Este documento presenta los detalles de un experimento de laboratorio para determinar el volumen molar del oxígeno gaseoso. El procedimiento involucra la descomposición térmica de una mezcla de KClO3 y MnO2, liberando oxígeno gaseoso que desplaza un volumen de agua. Los resultados experimentales se comparan con los valores teóricos para calcular porcentajes de error. El volumen molar experimental del oxígeno a condiciones normales resultó ser 29,64% menor que el valor teórico.

1. FACULTAD DE INGENIERÍAGEOLÓGICA, MINERA, METALÚRGICA, GEOGRÁFICA, CIVIL Y
AMBIENTAL.
E.A.P. INGENIERÍA DE MINAS
LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL
SEMESTRE ACADÉMICO 2016 - I
PRÁCTICA N°4: ESTEQUIOMETRÍA Y VOLUMEN MOLAR
Docente: Qco. Jorge Rojas Ramos
Integrantes: - BARRERA GALVEZ, Freddy Francisco 16160039
- ZUÑIGA RIVAS, Hector 16160038
- CARTAGENA MATOS, Cristian 16160212
FECHA DE REALIZACIÓN DE LA PRÁCTICA: 5 de mayo de 2016
FECHA DE ENTREGA DEL INFORME: 12 de mayo del 2016

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CONTENIDO:
I. INTRODUCCIÓN
II. OBJETIVOS
III. ASPECTOS TEÓRICOS
1 .ESTEQUIOMETRIA.
2. REACCIONES QUÍMICAS Y ECUACIONES QUÍMICAS
3. ECUACIONDE GAS IDEALES
IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
V. ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS
VI. CONCLUSIONES
VII. CUESTIONARIO
VIII. BIBLIOGRAFÍA

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I. INTRODUCCIÓN:
En la química es importante saber el volumen de l materia con que trabajamos, pero hallar
esta magnitud no siempre es fácil, existen casos en que los sólidos tienen forma irregular,
para ellos se usa la conocida ley de Arquímedes, sin embargo la materia a veces se
presenta en estado gaseoso, para lo cual se hace más complicado el cálculo, pues entran a
tallar otros parámetros como su temperatura, volumen y presión. En este informe veremos
cómo calcular el volumen molar del oxigeno gaseoso atendiendo a todos estos parámetros.
II. OBJETIVOS:
 Buscar la relación que existe entre los pesos de las sustancias reaccionantes y de
los productos, durante una reacción química de acuerdo a la ley de conservación de
la masa.
 Determinar el volumen molar del oxígeno, a partir del volumen de agua desalojado
por el gas desprendido en la reacción correspondiente.
III. ASPECTOS TEÓRICOS:
1. ESTEQUIOMETRIA
La estequiometría es el área de estudio que examina la cantidad de sustancias que se
consumen y producen en las reacciones químicas. Se basa en el entendimiento de las
masas atómicas y en un principio fundamental, la ley de la conservación de la masa: la
masa total de todas las sustancias presentes después de una reacción química es
la misma que la masa total antes de la reacción.
2. REACCIONES QUÍMICAS Y ECUACIONES QUÍMICAS
Una reacción química es un proceso en el que una
sustancia(o sustancias) cambia para formar una o
más sustancias nuevas. Con objeto de comunicarse
entre sí con respecto a las reacciones químicas, los
químicos han desarrollado una forma estándar para
representarlas por medio de ecuaciones químicas.
Una ecuación química utiliza símbolos químicos
para mostrar que sucede durante una reacción
química.

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CATALIZADOR
Existen ciertas sustancias que se añaden a las reacciones químicas con el fin de influenciar
en la velocidad de la reacción, a estas sustancias se les conoce como catalizadores. Así
podemos definir catalizador como una sustancia que, encontrándose presente en una
determinada reacción de tipo química, provoca variaciones de velocidad sin que sea
consumida durante el transcurso del proceso reactivo.
Existen dos tipos de catalizadores, los positivos, y los negativos:
Catalizadores positivos: son aquellos que incrementan la velocidad de la reacción. Son
quizás los que mayor interés presentan debido a su gran uso.
Catalizadores negativos: también llamados inhibidores, son aquellos que hacen disminuir
la velocidad de reacción.
Los catalizadores en las reacciones intervienen en pasos intermedios, pero al final se ven
inalterados por lo cual, no se cuentan como reactivos ni tampoco como productos, en
cuanto a la estequiometria de la reacción se refiere.
3. ECUACIÓN DEL GAS IDEAL
La ecuación del gas ideal explica la relación entre las cuatro variables P, V, T y n. Un gas
ideales un gas hipotético cuyo comportamiento de presión, volumen y temperatura
se puede describir completamente con la ecuación del gas ideal. Aunque en la
naturaleza no existe un gas ideal, las discrepancias en el comportamiento de los gases
reales en márgenes razonables de temperatura y presión no alteran sustancialmente los
cálculos. Por lo tanto, podemos usar con seguridad la ecuación del gas ideal para resolver
muchos problemas de gases.
P: presión (atm o mmHg)
V: volumen (L o m3) P V = n R T
T: temperatura absoluta (K)
n: número de moles
Donde R, la constante de proporcionalidad es conocida como constante de los gases.
La ecuación del gas ideal es útil para resolver problemas que no implican cambios en P, V,
T y n de una muestra de gas. Por lo tanto si conocemos tres variables podemos calcular la
cuarta mediante la ecuación.
Sin embargo, cuando cambian las condiciones, debemos emplear una forma modificada de
la ecuación del gas ideal que toma en cuenta las condiciones iniciales (1) y finales (2).

