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Práctica N6

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UNIVERSIDAD CENTRAL DEL

ECUADOR
FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA

CARRERA DE INGENIERÍA QUÍMICA

LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL II


PRÁCTICA N°6
ESTEQUIOMETRIA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS PARTE II.
Segundo Semestre
Paralelo 3

Grupo Nº 6

Integrantes:
Lema Satian Luis Miguel
León Ramos Dilan Alejandro
López Mejía Leslie Alejandra
Luna Rosero Lily Marlene
Maya García Esteban Isaac
Mena Pilpud Mayerli Daneth

Profesor:
Dr. Ullrich Rainer Sthal, PhD

Ayudante de Cátedra:
Mojarrango Lippe

Quito, Ecuador
2020 – 2021
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LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL II

RESUMEN

Determinación en la relación cuantitativa, cantidad de producto


formado y la capacidad de combinación de los reactivos en la
reacción química; reforzando así los conocimientos adquiridos
sobre las relaciones estequiométricas, comparando la cantidad de
producto que se obtiene al variar la concentración de las
sustancias a relacionarse. Mediante la elaboración de una
solución con dos sustancias de volúmenes conocidos, la
formación de un precipitado se hace presente. El mismo que es
separado por una filtración. Obteniendo así la medición de masas,
tanto de los reactivos como productos a partir de los cálculos
estequiométricos, ya que esto hace posible la determinación del
reactivo limitante y exceso. concluyendo así que la cantidad de
precipitado formado depende del reactivo limitante, por la
cantidad de volumen que se pone de reactivos

DESCRIPTORES:
REACTIVO_LIMITANTE/FILTRACIÓN/PRECIPITADO/MA
SAS.
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PRÁCTICA 6
ESTEQUIOMETRIA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS PARTE 2.
1. OBJETIVOS.
1.1. Encontrar la relación cuantitativa, la cantidad de producto formado y la capacidad de combinación de los
reactivos en la reacción química.
1.2. Afianzar los conocimientos adquiridos sobre las relaciones estequiométricas de una reacción química.
1.3. Comparar la cantidad de producto que se obtiene al variar la concentración de las sustancias a relacionarse.

2. TEORÍA.
2.1. Reactivo limitante.
"El reactivo que se consume completamente en una reacción, ya que la máxima cantidad
de producto que se forma depende de la cantidad del reactivo. Cuando el reactivo se
consume, no se puede formar más producto.”
(Chang, 2016)
2.2. Reactivo en exceso.
“Es el que ingresa en mayor proporción, por lo tanto, queda como sobrante al finalizar la reacción”.
(Morris Hein. 1992)
2.3. Leyes ponderales
2.3.1. Ley de la conservación de la masa
“Fue enunciada por Lavoisier y no es más que la aplicación a las reacciones químicas del
principio general de conservación de la materia.
La suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos de
la reacción.”
Ejemplo:
𝐶 + 𝑂2 → 𝐶𝑂2 Ec: 2.3.1-1
12 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑐𝑎𝑟𝑏𝑜𝑛𝑜 + 32 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑜𝑥í𝑔𝑒𝑛𝑜
= 44 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑑𝑖ó𝑥𝑖𝑑𝑜 𝑑𝑒 𝑐𝑎𝑟𝑏𝑜𝑛𝑜
(Teijón & Pérez, 1996).

2.3.2. Ley de las proporciones definidas


“Cuando dos o más elementos se unen para formar un compuesto lo hacen siempre en
proporciones definidas”
Hoy, conocidas las masas atómicas esta ley resulta evidente. El nitrógeno y el hidrogeno
reaccionan formando amoniaco:
𝑁2 + 3𝐻2 → 2𝑁𝐻3 Ec: 2.3.2-1
(Teijón & Pérez, 1996).
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2.3.3. Ley de las proporciones múltiples. Teoría atómica de Dalton


