Estequiometria, parte 1:
1. Objetivos: Los Los experi experimen mentos tos a desar desarrol rollar larse se tiene tienen n por final finalida idad d la observ observaci ación ón de los 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 reaccionantes y productos.
2. Fundamento Te Teórico: órico: La estequ estequio iomet metria ria es la parte parte de la quími química ca que se encar encarga ga de estudi estudiar ar las relaciones cuantitativas en las que intervienen las masas moleculares y atómicas, las formulas químicas y la ecuación ecuación química. Por ejemplo en la síntesis de Haber-osc!" Haber-osc!" #$%g& ' H$%g& -----( #H)%g& *n t+rmin t+rminos os cuanti cuantitat tativo ivos s diríam diríamos os que si combin combinamo amos s el nitró nitrógen geno o con el !idrogeno, ambos en estado gaseoso, obtendremos amoniaco sin embargo, esta manera de ver la ecuación no nos permite ver qu+ cantidad de nitrógeno o !idrogeno debemos meclar o por lo menos en qu+ relación. e a!í que viene la importancia de la estequiometria, ya que nos permite obtener la relación correcta en la que debemos meclar los /reactantes0 %en nuestro caso !idrógeno y nitrógeno& para obtener los /productos0 %en nuestro caso amoniaco&. 1sí, !aciendo el respectivo /balance0 de la ecuación, la ecuación quedaría de la siguiente manera" #$%g& ' )H$%g& -----( $#H )%g& Lo que se interpreta de la siguiente manera" 2e producen dos moles de #H) por cada mol de #$ que se consume. • 2e producen dos moles de #H) por cada tres moles de #$ que se • consume. 2e consumen tres moles de H$ por cada mol de #$ que se consume. • 1dem3s, podemos convertir estas afirmaciones afirmaciones en unos factores de conversión, denomina denominados dos factores estequiom+ estequiom+trico tricos. s. 4n factor estequiom+tri estequiom+trico co relacion relaciona a las cantidades de dos sustancias cualquiera que intervienen en una reacción química en una base molar, por tanto un factor estequim+trico es una relación de moles. Leyes de la estequiometria estequiometria 56 Ley de la *stequiometria 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”. $6 Ley de las proporciones constantes de Proust. “Cuand “Cuando o dos dos o más más elem element entos os se unen unen para para forma formarr un mismo mismo compue compuesto sto,, siempre lo acen en una relación ponderal ponderal constante”.
)6 Ley de las proporciones m7ltiples de alton.
“Cuando dos o más elementos se unen para formar una serie de compuestos, si el peso de uno de ellos permanece constante ! el otro varía, las cantidades de este son m"ltiplos enteros de la menor de ellas”. 86 Ley de las Proporciones 9ecíprocas o *quivalentes de 9ic!ter - :entel. “Cuando dos elementos se com#inan separadamente con un peso fi$o de un tercer elemento, los pesos relativos de aquellos son los mismos que sí se com#inan entre sí“.
Reactivo limitante ;uando todos los reactivos se consumen en una reacción química de forma completa y simultanea se dice que los reactivos est3n en proporciones estequiom+tricas, es decir, en proporciones molares fijadas por los coeficientes estequiom+tricos de la ecuación ajustada. 1lgunas veces se exige esta condición, por ejemplo en algunos an3lisis químicos.
