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Ley de las proporciones definidas
La ley de las proporciones constantes o ley de las proporciones
definidas es una de las leyes estequiometrias, 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, proporción de masas entre los
elementos que los forman es constante. En términos más modernos de la
fórmula química, esta ley implica que siempre se van a poder asignar
subíndices fijos a cada compuesto.
Ejemplo:
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2.
VOLUMEN MOLAR
El volumen molar de una sustancia, simbolizado V m,1 es el volumen de un
mol de ésta. La unidad del Sistema Internacional de Unidades es el metro cúbico
por mol: m3 · mol-1
Un mol de cualquier sustancia contiene 6,022 · 1023 partículas.2 En el caso
de sustancias gaseosas moleculares un mol contiene NA moléculas. De aquí
resulta, teniendo en cuenta la ley de avogadro, que un mol de cualquier
sustancia gaseosa ocupará siempre el mismo volumen (medido en las mismas
condiciones de presión y temperatura).
Experimentalmente, se ha podido comprobar que el volumen que ocupa
un mol de cualquier gas ideal en condiciones normales (Presión = 1 atmósfera,
Temperatura = 273,15 K = 0 °C) es de 22,4 litros. 3 Este valor se conoce como
volumen molar normal de un gas.
Este valor del volumen molar corresponde a los llamados gases ideales o
perfectos; los gases ordinarios no son perfectos (sus moléculas tienen un cierto
volumen, aunque sea pequeño) y su volumen molar se aparta ligeramente de
este valor
3.
CATALIZADOR
Un catalizador es una sustancia que aumenta la rapidez de una reacción
química sin sufrir ningún cambio permanente. La catálisis es el procesomediante el cual aumenta la velocidad de las reacciones químicas por medio de
la presencia de un catalizador. Un catalizador interviene en una reacción pero
sin llegar a formar parte de los resultados de esta.
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Los catalizadores se pueden clasificar en: catalizadores heterogéneos o de
contacto, y los catalizadores homogéneos. Una reacción en la cual los reactivos y
los catalizadores no están en la misma fase se conoce como reacción
heterogénea. El catalizador correspondiente a esta reacción se conoce comocatalizador heterogéneo. Este tipo de catalizador tiene una superficie donde las
sustancias pueden reaccionar. El platino y otros metales finamente divididos, al
igual que los óxidos metálicos, sin ejemplos comunes de este tipo de catalizador.
Entre los catalizadores a base de óxidos metálicos se distinguen los óxidos
estequiométricos y los óxidos que ganan o pierden oxígeno de su superficie. La
mayoría de los catalizadores heterogéneos funcionan adsorbiendo uno de los
reactivos.
La adsorción es la adherencia de una sustancia a la superficie de otra.
Podría ser correcto pensar que el catalizador de contacto toma parte en la
reacción. Un ejemplo de catalizador heterogéneo es el platino dividido que
cataliza la reacción del monóxido de carbono con oxigeno para formar dióxido
de carbono. Esta reacción es utilizada en catalizadores acoplados a los
automóviles para eliminar el monóxido de carbono de los gases de escape
Un catalizador homogéneo existe en la misma fase que los reactivos. Este
tipo de catalizador si toma parte en la reacción, pero se obtiene sin cambiar en
un paso final el mecanismo de la reacción. Este forma un compuesto o
compuestos intermedios que reacciona más fácilmente que los reactivos sin
catalizar, porque requieren menos energía de activación.
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II.
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
MATERIALES:
Balanza
1 Tubo de ensayo
1 pinza
1 juego de tapones
(bihoradados)
Mangueras y conexiones
Mechero Bunsen
Colector de Vidrio
Espátula
Termómetro
1 balón
1 probeta de 500mL
REACTIVO A USAR:
Mezcla de KClO3 (12,5%) y MnO2 (87,5%)
Procedimientos
1. Empezaremos la experiencia estableciendo la masa de reactivo (w3) a usar,
haciendo uso de la balanza, hallaremos dicha cantidad mediante una diferencia
de masas entre el tubo de ensayo vacío (w1) y cuando este contenga una
cantidad del reactivo (w2).
w1= 23.44 g
w2= 24.86 g
Entonces: w3= w2 – w1 = 1.42g Peso de la mezcla
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2.
