Este documento presenta los objetivos y procedimientos de dos prácticas de laboratorio sobre estequiometría. La primera práctica determina la fórmula de un hidrato mediante calentamiento y pesaje. La segunda práctica descompone clorato de potasio térmicamente para medir el volumen de oxígeno producido y calcular el volumen molar. El documento también resume las leyes estequiométricas fundamentales como la conservación de la masa y las proporciones constantes y múltiples.

1. UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN
CRISTÓBAL DE HUAMANGA
FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y METALURGIA
ESCUELA DE FORMACIÓN PROFESIONAL DE MEDICINA HUMANA
PRACTICA N° 04
REACCIONES QUÍMICAS
CURSO QUÍMICA MÉDICA.
PROFESOR ING. ANÍBAL PABLO GARCÍA BENDEZÚ.
 ALUMNOS CCONISLLA
HUAMANÍ, CESAR.
ESTRADA OCHOA FREDY
GRUPO JUEVES 4-6PM
AYACUCHO

2. PRACTICA N° 04
ESTEQUIOMETRÍA
I. OBJETIVOS:
 Buscar las relaciones que existen entre los pesos de los cuerpos
reaccionantes y el de los productos.
 Observar los cambios cualitativos y cuantitativos que ocurren en una
reacción química.
 Comprobar experimentalmente la ley de la conservación de la masa.
 Predecir productos, o decidir qué cantidad de reactivos se debe utilizar para
preparar cierta cantidad de productos, e identificar el reactivo limitante.
 Plantear la solución de problemas relacionados con la composición química
de los componentes.
II. MARCO TEÓRICO:
Estudia la proporción de los distintos elementos en un compuesto químico,
la composición de mezclas químicas y el cálculo de las relaciones cuantitativas
entre los reactivos y productos en el transcurso de una reacción química..
LEYES ESTEQUIOMÉTRICAS: Las leyes estequiométricas 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. Expresan relaciones de masa de
elementos en un compuesto químico o de reactivos y productos en una reacción
química.
El primero que enunció estos principios fue JEREMIAS BENJAMIN RICHTER en
1792, quien lo describió 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».
LEYES PONDERALES O GRAVIMÉTRICAS:
a) LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA DE LAVOISIER: En toda
reacción química se conserva la masa; esto es: la masa total de los reactivos
es igual a la masa total de los productos resultantes. La ley de conservación
de la masa, enunciada por Lavoisier, es una de las leyes fundamentales en
todas las ciencias naturales. En esta ley se asume la conservación de la
identidad de los elementos químicos, que resulta indispensable en el
balanceo de ecuaciones químicas. Se puede enunciar de la manera
siguiente: en cualquier reacción química se conserva la masa. Es decir: la
materia no se crea, ni se destruye, solo se tranforma.

3. B) LEY DE PROUST O DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES: En 1799, J.
L. Proust llegó a la conclusión de que, para generar un compuesto
determinado, dos o más elementos químicos se unen entre sí, siempre en la
misma proporción ponderal (del latín pondus, pondéris: casos nominativo y
genitivo de peso). Una aplicación de la ley de Proust es en la obtención de la
denominada composición centesimal de un compuesto, es decir el
porcentaje ponderal que dentro de la molécula representa cada elemento.
 REACTIVO EN EXCESO (R.E.): Es aquel reactante que interviene en
mayor proporción estequiométrica, por lo tanto, sobra (exceso) al finalizar la
reacción. En el ejemplo anterior, el R.E. es el H2, ya que solo reaccionaran
6 g; 4 g de H2 permanecen sin reaccionar. El reactivo que se consume
totalmente se llama reactivo limitante.
 REACTIVO LIMITANTE (R.L.): Es aquel reactante que intervine en menor
proporción estequiometrica, por lo tanto, se agota o se consume totalmente
y limita la cantidad de productos formados. En nuestro ejemplo, el R.L. es el
N2, pues al agotarse limitó solo a 34 gramos la masa del amónico formado
(masa máxima).
C) LEY DE DALTON O DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES: Puede ocurrir
que dos elementos se combinan y -en vez de producir un solo compuesto-
generen varios compuestos (caso no previsto en la ley de Proust). En 1808,
Dalton concluyó que los pesos de uno de los elementos combinados con un
SE CUMPLE LO SIGUIENTE: ∑MASA(Reactantes) = ∑MASA(Productos)
SE CUMPLE LO SIGUIENTE: MASA (N 2/28) = MASA (H 2/6) = MASA (NH 3/34)

4. mismo peso del otro guardan una relación expresable por lo general
mediante un cociente de números enteros pequeños.
D) LEY DE LAS PROPORCIONES EQUIVALENTES O RECÍPROCAS: "Si dos
elementos se combinan con cierta masa fija de un tercero en cantidades a y
b, respectivamente, en caso de que aquellos elementos se combinen entre sí
lo hacen según una relación sencilla de masas a/b. Es decir: siempre que
dos elementos reaccionan entre sí, lo hacen en equivalencia o según
múltiplos o submúltiplos de los elementos."
E) LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN: A diferencia de las
anteriores esta ley propuesta por Gay-Lussac en 1809 relaciona los
volúmenes de los reactivos y los productos en una reacción química y las
proporciones de los elementos en diferentes compuestos. La ley de los
volúmenes de combinación establece que, cuando los gases reaccionan
entre sí para formar otros gases, y todos los volúmenes se miden a la misma
temperatura y presión.
PORCENTAJE DE PUREZA: Solo reaccionan las sustancias químicamente
puras, las impuras no reaccionan; por consiguiente, en los cálculos
estequiométricos solo trabajaremos con la parte pura de la muestra química.
PORCENTAJE DE RENDIMIENTO O EFICIENCIA:
 RENDIMIENTO TEÓRICO: Es el máximo rendimiento que puede obtenerse
cuando los reactantes dan solamente el producto; la cantidad real del
reactivo limitante se usa para los cálculos estequiométricos de rendimientos
teóricos.
SE CUMPLE LO SIGUIENTE: V (SO 3/2) = V (O 2/1) = V (SO 3/2)

