UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍAFACULDAD DE INGENIERÍA GEOLÓGICA, MINERA Y METALÚRGICA CURSO: Química I Laboratorio N°4 Estequiometría INTEGRANTES: Moreano Vargas Kiomi Rivera Mata Elizabeth Herrera Tarillo Manuel 20142682I 20141157H 20141156A Los reactantes son precursores del proceso y los productos la parte final de la reacción. En el caso particular conociendo las leyes de la estequiometría y nomenclatura se podrá predecir los posibles resultados de las reacciones propuestas en el siguiente informe. 1 .4° LABORATORIO DE QUÍMICA UNI-FIGMM ________________________________________________________________________________________________________________________________________ INTRODUCCIÓN A continuación en el siguiente informe hablaremos de lo que fue el cuarto laboratorio de química el cual trata de la estequiometria cuya finalidad es establecer aquellas relaciones entre los reactantes y productos en una reacción química . lo que se formó. es decir. Efectuar cálculos estequiométricos para determinar el rendimiento de una reacción química a partir de datos experimentales. Realizar cálculos estequiométricos en las reacciones químicas basados en moles. Comprender y aplicar las leyes de la estequiometría.4° LABORATORIO DE QUÍMICA UNI-FIGMM ________________________________________________________________________________________________________________________________________ OBJETIVOS Los experimentos a desarrollarse tienen por finalidad la observación de los cambios cualitativos y cuantitativos que ocurren en las reacciones químicas. Reconocer fórmulas y reacciones químicas. Comprender qué ocurre a nivel microscópico en una reacción química. Comprender el significado de las fórmulas químicas y las ecuaciones químicas. la parte cualitativa. 2 . está orientada a verificar el cambio de propiedades y la parte cuantitativa. Aprender experimentalmente como obtener compuestos químicos a partir de sus elementos. a la medición de las masas de las sustancias reaccionantes y productos. masas y volúmenes. Esta ley es fundamental para una adecuada comprensión de la química. Fue elaborada independientemente por Mijaíl Lomonósov en 1745 y por Antoine Lavoisier en 1785. cualquier exceso de uno de ellos permanece sin reacción. por lo tanto también se conoce como Ley de Proust. Tienen como objetivo el estudio de las masas de las sustancias. La palabra estequiometría fue introducida en 1792. 3 . LEYES PONDERALES Las leyes estequiométricas o ponderales forman parte de la historia de la química y fueron propuestas antes de la teoría atómica de Dalton y de los conceptos de mol y fórmula molecular. quien es considerado el padre de la química moderna. volumen.4° LABORATORIO DE QUÍMICA UNI-FIGMM ________________________________________________________________________________________________________________________________________ FUNDAMENTO TEÓRICO ESTEQUIOMETRÍA Es aquella parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos en el transcurso de una reacción química. entre dos o más sustancias químicas. completa y balanceada la masa permanece constante. en una reacción química. quien describió la estequiometría de la siguiente manera: «La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados (en una reacción química)». Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica. ley de conservación de la materia o ley de Lomonósov-Lavoisier es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. Una salvedad que hay que tener en cuenta es la existencia de las reacciones nucleares. ya sea con respecto a la masa. en estos casos en la suma de masas hay que tener en cuenta la equivalencia entre masa y energía. para identificar la rama de la ciencia que se ocupa de establecer relaciones ponderales (o de masa) en las transformaciones químicas. el primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremías Benjamín Richter (17621807). aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia. Fue enunciada por el farmacéutico y químico francés Joseph Louis Proust en 1795. en función de la masa de las sustancias que participan. según la cual cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto. la masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos». constante y definida. es decir. éstas pueden ser ponderales y/o volumétricas. Por lo tanto se puede decir que se divide en cuatro importantes leyes como lo son: Ley de la conservación de la masa La ley de conservación de la masa. moles. Se