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Estequiometria en gases - Estequiometría en reacciones con gasesINFORME DE LABORATORIO En conclusión se puede hallar la cantidad Introducción “Las reacciones químicas se representan de manera concisa por medio de ecuaciones químicas”. (1) En estos procesos intervienen los reactivos, los cuales pueden estas en estado gaseoso, para así dar paso a los productos, los cuales también pueden estar en cualquier estado de la materia. Siempre se deben balancear estas ecuaciones lo que permitirá mantener la misma cantidad de reactivas que en los productos, esto teniendo en cuanta que la materia no se crea ni se destruye. (2) teniendo estas ecuaciones balanceadas se pueden hallar las relaciones estequiométricas, que es una proporción entre las cantidades de moles de reactivos y productos. (3 “El reactivo que se consume por completo en una reacción se denomina reactivo limitante porque determina, o limita, la cantidad de producto que se forma.”(4) Los cálculos teóricos del producto del experimento se hallarán dependiendo de cuál sea ese reactivo limitan en la reacción que será: 3ð‘ð‘Žð»ð¶ð‘‚3(ð‘Žð‘) + ð»3ð¶6ð»5ð‘‚7(ð‘Žð‘) → 3ð»2ð‘‚(ð‘™) + 3ð¶ð‘‚2(ð‘”) + ð‘ð‘Ž3ð¶6ð»5ð‘‚7(ð‘Žð‘) Con lo planteado anteriormente la relación estequiométrica entre reactivos y productos será: ð‘›ð‘ð‘Žð»ð¶ð‘‚3/3 = ð‘›ð¶6ð»8ð‘‚7/1 = ð‘›ð»2ð‘‚ /3= ð‘›ð¶ð‘‚2/3 = ð‘›ð‘ð‘Ž3ð¶6ð»5ð‘‚7/1. Se deberá tener en cuenta la de los reactivos (bicarbonato de sodio y ácido cítrico) para hallar el limitante y de ahí la cantidad teórica de dióxido de carbono, el producto de interés en este caso. Por otro lado, para hallar la cantidad experimental se debe tener en cuenta la ley de los gases ideales, PV=nRT, “la cual se aplica a los sistemas que no experimentan cambios enpresión, volumen, temperatura y cantidad de un gas”. (5) Siendo R= 0.08206 ðs.ð‘Žð‘tð‘š/ð‘šð‘œð‘™.ð¾, denominada la constante de los gases. Una vez obtenidos los datos en cada experimento se reemplazarán los datos en la fórmula y esto permitirá hallar el número de moles teórico del gas liberado en ambas reacciones, el dióxido de carbono; cuya presión se hallará teniendo en cuenta no sólo la presión final e inicial, sino también la del vapor del agua el cual también se libera en ambos experimentos PCO2 = P.Final - P.Inicial - P.Vapor de agua Materiales y métodos • Balón. • Bicarbonato de sodio, NaHCO3 (0 g) • Balanza analítica. • Espátulas • Sensor de presión • Jeringa. • Bonfiest. (un sobre de 5,1 g) I. Reacción del bicarbonato de sodio con ácido cítrico. Usando la balanza analítica, pesamos una cantidad de bicarbonato de sodio, la cual varía dependiendo de cada grupo. Posteriormente agregamos la cantidad pesada al balón de vidrio, el cual debe estar debidamente asegurado. Luego tapar el balón de vidrio con el corcho que está conectado al sensor de presión. Se toman 5 ml de ácido cítrico 1M con una jeringa y esta se inserta en la aguja insertada en el corcho. Posteriormente se comienzan a tomar datos de presión como la presión inicial, la cual debe ser igual a la presión atmosférica (alrededor de 101 kPa), luego de este paso se adiciona el contenido de la jeringa al balón y se continúa toma la presión final y la temperatura, reportadas en el Software DataStudio, al final se mide el volumen ocupado por el gas llenando el balón con agua y midiendo la cantidad de lamisma. II. Determinación de la cantidad de NaHCO3 en Bonfiest. Usando una balanza analítica, se pesan 200 mg de bonfiest y se adicionan al balón. Adicionar 5 mL de ácido cítrico con ayuda de una jeringa y se anotan los datos necesarios para el experimento, Resultados Experimento Masa de Bicarbonato (g) Volumen (mL) Pinicial Pfinal PCO2 Pvapor de agua #1 0,09 5,0 de ácido cítrico 0,994atm 1,34atm 0,32atm 0,0261atm #2 0,084 5,0 de agua