5.  RENDIMIENTO REAL: Es la cantidad obtenida de un producto en la
práctica cuando se ha consumido totalmente el reactivo limitante; es decir
que teóricamente debemos obtener el 100% de una determinada sustancia,
pero por diversos factores, como presencia de impurezas, fugas, malos
equipos, etc. Este porcentaje se reduce.
III. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:
ENSAYO 01: DETERMINACIÓN DE LA FÓRMULA DE UN HIDRATO.
 REACTIVOS Y MATERIALES: CRISOL, HIDRATO (SAL ANHIDRA),
BALANZA, PINZA PARA CRISOL, MECHERO DE BUNSEN, TRIÁNGULO
DE PORCELANA, TRÍPODE.
 PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:
a) Pesar el crisol en una balanza.
b) Colocar 2g de CRISTALES DE HIDRATO en el crisol, pesar. Anotar.
Masa del crisol: 29.0g
m CRISOL+ mHIDRATO = 31.0g
29.0g + mHIDRATO = 31.0g
mHIDRATO = 2.0g

6. c) Colocar el crisol sobre el triángulo de porcelana, caliéntese suavemente
por 5 minutos y luego auméntese el calor por otros 5 minutos (o hasta
decoloración de los cristales del hidrato). Déjese enfriar el crisol.
d) Una vez frio, llévese el crisol a la balanza y pésese. Anotar:
e) Determínese el N° DE MOLES DE AGUA DESPRENDIDA y el N° DE
MOLES DE SAL ANHIDRA:
f) La relación entre el N° DE MOLES DE AGUA:
El peso: 29.8g
m CRISOL+ mHIDRATO = 29.8g
29.0g + mHIDRATO = 29.8g
mHIDRATO = 0.8g

7. Este sistema consta de : 01
TUBO DE ENSAYO, 01
VASO PRECIPITADO, 01
PROBETA, 01 MANGUERA
CON TAPÓN, 01 MECHERO
DE BUNSEN .
Peso del TUBO DE ENSAYO y MnO2.,
juntos: 11.7 g
Peso del TUBO DE ENSAYO: 11.3g
ENSAYO 02: DESCOMPOSICIÓN TÉRMICA DEL CLORATO DE POTASIO
Y VOLUMEN MOLAR DE OXÍGENO.
 REACTIVOS Y MATERIALES: BALANZA, TUBO DE ENSAYO, PINZA,
PROBETA, VASO DE PRECIPITADO, EQUIPO GENERADOR DE GAS,
MnO2, KClO3.
 PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:
a) Montar el sistema de acuerdo a las indicaciones del profesor:
b) A continuación pesar un tubo de prueba limpio y seco. Anotar.
c) Agregar al tubo de prueba 0.4g de MnO2.
d) Añadir cristales de KClO3 aproximadamente 0.8g, pesar el conjunto y
anotar.

8. Peso del TUBO DE ENSAYO + MnO2 + KClO3 = 12.5 g
e) Mezclamos suavemente el conjunto para colocar el tapón con la
manguera de salida de gases. Luego calentamos el tubo que contiene la
mezcla en un Mechero de Bunsen.
f) En el momento en que el desprendimiento de oxigeno fue abundante,
retiramos de la llama para proceder a enfriar el tubo de prueba.
g) Dejamos enfriar el sistema, para medir el volumen obtenido de oxígeno
(O2): siendo el volumen de O2 de 138 mL.
h) Pesamos el tubo con el residuo, siendo la masa del oxígeno
desprendido: 11.8g, por la ley de la conservación de la masa, la diferencia
corresponde a la masa del oxígeno.
IV. CUESTIONARIO:
1) DETERMINAR EL VOLUMEN MOLAR DEL O2 A CONDICIONES DEL
LABORATORIO (PRÁCTICO)

9. 2) EL VOLUMEN MOLAR DEL O2 A CONDICIONES DEL
LABORATORIO (TEÓRICO)
3) EL VOLUMEN MOLAR DEL O2 A CONDICIONES NORMALES.
4) PORCENTAJE DE ERROR.

10. V.
CONCLUSIONES:
 La relación existente entre los pesos, tanto de los cuerpos reaccionantes y
de los productos es diferente una de otra, puesto que involucran
desprendimiento de moléculas.
 Los cambios cualitativos son expresados en forma y color. Mientras
cuantitativamente hubo cambios en peso, volumen, cantidad y
desprendimiento de O2
 La ley de conservación de masa en una reacción química permanece
constante, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa
obtenida de los productos
 La cantidad de reactivos que se utiliza son para determinar la cantidad de
productos y así poder comparar los experimentos realizados.
 Gracias a los rreactantes podemos determinar cuáles son los productos y el
peso de ambos, cambios cualitativos y cuantitativos. Cada experimento
realizado en el laboratorio siguió ciertos pasos, buscando la mayor
precisión y exactitud
VI. BIBLIOGRAFÍA:
 Química: La Ciencia Central, 9na Edición – Theodore L. Brown.
 Tomo I: Biología Química Física, Centro Preuniversitario de la UNFV.
 http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Estequiometria.html
 http://www.slideshare.net/LuisSeijo/estequiometria-1956019
 http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/esteq.html