puede enunciar como «En una reacción química ordinaria. según distintas leyes y principios. establece que en todo proceso químico los reactantes y productos participan manteniendo sus masas o sus moles en proporción fija. etc. de los componentes de la reacción química. Las leyes ponderales son un conjunto de leyes que rigen el comportamiento de la materia en los cambios químicos. Dichas relaciones están gobernadas por leyes. siempre lo hacen en una relación constante de masas. en las que la masa sí se modifica de forma sutil. Ley de las proporciones definidas La ley de las proporciones constantes o ley de las proporciones definidas es una de las leyes estequiométricas.. Esta ley permite establecer el peso equivalente o peso-equivalente-gramo. Cambio del color. aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones. cambio químico o fenómeno químico. dando compuestos distintos. Cambio de olor. se producen cambios en las propiedades de los reactantes los cuales se pueden visualizar mediante algunos de los siguientes hechos: Formación de precipitado. tras un estudio cuidadoso se comprueba que. Cambio de temperatura. descubrió que algunos elementos se combinaban en más de una proporción con una cantidad fija. A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas. que es la cantidad de un elemento o compuesto que reaccionará con una cantidad fija de una sustancia de referencia. las magnitudes conservadas. Una cantidad fija determinada de un reactivo se combina con otras cantidades variables de otros elementos. Estas cantidades constantes.4° LABORATORIO DE QUÍMICA UNI-FIGMM ________________________________________________________________________________________________________________________________________ Ley de las proporciones múltiples El químico de Inglés John Dalton (1766–1844). Fue entonces cuando enunció la Ley de las proporciones múltiples. REACCIÓN QUÍMICA Una reacción química. 4 . por efecto de un factor energético se transforman. no se podían ver. la carga eléctrica y la masa total. Siempre que ocurran reacciones químicas. de manera que las cantidades variables del segundo elemento guardan entre sí una relación de números enteros sencillos. cambiando su estructura molecular y sus enlaces. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Formación de un gas. . y fue completada varios años más tarde por Wenzel. en otras sustancias llamadas productos. determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. La teoría de Dalton y de Proust fue justificadas por la Teoría atómica que el mismo Dalton enunció y ayudó a comprender o a intuir de la existencia de los átomos aunque en aquella época. Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. se usa el concepto de peso equivalente sobre todo en el contexto de las reacciones ácido-base o de las reacciones de reducción-oxidación. es todo proceso termodinámico en el cual una o más sustancias (llamadas reactantes). No obstante. Ley de las proporciones recíprocas La ley de las proporciones recíprocas o equivalentes o también ley de Richter-Wenzel es una de las llamadas leyes estequiométricas y fue enunciada por primera vez por Jeremías Benjamín Richter en 1792 en el libro que estableció los fundamentos de la estequiometría. El enunciado de la ley es el siguiente “Las masas de dos elementos diferentes que se combinan con una misma cantidad de un tercer elemento. Dos elementos se pueden combinar entre sí en más de una proporción para dar diferentes compuestos. guardan la misma relación que las masas de aquellos elementos cuando se combinan entre sí”. incluyen el número de cada tipo de átomo presente. En la ciencia moderna. En esta clasificación entran las reacciones de síntesis (combinación). su ecuación general es: CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu En esta reacción un mol de sulfato de cobre con 1 mol de hierro para formar sulfato de hierro y cobre. por ejemplo: 2CaO (s) + 2H2O (l) → 2 Ca (OH)2 (ac) En esta fórmula se mezclan 2 moles de óxido de calcio sólido con 2 moles de agua líquida reacciona produciendo 2 moles de dihidróxido de calcio acuoso. descomposición. de sustitución simple y de sustitución doble. podemos clasificarlas de acuerdo con el mecanismo de reacción y tipo de productos que resulta de la reacción. las cuales son más sencillas que la primera. por ejemplo: 2HgO (s) → 2Hg (l) + O2 (g) En esta fórmula una 2 molécula de óxido de mercurio sólido se descomponen o dividen para formar 2 moléculas de mercurio y una de oxígeno. Reacción de desplazamiento o de sustitución En este tipo de reacción. Sin embargo. Es difícil encontrar reacciones inorgánicas comunes que puedan clasificarse correctamente como de doble sustitución. Muchos elementos reaccionan con otro de esta manera para formar compuestos. 