas, en base a la ley de combinación de volúmenes. Masa – Volumen Consiste en una simple relación de moles (y por lo tanto la masa) de una sustancia con el volumen de una sustancia gaseosa a cierta presión y temperatura. d) Leyes de la combinación química Leyes ponderales Las leyes de relaciones cuantitativas de masa, se basan en las siguientes leyes ponderales: Ley de conservación de la materia Fue planteada por el químico Francés Antoine Lavoisier en 1789, considerado el padre de la química moderna y establece: En toda reacción química la suma de las masas de los reactantes es igual a la suma de las masas de los productos. La masa no crea ni se destruye solamente se transforma.

Practica Nº 2 - Estequiometria

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Practica Nº 2 – Estequiometria

1) Objetivosa) Preparar una solución para las reacciones b) Observar los cambios cualitativos y cuantitativosc) Relacionar los pesos o masas entre reactivos y productosd) Predecir la cantidad de productos que se debe obtenere) Hallar el reactivo limitante y el porcentaje de rendimiento

2) Fundamento teóricoa) Introducción

El termino estequiometria proviene de las voces griegas STOICHEION (Elemento) y METRON (Medida); por lo tanto significa realizar cálculos o medida de cantidades de elementos en la formación de compuestos.Un aspecto fundamental de la estequiometria es que cuando se conoce la cantidad de una sustancia que toma parte en una reacción química y se tiene la ecuación química balanceada, se puede establecer las cantidades de los otros reactivos y de los productos.

b) Definición La estequiometria es aquella parte de la Química que nos enseña a realizar cálculos de las cantidades de las sustancias químicas puras (simples o compuestas) que participan en las reacciones químicas, en base a las leyes experimentales que gobiernan a estas.

c) Principales relaciones estequiométricas Ponderal (relación masa - masa)

Se realiza en base a leyes ponderales y la relación molar en la ecuación balanceada. Volumétrica (relación volumen - volumen)

Se realiza solo para sustancias gaseosas, en base a la ley de combinación de volúmenes. Masa – Volumen

Consiste en una simple relación de moles (y por lo tanto la masa) de una sustancia con el volumen de una sustancia gaseosa a cierta presión y temperatura.

d) Leyes de la combinación química Leyes ponderales

Las leyes de relaciones cuantitativas de masa, se basan en las siguientes leyes ponderales: Ley de conservación de la materia

Fue planteada por el químico Francés Antoine Lavoisier en 1789, considerado el padre de la química moderna y establece:En toda reacción química la suma de las masas de los reactantes es igual a la suma de las masas de los productos.La masa no crea ni se destruye solamente se transforma.

La masa de las sustancias reactantes se refiere a la cantidad totalmente transformada a productos (o resultantes), es decir, sin considerar la cantidad en exceso que queda al finalizar la reacción.Ejemplos

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Ley de las proporciones definidas (o composición constante)Fue enunciado por el químico francés Joseph L. Proust en 1799, y establece:Siempre que dos sustancias reaccionen para formar unos compuestos, lo hacen en proporción fija y constante; independientemente del método de síntesis o de alguna fuente natural.Ejemplo:

- ¿Qué ocurre si las masas de los elementos no intervienen en la misma relación de Proust o relación estequiométricas?Es cuando cierta masa de algún elemento dejara de combinarse o reaccionar. A este elemento se llama REACTIVO EN EXCESO (R.E.)

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El reactivo en exceso es aquel reactante que interviene en mayor proporción estequiométricas, por lo tanto, sobre (exceso) al finalizar la reacción. Generalmente es el de menor costo.

- ¿Cómo se lama el reactivo que se consume totalmente?Se llama REACTIVO LIMITANTE (R.L.), es aquel reactante que interviene en menor proporción estequiométricas, por lo tanto se agota o se consume totalmente y limita la cantidad de productos (s) formado (s).En el ejemplo anterior, el R.L. es H2 pues al agotarse limito solo a 90g el peso de H2O formado (peso máximo).