Rendimiento teórico, rendimiento real y rendimiento porcentual *l 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. *l rendimiento porcentual se define como"
*n muc!as reacciones el rendimiento real es casi exactamente igual al rendimiento teórico y se dice que las reacciones son cuantitativas. *stas reacciones se pueden utiliar para llevar a cabo an3lisis químicos cuantitativos, por ejemplo. Por otra parten en algunas reacciones el rendimiento real es menor que el rendimiento teórico, siendo el rendimiento porcentual menor del 5== por ciento. *l rendimiento puede ser menor del 5== por ciento por muc!os motivos. *l producto de la reacción rara ve aparece en forma pura y se puede perder algo de producto al manipularlo en las etapas de purificación necesarias. *sto reduce el rendimiento. *n muc!os casos los reactivos pueden participar en otras reacciones distintas de la que nos interesa. *stas son las llamadas reacciones secundarias y los productos no deseados se llaman subproductos. *l rendimiento del producto principal se reduce en la misma medida en que tienen lugar estas reacciones secundarias. >inalmente, 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. 1 veces el rendimiento aparente es mayor del 5== por ciento. ;omo no puede obtenerse algo de la nada, esta situación normalmente pone de manifiesto un error en la t+cnica utiliada. 1lgunos productos se forman por precipitación de una disolución. *l producto puede estar !umedecido por el disolvente, obteni+ndose para el producto !7medo una masa mayor de lo esperado. 2i se seca mejor el producto, se obtendr3 una determinación m3s exacta del rendimiento.
producto este contaminado con un exceso de reactivo o con un subproducto. *sto !ace que la masa del producto pareca mayor de lo esperado. *n cualquier caso, un producto debe ser purificado antes de determinar el rendimiento
iagramas de proceso" %. E&perimento '(%.a:
$. E&perimento '(%.#.%:
). E&perimento '(%.#.*:
+. E&perimento '(*:
atos experimentales" %. E&perimento '(%
a)
1l meclar el cloruro de bario %acl$& con el carbonato de sodio %#a$;<)&, se forma un precipitado color blanco
b)
2e da un burbujeo constante en el vaso en donde escapa un gas
* E&perimento '(* * l color inicial de la mecla %celeste& cambia con el tiempo !a un color blanco gris3ceo.
1n3lisis de resultados y?u observaciones" %. E&perimento '(%.a: *n este experimento se realia la siguiente combinación de compuestos" #a$;<) ' a;l$ ;omo conocemos los estados de valencia de los elementos %y por ende, de los compuestos&, podemos intentar predecir lo que debería salir al realiar cada combinación. 2iendo entonces los elementos los siguientes" '5 -$ #a$;<)
'$ -5 ' a;l$
*ntonces, se puede observar que presumiblemente sería una reacción de doble desplaamiento, debido a las cargas de los iones de cada compuesto. 2iendo así, la reacción se daría de la siguiente forma" #a$;<) '
a;l$
a;<) ' $#a;l
*n la reacción realiada en el laboratorio, se observa que se formó un precipitado, y se sabe que el cloruro de sodio es un compuesto que se diluye f3cilmente. Por lo tanto, presumimos que es el ;arbonato de bario el compuesto que se precipita.
*. E&perimento '(%.#: *n este experimento, se realio la formación de un gas. Los compuestos utiliados en este caso fueron" @;l<), An<$ y <$ *n este caso, la reacción %sin balancear& llevada a cabo fue la siguiente" @;l<) ' <$ ' calor La ecuación en tal caso realiada seria de la siguiente manera" An<$ $@;l< ) ' )<$
$@;l ' B<$
). E&perimento '(*: *n el experimento #C$ se lleva a cabo la siguiente combinación" ;a%2<8&.DH$< ' <$ ' calor
e la diferencia de los pesos del sulfato de calcio !idratado y del restante, se deduce la cantidad de agua que contenía el compuesto. e esta manera, se realian los c3lculos y se observa que" • • •
La masa inicial E F).)G grs. La masa final E F$.=F grs. Aasa del H$< E 5.)8 grs.
2e deduce entonces que la cantidad de moles del agua es =.=8 moles. 2iendo la cantidad de moles de la masa final es la que proviene del ;a%2<8&, con la que se proceder3 a calcular la cantidad de moles del compuesto"
x =
1, 34 gH 2O
1molH 2O 136, 2 gCaSO4
×
52, 05 gCaSO4 18 gH 2O
×
1molCaSO4
0, 2molesH 2O
=
molCaSO 4
;onclusiones 2e puede concluir lo siguiente lo siguiente acerca de los experimentos. •
el /primer experimento0, se concluye que el precipitado es precisamente el que se predijo por medio del an3lisis. 2e formo un precipitado de color blanco que indica la presencia del a;< ). *l rendimiento de la reacción es del 8$I lo que indica la presencia de un reactivo limitante.