5 . Reacción de descomposición o de análisis Este tipo de reacción es contraria a la de composición o síntesis ya que en esta no se unen 2 o más moléculas para formar una sola. sino que una sola molécula se divide o se rompe para formar varias moléculas más sencillas. Reacción de doble sustitución o doble desplazamiento Son aquellas reacciones que se dan por intercambio de átomos entre los reactivos K2S + MgSO4 → K2SO4 + MgS En esta reacción 1 mol de sulfuro de potasio reaccionan con sulfato de magnesio para formar sulfato de potasio y sulfuro de magnesio. un elemento libre sustituye y libera a otro elemento presente en un compuesto. Reacción de composición o de síntesis En las reacciones de síntesis o composición es donde dos reactantes se combinan para formar un solo producto.4° LABORATORIO DE QUÍMICA UNI-FIGMM ________________________________________________________________________________________________________________________________________ Tipos de Reacciones Reacciones de la química inorgánica Desde un punto de vista de la química inorgánica se pueden postular dos grandes modelos para las reacciones químicas de los compuestos inorgánicos: reacciones ácido-base o de neutralización (sin cambios en los estados de oxidación) y reacciones redox (con cambios en los estados de oxidación). el carbón arde en un lugar en presencia de oxígeno. Entre los grupos funcionales más importantes tenemos a los dobles y triples enlaces y a los grupos hidroxilo. etc. aunque el efecto de la temperatura puede ser mucho mayor o mucho menor que esto. como está descrito por la ley de velocidad y explicada por la teoría de colisiones.4° LABORATORIO DE QUÍMICA UNI-FIGMM ________________________________________________________________________________________________________________________________________ Reacciones de la química orgánica Respecto a las reacciones de la orgánica. que es. las velocidades de reacción para muchas reacciones se duplican por cada aumento de 10 °C en la temperatura. y sólo se hace importante cuando la presión es muy alta. equivalente a incrementar la concentración del gas. la complejidad de la reacción. más rápidas que otras. Concentración La velocidad de reacción aumenta con la concentración. Por ejemplo. Al incrementarse la concentración de los reactantes. pero a temperatura ambiente la velocidad de reacción es tan baja que es despreciable. alquenos. 6 . La velocidad de reacción puede ser independiente de la temperatura (no-Arrhenius) o disminuir con el aumento de la temperatura (anti-Arrhenius). cetonas. que puede ser creado por una cerilla. la principal razón porque un aumento de temperatura aumenta la velocidad de reacción es que hay un mayor número de partículas en colisión que tienen la energía de activación necesaria para que suceda la reacción. debido a que es exotérmica. nos referimos a ellas teniendo como base a diferentes tipos de compuestos como alcanos. etc. en efecto. El número de especies reaccionantes. Presión La velocidad de las reacciones gaseosas se incrementa muy significativamente con la presión. la dependencia en la presión es débil. La influencia de la temperatura está descrita por la ecuación de Arrhenius. al llevar a cabo una reacción a una temperatura más alta provee más energía al sistema. y otros factores pueden influir enormemente en la velocidad de una reacción. Temperatura Generalmente. carbonilo y nitro. aldehídos. reactividad y/o propiedades químicas en el grupo funcional que contienen y este último será el responsable de los cambios en la estructura y composición de la materia. su estado físico las partículas que forman sólidos se mueven más lentamente que las de gases o de las que están en solución. Sin embargo. pero no lo hace cuando es almacenado a temperatura ambiente. como el metano. resultando en más colisiones exitosas. permite que la reacción inicie y se caliente a sí misma. Esto es válido para muchos otros combustibles. La reacción es espontánea a temperaturas altas y bajas. que encuentran su clasificación. . butano. alcoholes. alquinos. FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE REACCCIÓN Naturaleza de la reacción Algunas