“La ley de las proporciones múltiples se aplica a las parejas de elementos que se combinan
entre si formando más de un compuesto, y dice:
Cuando dos elementos se unen para formar más de un compuesto, con un mismo peso de
uno reaccionan pesos del otro que guardan entre si una relación de números enteros
sencillos.
Ejemplo:
El carbono reacciona con el oxígeno y pueden formarse monóxido de carbono y dióxido de
carbono:
𝐶 + 𝑂2 → 𝐶𝑂2 Ec: 2.3.3-1
1
𝐶 + 𝑂2 → 𝐶𝑂
2
12 gramos de carbono se combinan con 32 gramos de oxígeno en la primera reacción con
16 gramos de la segunda; la relación de los pesos de oxígeno es 32/16, es decir 2/1, y así
tiene que ser puesto que con un átomo de carbono se combinan 2 y 1 átomos de oxígeno
respectivamente.”
(Tejón & Pérez, 1996).
2.3.4. Ley de proporciones recíprocas
“Las masas de diferentes elementos que se combinan con una misma masa de elemento
dado, guardan la misma proporción que cuando se combinan entre si los dos primeros
elementos, o están en una relación sencilla.”
Por ejemplo, cuando se forma hidruro de calcio, CaH2, la proporción es 1 gramo de H por
cada 20 gramos de calcio.
La proporción de H y O en el agua es:
2𝑔 𝐻
Ec: 2.3.4-1
16𝑔 𝑂

La proporción Ca y O en el CaO es:


20𝑔 𝐶𝑎
16𝑔 𝑂
La proporción de Ca e H en CaH2 es:
20𝑔 𝐶𝑎
2𝑔 𝐻
(Cárdenas, 2006).
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2.3.5. Ley de los volúmenes de combinación


“Los volúmenes de gases que intervienen en una reacción química están en relación de
números enteros sencillos. Para que se cumpla esta ley, hay que tener en cuenta que cuando
hablamos de volúmenes de gases, se sobreentiende que todos los volúmenes se miden en
las mismas condiciones de presión y temperatura, ya que el volumen de un gas varia cuando
se modifican estas condiciones.”

En la reacción de formación del agua: 2𝐻2 (𝑔) + 𝑂2 (𝑔) → 2𝐻2 𝑂 (𝑔) Ec: 3.3.5-1
(Cárdenas, 2006).
2.3.6. Ley de Avogadro
“Cuando un mismo volumen de cualquier gas, con condiciones de presión y temperatura
determinadas, contenía siempre el mismo número de partículas (átomos y moléculas).
La ley de Avogadro introducía, además, la idea de considerar cantidades de cualquier
sustancia que contuvieran el mismo número de partículas, dando lugar así al concepto de
mol, por ello el número de partículas que contiene el mol de cualquier sustancia (6,023 •
1023) se denomina número de Avogadro.
(Cárdenas, 2006).
3. PARTE EXPERIMENTAL.

3.1. Materiales y Equipos.


3.1.1. 4 tubos de ensayo
3.1.2. Gradilla
3.1.3. Regla
3.1.4. Papel Filtro
3.1.5. Balanza
3.1.6. Equipo de filtración al vacío
3.1.7. 2 Buretas.

3.2. Sustancias y reactivos


3.2.1. Carbonato de sodio Na₂CO₃ (s)
3.2.2. Cloruro de bario BaCl₂ (s)
3.2.3. Agua destilado H₂O (l)
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4. PROCESAMIENTO DE DATOS.
4.1. Datos Experimentales.
Tabla 4.1. -1Datos experimentales
Tubo Carbonato Cloruro Altura Na2CO3 BaCl2 Peso Peso papel Peso
de sodio de (mm) (mmol) (mmol) papel + precipitado
(mL) Bario filtro precipitado (g)
(mL) (g) (g)
1 0,5 0,5 3 0,25 0,25 0,32 0,38 0,06
2 1,5 2 6 0,75 1 0,35 0,41 0,06
3 2,5 2,5 10 1,25 1,25 0,34 0,55 0,21
4 3,5 3 12 1,75 1,5 0,34 0,64 0,30