destilada 0,995atm 1,39atm 0,37atm 0,077atm Vol. del balón = 66,6mL VCO2 = 66,6 mL = 0,0666L Experimento #1 nac = [ac] Vac = 1,00mol/L x 0,005 L= 0,005mol n NaHCO3 = mNaHCO3 / MNaHCO3 n NaHCO3 = 0,0900g/84,01g/mol n NaHCO3 = 1,07 x 10 -3mol nácido cítrico/1 > o < nNaHCO3/3 nácido cítrico/1= 0,005mol nNaHCO3/3 =0,0107mol/3 = 3,57x10-4 ——> Reactivo Límite nNaHCO3 = nCO2 nCO2= 1,07 x 10 -3mol —-> Cantidad teórica. P.vapor de agua = 19,841 mmHg x 1,00 atm / 760 mmHg P.vapor de agua = 0,0261 atm Pinicial = 100,7 Kpa x 1,00 atm / 1,01325 x 102 Kpa Pinicial = 0,994 atm Pfinal = 136,2 Kpa x 1,00 atm / 1,01325 x 102 Kpa Pfinal = 1,34 atm PCO2 = P.final – P.inicial – P.vapor de H2O PCO2 = 1,34 atm – 0,994 atm – 0,0261 atm PCO2 = 0,32 atm Temperatura= 292,25 K nCO2= PCO2 V/R.T nCO2= 0,32 atm x 0,0666 L / 0,0821 L.atm/mol.K x 295,25K nCO2 = 8,7 x 10-4 mol —> Cantidad experimental. %error = (nCO2 teórico – nCO2 experimental/ nCO2 teórico) X 100 %error = (1,07 x10-3 - 8,7 x 10-4 mol / 1,07 x 10-3 ) x 100 %error = 18,7 % Experimento #2 Temperatura= 296,4 k Pvapor de agua = 21,085 mmHg x 1,00 atm / 760 mmHg Pvapor de agua = 0,277 atm Pinicial = 100,8 Kpa x 1,00 atm / 1,01325 x 102 Kpa Pinicial = 0,995 atm P.final = 140,9 Kpa x 1,00 atm / 1,01325 x 102 Kpa P.final = 1,39 atm P.CO2 = P.final – P.inicial – P.vapor de H2O P.CO2 = 1,39 atm – 0,995 atm – 0,0277 atm P.CO2 = 0,37 atm nCO2= PCO2 V/R.T nCO2= 0,37 atm x 0,0666 L / 0,0821 L.atm/mol.K x 296,25K nCO2= 1,0 x 10-3 mol—-> Cantidad experimental. nCO2 = mCO2 / MCO2 nCO2 = 0,2030g / 84 g/mol nCO2 = 2,42 x 10-3 mol —> Cantidad teórica. nCO2 experimental = nNaHCO3 experimental mNaHCO3 = nNaHCO3 x MNaHCO3 mNaHCO3= 1,0 x 10-3 mol x 84,01 g/mol = 0,084 g mNaHCO3/ mBonfiest = 0,084g NaHCO3 / 0,203g = 0,414g NaHCO3 / g Bonfiest 0,414g NaHCO3 / g Bonfiest x 5,1g de Bonfiest = 2,1g NaHCO3 ———> Cantidad experimental. Cantidad de NaHCO3 reportada en el sobre de 5,1g de Bonfiest= 2 g —-> Cantidad teórica. %error = (mNaHCO3 teórico –mNaHCO3 experimental / mNaHCO3 teórico) X 100 % de error = (2,51g NaHCO3 – 2,11g de Bonfiest/ 2,51g de Bonfiest) X 100 % de error = 16% Discusión - En el experimento de la reacción química, discutir a qué razón(es) se le puede atribuir la diferencia entre el valor teórico y el valor experimental. sCuál fue el mayor valor? La diferencia entre el valor teórico y el valor experimental en el experimento de la reacción química se le puede atribuir a que el balón (el cual contenía la reacción) tapadocon el corcho no haya sido lo suficientemente hermético, lo cual afecto en la obtención de datos de la presión. Para que no exista una diferencie entre el valor teórico y el valor experimental al sacar el margen de error este debería de ser 0%, sin embargo como las condiciones del laboratorio pueden variar, un margen de error aceptado seria de 25% o menos; el obtenido fue de 18%, otra de las razones por las cuales el valor experimental no es igual al teórico. El valor teórico (1 x 10 -3 mol) fue mayor sobre el experimental (8,7 x 10-4 mol). - En el análisis del Bonfiest, discutir sobre la diferencia entre el contenido de NaHCO3 encontrado en el experimento y el contenido que reporta la información La diferencia entre la cantidad experimental y la cantidad reportada en el Bonfiest no fue mucha (0 g), sin embargo al hallar el margen de error este fue de 16%, razón por la cual posiblemente el resultado obtenido en la práctica no fue igual al que decía contener el sobre. Referencias (1) Brown; (2) Brown; (3) https://estequiometria2010.wikispaces.com/Concepto+de+razón+molar 26/03/14 (4) Brown; (5) Chang. Química, décima edición . McGrawHill, pág. 185 This journal is © The Royal Society of Chemistry [2014]a€‹[Universidad del Norte], [2014] | 1 Política de privacidad |
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