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El objetivo principal de la práctica que vamos a realizar hoy, es el estudio y la observación de la reacción química por descomposición térmica que se produce en una sal denominada clorato de potasio, a la cual la someteremos a una alta temperatura calentándola para que así se produzca dicha reacción química.
Otro de las características que podremos ver de esta reacción es que al producirse se desprende oxigeno en forma gaseosa O2, además de observar que la reacción producida se trata de una reacción exotermica, es decir, que desprende calor.
  • Ecuación estequiometrica:

  • KClO3(s) ---------------> KCl(s) + 3/2O2


Al calentar el clorato de potasio sólido se produce cloruro de potasio liberándose O2 en estado gaseoso, también comprobaremos que la reacción libera O2 acercando un una cerilla con un punto de ignición, el O2 producido reaccionara avivando el punto de ignición de la cerilla generando una pequeña llama.





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A continuación vamos a hablar del compuesto químico que vamos a utilizar en la práctica de hoy. Se trata del clorato de potasio, también conocido como clorato potásico, este elemento es reconocido como una sal formada por un anión clorato y el catión potasio.
En su forma pura se encuentra en estado sólido formando cristales de color blanco.
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En cuanto a sus propiedades destacamos:
  • Solubilidad en agua, en contacto con esta se disocia en los diferentes iones que lo forman.
  • Es insoluble en el alcohol
  • En contacto con el azúcar se vuelve volátil, es decir, pasa del estado sólido al estado gaseoso, y también adopta un carácter incendiario, reacciona en contacto con el fuego.
  • Es una sustancia fuertemente oxidante, esto quiere decir que al reaccionar con otras sustancias libera con facilidad oxigeno (O2)
  • En contacto con el ácido sulfúrico (H2SO4) estalla, por lo que actúa como un fuerte explosivo
  • Se trata de un material fuertemente peligroso para las personas al igual que para la naturaleza o medio ambiente.

Se consigue en estado sólido cristalino, polvo o en forma de gránulos de color blanco.
Algunos de sus usos más conocidos y cotidianos son en la manufactura de explosivos, fósforos, en diversidad de tintes como la por ejemplo en la anilina negra, Papel, como fuente de aportación de O2 en algunos análisis clínicos, sustancia desinfectante, blanqueador...



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- Valores en el SI ( Sistema internacional ) en condiciones normales( 0ºC y 1 atm)

1. Características generales:
  • Formula: KClO3
  • Nombre: Clorato de potasio o clorato potásico
2. Propiedades físicas:
  • Estado de agregación: sólido
  • Apariencia: sólido de color blanco
  • Densidad: 2.32 × 10³ kg/m3 ; 2.32 g/cm3
  • Masa molar: 122.55 g/mol
  • Punto de fusión: 679 K (356ºC)

Al ser un material es altamente peligroso como bien he mencionado anteriormente, en sus características, en conveniente llevar a cabo una serie de precauciones, con el objetivo de no correr ningún riesgo durante su manejo:

  • No mezclar con materiales combustibles, ya que se puede producir una explosión.
  • Evitar ingerir, es un compuesto nocivo por ingestión.
  • No liberar al medio ambiente, es tóxico para los organismos acuáticos, puede provocar a largo plazo efectos negativos en el medio acuático.

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En la rama de la ciencia química, la estequiometría se basa y consiste en el cálculo de las relaciones numéricas entre reactivos y productos durante la realización de la reacción química. El primer científico que determinó las bases de la estequiometría fue Jeremías Benjamín Richter durante el transcurso de año 1792. Dicho científico enunció como base principal para la estequiometría : "La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los elementos químicos que están implicados". Estas relaciones se pueden establecer tomando como punto de origen teoría atómica , aunque a lo largo de la historia se enunciaron sin hacer referencia y sin tener en cuenta a la composición de la materia, según distintas leyes y criterios.
En una reacción química se observa un cambio de las sustancias iniciales: los reactivos que durante el proceso consumen para dar lugar a los a otras sustancias, los productos. A escala microscópica, la reacción química es una modificación delos enlaces entre átomos por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, pero los átomos implicados se conservan. Esto es lo que llamamos la "ley de la conservación de la masa" que implica las dos leyes siguientes:


  • La conservación del número de átomos de cada elemento químico
  • La conservación de la carga total.