Ahora debemos acercar el tubo conteniendo el reactivo, al mechero Bunsenencendido para generar la reacción, previo a esto debemos unir dicho tubo de
ensayo mediante los tapones y mangueras al balón que contiene agua, que a su
vez está conectado en serie con el colector de líquido.
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3. Luego de la reacción, esperamos que enfríe el tubo que se encuentra con
residuos y lo pesamos, resulta w4 =24.37 g. La disminución de la masa se debe a
que ya se logró extraer todo el oxígeno de la reacción.
4. Introducimos el termómetro dentro del balón que contiene agua para
determinar la temperatura del vapor de agua, resultando 22oC.
5.
Esto nos sirve para obtener la presión de vapor de agua a la temperatura de
22oC; en la tabla le corresponde 19,8 mmHg.
6. Para la presión barométrica en el laboratorio : Pbar = 755mmHg
7. La presión del gas seco será: 756mmHg - 19,8mmHg = 735.2 mmHg
8.
Restamos w2 - w4 y obtenemos el peso del O2(w5); luego pasamos a hallar el
numero de moles de O2:
Nmoles=0.49g/32
Nmoles= 0.0153 mol
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9. El volumen de O2 a C.N. lo calculamos así:
Vo=(P/Po)(To /T).V
Po=273 K To= 760 mmHg
P=Pbar – P 21v (agua)=756mmHg-19,8 mmHg=735,2mmHg
T=22oC<>295 K V=370mL
Entonces: V2= 326,7 mL <> 0.326 L
10. Con los resultados ya obtenidos podemos obtener el VOLUMEN MOLAR
EXPERIMENTAL :
Sabemos que 1mol (O2) representa 32 UMA, pero en la estequiometria de la
reacción, para fines prácticos de nuestros cálculos trabajaremos con 32 g de
O2.
0.0153 mol de O2--------------------- 0.326 L
1 mol O --------------------- X
X=21.307 Vm. Experimental
11. Finalmente debemos saber qué tan cerca estuvimos del resultado teórico
hallando su respectivo porcentaje de error:
%Error=|(22,4L-22,307L)|/22,4L=4.87%
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III.
CONCLUSIONES:
Mientras trabajemos con mayor cantidad de mezcla de KClO 3 y MnO2,obtendremos un volumen mayor de Oxigeno (O2)
A determinadas condiciones de presión y temperatura, cada gas presenta un
determinado volumen.
La presión ejercida por el vapor de un líquido depende de la temperatura a
la que se encuentre, en el laboratorio la podemos hallar haciendo uso del
termómetro, para luego relacionarla con la tabla de valores de presión en
cada temperatura.
La reacción de descomposición del KClO3 es lenta, debido a ello se le
adiciona un catalizador, como el MnO2, el cual acelera la reacción de donde
obtenemos el oxígeno.
IV.
RECOMENDACIONES:
Al momento de pesar la cantidad reactivo a usar debemos hacerlo con
sumo cuidado para evitar que una pérdida de este afecte nuestros cálculos a
realizar.
Cuando queremos obtener la cantidad de Oxigeno desde la reacción,
debemos esperar hasta que caiga la última gota de líquido desplazado hacia
el colector. Debemos cerciorarnos que los tubos de conducción de gas y de líquido estén
en buenas condiciones para realizar la experiencia.
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V.
CUESTIONARIO:
1.
Defina ¿Qué es volumen molar?
Es el volumen ocupado por un mol de cualquier gas. El volumen
molar de un gas en condiciones normales de presión y temperatura es de
22,4 litros; esto quiere decir que un mol de un gas y un mol de otro gas
ocuparan el mismo volumen en las mismas condiciones de presión y
temperatura.
El concepto de volumen molar sólo es válido para gases.
Condiciones normales (Presión=1 atmósfera, Temperatura=273 K=0ºC)
2.
