GUIA 8 ESTEQUIOMETRIA BIOLOGIA 2020 I

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ESTEQUIOMETRIA8
I.- OBJETIVOS:sesión
· Familiarizarse con el mol.
· Determinar la composición porcentual del elemento oxígeno en el clorato de potasio. 
· Investigar la estequiometria de la reacción.
· Ilustrar una reacción de descomposición térmica.
· Explicar el concepto de catalizador.
· Determinar el rendimiento teórico y experimental de una reacción. 
· Determinar los moles de agua en hidrato.
II.- FUNDAMENTO TEÓRICO:
En la vida cotidiana estamos familiarizados con la palabra docena, significa 12 unidades así por ejemplo cuando compramos ¨una docena de huevos¨, ¨una docena de rosa¨, ¨una docena de camisas¨, Sabemos que aunque las unidades son diferente (huevos, rosas, camisas) en los tres cosas lo que es igual es la cantidad de dichas unidades presentes.
Cuando trabajamos con átomos, moléculas o iones a menudo también necesitamos contar partículas, pero la unidad de docena es poco práctica, debido a que en general estamos ablando de un número muy grande de partículas. Por lo tanto se define otra unidad de cantidad de materia, que es el mol. Así, por ejemplo, en un mol de moléculas de agua h2o hay 6,002 x moleculas de agua; en ml de oro (Au) hay 6,022 x átomos de oro; en un mol de iones Ca 2+ hay 6,022 x iones Ca 2+
Lógicamente así como la masa de una docena de huevos es más diferente de la masa de una docena de rosas, porque una rosa y un huevo poseen diferente masa, del mismo modo la masa de un mol de agua será diferente de la masa de un mol de oro. En general la masa de un mol de una sustancia depende del peso molecular (PM) que es equivalente a la masa molar (MM) o masa de las partículas presentes en dicho mol.
El concepto de mol es fundamental en química porque está vinculado con la proporción en la cual se combinan las sustancias en una reacción química.
En las reacciones químicas es necesario calcular la cantidad de una sustancia que se produce a partir de cierta cantidad de otra sustancia.
El área de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos, se llama estequiometria. 
Se conocen varios métodos para resolver problemas estequiometricos, pero el mejor es el método molar o relación molar, que consiste en los siguientes pasos:
1. Escribir las formulas correctas de todos los reactantes y productos. 
2. Balancear la ecuación química correspondiente.
3. Convierte las cantidades de sustancias dadas por el problema (puede ser reactante o producto) en moles.
4. Utilizar los coeficientes de la ecuación balanceada, para establecer una razón molar (semejantes a factores de conversión) entre moles de la sustancia dada y los moles de sustancia buscada o desconocida.
5. Convertir kilos moles de la sustancia buscada en las unidades que se pide en el problema.
HIDRATOS:
Muchos compuestos iónicos se preparan por cristalización de una solución acuosa, en la cual el agua se ha incorporado al cristal. El compuesto en el cual hay una proporción especifica de agua. Y del compuesto iónico se llama hidrato. En un hidrato, las moléculas del agua están químicamente unidas al compuesto iónico. 
¿Tu profesor de laboratorio de química les recuerda siempre a los estudiantes que cierren bien las tapas de los frascos de los productos químicos que utilizan? Hay una buena razón para ello. Algunos compuestos iónicos se hidratan con facilidad al absorber moléculas de vapor de agua del aire que nos rodea. Estos compuestos se llaman sustancias higroscópicas.
Algunas sustancias son tan higroscópicas que al contacto con el aire absorben tanta agua que se disuelven completamente y forman una solución liquida. Estos compuestos se llaman delicuescentes. Ejemplo: el hidróxido de sodio, cloruro cálcico
El cemento portland es una mezcla de silicio y de óxido a de diversos metales (calcio, aluminio. Hierro y otros en cantidades menores). Su uso requiere su adición de agua; cuando la mezcla se deja durante unas cinco a seis horas, se observa que esta se endurece o solidifica. Probablemente, al observar este hecho, hayamos pensado que el cemento endureció debido a la evaporación del agua. 
Sin embargo, no es así. El agua no se eliminó, sino que paso a formar parte de la estructura del cemento fraguado. La causa del cambio de consistencia es una reacción química que, entre otras transformaciones, permite la incorporación de las moléculas de agua en la estructura del producto como agua de cristalización. Por ello, se suele hablar de cemento hidráulico. 
Los hidratos son de sustancias cristalinas en las que una sustancia química ha cristalizado unida a cierta cantidad de moléculas de agua. Esta cantidad no es casual sino que está determinada por la naturaleza de la sustancia en cuestión.
