1. UNIVERSIDAD NACIONAL DEL SANTA
FACULTAD DE INGENIERIA
E.A.P AGROINDUSTRIAL
REACCIONES QUÍMICA.
CURSO:
* Química general e inorgánica.
DOCENTE:
* José Ávila Vargas.
CICLO:
*I
GRUPO:
* “A”
INTEGRANTES:
* Vega Viera Jhonas Abner
NUEVO CHIMBOTE – PERU
2012

2. 1. Objetivos:
Los experimentos a desarrollarse tienen por finalidad la observación de los cambios cualitativos
y cuantitativos que ocurren en las reacciones químicas. La parte cualitativa, esta orientada a
verificar el cambio de propiedades y la parte cuantitativa, a la medición de las masas de las
sustancias reaccionantes y productos.
2. Introducción:
La estequiometria tiene por finalidad establecer aquellas relaciones entre los reactantes y
productos en una reacción químicas. Los reactantes son precursores del proceso y los
productos la parte final de la reacción, es decir, lo que se formó .En el caso particular
conociendo las leyes de la estequiometria y nomenclatura se podrá predecir los posibles
resultados de las reacciones propuestas en el informe.
3. Fundamento Teórico:
La estequiometría es la parte de la química que se encarga de estudiar las relaciones
cuantitativas en las que intervienen las masas moleculares y atómicas, las formulas químicas y la
ecuación química. Por ejemplo en la síntesis de Haber-Bosch:
N2(g) + H2(g) -----> NH3(g)
En términos cuantitativos diríamos que si combinamos el nitrógeno con el hidrogeno, ambos
en estado gaseoso, obtendremos amoniaco; sin embargo, esta manera de ver la ecuación no nos
permite ver qué cantidad de nitrógeno o hidrogeno debemos mezclar o por lo menos en qué
relación. De ahí que viene la importancia de la estequiometría, ya que nos permite obtener la
relación correcta en la que debemos mezclar los “reactantes” (en nuestro caso hidrógeno y
nitrógeno) para obtener los “productos” (en nuestro caso amoniaco). Así, haciendo el respectivo
“balance” de la ecuación, la ecuación quedaría de la siguiente manera:
N2(g) + 3H2(g) -----> 2NH3(g)
Lo que se interpreta de la siguiente manera:
 Se producen dos moles de NH3 por cada mol de N2 que se consume.
 Se producen dos moles de NH3 por cada tres moles de N2 que se consume.
 Se consumen tres moles de H2 por cada mol de N2 que se consume.
Además, podemos convertir estas afirmaciones en unos factores de conversión, denominados
factores estequiométricos. Un factor estequiométrico relaciona las cantidades de dos sustancias
cualquiera que intervienen en una reacción química en una base molar, por tanto un factor
estequimétrico es una relación de moles.

3. Leyes de la estequiometria.
1ª Ley de la Estequiometría o Ley de conservación de masa de Lavoisier.
“En toda reacción química las cantidades en masa de los reactivos son iguales a las cantidades
en masa de los productos”.
2ª Ley de las proporciones constantes de Proust.
“Cuando dos o más elementos se unen para formar un mismo compuesto, siempre lo hacen en
una relación ponderal constante”.
3ª Ley de las proporciones múltiples de Dalton.
“Cuando dos o más elementos se unen para formar una serie de compuestos, si el peso de uno de
ellos permanece constante y el otro varía, las cantidades de este son múltiplos enteros de la
menor de ellas”.
4ª Ley de las Proporciones Recíprocas o Equivalentes de Richter - Wenztel.
“Cuando dos elementos se combinan separadamente con un peso fijo de un tercer elemento,
los pesos relativos de aquellos son los mismos que sí se combinan entre sí“.
Reactivo limitante
Cuando todos los reactivos se consumen en una reacción química de forma completa y
simultanea se dice que los reactivos están en proporciones estequiométricas, es decir, en
proporciones molares fijadas por los coeficientes estequiométricos de la ecuación ajustada.
Algunas veces se exige esta condición, por ejemplo en algunos análisis químicos. Otras veces,
como en una reacción de precipitación, uno de los reactivos se transforma completamente en
productos porque se utiliza un exceso de todos los demás reactivos. El reactivo que se consume
por completo, llamado reactivo limitante, determina las cantidades de productos que se forman.
Rendimiento teórico, rendimiento real y rendimiento porcentual
El rendimiento teórico de una reacción es la cantidad de productos que se espera, calculada a
partir de unas cantidades dadas en los reactivos. La cantidad de producto que realmente se
obtiene se llama rendimiento real. El rendimiento porcentual se define como:
En muchas reacciones el rendimiento real es casi exactamente igual al rendimiento teórico y se
dice que las reacciones son cuantitativas. Estas reacciones se pueden utilizar para llevar a cabo
análisis químicos cuantitativos, por ejemplo. Por otra parten en algunas reacciones el
rendimiento real es menor que el rendimiento teórico, siendo el rendimiento porcentual menor

