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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