Las relaciones estequiométricas entre las medidas de reactivos que se consumen y productos que se forman dependen de estas leyes de conservación, y están determinadas por la ecuación (ajustada) de la reacción. Una ecuación química (que no es más que la representación escrita de una reacción química) ajustada debe reflejar lo que pasa realmente en antes de comenzar y al finalizar la reacción y, por tanto, debe respetar las leyes de conservación del número de átomos y de la carga total. Para respetar estas reglas, se pone delante de cada especie química un número llamado coeficiente estequiométrico, que indica la proporción de cada especie involucrada (se puede considerar como el número de moléculas/átomos/iones o moles , es decir, la cantidad de materia que se consume o se forma)

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La descomposición química es un proceso que sufren algunos tipos de compuestos químicos. Se trata del proceso contrario a la síntesis química.
Esta basado en que partiendo alguna sustancia compuesta se da lugar a uno o mas productos, estos productos son sustancias químicas que presentan una estructura química más simple en comparación con la que provienen. Cuando se realiza la descomposición química completa de un compuesto se obtiene como resultado los elementos del cuales esta constituido. Por lo general se trata de una reacción no deseda, ya que la estabilidad del compuesto disminuye cuando es expuesto a condiciones extremas como el calor, la electricidad, las radiaciones, algunas sustancias químicas ( oxidantes, ácidos...). De entre todos los casos posibles de descomposición que se pueden llegar destacan la descomposición térmica, también denominada termólisis y la electrólisis.
La ecuación general de una descomposición química es:
AB → A + B , o bien, Reactivo → A + B + ...
Podemos coger como ejemplo el proceso de la electrolisis del agua en la que se crea hidrógeno y oxígeno:
2 H2O (l) → 2 H2 (g) + O2 (g)

Se pueden dar tres tipos diferentes de reacciones por descomposición según el agente que las lleva a cabo:
  • Térmica, Se produce cuando un elemento es sometido a una temperatura elevada.
  • Electrolítica, es dada cuando un compuesto se expone a una corriente eléctrica.
  • Catalítica, producida a raíz de la acción de un catalizador, lo que provoca que se acelere el proceso en el que se daría la reacción.
Los carbonatos se descomponen cuando son sometidos a una fuente de calor, por lo que su descomposición es térmica.
Los cloratos de metal también se descomponen cuando se calientan dando lugar como productos un cloruro de metal y oxigeno.

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El oxígeno es el elemento que más predomina en el medio natural. Lo podemos encontrar en estado libre, en el aire en forma gaseosa en una proporción volumétrica del 21% . La mayor parte del Oxígeno se encuentra formando compuestos, sobre todo agua, óxidos, silicatos y carbonatos. En compuestos en los que se encuentra de manera natural la mayoría son muy estables químicamente.
Existen distintos procesos que se utilizan para obtener oxigeno, uno de ellos se basa utilizando en utilizar el aire como materia prima y mediante una Destilación Fraccionada del aire líquido, permitiendo separar y obtener Oxígeno, Nitrógeno , Bióxido de Carbono y Gases nobles.
El otro proceso es la Electrólisis del Agua que permite obtener Oxígeno en cantidades menores pero de mayor pureza. Finalmente tenemos la descomposición por el calentamiento de sus compuestos, donde podemos apreciar que aparte del Oxido de Mercurio en el que vemos el desprendimiento considerable de oxígeno, el resto de sus compuestos son tan estables que aún por encima de su punto de fusión no se observa descomposición alguna. El Clorato de Potasio al calentarse a elevadas temperaturas se descompone desprendiendo una gran cantidad de Oxígeno por lo que es necesario mezclarlo con Bióxido de Manganeso para que la descomposición de este compuesto se lleve a menor temperatura.


- Propiedades físicas:

  • El oxigeno es in gas incoloro, inodoro e insípido.
  • Al ser sometido a un proceso de licuado toma un color azul.
  • La solubilidad del oxigeno en el agua es lo que permite la vida en lo medios acuáticos.
  • Presenta alotropía
  • El oxigeno presenta un enlace doble es por esa razón que es una molécula diatónica O2.
  • Esta molécula diatónica puede disociarse en dos átomos muy reactivos, que presentan un carácter muy oxidante al perder electrones. Combinado con otros elementos como oxido presenta una valencia negativa de -2.
  • Es poco soluble en agua (0.0410 en agua a 0°c ), pero es absorbido en frío mejor que en caliente por algunos metales y ciertos óxidos metálicos como ser la plata fundida, la cual absorbe 22 veces su volumen sin combinación. Cuando la plata se enfría el oxígeno se libera produciendo desgarraduras.
  • El oxígeno licua a una temperatura de -139 °c a una presión de 22.5 atm. y es de un color azulado el cual hierve a -182,5°c.
  • El calor de disociación del oxígeno molecular es de -117.3 Kcal/mol.
  • Reacciona con los no metales para formar óxidos ácidos o anhídridos.
  • Reacciona con los metales para formar óxidos básicos.
  • Reacciona con muchos de sus compuestos.