 CaSO4. 1/2H2O FeCl3.6H2O (NH4)2CO3.H2O 
Hay algunos casos de sustancias que formen más de un hidrato:
 CaCl2 (sal anhidra) CaCl2. ½ de H2O CaCl2. 2H2O CaCl2. 6H2O 
Estos hidratos se pueden descomponer por el calor; cada hidrato tiene una temperatura de deshidratación característica. 
A continuación ilustramos una aplicación del método de la relación 
CÁLCULOS MASA- MASA:
En este tipo de problemas, los datos conocidos se dan en masa y las respuestas se piden en masa, es necesario seguir los pasos del método de la relación molar.
El hexacloruro de Xenón solido se prepara al hacer reaccionar Xenón y Flúor gaseoso
Cuantos gramos de Flúor se necesitan para producir 10.0 g de XeF6?
Xe(g) + 3 F2(g) ---------- XeF6(g)
 				 X 10 g
Aplicando el método del mol:
 1mol XeF6 3mol F2 38.0 g F2 
10 g XeF6 x ------------------- x --------------- x -------------- = 4.65 g F2
 246.3 g XeF6 1 mol XeF6 1 molF2
La secuencia seguida es:
Convertir a gramos
Razón molar
Convertir a moles
Sustancia
Dada
CÁLCULOS DEL REACTIVO LIMITANTE Y DEL RENDIMIENTO:
Por lo general, en los problemas donde se dan las cantidades de dos o más reactantes, será necesario determinar el reactivo limitante.
El reactivo limitante es aquel que se consume y reacciona al 100% y una vez terminado también finaliza la reacción. El reactivo en exceso, es aquel que reacciona solo una parte de su masa, quedando una parte sin reaccionar.
Para identificar el reactivo limitante se siguen los siguientes pasos:
· se convierte en moles, las dos cantidades dadas de los reactantes. Para lo cual se deben reconocer las masas molares de las sustancias.
· Se dividen cada una de las cantidades en moles (obtenidos en el paso anterior) entre sus respectivos coeficientes estequiometricos. (de la ecuación balanceada)
· Aquel que arroje el menor cociente corresponderá al reactivo limitante. Lógicamente el otro reactivo estará en exceso.
RENDIMIENTO PORCENTUAL
Hay muchas reacciones que no dan un rendimiento del 100%, especialmente en las reacciones orgánicas, por tener reacciones colaterales y secundarias. En general las causas es que hay reacciones reversibles, pérdida de masa de productos al manipularlo o pasarlo de un recipiente a otro.
En conclusión en la práctica las reacciones químicas no siempre dan la cantidad de producto calculado teóricamente según la ecuación estequiometrica, Generalmente para obtener un mejor rendimiento se usa un exceso de reaccionante, esperando que el otro reactante se convierta en producto.
El rendimiento teórico de una reacción es la cantidad calculada del producto que se puede obtener a partir de una cantidad de reactante, según la ecuación estequiometrica balanceada. 
El rendimiento real es la cantidad de producto que se obtiene en la práctica o experimento.
El rendimiento porcentual es la relación del rendimiento real entre el rendimiento teórico, multiplicado por 100.
 Rendimiento real
% rendimiento = ------------------------------- x 100
 Rendimiento teórico 
También se puede expresar de otra forma:
 Masa de productoreal (en gramos o moles)
% rendimiento = ----------------------------------------------------------- x 100
 Masa de producto teórico (en gramos o moles)
Dónde: la masa del producto teórico siempre es mayor que el real
III.- MATERIALES:
 QUIMICA GENERAL E INORGANICA BIOLOGIA - BIOTECNOLOGIA
· 
Israel Narvasta TorresUNIVERSIDAD NACIONAL JOSE FAUSTINO SANCHEZ CARRION
· Balanza de triple brazo.
· Mechero de bunsen
· Frascos con tapas o tubos de ensayo con tapa.
· Tabla periódica.
· Tubo de ensayo grande.
· Una tina o cubeta con agua.
· Dos frascos de vidrio.
· Dos vidrios de reloj.
· Vaso precipitado de 250 ml.
· Alcohol de farmacia.
· Sal de mesa.
· Azúcar.
· Latas de gaseosa.
· 06 clavos de hierro.
· Clorato de potasio.
· 0.25 g de bióxido de manganeso.
· 10-15 g de sulfato de cobre hidratado.
IV.- PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:
EXPERIMENTO Nº 1
1.- Suponiendo que las sustancias a emplear son sustancias puras excepto el alcohol, calcule la masa de un mol de cada una de las siguientes: agua destilada, alcohol de 96° (densidad = 0,78g/mL), sal de mesa (cloruro de sodio), azúcar (sacarosa), latas de gaseosa (aluminio), clavos de hierro.
2.- Pese la masa correspondiente a un mol de cada una. En el caso delos líquidos use un recipiente con tapa, minimizando así las pérdidas por evaporación.
3.- Observe y compare.
	Reactivos
	Cantidad
	Masa en gramos (w)
	Formula
	Peso molecular o atómico
(PM ó PA)
	N° moles
(w/PM ó PA)
	N° moléculas
	Agua destilada
	100ml
	100
	H2O
	18
	5.55 moles 
	3.3 x1022 moléculas
	Etanol
	100ml
	82.0032
	CH3CH2OH
	46.07
	1.78
	1.1 x1022 moléculas 
	Sal de mesa
	1 cucharada
	13.17
	NaCl
	58.44
	