- ¿hay alguna regla práctica para evaluar el Reactivo Limitante?Si, con el ejemplo que sigue ilustraremos la regla practica para hallar Reactiva limitante y reactivo en exceso.Cuando se dan como datos las cantidades de sustancias reaccionantes, primero se evalúa el Reactante limitante, luego se plantea la regla de tres simple en base a él para hallar la incógnita.

Ley de proporciones múltiplesEsta ley de enunciada por Jhon Dalton, químico inglés, considerado por muchos como el “Padre de la teoría atómica” y establece la siguiente ley: Las masas de un elemento que se une con una misma cantidad de otro elemento, para formar diferentes compuestos, varían según una relación sencilla de números enteros.Ejemplos:

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Ley de proporciones reciprocas (o pesos de combinación)Fue planteada por J.B. Richter y C.F. Wenzel en 1972, y establece la siguiente ley:Cuando las masas de dos sustancias distintas se combinan separadamente con una misma masa de una 3ra sustancia entre si se combinaran, en la misma proporción de una masa o múltiplos de ella.Ejemplo:

Estas leyes se cumplen en las reacciones completas y se verifican en sus ecuaciones balanceadas.

Experimentalmente no se obtiene el 100%, por lo tanto se calcula el % de rendimiento.

e) Porcentaje de pureza de una muestra química Normalmente, las muestras químicas que intervienen en un proceso no son químicamente puras, pues no tienen cierto grado o porcentaje de impurezas.En una reacción química solo intervienen sustancias químicamente puras, las impurezas no reaccionan; por lo tanto, en los cálculos estequiométricas solo trabajaremos con la parte pura de la muestra química.

Ejemplo:

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f) Porcentaje de rendimiento o eficiencia de una reacción para obtener un producto (%R)Antes de definir la eficiencia de la reacción es necesario definir rendimiento teórico y rendimiento practico.

- Rendimiento teórico:Es la cantidad máxima de un producto obtenido cuando se ha consumido totalmente (100%) el reactivo limitante. Esta cantidad se determina en base a la ecuación química balanceada, es decir, por estequiometria.

- Rendimiento real:Es la cantidad obtenida de un producto en la práctica o en forma experimental, cuando se ha consumido totalmente el reactivo limitante.

La comparación porcentual del rendimiento real y rendimiento teórico se llama eficiencia o porcentaje de rendimiento para obtener un producto deseado.

Ejemplo:

3) ProcedimientoI)

a) Preparar 50 ml de Pb(NO3)2 0,02 M a partir de otra solución 0,1 M

b) Preparar 50 ml de KI 0,02 M a partir de otra solución 0,1 M

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c) Mezclar ambas soluciones en un vaso, homogenizar y calentar la mezcla.

d) Pesar el papel filtro y filtrar la solución.

e) Pesar el papel con el producto y por diferencia obtener la masa del producto obtenido.

f) Hallar el reactante limitante

g) Hallar el porcentaje de rendimiento

II)a) Preparar 50 ml de BaCl2 0,04 M a partir de otra solución de 0,1 M

b) Preparar 50 ml de H2SO4 0,1 M a partir de 0,5

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c) Mezclar ambas soluciones en un vaso, homogenizar y dejar en reposo.

d) Pesar el papel filtro y filtrar la solución

e) Poner a secar el papel con el producto, luego enfriar y pesar por diferencia de peso y se obtiene el

peso del producto.

f) Hallar el reactante limitanteg) Hallar el porcentaje de rendimiento

4) Resultados5) Explicación de resultados6) Conclusiones

Si no tenemos un buen conocimiento de cómo preparar soluciones al momento de la experimentación no saldrá el resultado que esperamos.

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Lo aprendido teóricamente en clases es una buena base para poder hacer los cálculos correspondientes para poder así saber cuándo de reactante utilizar para poder obtener el producto que buscamos

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BibliografíaEditores, A. F. (2010). Quimica, Analisis de Principios y Aplicaciones Tomo I. lima: Lumbreras.

Viera, J. A. (13 de julio de 2012). slideshare. Obtenido de http://es.slideshare.net/jhonasabnervegaviera/estequiometria-13630425