- Algunas de la propiedades del oxigeno se definen en la siguiente tabla:

  • Nombre: Oxígeno
  • Numero atómico: 8
  • Valencia: 2
  • Estado de oxidación: -2
  • Punto de congelación -218.4 0c
  • Punto de ebullición -182.0 0c
  • Densidad a 210c: 1.327 g/dm3
  • Solubilidad en agua 54.3 ppm (mg/L)


- Alotropía:


  • Es la propiedad de ciertos elementos de existir en un determinado estado de la materia en más de una forma, debido a las diferentes estructuras que pueden adoptar sus átomos al formar moléculas.
  • El oxigeno presenta dos formas alotrópicas; el oxigeno ordinario O2 y el ozono O3.


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  1. Tubo de ensayo
  2. Mechero bunsen
  3. Pinzas de madera
  4. Cerillas
  5. Clorato de potasio (KClO3) (Reactivo)
  6. Espátula



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Ahora que sabemos los conocimientos teóricos suficientes para la correcta realización de la practica y su entendimiento daremos lugar a su realización en base a todas las pautas anteriores.


1 . En primer lugar reunimos sobre la mesa del laboratorio todos los materiales requeridos para realizar la practica que hemos mencionado anteriormente.

2 . A continuación cogemos el bote que contiene el cloruro de potasio, que es el reactivo que usaremos para llevar a cabo la practica.

3 . Una vez hecho esto con la ayuda de una espátula cucharilla echamos una pequeña cantidad de nuestra sal KClO3 en el interior del tubo de ensayo.
Nota: no tenemos en cuenta la cantidad de KClO3 que vertemos en interior ya que en nuestra practica no realizaremos calculo alguno simplemente observaremos los sucesos que ocurrirán a lo largo de su desarrollo

4 . Cuando hayamos realizado este paso procedemos a sujetar nuestro tubo con unas pinzas de madera.

5 . Seguidamente giramos la llave de paso del gas del Mechero bunsen y encendemos este con una cerilla.

6 . Colocamos el tubo sobre la llama del mechero bunsen y esperamos a que la sustancia se caliente durante unos minutos.
Nota: Los cloratos son productos químicos peligrosos que explotan, frecuentemente, en presencia de impurezas. Se aconseja solo calentar sustancias cuando se den instrucciones para ello, y jamás calentarlas en recipientes cerrados.

7 . Finalmente al observar que la sustancia del interior del tubo es líquida y empiezan salir ciertos vapores por la abertura superior, encendemos otro fósforo pero esta vez creando un punto de ignición, es decir, prendemos nuestra cerilla pero rápidamente apagamos la llama creando como una especie de brasa.

8 . Finalmente acercamos la cerilla que posee el punto de ignición a la abertura superior del tubo y observamos como el punto de ignición se aviva y se crea una llama.




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En este apartado haremos una pausa para analizar todo lo ocurrido durante el procedimiento de la practica, estudiaremos los distintos sucesos explicando el porque de ellos, además de relacionar los resultados obtenidos con la teoría de la que hemos hablado anteriormente. También comentaremos las distintas medidas de seguridad que tendremos que llevar a cabo para realizar la practica sin correr ningún tipo de peligro.

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  • Al colocar sobre llama el tubo con el contenido en su interior, debemos hacerlo sobre la parte superior de la llama ya que es donde se concentra el mayor poder calorífico.



  • Una vez colocado sobre el mechero ya encendido, esperamos durante unos minutos y procedemos a ver como la sustancia contenida, clorato de potasio, comienza a fundirse, hasta que se vuelve completamente líquida, es decir, se produce un cambio físico, la fusión de nuestra sal que pasa de un estado sólido a líquido. A medida que va transcurriendo el tiempo y la sustancia sigue calentándose, por lo que aumenta su temperatura, observamos que comienzan a salir una pequeñas burbujas en el interior del líquido, dichas burbujas según va aumentado la temperatura de la sustancia y por lo tanto el tiempo que esta expuesta a una temperatura elevada, empiezan a aumentar su tamaño y se produce una falsa ebullición en el líquido. Inician a salir unos vapores de un color apenas eludible. Se produce otro cambio de estado pero esta vez la sustancia pasa de líquido a gaseoso.
  • Cuando cambia de estado suponemos que a alcanzado una temperatura de 679 K (356º C) ya que es el punto de fusión del KClO3
  • Cuando acercamos el fósforo, en cual hemos previamente creado un punto de ignición, se prende un llama, esto nos indica que se esta liberando en forma gaseosa oxígeno que reacciona con el punto de ignición y lo prende.