reacciones son. Para las reacciones en fase condensada. por su propia naturaleza. como lo explica la teoría de colisiones. Las reacciones sin una barrera de activación (por ejemplo. Orden El orden de la reacción controla cómo afecta la concentración (o presión) a la velocidad de reacción. El aumento de temperatura. la frecuencia de colisión también se incrementa. algunas reacciones de radicales) tienden a tener una dependencia de la temperatura de tipo anti Arrhenius: la constante de velocidad disminuye al aumentar la temperatura. por lo que se incrementa la velocidad de reacción al ocasionar que haya más colisiones entre partículas. hidrógeno. Como una regla de cajón. y las propiedades del solvente afectan la velocidad de reacción. pues limita o determina la máxima cantidad de producto que se puede formar en esa reacción. por lo que la velocidad de reacción aumenta. Radiación electromagnética e intensidad de luz La radiación electromagnética es una forma de energía. o se producen reacciones colaterales que dan lugar a otros productos. gastándose parte de los reactivos. El reactivo que primero se consume en una reacción se llama reactivo limitante. El rendimiento de la reacción tiene gran importancia económica en los procesos industriales y. las partículas absorben más energía. la velocidad de reacción es muy lenta.). Por ejemplo. Esta energía es almacenada. la reacción es explosiva. RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS Con mucha frecuencia las reacciones químicas no se completan totalmente. para conseguir una mejora en los rendimientos. Veamos cómo se realizan los cálculos cuando hay un reactivo limitante. en las partículas reactantes (puede romper enlaces. En ocasiones se alcanza un estado de equilibrio químico y la reacción no se completa totalmente. cuando el metano reacciona con cloro gaseoso en la oscuridad. según los cálculos teóricos. no se obtienen las cantidades de productos previstas. PROCESOS CON REACTIVO LIMITANTE En las reacciones químicas no siempre disponemos de reactivos en las proporciones estequiométricas. promover moléculas a estados excitados electrónicos o vibraciones. al proveer de más energía a las partículas de los reactantes. Estos rendimientos se suelen expresar de manera porcentual. en las proporciones que indica la reacción ajustada. pero la reacción ya no puede seguir. puede aumentar la velocidad o incluso hacer que la reacción sea espontánea. Como tal. simplemente. se pierde una parte de los productos en el proceso de separación del resto de las sustancias presentes en la reacción. creando especies intermediarias que reaccionan fácilmente. Esto se debe a diferentes motivos: A veces los reactivos contienen impurezas que no participan en la reacción. Por ejemplo. A continuación calculamos la cantidad de producto que se obtiene a partir del otro reactivo. es decir. y nos indican la relación entre la cantidad real obtenida de una determinada sustancia y la que en teoría se podría obtener Cuando uno de los reactivos esté en exceso. De estos sobra cuando finaliza la reacción. Y el rendimiento depende del calor que expone la reacción. La fuerza iónica también tiene efecto en la velocidad de reacción.4° LABORATORIO DE QUÍMICA UNI-FIGMM ________________________________________________________________________________________________________________________________________ Solvente Muchas reacciones tienen lugar en solución. Puede ser acelerada cuando la mezcla es irradiada bajo luz difusa. el platino cataliza la combustión del hidrógeno con el oxígeno a temperatura ambiente. etc. Los reactivos en exceso son los que están en mayor cantidad de la necesaria para reaccionar con el reactivo limitante. otras veces. en una forma u otra. el rendimiento deberá calcularse respecto al reactivo limitante. Al aumentar la intensidad de la luz. continuamente se investiga y se innova en estos procesos. Se calcula la cantidad de producto que se obtiene a partir de uno de los reactivos. 7 . Hay un reactivo que se gasta mientras que aún queda del otro. Catalizador La presencia de un catalizador incrementa la velocidad de reacción (tanto de las reacciones directa e inversa) al proveer de una trayectoria alternativa con una menor energía de activación. En luz solar brillante. Lavar el filtrado con agua destilada. Una vez seco el precipitado. 1 embudo. el otro es el reactivo que está en exceso.43% 8 . DESARROLLO EXPERIMENTAL EXPERIMENTO N°1: Determinación de la eficiencia de una reacción a) Cuando se produce la formación de un precipitado: Preparación del sulfato de Bario según la reacción. 