4.2. Reacciones

𝑁𝑎2 𝐶𝑂3(𝑙) + 𝐵𝑎𝐶𝑙2(𝑎𝑐) → 𝐵𝑎𝐶𝑂3(𝑠) ↓ +2𝑁𝑎𝐶𝑙𝑎𝑐 Ec.4.2-1

5. CÁLCULOS.

5.1. Cálculo del reactivo limitante para cada mezcla.


5.1.1. Cálculo para la muestra 1.

0,5𝑀 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3(𝑎𝑐) ; 0,5𝑀 𝐵𝑎𝐶𝑙2(𝑎𝑐)


𝑛 =𝑀∗𝑣

𝑛𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 = 0,5 𝑚𝑜𝑙⁄𝐿 ∗ (5𝑥10−4 𝐿) = 2,5𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙 ≅ 0,25 𝑚𝑚𝑜𝑙


𝑛𝐵𝑎𝐶𝑙2 = 0,5 𝑚𝑜𝑙⁄𝐿 ∗ (5𝑥10−4 𝐿) = 2,5𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙 ≅ 0,25 𝑚𝑚𝑜𝑙

1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑙2
0,25 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 ∗ = 0,25 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑙2
1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
𝐈𝐠𝐮𝐚𝐥 𝐩𝐫𝐨𝐩𝐨𝐫𝐜𝐢ó𝐧
1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
0,25 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑙2 ∗ = 0,25 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑙2 }

5.1.2. Cálculo para la muestra 2.

0,5𝑀 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3(𝑎𝑐) ; 0,5𝑀 𝐵𝑎𝐶𝑙2(𝑎𝑐)

𝑛𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 = 0,5 𝑚𝑜𝑙⁄𝐿 ∗ (5𝑥10−3 𝐿) = 7,5𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙 ≅ 0,75 𝑚𝑚𝑜𝑙


𝑛𝐵𝑎𝐶𝑙2 = 0,5 𝑚𝑜𝑙⁄𝐿 ∗ (5𝑥10−3 𝐿) = 1𝑥10−3 𝑚𝑜𝑙 ≅ 1 𝑚𝑚𝑜𝑙
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1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑙2
0,75 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 ∗ = 0,75 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑙2
1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
𝑵𝒂𝟐 𝑪𝑶𝟑 (𝑹𝒆𝒂𝒄𝒕𝒊𝒗𝒐 𝑳𝒊𝒎𝒊𝒕𝒂𝒏𝒕𝒆)
1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑙2 ∗ = 1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑙2 }

5.1.3. Cálculo para la muestra 3.

0,5𝑀 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3(𝑎𝑐) ; 0,5𝑀 𝐵𝑎𝐶𝑙2(𝑎𝑐)

𝑛𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 = 0,5 𝑚𝑜𝑙⁄𝐿 ∗ (2,5𝑥10−3 𝐿) = 1,25𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙 ≅ 1,25 𝑚𝑚𝑜𝑙


𝑛𝐵𝑎𝐶𝑙2 = 0,5 𝑚𝑜𝑙⁄𝐿 ∗ (2,5𝑥10−3 𝐿) = 1,25𝑥10−3 𝑚𝑜𝑙 ≅ 1,25 𝑚𝑚𝑜𝑙

1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑙2
1,25 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 ∗ = 1,25 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑙2
1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
𝑰𝒈𝒖𝒂𝒍 𝒑𝒓𝒐𝒑𝒐𝒓𝒄𝒊ó𝒏
1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
1,25 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑙2 ∗ = 1,25 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑙2 }

5.1.4. Cálculo para la muestra 4.

0,5𝑀 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3(𝑎𝑐) ; 0,5𝑀 𝐵𝑎𝐶𝑙2(𝑎𝑐)

