1. Laboratorio de Química (UNERMB)
Prof: Ing. Química Lisbeth Lorenzo
Práctica 2: Uso de la balanza y su aplicación en la comprobación de la
ley de Proust
¤ Objetivo 2.3
Comprobar la Ley de Proust o la Ley de las Proporciones Definidas mediante el
uso de la balanza.
Ley de Proust: en 1808, tras ocho años de investigaciones, Proust llegó a la conclusión
de que para formar un determinado compuesto, dos elementos químicos (átomos) se
unen siempre en la misma relación ponderal (proporción de masas).
Por ejemplo, para formar 18 g de H2O, se requieren que 2 gramos de hidrogeno (2g H)
reaccionen con 16 gramos de oxigeno (16g O), es decir
2g H + 16g O —→ 18g H2O (Uso de la balanza)
gH
gO
gH
gO
1
8
2
16
= (Relación ponderal)
(O = oxigeno y H = hidrogeno)
Un compuesto siempre contiene los mismos elementos en las mismas proporciones, en
este caso el agua siempre tiene la relación ponderal:
8g O : 1g H
Por tanto, la relación ponderal de los elementos que reaccionan es de 8g de oxígeno
por cada 1g de hidrógeno, la cual se conservara siempre que se deba formarse H2O (en
consecuencia, sí por ejemplo reaccionaran 3 g de H con 8 g de O, sobrarían 2g de H).
Una aplicación de la Ley de Proust es la obtención, a partir de la relación ponderal, la
composición centesimal que representa el porcentaje en peso (%P) de cada elemento
dentro de la molécula:
El porcentaje de una sustancia A es la masa de A presente en una muestra, expresado
como un porcentaje de la masa total de la muestra.
2. La composición centesimal es una propiedad intensiva, porque la relación no cambia,
así el tamaño de la muestra incremente [ATKINS pág. 29]
O
g
g
g
O
P %
89
.
88
%
100
1
8
8
% =
+
=
H
g
g
g
H
P %
11
.
11
%
100
1
8
1
% =
+
=
Determinación de fórmulas [Brown Lemay – Química la Ciencia central, pág.91]
La formula que se obtiene a partir de composiciones siempre es la fórmula empírica
(fig 3.11 Brown pág. 93)
La fórmula empírica o más simple indica el número relativo de los átomos de cada
elemento que contiene. La fórmula empírica utilizada como subíndice el conjunto de
enteros más pequeños que expresa las proporciones correctas de los átomos presentes.
En el laboratorio idealmente, la composición debe ser reportada en términos de
propiedades intensivas, de modo que la información se aplica a una muestra de
cualquier tamaño. (LL)
Para el Compuesto: se toma una base de cálculo (BC)= 100 g
Asi, de la composicion centesimal y BC, se tienen las cantidades de H y O, las cuales
son 11.11 g H y 88.89 g O
Cálculo de los moles (n):
3. Determinación de la relación molar más sencilla para un mol de agua:
molO
1
molH
2
molO
556
.
5
molH
11
.
11
= ( 2mol H + 1mol O = 1mol H2O )
A partir de esta relación molar sencilla se obtiene la fórmula empírica del agua: H2O, la cual
coincide con su fórmula molecular.
4. ¤ Materiales y reactivos
# Materiales: Reactivos
1 Desecador Azufre en polvo
2 Balanza analítica Trocitos de cobre
3 Crisol de porcelana
4 Triangulo de arcilla
5 Trípode de hierro
6 Mechero o plancha
7 Pinzas para el crisol
8 Crisol de porcelana
¤ Procedimiento experimental
Paso 1: Calentar el crisol con la tapa durante 5 min hasta rojo oscuro en la
mufla. Tomar el crisol con las pinzas y colocarlo en el desecador para enfriarlo.
Paso 2: Se mide la masa del crisol con tapa y se anota el valor, P1.
Paso 3: Se coloca en el crisol un trozo de cobre y se determina la masa del
conjunto, (crisol con tapa y cobre) P2. Luego se cubre el cobre con azufre en
polvo y se tapa.
Paso 4: Caliente a mediana temperatura, no retire la tapa mientras calienta.
Paso 5: Deje enfriar en el desecador y determine la masa del conjunto (crisol
con tapa y el sulfuro de cobre formado), P3.
Paso 6: Agregue azufre de nuevo y repita el procedimiento desde el paso 4 al
6, hasta que la masa de sulfuro de cobre sea constante. (use el ultimo valor
medido)
5. Tabla de datos experimentales y Resultados
# Determinación Valor (g)
1 Masa del crisol con tapa , P1 23.1670
2 Masa del crisol con tapa y el cobre, P2 24.1256
3 Masa del crisol con tapa y el sulfuro de cobre, P3 24.3482
4 Masa del crisol con tapa y el sulfuro de cobre, P3’ 24.3753
5 Masa del cobre combinado mCu = P2 - P1
6 Masa del azufre combinado mS = P3 - P2
7 Masa del sulfuro de cobre = P3 - P1 = mCu + mS
8
Relación ponderal
S
Cu
m
m
9
% de cobre en el sulfuro de cobre %
100
% •
+
=
S
Cu
Cu
m
m
m
Cu
10
% de azufre en el sulfuro de cobre %
100
% •
+
=
S
Cu
S
m
m
m
S
11 Peso atómico del azufre (MS) tabla periódica
12 Peso atómico del cobre (MCu) tabla periódica
13
Moles de cobre en el sulfuro de cobre
Cu
Cu
Cu
M
m
n =
14
Moles de azufre en el sulfuro de cobre
S
S
S
M
m
n =
15
Relación molar
Su
Cu
n
n
16 Formula del compuesto
![La composición centesimal es una propiedad intensiva, porque la relación no cambia,
así el tamaño de la muestra incremente [ATKINS pág. 29]
O
g
g
g
O
P %
89
.
88
%
100
1
8
8
% =
+
=
H
g
g
g
H
P %
11
.
11
%
100
1
8
1
% =
+
=
Determinación de fórmulas [Brown Lemay – Química la Ciencia central, pág.91]
La formula que se obtiene a partir de composiciones siempre es la fórmula empírica
(fig 3.11 Brown pág. 93)
La fórmula empírica o más simple indica el número relativo de los átomos de cada
elemento que contiene. La fórmula empírica utilizada como subíndice el conjunto de
enteros más pequeños que expresa las proporciones correctas de los átomos presentes.
En el laboratorio idealmente, la composición debe ser reportada en términos de
propiedades intensivas, de modo que la información se aplica a una muestra de
cualquier tamaño. (LL)
Para el Compuesto: se toma una base de cálculo (BC)= 100 g
Asi, de la composicion centesimal y BC, se tienen las cantidades de H y O, las cuales
son 11.11 g H y 88.89 g O
Cálculo de los moles (n):](data:image/gif;base64,R0lGODlhAQABAIAAAAAAAP///yH5BAEAAAAALAAAAAABAAEAAAIBRAA7)