1 soporte universal de pinza.56% 3. Solución de BaCl2 0. Filtrar el precipitado. Esta es la cantidad que se obtiene de producto y el reactivo que la produce es el reactivo limitante.2M PROCEDIMIENTO Mezclar en el vaso de precipitado 10ml de solución 0. Colocar el papel de filtro sobre otro que está sobre la rejilla de asbesto. Secar el precipitado con el mechero. dejar enfriar y pesar junto con el papel de filtro.4° LABORATORIO DE QUÍMICA UNI-FIGMM ________________________________________________________________________________________________________________________________________ Por último elegimos la menor de las dos cantidades de producto calculadas.466 gr 96. 1 balanza. CÁLCULOS Producto Precipitado Fórmula Masa Experimental Masa Teórica % Rendimiento % Error Sulfato de bario BaSO4 0. 1 bagueta. 1 probeta de 25 ml. Dejar reposar para que sedimente el precipitado. 𝟐+ 𝑺𝑶𝟐− 𝟒(𝒂𝒄) + 𝑩𝒂(𝒂𝒄) → 𝑩𝒂𝑺𝑶𝟒 MATERIALES Y REACTIVOS 1 vaso de 250 ml. usando un papel de filtro previamente pesado. 1 pizeta con agua destilada 1 termómetro 1 mechero 1 rejilla de asbesto Solución de Na2SO4 0. 1 tubo de ensayo.450 gr 0.2 M BaCl2 y 10 ml de solución de 0.2M.2 M de Na2SO4. Pesar 0. Parte B Comprobar y calcular la formación de KCl de la siguiente manera: AL tubo de ensayo que continué el producto final agregar de 2 a 3 ml de agua destilada y agitar para disolver su contenido. Colocar en el otro tubo de ensayo agua corriente hasta la mitad de su capacidad.1 M hasta total precipitación.1 gr de MnO2 agregarlo al tubo de ensayo anterior (el MnO2 acelera el proceso de descomposición permaneciendo inalterable este reactivo. por lo cual es un agente catalizador). KClO3 MnO2 AgNO3 0. Pesar 1 gr de KClO3 y colocarlo con cuidado en el fondo del tubo.1 M PROCEDIMIENTO Parte A Pesar un tubo de ensayo de 18 x 50 mm completamente seco. 1 pizeta de agua destilada. Cuando observe que ya no se desprende gas (no hay burbujeo) retirar el tubo con agua y apagar el mechero. 1 embudo. 𝟑 𝑲𝑪𝒍𝑶𝟑 (𝒔) + 𝒄𝒂𝒍𝒐𝒓 → 𝑲𝑪𝒍(𝒔) + 𝑶𝟐 (𝒈) 𝟐 MATERIALES Y REACTIVOS 1 soporte universal con pinzas. 1 mechero. Calentar el tubo que contiene la mezcla y observar después de unos minutos el burbujeo del gas en el agua del tubo. 2 tubos de ensayo de 18 x 150. Filtrar. Homogenizar la mezcla agitando el tubo de ensayo convenientemente. asegurar que el tubo de vidrio que va al tubo de agua quede dentro del agua sin tocar el tubo. Filtrar y determinar el peso del precipitado. Al líquido agregarle gota a gota la solución de AgNO3 0. 1 manguera. Dejar enfriar y pesar el tubo con la muestra (la diferencia es debido al O 2 desprendido). Armar el equipo según el sistema adjunto. 1 papel de filtro. 9 . 1 tapón de jebe horadado.4° LABORATORIO DE QUÍMICA UNI-FIGMM ________________________________________________________________________________________________________________________________________ b) Cuando se produce la formación de un precipitado: Reacción de descomposición del clorato de potasio. Dejar reposar para que la parte sólida se asiente en el fondo del tubo. 696 97.68 0.2 gramos.32 0.26% 5.2 gramos. La masa experimental no es igual a la teórica porque en el filtrado y en el lavado con el agua destilada se pierde un poco de masa. Esto compuestos se denominan Hidratos. CaCl2.10H2O.26% B) Oxígeno 0.70% 2. lo que indica que el agua estaba presente como una parte integrante de la estructura cristalina. La diferencia entra la primera y última pesada será el total eliminada.29% O2 OBSERVACIONES Vemos que la formación de precipitado no es instantánea. En el desprendimiento de gas se requirió una prolongada exposición del tubo en el fuego para que pueda reaccionar. CONCLUSIONES DEL EXPERIMENTO N°1 No se pudo calcular con exactitud el peso ya que la balanza parecía no estar calibrada y solo llegaba a 10*(-4) Kg.304 105. Dejar enfriar el crisol (8 a 10 minutos). El número de moles de agua por mol de sal anhidra es generalmente un numero sencillo y se presentan por formulas tales como Na 2CO3.2H2O y se pueden generalmente ser descompuestos por calentamiento para formar sal no hidratada o anhidra. Poner 3 a 5 gramos de cristales de hidrato en el crisol. Pesar el crisol con la sal anhidra (la diferencia es el contenido original de agua). volver a calentar otros 5 minutos hasta conseguir una diferencia menor a 0. 