𝑛𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 = 0,5 𝑚𝑜𝑙⁄𝐿 ∗ (3,5𝑥10−3 𝐿) = 1,75𝑥10−3 𝑚𝑜𝑙 ≅ 1,75 𝑚𝑚𝑜𝑙


𝑛𝐵𝑎𝐶𝑙2 = 0,5 𝑚𝑜𝑙⁄𝐿 ∗ (1𝑥10−3 𝐿) = 1,5𝑥10−3 𝑚𝑜𝑙 ≅ 1,5 𝑚𝑚𝑜𝑙

1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑙2
1,75 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 ∗ = 1,75 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑙2
1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
𝑩𝒂𝑪𝒍𝟐 (𝑹𝒆𝒂𝒄𝒕𝒊𝒗𝒐 𝑳𝒊𝒎𝒊𝒕𝒂𝒏𝒕𝒆)
1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
1,5 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑙2 ∗ = 1,5 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑙2 }

5.2. Cálculo del número de moles que reaccionan de Carbonato de Sodio y cloruro de
bario y de la cantidad de precipitado formado en masa mediante estequiometria.

𝑁𝑎2 𝐶𝑂3(𝑙) + 𝐵𝑎𝐶𝑙2(𝑎𝑐) → 𝐵𝑎𝐶𝑂3(𝑠) ↓ +2𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐)

5.2.1. Cálculo para la muestra 1.

1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3


2,5 𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑙2 ∗ = 2,5 𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
1 𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑙2
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1 𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑙2
2,5 𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 ∗ = 2,5 𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑙2
1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
197,34 𝑔 𝐵𝑎𝐶𝑂3
2,5 𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 ∗ = 0,049335 𝑔 𝐵𝑎𝐶𝑂3
1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3

5.2.2. Cálculo para la muestra 2.

1 𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑙2
7,5 𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 ∗ = 7,5 𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑙2
1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3

197,34 𝑔 𝐵𝑎𝐶𝑂3
7,5 𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 ∗ = 0,148005 𝑔 𝐵𝑎𝐶𝑂3
1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3

5.2.3. Cálculo para la muestra 3.

1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3


1,25 𝑥10−3 𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑙2 ∗ = 1,25 𝑥10−3 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
1 𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑙2

1 𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑙2
1,25 𝑥10−3 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 ∗ = 1,25 𝑥10−3 𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑙2
1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3

197,34 𝑔 𝐵𝑎𝐶𝑂3
1,25 𝑥10−3 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 ∗ = 0,246675 𝑔 𝐵𝑎𝐶𝑂3
1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3

5.2.4. Cálculo para la muestra 4.

1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3


1,5 𝑥10−3 𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑙2 ∗ = 1,5 𝑥10−3 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
1 𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑙2

197,34 𝑔 𝐵𝑎𝐶𝑂3
1,5 𝑥10−3 𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑙2 ∗ = 0,29601 𝑔 𝐵𝑎𝐶𝑂3
1 𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑙2

5.3. Cálculo del rendimiento de la reacción para cada caso

𝑔 (𝑜 𝑚𝑔)𝑝𝑟𝑒𝑐𝑖𝑝𝑖𝑎𝑑𝑜 𝑜𝑏𝑡𝑒𝑛𝑖𝑑𝑜 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙𝑚𝑒𝑡𝑒


% 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 = ∗ 100%
𝑔 (𝑜 𝑚𝑔)𝑝𝑟𝑒𝑐𝑖𝑝𝑖𝑎𝑑𝑜 𝑜𝑏𝑡𝑒𝑛𝑖𝑑𝑜 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑒𝑠𝑡𝑒𝑞𝑢𝑖𝑜𝑚𝑒𝑡𝑟𝑖𝑎.
5.3.1. Cálculo para la muestra 1.

0,06 𝑔 𝐵𝑎𝐶𝑂3
% 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 = ∗ 100%
0,049 𝑔 𝐵𝑎𝐶𝑂3

% 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 = 121,61 %
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5.3.2. Cálculo para la muestra 2.