  • Se denomina Punto de Ignición a la temperatura mínima necesaria para que los vapores que genera cualquier combustible empiecen a arder.

  • ¿Por qué el fósforo arde?
  • Se denomina fuego a la reacción química que produce la oxidación rápida y violenta de una materiaexternal image triangulo-fuego-energia.jpg con propiedades de combustible, en dicha reacción se desprenden llamas, calor y gases. Es un proceso exotérmico. Siguiendo este punto de vista, el fuego es la prueba visual de la combustión. Se necesita la presencia de cuatro elemento para que un fuego se inicie y tenga continuidad:
  1. Combustible (usualmente, un compuesto orgánico, como el carbón vegetal, la madera, los plásticos, los gases de hidrocarburos, la gasolina, etc.).
  2. Comburente, el oxígeno del aire.
  3. Temperatura, o energía de activación, que se puede obtener con una chispa, temperatura elevada u otra llama.
  4. Reacción en cadena, es la reacción mediante la cual la combustión se mantiene sin necesidad de mantener la fuente principal de ignición. Sin esta última solo se tiene el fenómeno llamado incandescencia. Por ello se crea una llama cuando el O2 liberado por la reacción entra en contacto con el punto de ignición del fósforo.
  • La concurrencia de estos cuatro factores da lugar a la combustión, lo que se expresa en la teoría del Tetraedro del fuego.


  • La reacción que se produce es una reacción exotermica, se denomina reacción exotérmica a cualquier reacción química que desprenda energía, ya sea como luz o calor. El prefijo exo tiene como significado hacia fuera. Por lo que se entiende que las reacciones exotermicas tienden a liberar energía

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  • Durante la practica debemos tener en cuenta que para introducir el clorato de potasio en el tubo de ensayo debemos utilizar guantes, ya que se trata de una sustancia muy toxica.
  • Otra medida de seguridad que debemos llevar a cabo es quitarnos los guantes al encender el mechero ya que al ser de látex podrían quemarse produciéndonos una quemadura mayor que si no los llevásemos.
  • A la hora de calentar el KClO3 debemos apuntar con el tubo de ensaño a un lugar donde no se encuentre nadie situado ya que un aumento de temperatura podría hacer saltar la sustancia.
  • Otra cosa que debemos tener en cuenta a la hora de calentar el tubo de ensayo es no aplicarle una temperatura muy brusca de golpe ni tampoco reducirla ya que esto podría provocar una fractura en el tubo de ensayo.
  • Durante la realización de toda la práctica debemos hacer uso de una bata de laboratorio que nos proteja en caso de que alguna sustancia sea derramada sobre nosotros.





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1. Bata de laboratorio.
2. Guantes.













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Tras haber llevado a cabo la práctica según el guion y los criterios establecidos llega la hora de valorar los resultados obtenidos durante el proceso y la práctica en general, además de establecer una conclusiones sobre ella.
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En primer lugar debemos destacar que los resultados obtenidos de esta práctica han sido favorables, es decir, los resultados requeridos que se establecían en base al objetivo y la teoría que nombramos al principio.
Un vez realizada la descomposición térmica del clorato potásico, nos han quedado como productos el cloruro de potasio en estado líquido y se ha liberado oxígeno en forma gaseosa, según como se indica en la ecuación estequiométrica.
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A continuación procederemos a hacer una pequeña valoración sobre la práctica.
Es una práctica sencilla de realizar ya que no tiene una complejidad excesiva, los materiales requeridos son de fácil manejo, no conlleva mucho riesgo su realización si se toman las medidas de seguridad requeridas, que bien hemos mencionado con anterioridad, además su tiempo de duración no es muy prolongado.
Es de fácil comprensión y nos permite estudiar la descomposición térmica, así como una de las propiedades del oxigeno que es actuar como comburente en el ciclo del fuego, la reacción exotermica que se produce y los diferentes cambios de estado.


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http://es.wikipedia.org/wiki/Clorato_de_potasio
http://www.lenntech.es/periodica/elementos/o.htm#ixzz2JBKvC9kx
http://elementos.org.es/oxigeno
http://www.buenastareas.com/ensayos/Determinaci%C3%B3n-Del-Volumen-Molar-Del-Ox%C3%ADgeno/792536.html
http://es.wikipedia.org/wiki/Estequiometr%C3%ADa