Química AB

Universidad de San Carlos de Guatemala[pic 1]

Escuela de Formación de

Profesores de Enseñanza Media –EFPEM-

Catedra de Química

Curso: Química Inorgánica ii

Profesorado en la Enseñanza de la química y biología

Instructivo LABORATORIO NO.1

“leyes estequiompetricas”

Introducción:

La estequiometría se basa principalmente en dos leyes, la ley de conservación de la masa y la ley de las proporciones definidas o constantes. Estas leyes nos ayudan a tener un conocimiento exacto de los procesos estequiométricos.

Leyes de la conservación de la masa

La ley de conservación de la masa o ley de Lomonósov-Lavoisier es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. Fue elaborada independientemente por Mijaíl Lomonósov en 1745 y por Antoine Lavoisier en 1785. Se puede enunciar como «En una reacción química ordinaria la masa permanece constante, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos». Una salvedad que hay que tener en cuenta es la existencia de las reacciones nucleares, en las que la masa sí se modifica de forma sutil, en estos casos en la suma de masas hay que tener en cuenta la equivalencia entre masa y energía. Esta ley es fundamental para una adecuada comprensión de la química. Está detrás de la descripción habitual de las reacciones químicas mediante la ecuación química, y de los métodos gravimétricos de la química analítica.

Ley de las proporciones definidas

La ley de las proporciones definidas es una de las leyes estequiométricas, según la cual «cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación de masas constantes». Fue enunciada por Louis Proust, basándose en experimentos que llevó a cabo a principios del siglo XIX por lo que también se conoce como Ley de Proust.

Para los compuestos que la siguen, por tanto, la proporción de masas entre los elementos que los forman es constante. En términos má??os modernos de la fórmula química, esta ley implica que siempre se van a poder asignar subíndices fijos a cada compuesto. Por ejemplo, la fórmula química del agua es H2O, lo que indica que cuando el hidrógeno y el oxígeno gaseosos se combinan para dar agua, la proporción de combinación es siempre de 2:1.

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(GALEANO, 2011a). Ilustración de las proporciones definidas

Hay que anotar que existe una clase de compuestos, denominados compuestos no estequiométricos (también llamados berthólidos), que no siguen esta ley. Para estos compuestos, la razón entre los elementos pueden variar continuamente entre ciertos límites. Un ejemplo clásico es el del óxido de titanio, TiO, que presenta composiciones variables entre Ti0.74O y Ti1.67O dependiendo de la presión del oxígeno gaseoso usado al preparar el material. Naturalmente, otras sustancias como las aleaciones o los coloides, que no son propiamente compuestos sino mezclas, tampoco siguen esta ley.

Competencia:

Indicadores de logro:

1. Demuestra experimentalmente la ley de la conservación de la materia.
2. Escribe correctamente la fórmula de los compuestos utilizados.
3. Realiza correctamente los cálculos estequiométricos en base a las ecuaciones químicas.

Procedimiento:

1. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA: LIBERACIÓN DE UN GAS EN UN SISTEMA CERRADO.

1. Lavar toda la cristalería antes de usarla.
2. Realice los cálculos de peso molecular o fórmula de los compuestos a utilizar.
3. Tare un trozo de papel aluminio y pese 2 g de bicarbonato de sodio.
4. Tare un trozo de papel aluminio y pese 1 g de ácido bórico.
5. Utilizando el embudo, coloque los sólidos dentro de un Erlenmeyer seco.
6. Utilizando el embudo coloque dentro de un globo 5 ml de agua, con cuidado colóquelo en la boca del Erlenmeyer sin que se derrame nada dentro del mismo, asegurarlo con maskin tape.
7. Pese el sistema cerrado antes de la reacción, anote los resultados
8. Con cuidado deje que el agua dentro del Erlenmeyer, agite durante 30 segundos, observe lo que sucede.
9. Pese de nuevo el sistema.  anote sus observaciones.

1. Determinación estequiométrica de la cantidad de un producto gaseoso obtenido a partir de una reacción:

1. Realice los cálculos de peso molecular o fórmula de los compuestos a utilizar.
2. Tare un beaker limpio y seco, agregue al beaker 1 g de bicarbonato de sodio.
3. Mida en la probeta 5 mL de ácido clorhídrico.
4. Pese el beaker con el bicarbonato de sodio.
5. Agregue con cuidado el acido clorhídrico, agite hasta que deje de liberar gas.
6. Pese nuevamente la reacción que quedo en el beaker.

CUESTIONARIO:

1. UNA PORCIÓN DE CEREAL (28g) para el desayuno presenta un contenido nutricional según el siguiente cuadro:

Si una persona consume 56 g de ese cereal en el desayuno:

1. ¿Cuántos gramos de sodio está consumiendo?
2. ¿cuántos moles de potasio está consumiendo?
3. ¿Cuántos moles de vitamina B6 esta consumiendo en esta porción?

1. Determinar la formula empírica y molecular de un compuesto que esta formado por:

83.73 % de O

16.27 % de H, y su peso molecular es de 86.2 g

    3. Un compuesto contiene 63,1 % de C y 11,92% de H y 24,97 de F. Calcula la fórmula empírica delcompuesto.

    4. Mediante el análisis se vio que un compuesto orgánico contenía 43,37% de C y 10,59% de H y elresto oxígeno. Calcula su fórmula empírica.

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