0,06𝑔 𝐵𝑎𝐶𝑂3
% 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 = ∗ 100%
0,148 𝑔 𝐵𝑎𝐶𝑂3

% 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 = 40,54 %

5.3.3. Cálculo para la muestra 3.


0,21 𝑔 𝐵𝑎𝐶𝑂3
% 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 = ∗ 100%
0,246 𝑔 𝐵𝑎𝐶𝑂3

% 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 = 85,13 %

5.3.4. Cálculo para la muestra 4.


0,30 𝑔 𝐵𝑎𝐶𝑂3
% 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 = ∗ 100%
0,295 𝑔 𝐵𝑎𝐶𝑂3

% 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 = 101.52 %

6. RESULTADOS.
Tabla 6-1. Resultados
Tubo / Carbonato Cloruro de Precipiado Precipitado Reactivo %
Muestra de Sodio Bario Exp. (mg o g) teorico Limitante Rendimiento
(mmol) (mmol) (mg o g)
1 0,25 0,25 0,06 0,049 - 121,7
2 0,75 1 0,06 0,147 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 40,6
3 1,25 1,25 0,21 0,246 - 85,26
4 1,75 1,5 0,30 0,295 𝐵𝑎𝐶𝑙2 101,52

Fuente: Laboratorio de Química General, Centro de Química, Universidad Central Del


Ecuador, 2021

7. DISCUSION.
Mediante la práctica de Estequiometria de las reacciones químicas parte dos, utilizamos
el método; cuantitativo al momento de tomar los datos referentes a las reacciones, al
tomar anotaciones de la altura del precipitado formado en los 4 tubos de ensayo con las
diferentes cantidades de las sustancias, para realizar los cálculos estequiométricos y saber
los datos faltantes que dependen de mencionados procesos, validando así su utilidad. Se
recomienda remplazar el carbonato de calcio por cromato de potasio con la misma
concentración para poder observar con otro reactivo limitante si la cantidad del
precipitado se ve afectada por la porción utilizada del mismo, además utilizar 10 tubos
de ensayo con cantidades en aumento hasta el número 5 y en descenso en los siguientes
para visualizar de mejor manera en la gráfica la tendencia y verificar que los resultados
varían según el reactivo limitante
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8. CONCLUSIONES

8.1. Al analizar el Anexo 11.3 se puede deducir que a mayor cantidad de volumen mayor
será la cantidad de precipitado formado.
8.2 En base a la práctica, se determinó que por medio del método de variación continua y la
aplicación de cálculos estequiométricos el precipitado entre la masa de dióxido de
carbono experimental en comparación a la masa de dióxido de carbono teórico es
mayor, debido a que las cantidades en gramos tienen mayor valor y el reactivo limitante
menor valor, generando así una proporción correcta en la reacción.
8.3. Tras el análisis de la tabla 6-1, inferimos que, al utilizar volúmenes diferentes de las
sustancias y tener la misma concentración se genera un cambio en el reactivo limitante,
siendo el caso que, al ocupar los mismos valores de volumen no existe ningún limitante
en la reacción.
8.4. Mediante la práctica realizada llegamos a la conclusión que para obtener el rendimiento
de la reacción es necesario conocer la exactitud de la cantidad de sustancia a ocupar y
la concentración de los reactivos a utilizar, ya que son factores que influyen en la
obtención de la misma.

9. CUESTIONARIO

9.1. Queremos obtener 1500 cm3 de sulfuro de dihidrógeno (medidos en C.N.).


Para ello hacemos reaccionar sulfuro de disodio con una disolución de cloruro de
hidrógeno, obteniéndose sulfuro de dihidrógeno gaseoso y una disolución de cloruro
de sodio. Si suponemos que todo el sulfuro de dihidrógeno formado se libera como
gas y nada queda disuelto, calcular:

𝑁𝑎2 𝑆 + 2𝐻𝐶𝑙 → 𝐻2 𝑆 + 2𝑁𝑎𝐶𝑙 Ec: 9.1-1

a) El volumen de disolución 1.5M de cloruro de hidrógeno necesario.