De haber obtenido alto porcentaje de error, justifique porqué y cómo
podría evitarlo
De la experiencia realizada en el laboratorio, obtuvimos un alto
porcentaje de error ya que al momento de la experiencia, no tuvimos mucho
cuidado al momento de calcular la cantidad de agua desalojada. Además, no
secamos por completo el tubo de prueba, y es por ello que algunos de los
resultados obtenidos se vieron perjudicados.
Podríamos evitar estas deficiencias teniendo más cuidado al
momento de calcular el volumen de las sustancias con las cuales estamostrabajando. Y, del mismo modo, tener en cuenta de que debemos de trabajar
con materiales completamente secos, y es por ello, que debemos de secarlos
por completo.
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3.
De 5 ejemplos de reacciones químicas donde se obtenga O2
2KClO3 + MnO2 2KCl + 302
2N2O5 4NO2 + O2
2HgO 2Hg + O2
6CO2 + 6H20 C6H12O6 + 6O2
2MnO4 + 5H2O2 + 6H 502 + 2Mn + 8H2O
4.
¿Será necesario descomponer totalmente el KClO3 para la determinación
del volumen molar, según la experiencia que se realizó en el laboratorio?
No, porque los cálculos se realizan partiendo del peso de oxigeno que
ha reaccionado, el cual se mide por la diferencia de los pesos del tubo de
ensayo antes y después del experimento.
5.
¿Cuál será el volumen molar de un gas ideal a 25ºC y 742 mm Hg?
Donde:
P = Presión; V = Volumen; T = Temperatura;
ca = Condiciones ambientales
cn =Condiciones normales.
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T= 0ºC = 273K
P = 760mmHg
V = 22.4L
Tenemos 25 º C = 298 º K
Reemplazando en la formula,
742 mmHg x V = 760 mmHg x 22.4 L
298 º K 273 º K
2.49 x V =17024 / 273
2.49 x V= 62.36
Y, como resultado obtenemos que el volumen es igual a:
V=25,05 L
6.
¿Cuál será la densidad del O2 a las condiciones experimentales y cuál a las
C.N.?
- Densidad del O2 a condiciones experimentales:
Se sabe que:
P.M=T.R.D
Donde:P= Presión
M=Molaridad
T=Temperatura
R=Constante
D=Densidad
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P=750mmHg
M O2=32mol/gr
T=293 º K
R=62.4mmHg x L/ mol x K
D=?
Reemplazando en la ecuación, tenemos:
D= (750mmHg x 32gr/mol)/(293 º K x 624mmHg x L/mol x º K)
Resolviendo la ecuación, tendríamos que el valor de la densidad es igual a:
D=1.31gr/L
7.
Tomando como base la reacción siguiente:
Fe2O3 (S) + 3C(S) 3CO(g) +2Fe(S)
a) ¿Cuántas toneladas de carbono se necesitarán para reaccionar con 240 Kg
de Fe2O3?
160………………36
240 Kg de Fe2O3…………… X Kg de C
X= 0.054 ton de Carbono.
b) ¿Cuántas toneladas de coque de 96% de pureza se necesitan para
reaccionar con una tonelada de MENA de Fe que contiene 46% en peso de
Fe2O3?
160………..36
460 Kg Fe2O3...........X (96%) Kg de coque
X=99.3 Kg = 0.0993 ton de coque.
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c) ¿Cuántos kilogramos de Fe podrán formarse a partir de 25 Kg de Fe2O3?
160………..112
25Kg Fe2O3................X Kg de Fe
X= 17.5 Kg de Fe.
VI.
BIBLIOGRAFIA
T. Brown, H.Lemay, B.Bursten; QUIMICA, LA CIENCIA CENTRAL;
EDITORIAL PERTICE HALL; Mexico; 1988.
CHANG, Raymond; Química General, D`vinni Ltda., impreso en Colombia,
Séptima Edición, pág.- 177,544.
http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Contquimica/QUIMI
CA_INORGANICA/reacciones_quimicas.htm