4. del 100 por ciento. El rendimiento puede ser menor del 100 por ciento por muchos motivos. El
producto de la reacción rara vez aparece en forma pura y se puede perder algo de producto al
manipularlo en las etapas de purificación necesarias. Esto reduce el rendimiento. En muchos
casos los reactivos pueden participar en otras reacciones distintas de la que nos interesa. Estas
son las llamadas reacciones secundarias y los productos no deseados se llaman subproductos. El
rendimiento del producto principal se reduce en la misma medida en que tienen lugar estas
reacciones secundarias. Finalmente, si tiene lugar una reacción reversible, parte del producto
que se espera puede reaccionar para dar nuevamente los reactivos y, de nuevo, el rendimiento
es menor de lo esperado.
A veces el rendimiento aparente es mayor del 100 por ciento. Como no puede obtenerse algo de
la nada, esta situación normalmente pone de manifiesto un error en la técnica utilizada. Algunos
productos se forman por precipitación de una disolución. El producto puede estar humedecido
por el disolvente, obteniéndose para el producto húmedo una masa mayor de lo esperado. Si se
seca mejor el producto, se obtendrá una determinación más exacta del rendimiento. Otra
posibilidad es que el producto este contaminado con un exceso de reactivo o con un
subproducto. Esto hace que la masa del producto parezca mayor de lo esperado. En cualquier
caso, un producto debe ser purificado antes de determinar el rendimiento
Materiales: Reacciones:
1. Azufre en polvo
1. Vaso precipitado de 50 ml.
2. Cobre metálico
2. Espátula.
3. Magnesio metálico
3. Pinzas metálicas.
4. Sulfato de cobre pentahidratado
4. Vidrio reloj.
5. cloruro de calcio hexahidratado
5. Mechero Bunsen.
6. cloruro de bario dihidratado
6. Trípode y rejilla.
7. cloruro de potasio
7. Pipeta graduada 10 ml.
8. oxido de magnesio
8. Balanza analítica.
9. carbonato de níquel
9. Pinzas para crisol.
10. Crisol de porcelana con tapa
11. Triangulo de porcelana
12. Soporte universal
13. Tapones de goma
14. Embudo simple.
15. Estufa eléctrica

5. Experimento N°01 “descomposición térmica”
 pesar un crisol limpio y seco
 colocar más o menos tres cuartas partes de crisol con carbonato de níquel (II), pesar
nuevamente.
 Colocar el crisol sobre el triangulo de porcelana y calentar con el mechero de bunsen.
 Observe los cambios q suceden.
 El calentamiento se da por barios minutos asta completar la descomposición.
 Cuando el carbonato de níquel (II) a sido convertido totalmente en el oxido de níquel
(II), apague el mechero y retire el crisol para q se enfrié.
 Cuando el crisol esta frio pesar nuevamente.
 Colocar el oxido de níquel (II) en un vaso de precipitado.
Experimento N°02 “cálculos estequiométricos”:
 pesar un vaso precipitado. agregar 10g de sulfato de cobre (ii); adicionar 100ml de agua
destilada. agitar asta q la disolución sea completa.
 agregar una pequeña cantidad de zinc en polvo. dejar q reaccione asta que la solución
cambie de color o bien asta q no de indicio de reacción.
 para eliminar el exeso de zinc, colocar unos 10ml de acido clorhídrico concentrado y
agitar.
 filtrar el producto formado, lavar el cobre con acetona mientras este es filtrado, luego
raspar el cobre adherido sobre el papel del filtro y colocar sobre otro papel filtro seco,
previamente pesado, dejar por unos minutos q el cobre seque.
 calcular la cantidad teórica de cobre formado de acuerdo al peso del sulfato de cobre
(ii). sacar los pesos de las formulas de las sustancias q intervienen en la reacción. una
ves seco el cobre pesar.
 calcular el porcentaje de rendimiento.
Pesamos Peso del sulfato de cobre 100ml de agua +
sulfato de cobre

6. CuSO4 + Zn ZnSO4 + Cu
 Desplazamiento simple
Zinc en polvo
 Reacción extermina
 AH= (-)
 Reacción de oxido
reducción
 Precipitación
Filtramos
Peso del papel filtro
por goteo
más la luna de reloj
Tiempo: 12 minutos
Tiempo: 30 minutos
Peso del
Pasamos a cobre seco
secar el cobre