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P 1 V 1 P 2 V 2
=R=
T 1n 1 T 2 n 2
De donde:
P 1 V 1 = P 2 V 2
T 1 n 1 T 2 n 2
VOLUMEN MOLAR
A condiciones normales (presión = 1 atm = 760 mmHg y Temperatura = 273,15 K = 0 °C)
el volumen molar tiene un valor constante igual a 22,4 litros, que es el volumen ocupado
por un mol de cualquier gas ideal en estas condiciones.
IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
1. Pesar el tubo limpio y seco.
2. Pesar 1 gramo de muestra de la mezcla KClO3 + MnO2 en un recipiente
(cartucho) de papel.

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3. Agregar la mezcla de KClO3 + MnO2 al tubo. Manténgalo listo mientras arma
todo el equipo tal como se muestra en el gráfico.
4. Llenar el balón con agua potable hasta el tope, conectar las mangueras
evitándose que quede alguna burbuja de aire
5. Aspirar por una manguera hasta que se sienta agua en tus labios
inmediatamente conectarla al tubo de ensayo y proceder a calentar
6. Calentar en un ángulo de 45° hasta que ya no desprenda más oxígeno, esto
se comprueba observando que no cae más agua en el frasco colector.

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7. Medir la temperatura del agua del balón, para luego determinar con ésta la
presión del vapor del agua, en las tablas.
8. Dejar enfriar el tubo que contiene KCl y MnO2 en el desecador, para luego
pesarlo.
9. Medir exactamente el volumen desalojado, el cual es igual al volumen del
oxígeno desprendido en la descomposición del KClO3, puesto que el MnO2
actúa como catalizador permanece inalterable y se recupera al final del
experimento.

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V. ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS
Magnitud Método de obtención Resultado
1. Peso del tubo
vacío
Pesado con la balanza 23.80 g
2. Peso del tubo
más mezcla
Pesadas con la balanza 24.80g
3. Peso del KCℓO3 [(2)-(1)] x 0.875 0.875g
4. Peso del MnO2 [(2)-(1)] x 0.125 0.125g
5. Peso del tubo
mas KCℓ +
MnO2
Pesadas con la balanza 24.52g
6. Peso del O2
experimental
(2) – (5) 0.28g
7. Temperatura
del agua en el
balón
Medida con el termómetro 24 0C
8. Presión del
vapor de agua a
210C
Obtenida con la tabla 18,7 mmHg
9. Presión
barométrica
Dada como dato 756 mmHg
10.Presión de gas
seco
P = (9) – (8) 737,3 mm Hg
11.Volumen de O2 V = Volumen del agua desalojada 285 mL
12.Volumen de O2
a C.N.
V0 = (10)/760 x 273/(7) x (11) 254,14 mL
13.Masa teórica de
O2
2KCℓO3(s) + calor 2KCℓ(s) + 3O2(g)
245 g . . . . . . . . . . . . . . . . . . 96 g
(3) . . . . . . . . . . . . . . . . . . X
0,34 g
14.ERROR
RELATIVO en
relación a la
masa del O2
%em = {[(13) – (6)]/(13)}x100% 17,65 %
15.Volumen teórico
de O2 a C.N. 2KCℓO3(s) + calor 2KCℓ(s) + 3O2(g)
2x122,5 g . . . . . . . . . . . . . .3x22,4 L
(3) . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . X
240 mL
16.ERROR
RELATIVO en
relación al
volumen del O2
%eV = {[(15)-(12)]/(15)}x100% -5,89%
17.Volumen molar
experimental a
C.N.
1 mol O2(g)
32 g de O2 Vm
(6) (12)
29,04 L