10 . al perder este contenido de agua. Los cristales cambian de forma y en algunos casos de color. EXPERIMENTO N°2: Determinación de la fórmula de un hidrato. aun cuando al ser calentadas producen grandes cantidades de agua. si la diferencia de peso es mayor que 0. Colocar el crisol sobre el mechero (usando el triángulo) y calentar suavemente durante 5 minutos y luego aumentar la temperatura durante 8 minutos. MATERIALES Y REACTIVOS 1 Crisol 1 Balanza 1 Triangulo 1 Mechero 1 Pinza para crisol Sal Hidratada PROCEDIMIENTO Pesar con precisión el crisol y la tapa perfectamente limpios y secos. Volver a calentar el crisol durante 5 minutos y volver a pesar en frío. Muchas sales cristalizadas procedentes de una solución acuosa aparecen como perfectamente secas.4° LABORATORIO DE QUÍMICA UNI-FIGMM ________________________________________________________________________________________________________________________________________ RESULTADOS Producto/Fórmula Masa Experimental Masa Teórica % Rendimiento % Error A) Cloruro de potasio KCl 0. 72% 2O 32 Z Z=21. Mientras se calienta el agua va evaporándose y la sal anhidra se torna gris. Explique la diferencia. En el compuesto 𝐂𝐚𝐂𝐥𝟐. CUESTONARIO 1. En cambio las ecuaciones químicas son la representación con uso de símbolos de esos procedimientos químicos que nos muestra lo que sucede en el lapso de tiempo que dura la reacción.2H2O 147 100% → 2H2O 36 24.49% → 2H2O 36 24. calcule el porcentaje de a) Agua CaCl2. entre reacción química y ecuación química.49% → 2H2O 36 X X=24. Un catalizador propiamente dicho es una sustancia que está presente en una reacción química en contacto físico con los reactivos.4° LABORATORIO DE QUÍMICA UNI-FIGMM ________________________________________________________________________________________________________________________________________ OBSERVACIONES Al principio la sal tenía un color azulino y se pudo apreciar que mientras era calentado perdía esa coloración. ¿Por qué se dice que una reacción química cumple con la ley de la conservación de la materia? La ley de conservación de masas o de Lavoisier nos dice que la masa permanece constante esto se cumple en las reacción química ya que la suma de las masas de reactantes es igual a la suma de masas de los productos.𝟐𝐇𝟐 𝐎. Una reacción química es un procedimiento de un(os) compuesto(s) o elemento(s) que se trasforma por medio de procesos químicos para formar otros compuestos. y acelera. 2.49% 4H 4 Y Y=2. 𝑃𝑡 a) 2𝑆𝑂2 + 𝑂2 → 2 𝑆𝑂 3 450𝐶 b) 𝑁2 + 3𝐻2 → ∆𝑇 2𝑁𝐻3 c) 𝐹𝑒 + 𝑆 → 𝐹𝑒𝑆 4. ¿Qué es un catalizador? De 3 ejemplos de reacciones químicas que utilicen uno. induce o propicia dicha reacción sin actuar en la misma. 3.76% b) Oxígeno c) Hidrógeno 11 . 0.A. ¿Qué porcentaje de oxigeno se libera? 2 KBrO3 5 167 → 3O2 X 96 a) Por conservación de masas x=2.66 Y=110.66=Y/167 b) z=0.73% 12 + 2K Br .154 6. Si se debe producir un mol de oxígeno por descomposición del bromato de potasio. Encontrar la masa de oxigeno que se desprende si descomponen por el calor 5.4365 b) Se libera el 48.66 Z=0.4° LABORATORIO DE QUÍMICA UNI-FIGMM ________________________________________________________________________________________________________________________________________ 5.0g.66 → → 3O2 3 1 + 2KBr 2 lZ X=0. a) ¿Qué masa del bromato debe usarse? b) ¿Cuántos moles se forman de producto solido? 2 KBrO3 2 X a) mol=masa /M. de bromato de potasio. líquido (el medio acuoso) o gas (desprendimiento de oxígeno por ejemplo). Manteca Reverte. Física y química 1º Bachillerato García Zarcero. En general también podemos observar que en toda reacción la masa se mantuvo en ningún momento aparece o desaparece siempre se transforma en alguno de los estados de agregación: sólido (precipita).Cap3. Juan Antonio (Coord. Francisca. BIBLIOGRAFÍA Raymond Chang. 6ta. Edición. Ed. en este caso un sulfato formado en el fondo del tubo de ensayo.) 13 .4° LABORATORIO DE QUÍMICA UNI-FIGMM ________________________________________________________________________________________________________________________________________ CONCLUSIONES En el primer experimento observamos una reacción con precipitación. En la segunda parte del primer experimento también observamos un cambio típico de una reacción que es el desprendimiento de gas en este caso vimos cómo se desprendía oxigeno mientras calentábamos el compuesto. En el segundo experimento vimos el cambio cualitativo al deshidratar una sal y también cuantitativo por medio de operaciones matemáticas. Félix. Otras menciones: Olmedo González. 4.