Informe De Reacciones Químicas Y Estequiometria

UNIVERSIDAD DE NACIONAL DE INGENIERIA.

LABORATORIO DE QUÍMICA Y BIOLOGÍA

Informe de Laboratorio Nº 3

“Reacciones Químicas y Estequiometria”

Integrantes

Mercedes Calderón, Jorge

Zevallos Fuente, Marco.

Profesora

Manuel Mesis

Fecha de realización: 21 de Abril del 2014

Fecha de entrega: 27 de Abril del 2014

1) OBJETIVOS:

 Reconocer los tipos de reacciones químicas.

 Identificar el reactivo limitante y reactivo en exceso.

 Determinar la eficiencia de reacciones químicas mediante el concepto de rendimiento.

2) FUNDAMENTO TEÓRICO.

ESTEQUIOMETRIA: La estequiometria es la parte de la química que se encarga de estudiar las reacciones cuantitativas en la que intervienen las masas moleculares y atómicas, las formulas químicas y la ecuación química. Por ejemplo en la síntesis de Haber –Bosch

N2(g) + H2(g) → NH3(g)

En términos cuantitativos diríamos que si combinamos el nitrógeno con el hidrogeno, ambos en estado gaseoso, obtendremos amoniaco; sin embargo, esta manera de ver la ecuación no nos permite ver la cantidad de nitrógeno o hidrogeno debemos mezclar o por lo menos en que relación. De ahí que viene la importancia de la estequiometria, ya que nos permite obtener la relación correcta en la que debemos mezclar los “reactantes” (en nuestro caso hidrogeno y nitrógeno) para obtener los “productos” (en nuestro caso amoniaco). Así, haciendo el respectivo “balance” de la ecuación, quedaría de la siguiente manera:

N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)

Lo se interpreta de la siguiente manera:

• Se producen 2 moles de NH3 por cada mol de N2 que se consume

• Se producen 2 moles de NH3 por cada tres moles de N2 que se consume

• Se consumen 3 moles de N2 por cada mol de N2 que se consume

Además podemos convertir estas afirmaciones en unos factores de conservación denominados factores estequiométricos. Un factor estequiometrico relaciona las cantidades de dos sustancias cualquiera que intervienen en una reacción química en una base molar, por tanto un factor estequiometrico es una relación de moles.

Leyes de la estequiometria.

1º Ley de la estequiometria o ley de la conservación de masa de Lavoisier

“En toda reacción química las cantidades en masa de los reactivos son iguales a las cantidades en masa de los productos”

2º Ley de las proporciones contantes de Proust

“cuando dos o más elementos se unen para formar una serie de compuestos, si el peso de uno ellos permanece constante y el otro varia, las cantidades de este son múltiplos enteros de la menor de ellas”

3º Ley de las proporciones múltiples de Dalton

“Cuando dos o más elementos se unen para formar una serie de compuestos, si el peso de uno de ellos permanece constante y el otro varia, las cantidades de este son múltiplos enteros de la menor de ellos”

4º Ley de las proporciones reciprocas o Richter – Wenztel

“Cuando dos o más elementos se cambian separadamente con un peso fijo de un tercer elemento, los pesos relativos de aquellos son los mismos que si se cambian entre sí”

Reactivo Limitante:

Cuando todos los reactivos se consumen en una reacción química de forma completa y simultánea se dice que los reactivos están en proporciones estequiometricas, es decir, en proporciones molares fijadas por los coeficientes estequiometrico de la ecuación ajustada. Algunas veces se exige esta condición, por ejemplo en algunos análisis químicos. Otras veces, como en una reacción de precipitación, uno de los reactivos se trasforman completamente en productos porque se utiliza un exceso de todos los demás reactivos. El reactivo que se consume por completo, llamado reactivo limitante, determina las cantidades de productos que se forman.

Rendimiento teórico, rendimiento real:

El rendimiento teórico de una reacción es la cantidad de productos que se espera, calcular a partir de unas cantidades dadas en reactivos. La cantidad de producto que realmente se obtiene se llama rendimiento real.

3) PROCEDIMIENTO

Experiencia Nº1: Realizar una reacción de descomposición de (kclo3(s) ) en presencia del dióxido de manganeso mno2(s) (catalizador)

Materiales:

• Tubo de brazo lateral

• Manguera

• Tubo delgado de desprendimiento

• Tubo de ensayo

• Clorato de potasio KClO3(S)

• Dióxido de manganeso MnO2(S) (catalizador)

• Mechero de bunsen

• Agua destilada

 se hizo la instalación del mechero de Bunsen y del tubo de brazo lateral conectándolo con una manguera a un tobo de ensayo que contenía agua

 En un tubo de brazo lateral se mezclo el clorato de potasio ( KClO3(S) ) con un catalizador ( MnO2(S) ) para agilizar el proceso , se agito hasta mezclar uniforme

 Se encendió el mechero de Bunsen y se calentó la mezcla hasta que deje de emitir oxigeno gaseoso

 la mezcla se dejo enfriar para luego pesar y obtener el resultado de KCl

+

Braza lateral

Calor

Reacción KClO3  KCl + 3/2 O2

Balanceo 122,5 gr. 74,5 gr. 48 gr.

Datos (teórico) 1 gr. 0,61 gr. 0,39 gr.

Experimental 0,112 gr. 0,62 gr. 0,50 gr.

Tubo de brazo lateral KClO3 MnO2 KClO3 + MnO2 + Tubo KCl experimental KCl teórico

23.29gr 1gr 0.1gr 24.41gr 0.62gr 0.50gr

Masa de KClO3 – masa de KCl = masa de O2

(Inicio) (Final) (Desprendido)

x 100%

Masa real

Masa teórica

Hallando el rendimiento de la reacción:

%R =

 Se obtiene:

%R = (0,62/0,61) (100%) = 101,64 %

EXPERIENCIA Nº2: Reacción entre el zinc y el cobre.

Materiales:

• Luna de reloj

• Espátula

• Tubo de ensayo

• Mechero de bunsen

• Trípode

-En una luna de reloj se mezclo Zn y CuO hasta obtener una mezcla uniforme.

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