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18.ERROR
RELATIVO del
volumen molar
de O2
%eVm = {[22400 – (17)]/22400}x100% -29,64%
Discusión de resultados
El porcentaje de error relativo en:
Relación a la masa del O2=17,65 %
Relación al volumen del O2=-5,89%
Relación al volumen molar del O2=-29.64%
Esto de debe a que se liberó gas o2 en el procedimiento experimental, y ese nunca
llega a ser contabilizado, por eso hay un margen de error en el volumen.
VI. CONCLUSIONES:
. Notamos que la masa total se ha mantenido constante. En el proceso después de
la reacción la masa del KClO3 disminuyó en la misma cantidad en que se formó la
masa de oxigeno gaseoso.
. En la reacción notamos que el KClO3 desprende oxígeno al ser calentado, este gas
desplazará un volumen de agua equivalente al volumen de oxígeno formado.
VII. CUESTIONARIO:
1. Defina ¿Qué es volumen molar?
Si 1 mol de un gas tiene la misma cantidad de moléculas NA que 1 mol de cualquier
otro gas, y si cantidades iguales de moléculas ocupan volúmenes iguales en
condiciones normales (hipótesis de Avogadro), entonces 1 mol de cualquier gas tiene el
mismo volumen en condiciones normales que 1 mol de otro gas cualquiera. Este
volumen molar estándar tiene el valor de 22.414 L.
Una nota precautoria: naturalmente, en la hipótesis de Avogadro y en las leyes de los
gases se supone que todos los gases son ideales. Los gases reales no son
precisamente gases ideales; el volumen molar en condiciones normales suele ser un
poco menor que los 22.414 L mencionados aquí.

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2. De haber obtenido un alto porcentaje de error, justifique por qué y cómo podría
evitarlo
Si se hubiera obtenido un alto porcentaje de error podría ser debido a:
a) mal manejo de los instrumentos que utilizamos como puede ser el caso de no tapar
correctamente el tubo de ensayo que contenía KCl + MnO2
b) no seguir las instrucciones del procedimiento experimental de manera precisa como
puede ser el caso de no haber medido correctamente la cantidad de sustancia para el
experimento.Se evitaría utilizando de forma adecuada los instrumentos y seguir al pie
de la letra las instrucciones
3. De 5 ejemplos de reacciones químicas, donde se obtenga O2
2KClO3  2KCL + 3O2
B2O3+3H2O+482Kcal  B2H6 + 3O
2HgO(s)2Hg(s)+O2 (g)
4NO (g) + 6H2O4NH3 (g) + 5O2 (g)
Sb2O5 (g) Sb2O3 (g) + 1O2 (g)
4. ¿Será necesario descomponer totalmente el KClO3 para la determinación del
volumen molar, según la experiencia que se realizó en el laboratorio?
No es necesario que se descomponga totalmente el KClO3 pues según el cálculo
número 17 se desprende que para hallar el volumen molar experimentalmente solo es
necesario saber el peso del oxigeno liberado y su volumen.
5. ¿Cuál será el volumen molar de un gas ideal a 25°C y 742mmHg?
Sabemos que:
Vm= V / n V=volumen n=numero de mol-g
P x V = R x T x n P=presión V=volumen
P x V = R x T x n P x Vm =R x T
Remplazando datos:
742mmHg x Vm =62.4 mmHg.L x (25 + 273) K
Mol-kg

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Vm=62,4 x 298 = 25.060916 L
742
6. ¿cuál será la densidad del O2 a las condiciones experimentales y cual a las C.N.?
P x V = R x T x n  Px Masa molecular=RxTxD D=Densidad
P=733.6mmHg. PMO2=32, R=62.4mmHg*L/K*mol, T=297K; D=1.266 g/L
P=760mmHg. PMO2=32, R=62.4mmHg*L/K*mol, T=273K; D= 1.427 g/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?
Fe2O3(s) + 3C(s) 3CO (g) + 2Fe(s)
PF( Fe2O3)(s)= 159.7 PM( C)=12.01
si 159.7g Fe2O3 reaccionan con ---------------- 36.03g C
240 kg de Fe2O3----------------------------------- x kg de C
x= 54,14kg de C = 0.0541 toneladas de carbono ( 1 ton = 1000kg)
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?
Fe2O3(s) + 3C(s) 3CO (g) + 2Fe(s)
Una tonelada de mena de Fe que contiene 46% en peso de Fe2O3
1000 kg --------> 460 kg de Fe2O3
si 159.7g Fe2O3 reaccionan con ---------------- 36.03g C
460 kg de Fe2O3 reaccionan con ---------------- x kg C
x=103,780 kg C

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Cuantas toneladas de coque de 96% de pureza se necesitan
100 kg de coque impuro--------- 96 kg de coque puro
x kg de coque96%-------------103,780 kg C
X=108.104
c) ¿Cuántos kilogramos de Fe podrán formarse a partir de 25Kg de Fe2O3?
159.7g Fe2O3 -----> 111,7 g Fe
25 Kg de Fe2O3------- x Kg de Fe = 17,485 Kg de Fe
VIII. BIBLIOGRAFÍA
Chang, Raymond. Química. Séptima Edición
Fundamentos de la química analítica skoog, west 8ª Edición
Química analítica Christian 6ª Edición
Química general Nekrasov 4ª Edición
Química - La Ciencia Central - 12va Edición - Brown, LeMay, Bursten, Murphy,
Woodward, Stoltzfus