	
	Azúcar(sacarosa)
	1 cucharada
	15.14
	C12H22O11
	342.29
	
	
	Lata de gaseosa (aluminio)*
	02 unidades
	22.6
	Al
	26.98
	
	
	Clavos de hierro*
	6 clavos
	38.55
	Fe
	55.85
	
	
 *Para el aluminio y el hierro expresar en átomos
RIVAS BAZALAR ++; LUCAS JURADO CARMONA++; 83.7 85.4
EXPERIMENTO Nº 2 VOLUMEN MOLAR GASEOSO
1. Pese el reactor limpio y seco
2. Agregue en el reactor 2 g de clorato de potasio, puro y seco.
3. Vuelva a pesar el tubo y su contenido con una precisión de 0.01 g; es decir con 2 decimales, anote estos pesos.
4. Agregue al reactor 0.25 g de bióxido de manganeso y vuelva a pesar el tubo. Asegúrese que el clorato y el bióxido de manganeso se mezclen, agitando suavemente.
5. Disponer el aparato como la figura, asegurándose que las conexiones estén bien cerradas, para evitar fugas de gas durante la reacción.
6. Pesar los envases de cifrut pequeño limpios y secos con sus respectivas tapas.
7. Llene con agua la cubeta o tina hasta los 2/3 de su volumen y coloque dentro de ella los dos frascos de cifrut llenos de agua hasta los ¾ de volumen de cada una e invertidos.
8. Encienda el mechero y caliente el tubo con la mezcla suavemente y tratando de que la llama llegue a toda la masa del interior del reactor y acerque el extremo de la manguerita de desprendimiento a la boca del primer frasco y recolectar el gas oxigeno que burbujea. Cuando el frasco se llene de oxígeno, se tapa la boca (estando sumergido) con su respectiva tapa. Se extrae del interior de la tina y se mantiene tapado boca arriba. Secar por fuera y pesarlo. No importa si quedó un poco de agua en el interior, al final se descuenta.
9. Pase de inmediato la manguerita de desprendimiento al siguiente frasco (este pase tiene que ser rápido de lo contrario perderá masa de gas oxigeno por fuga) y proceda en igual forma que con el primero. Al observar que no hay más desprendimiento de oxígeno, proceda a sacar el frasco como en el paso anterior. Trate de pesarlo.
10. Tenga el cuidado necesario al retirar la manguerita de desprendimiento del agua de la tina, antes de apagar el mechero.
Porque?…………………………………………….…………………………………………
Cuando se hay enfriado el reactor, pesarlo nuevamente y anote el peso con una precisión de dos decimales. ¿Cuál es la composición de las cenizas que quedan finalmente dentro del tubo
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Medir el volumen del gas en el matraz determinando el volumen de agua necesario para volver a llenar. Anote
a. Escriba la ecuación química para la reacción de descomposición térmica del clorato de potasio.
b. Datos de masas molares en g/mol (no redondee los pesos atómicos)
KClO3 : ______________ ; MnO2 : ____________ ;KCl : ___________ 
c. Masa de KClO3
Masa de reactor vacío: _____________________________________
Masa de reactor + KCLO3: ______________________________
Masa de reactor + KClO3 + MnO2 : __________________________
Masa de reactor + residuos: ______________________________
Masa de residuo: ________________________________________
d. Calculo del contenido de oxigeno:
Gramos de KClO3		: ____________________________________
Moles de KCLO3		: ____________________________________
Masa de oxigeno liberado	: __________ __________________________
Moles de oxigeno liberado	: ____________________________________
e. Calculo del % de oxigeno presente en KClO3
 Masa de oxígeno en KClO3
% teórico = --------------------------------------- x 100
 Masa molar de KClO3
 Masa de oxigeno liberado experimentalmente
% experimental = ---------------------------------------------------- x 100
 Masa en gramos de KClO3
Es razonable que haya una diferencia pequeña entre el % teórico y el % experimental. Esto se expresa como un porcentaje de error, que de acuerdo a lo estipulado en la práctica Nº 2, su valor no debería exceder el 5%
 		 % teórico - % experimental
% error = ---------------------------------------- x 100
 % teórico 
f. Calculo del % de rendimiento o de eficiencia de la reacción de descomposición.
Masa de oxigeno liberado teóricamente en base a los 2 gramos de KClO3: ________
Masa de oxigeno liberado experimentalmente: _________
 