𝑃⋅𝑉 1×1,50 34𝑔


𝑛 = 𝑅 ⋅𝑇 = 0,082 ×273 = 0,067𝑛 × = 2,278𝑔 𝐻2 𝑆 Ec: 9.1-2
1𝑛

2,278𝑔 𝐻2 𝑆 × 73𝑔 𝐻𝐶𝑙 1𝑛


𝐻𝐶𝑙 = = 4,891𝑔 × = 0,134𝑛 𝐻𝐶𝑙
34𝑔 𝐻2 𝑆 36,5𝑔
0,134𝑛 𝐻𝐶𝑙
𝑉 = 1,5 𝑀 = 0,0893 𝐿 = 89,33𝑚𝑙 𝐻𝐶𝑙 Ec: 9.1-3

b) La masa de sulfuro de disodio puro que necesitamos.

2,278𝑔 𝐻2 𝑆 × 78𝑔𝑁𝑎2 𝑆
𝑁𝑎2 𝑆 = = 5,226𝑔 𝑁𝑎2 𝑆
34𝑔 𝐻2 𝑆
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9.2. Atacamos una lámina de zinc de 20 g y un 80% de pureza con 60 ml de una disolución
5 M de HCl. Calcular el volumen de hidrógeno que se libera a 25ºC y 0,95 atmósferas.

𝑍𝑛 + 2𝐻𝐶𝑙 → 𝑍𝑛𝐶𝑙2 + 𝐻2 Ec: 9.2-1


𝑔 𝑍𝑛 = 20𝑔 × 0,8 = 16𝑔 = 0,245𝑛 𝑍𝑛
36,5𝑔
𝐻𝐶𝑙 = 5𝑀 × 0,06𝐿 = 0.3𝑛 × = 10,95𝑔 𝐻𝐶𝑙
1𝑛
0,245𝑛 𝑍𝑛 × 2𝑛 𝐻𝐶𝑙
𝑅𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜 𝑙𝑖𝑚𝑖𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 𝑥 = = 0,49𝑛 𝐻𝐶𝑙 (𝑅. 𝐿𝑖𝑚𝑖𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒)
1𝑛 𝑍𝑛

2𝑛 𝐻𝐶𝑙 × 1𝑛 𝐻2
𝑥 𝐻2 = = 0,15𝑛 𝐻2
0,3𝑛 𝐻𝐶𝐿
0,15 ×0.082×298
𝑉= = 3,86𝐿 𝐻2 Ec: 9.2-2
0,98

9.3. El trioxocarbonato (IV) de sodio reacciona con el ácido clorhídrico, produciendo


cloruro de sodio, dióxido de carbono y agua. Calcular:

𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 + 2𝐻𝐶𝑙 → 2𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐶𝑂2 + 𝐻2 𝑂 Ec: 9.3-1


a) La masa de dióxido de carbono y de agua que se forman en el proceso a partir de
16 g de trioxocarbonato (IV) de sodio

44𝑔𝐶𝑂2
16𝑔 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 ∗ = 6,6415𝑔𝐶𝑂2
106𝑔𝑁𝑎2 𝐶𝑂3

18𝑔𝐻2 𝑂
16𝑔 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 ∗ = 2,71698𝑔𝐻2 𝑂
106𝑔𝑁𝑎2 𝐶𝑂3

b) El volumen de ácido clorhídrico 2 M que se precisa para que la reacción sea


completa.