7. Experimento N°03 “determinación de la formula del sulfuro de cobre”
 pesar un crisol con tapa (limpia y seca).
 colocar una pequeña cantidad de cobre en el crisol. Determinar el peso del conjunto y
por diferencia encontrar el peso del cobre.
 agregar azufre en polvo, cubriendo todo el cobre.
 Colocar el crisol tapado en una porcelana y calentar suavemente con el mechero de
bunsen.
 Observar la llama azulada que rodea el borde de la tapadera. Se debe a la combustión
del azufre, al arder se produce el vapor del SO2 que son irritantes por esta razón se usa
la vitrina para gases de tiro. Cuando desaparece la llama azul; se intensifica el calor
durante 5 minutos para volatilizar el exceso de azufre.
 Dejar enfriar el crisol, luego pesar. Calcular la masa del producto obtenido.
Peso crisol
4g de zinc +
2g de azufre
Calentamos la
formula
Obtención de
llama azulada

8. Cuestionario:
1. Definir: reactivo limitante, reactivo en exceso.
Reactivo en exceso es aquel que esta en mayor proporción o que esta en acabarse y
reactivo limitante es aquel que esta en menor proporción o se acaba primero en la
reacción.
Como proporción me refiero a molar y no en masa.
2. ¿Por qué el rendimiento de reacción de obtención del amonio es del 75%
más no del 100%?
 El amoniaco es un gas incoloro, picante, que se reconoce y percibe fácilmente por su olor
familiar.
o Puede licuarse a temperaturas ordinarias:
o a 10ºC necesita una presión de 6'02 atm.
o a 20ºC necesita una presión de 8'5 atm.
 Al disolverse en agua el volumen del líquido aumenta notablemente.
Peligros excepcionales de fuego y de explosión:
 Una mezcla de amoniaco en aire desde un 16% hasta un 25% puede producir una
explosión al fuego. Mantenga el recipiente fresco para evitar la explosión o el escape de
gas. Se puede incrementar el peligro de incendio con la presencia de aceite o de otros
materiales inflamables.
 Límite inflamable superior: 25% en volumen
 Límite inflamable inferior: 16% en volumen
La disolución del amoniaco se emplea en usos domésticos. Como elimina la dureza temporal del
agua, se emplea para limpiar y lavar, con el ahorro consiguiente de jabón. Recientemente se ha
ideado un método para descomponer el amoniaco mediante un catalizador y producir una
mezcla del 75% de hidrógeno y 25% de nitrógeno, en volumen, que puede utilizarse en sopletes
oxhídricos para soldar metales raros y aceros especiales. Un tubo de amoniaco líquido
proporciona así más hidrógeno que el que pudiera comprimirse en el mismo volumen. Para
transporte y almacenaje resulta, pues, una fuente conveniente y compacta de hidrógeno. El
amoniaco líquido es emplea en máquinas frigoríficas y en la fabricación de hielo. Cuando se
evapora, 1 g de líquido absorbe 317.6 cal ( a -20ºC), calor necesario para congelar casi 4 g de
agua.

9. 3. Definir: rendimiento teórico y rendimiento real.
El rendimiento teórico de una reacción es la cantidad de producto que se
predice mediante la ecuación balanceada cuando ha reaccionado todo el reactivo
limitante. El rendimiento teórico es el rendimiento máximo que se puede
obtener. En la práctica la cantidad de producto que se obtiene, llamado
rendimiento real, es siempre inferior al rendimiento teórico.
Los químicos usan a menudo el término rendimiento porcentual, el cual describe
la proporción del rendimiento real con respecto al rendimiento teórico.
Rendimiento realCantidad de producto puro que se obtiene en realidad de una
reacción dada. Compárese con rendimiento teórico.
Conclusión
La Estequiometría nos sirve para calcular y conocer la cantidad de materia de los
productos que se forma a partir de los reactivos.
Ahora bien, la Estequiometría es de gran importancia para los procesos químicos, lo
que la hace una herramienta indispensable, pues nos permite realizar los cálculos
necesarios para determinar la masa de cada una de las materias primas que deben
mezclarse y reaccionar, para obtener una masa determinada de producto. Además,
problemas tan diversos, como por ejemplo, la medición de la concentración de
ozono en la atmósfera, el control de la lluvia ácida, la determinación del grado de
contaminación de un río, la cuantificación de la clorofila de una planta, el análisis
bromatológico de un fruto, etc.
También se puede decir que, los gases ideales son sistemas que contienen números
enormes de átomos o moléculas, y la única forma razonable de comprender sus
propiedades térmicas con base en la mecánica molecular, es encontrar determinadas
cantidades dinámicas de tipo promedio y relacionar las propiedades físicas
observadas del sistema con estas propiedades dinámicas moleculares en promedio.
Bibliografía:
1. Marcos teórico en general: Química general, Raymond Chang – 6ta edición.
2. Apuntes de clases Química general.
3.http://www.jpimentel.com/ciencias_experimentales/pagwebciencias/pagweb/la_
ciencia_a_tu_alcance_II/quimica/Exp_qui_sulfato_de_cobre.htm