informe 7 de laboratorio de química

INFORME DE LABORATORIO DE QUÍMICA
PRACTICA NO 7
Título:
DESCOMPOSICIÓN TÉRMICA DE SALES Y SU ESTEQUIOMETRIA
Nombre:
Profesora:
PARALELO:
FECHA:
1. OBJETIVO
Establecer la estequiometria de la descomposición de una sal clorada de potasio
para identificar la fórmula.
2. TEORÍA
Una ecuación química es una descripción simbólica de una reacción química.
Muestra las sustancias que reaccionan (llamadas reactivos o reactantes) y las
sustancias que se obtienen (llamadas productos). También indican las cantidades
relativas de las sustancias que intervienen en la reacción.
Una reacción química o cambio químico es todo proceso químico en el cual una
o más sustancias (llamadas reactivos), por efecto de un factor energético, se
transforman en otras sustancias llamadas productos.
En química, la estequiometria (del griego στοιχειον, stoicheion, 'elemento' y
μετρον, métrón, 'medida') es el cálculo entre relaciones cuantitativas entre los
reactantes y productos en el transcurso de una reacción química.
La estequiometria es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o
relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados (en una
reacción química).
Un catalizador propiamente dicho es una sustancia que está presente en una
reacción química en contacto físico con los reactivos, y acelera, induce o propicia
dicha reacción sin actuar en la misma.
La ley de conservación de la masa o ley de conservación de la materia 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».
3. MATERIALES
Tabla1. Materiales utilizados en la práctica
ítem
descripción
cantidad
01
Tubo de ensayo
1
02
Pinza para tubo
1
03
Mechero Bunsen
1
04
Soporte universal
1
05
Balanza
1
06
Espátula
1
07
Frasco de Compuesto (KClOx )
1
08
Frasco de catalizador MnO2
1
09
Pajita seca
1
01
02
01
02
03
04
03
04
05
05
06
07
08
06
09
07
08
KClOx
MnO2
KClOx
MnO2
09
4. PROCEDIMIENTO
Diagrama1. Procedimiento de la práctica
1. Colocar una pequeña
cantidad de MnO2 en un
tubo de ensayo limpio y
seco, pesarlo. Anotar
como m1
2. Añadir dos gramos aprox.
De sal clorada KClOx y
vuelva a pesar. Registre
como masa: m2=m1+masa
de sal clorada
1. Colocar una pequeña
5.
Comprobar
el 2desprendimiento
total
cantidad
de MnO
en un
del
acercando
tubooxígeno;
de ensayo
limpio yuna pajita seca
semi
encendida
a
la boca del tubo y se
seco, pesarlo. Anotar
observara
que
se
forma una llama
como masa1
pequeña. Ver Graf2
6. Enfriar al ambiente
el tubo con contenido,
y pese. Anotar la masa
como m3=m1+mKCl
3. Mezclar el contenido
del tubo agitándolo por
vibración, hasta homogenizar completamente
4. Sujetar el tubo de ensayo en un
soporte universal con posición inclinada,
y calentar con la llama del mechero hasta
que se ponga al rojo vivo el fondo del
tubo, e inmediatamente recorra la llama
a lo largo del tubo. Ver Graf1
7. Elaborar la tabla de
datos,
efectuar
los
cálculos y presentar una
tabla de resultados
Graf1. Procedimiento ilustrado
Graf2. Procedimiento ilustrado para ver la presencia de oxígeno.
5. TABLA DE DATOS
1
11.70g
(m1) Masa del tubo con catalizador
2
(m2) Masa del tubo, catalizador y sal clorada
12.80g
3
(m3) Masa del tubo, catalizador y cloruro de potasio
12.25g
Peso molecular del O2: 32g/mol
Peso molecular del KCl: 74.55 g/mol
6. CÁLCULOS
- Masa del oxígeno desprendido: m2 – m3 = (12.80 - 12.25)g = 0.55g
- Masa de KCl: m3 – m1 = (12.25 - 11.70)g = 0.55g
- Moles de átomo de oxígeno desprendido:
=
0.55𝑔
32𝑔/𝑚𝑜𝑙
- Moles de KCl:
=
= 0.0172
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑂2
𝑃𝑀
moles de O2
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝐾𝐶𝑙
𝑃𝑀
0.55𝑔
74.55𝑔/𝑚𝑜𝑙
= 7.3776 x 10−3 moles de KCl
- Moles de oxígeno por cada mol de KCl:
=
0.0172 𝑚𝑜𝑙 𝑂2 ∗ 1𝑚𝑜𝑙 𝐾𝐶𝑙
7.3776x10−3 𝑚𝑜𝑙 𝐾𝐶𝑙
- La fórmula es:
= 2.3314
Clorato de Potasio KClO3
que debería tender a 3
7. TABLA DE RESULTADOS
1
Masa del oxígeno desprendido
0.55 g
2
Masa de KCl
0.55 g
3
Moles de átomo de oxígeno desprendido
0.0172 mol O2
4
Moles de KCl
7.3776x10-3 mol KCl
5
Moles de oxígeno por cada mol de KCl
2.33 que debería tender a 3
6
La fórmula es
Clorato de Potasio KClO3
8. OBSERVACIONES
El experimento estuvo bien pero no se llego al resultado esperado que es que
debería salir 3 moles de Oxígeno por cada mol de KCl y solo se llegó a un 2.33, el
motivo por el cual no salió dicho resultado debió haber sido por errores en la
balanza al momento de medir las masas y porque no se desprendió todos los
átomos de oxígeno de la sal clorada al momento de calentarla en el tubo de
ensayo.
9. RECOMENDACIONES