 Masa de oxigeno real o experimental
% rendimiento = ---------------------------------------------------------------------- x 100
 Masa de oxigeno liberado teóricamente o estequiometricamente
	Contenido de oxígeno en KClO3
	% error
	Rendimiento de la reacción de descomposición del KClO3
	% rendimiento
	Porcentaje %
	
	Rendimiento 
(gramos de oxigeno)
	
	teórico
	Experimental
	
	teórico
	real
	
	
	
	
	
	
	
EXPERIMENTO Nº 3
En nuestro experimento usaremos el sulfato de cobre una sal hidratada de uso frecuente como germicida y fungicida en jardinería, peceras y piscinas. Cuando esta sal se somete a la acción del calor tiene lugar la siguiente reacción de deshidratación:
CuSO4.nH2O (solido) + calor ------ CuSO4 (solido) + nH2O (vapor)
1. En un mortero moler 3 gramos de sulfato de cobre hidratado
2. Pesar el crisol o vaso de precipitados, vacío, limpio y seco
3. Colocar un peso entre 2 – 3 gramos de sulfato de cobre hidratado
4. Observe, describa y registre su aspecto.
5. Coloque el vaso de precipitados sobre la malla, ubicada sobre el trípode. Caliente con la flama del mechero, o sobre una cocina eléctrica, revolviendo ocasionalmente (procurando romper los grumos que se formen) hasta que desaparezca totalmente el color celeste.
6. Una vez completada la acción, retire del fuego o la cocina, apague el mechero e inmediatamente cubra con papel de aluminio, sujetándolo con una liga alrededor o de otra forma, con la tenaza colocar el crisol dentro de un desecador.
7. Deje enfriar destape y pese de inmediato
8. Agregue cuidadosamente agua destilada al solido deshidratado observe y anote los cambios producidos:
9. Al tocar el fondo del recipiente por fuera, está caliente o frio? La hidratación es exotérmica o endotérmica? La deshidratación esexotérmica o endotérmica?
10. El sulfato de cobre hidratado puede guardarse para ser usado nuevamente.
Completar la siguiente tabla a partir de los datos experimentales obtenidos:
Calcule la masa de sal anhidra y la de agua eliminada durante el calentamiento. Con estos datos determine el valor de n en la fórmula de la sal hidratada. CuSO4.nH2O
	Masa del crisol o vaso vacio
	
	 Masa del CuSO4.nH2O
	
	Masa del CuSO4 anhidro
	
	Moles del CuSO4 anhidro
	
	Masa de H2O desprendida
	
	Moles de H2O desprendidos
	
	Relación H2O:CuSO4
	
	Formula del hidrato
	CuSO4. …….H2O
TABLA DE CALCULO ESTEQUIOMETRICO