2𝑚𝑜𝑙 𝐻𝐶𝑙
16𝑔 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 ∗ = 0,30189𝑔𝐻𝐶𝑙
106𝑔𝑁𝑎2 𝐶𝑂3

#𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
𝑀=
𝑉𝑠𝑙𝑛
0,30189
𝑉𝑠𝑙𝑛 = = 0.15094 𝑙
2
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10. BIBLIOGRAFÍA
10.1. Cárdenas, P. de C., (2006). Química I. Editorial Umbral.
10.2. Chang, R. (2016). Química (12.a ed.). Editorial McGraw-Hill.
10.3. Fundamentos de Química - Morris Hein - Google Libros. (1992). Retrieved February
12, 2021 12, 2021 11, 2021, from
https://books.google.es/books?hl=es&lr=&id=vkDYIWtT4A0C&oi=fnd&pg=PA7&dq=
fundamentos+de+quimica+q&ots=ThmRWPuNzt&sig=lHDNjHFzryDpKVhJix5pwhR
DLfE#v=onepage&q&f=false (Hein, 1992)
10.4. Teijón, J. M., & Pérez, J. A. G. (1996). Química: teoría y problemas. Editorial Tebar.

11. ANEXOS.

11.1. Diagrama del Equipo.


11.2. Diagrama g de precitado =f(Volumen de Carbonato de Sodio). Teórica y experimental
en la misma grafica
11.3. Diagrama g de precitado =f(Volumen de Cloruro de Bario). Teórica y experimental
en la misma grafica
11. ANEXOS.

11.1. Diagrama del Equipo.


Figura N°11.1-1. Diagrama del Equipo

6
7
4

5 1

3
2

Fuente: Grupo N°6

Tabla N°11.1-1. Diagrama del Equipo


1 Tubos de ensayo
2 Gradilla
3 Regla
4 Papel filtro
5 Balanza
6 Equipo de filtración al vacío
7 Bureta

Fuente: Grupo N°6


11.2.Diagrama g de precitado =f(Volumen de Carbonato de Sodio). Teórica y
experimental en la misma grafica

Figura N°11.2. Diagrama g de precitado =f (Volumen de Carbonato de sodio).

Precipitado=f (Volumen de Na2CO3)


11,00 10
10,00
9,00 8,34
10
8,00
Precipitado

7,00
6,00 4,98
Datos teóricos
7,00
5,00
4,00
3,00 1,66
2,00
1,00 2,00 2,00
0,00
0,00 1,00 2,00 3,00 4,00 5,00 6,00 7,00 8,00 9,00 10,00 11,00
Volumen (BaCl2)
Fuente: Grupo N°6

Tabla N°11.2. Escala

Datos teóricos
Volumen (ml) Escala (cm) Precipitado (g) Escala (cm)
0,5 1,43 0,05 1,43
1,5 4,29 1,5 4,29
2,5 7,14 2,5 7,14
3,5 10 3,5 10
1cm ≈ 0,3 1cm ≈ 0,03
Datos experimentales
Volumen (ml) Escala (cm) Precipitado (g) Escala (cm)
0,049 1,66 0,06 2
0,147 4,98 0,06 2
0,246 8,34 0,21 7
0,295 10 0,3 10
1cm ≈ 0,3 1cm ≈ 0,043
11.3.Diagrama g de precitado =f(Volumen de Cloruro de Bario). Teórica y
experimental en la misma grafica

Figura N°11.3. Diagrama g de precitado =f (Volumen de Cloruro de Bario)

Fuente: Grupo N°6

Tabla N°11.3. Escala

Datos teóricos
Volumen (ml) Escala (cm) Precipitado (g) Escala (cm)
0,5 1,67 0,049 1,66
2 6,67 0,147 4,98
2,5 8,33 0,246 8,34
3 10 0,295 10
1cm ≈ 0,3 1cm ≈ 0,0295
Datos experimentales
Volumen (ml) Escala (cm) Precipitado (g) Escala (cm)
0,5 1,67 0,06 2
2 6,67 0,06 2
2,5 8,33 0,21 7
3 10 0,3 10
1cm ≈ 0,3 1cm ≈ 0,03

Fuente: Grupo N°6

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