El tubo de ensayo debe estar completamente seco para su utilización.

Limpiar cada vez que se utilice la espátula porque quedan residuos en ella y
podría cambiar las masas pedidas para el experimento.

Pasar la llama a lo largo del tubo porque algunos cristalitos de la sal clorada
se quedan en las paredes.

Cuando el tubo al calentarlo se pone al rojo vivo, inmediatamente se debe
retirar la llama para que no se deforme el tubo y al ponerse blando se
introduce sustancias al vidrio, que al lavar el tubo es difícil de retirar,
quedando manchado.
10. CONCLUCIONES
 En el experimento la sal clorada que calentamos para conocer su número
de moles es: Clorato de potasio KClO3
 Puede que no salga el número de moles exacto de la sal clorada porque no
se ha desprendido todo el oxígeno de la sal al momento de calentarla.
 Al añadir una cierta cantidad de sal clorada en un tubo de ensayo para
calentarlo esa cantidad en masa debe disminuir porque se desprenderá el
oxígeno de dicha sal.
 Si al calentar un tubo de ensayo con una muestra de sal clorada el calor no
es uniforme por todo el tubo, no se desprenderá todo el oxígeno de dicha
sal.
 La cantidad de moles de una sal clorada se puede hallar relacionando el
número de moles desprendidos al darles calor de la sal clorada por cada
mol de la sustancia que queda después de calentar dicha sal clorada.
 Se ha comprobado mediante el experimento que la ley de conservación de la
materia se cumple en una reacción química.
11. BIBLIOGRAFÍA
Folleto: Manual de prácticas de Química General I
Ecuación química:
http://es.wikipedia.org/wiki/Ecuaci%C3%B3n_qu%C3%ADmica
Reacción química:
http://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_qu%C3%ADmica
Estequiometria:
http://es.wikipedia.org/wiki/Estequiometr%C3%ADa
Catalizador:
http://www.oni.escuelas.edu.ar/olimpi99/autos-y-polucion/cataliza.htm
Ley de conservación de la materia
http://es.wikipedia.org/wiki/Ley_de_conservaci%C3%B3n_de_la_materia