•
el /segundo experimento0, concluimos en la primera parte que el rendimiento de la reacción es del $),J)I lo que a!ora afirma que existieron algunos errores al momento de realiar el experimento, uno de ellos puede ser la mala manipulación del tapón que pudo originar la fuga de oxígeno. *n la segunda, por medio de un an3lisis cualitativo se muestra la presencia de plata mediante su precipitado característico %blanco lec!oso& en este caso est3 acompaKado del cloro, formando el 1g;l.
•
el /tercer experimento0, concluimos que no podemos calcular la cantidad de moles de agua por mol de ;a2< 8 debido a que no pesamos la cantidad de ;a2< 8 sin tener en cuenta la masa del crisol y la masa de la luna de reloj. nvestigando !emos averiguado que lo m3s probable es que el compuesto analiado es el ;a2< 8.$H $<.
;uestionario 1. De 5 ejemplos de diferentes reacciones sin cambio en el número de oxidación y ejemplos diferentes de reacciones redox. Reacciones no redox *stas reacciones no presentan cambios en su n7mero de oxidación o carga relativa de los elementos. *jemplos" 1g#<)
' #a;l
1g;l ' #a#<)
Pb%#<)&$
' $M
Pb$ ' $@#<)
a;l$
' H$2<8
a2<8 ' $H;l
H;l
' #a
#a;l ' H$<
H$2<8
' $Li%
Li$%2<8& ' $H$<
Reacciones redox 2e define como reacciones de intercambio de electrones y se caracterian por que en ellos ocurre variación en los n7meros de oxidación de los productos con relación a los n7meros de oxidación de los reactantes. *jemplos" *l proceso sider7rgico de producción de !ierro puede representarse mediante las siguientes semi reacciones" $>e$<) 8>e ')<$ semi reacción de reducción $;< ' <$ $;<$ semi reacción de oxidación $>e$<) '$;< >e ';<$ 9eacción general )#H)
' 8H$2<8
82 ' )H#<) ' H$<
P8
' )@
)@H$P<$ ' PH)
2. !onsiderando la eficiencia calculada en el experimento 1" determinar que peso que peso de carbonato de #ario se obtiene de la reacción de $% ml de solución %.5 & de 'a(!) con % ml de solución %.* & de #a!l(.
ecuacion a;l$ datos de ) volumenes =ml Aoles = %n& ,=$
'
#a$; <)
a; <)
'
$#a ;l
8=ml =,=5J
N*n consecuencia el reactivo limitante es #a $;<) Aasa teórica m%a;< )& E %A&%n&E%5G&%=.=5J&E).F8Bgr IeficienciaEFF.J)I E %%masa experimental&? %masa teorica&&.%5==I& Aasa real o experimental %a;<)& E5.GGgr
3. !alcular el volumen de solución %.5& de #a!l se debe de emplear para que se obten+a 15 +ramos de #a!).
Aoles de a;l$ E Aoles de a;< ) Em?AE5Fgr?5Ggr E =.=Bmoles
*cuación 9elación de moles ;aso real 9elación de moles Oeoría
a;l$
'
#a$ ;<)
a ;<)
=
$ ' #a;l
=.
.=B
=B =
=.
.5)B
5)B
Por lo tanto" % relacion real de moles esa direccion& *l volumen de a;l$ E%n&?%A&E% =.5)B&%=.F&E=.$$ml 4. !onsiderando la descomposición del !l) y la eficiencia calculada en el experimento (", determinar el peso de este compuesto que se debe emplear para obtener $%% ml de )( medidos en condiciones normales, 1 mol +ramo de )( ocupa ((.$ litros.
Ieficiencia del oxigeno
E
masa real? x5==I masateorica
E
=.$Jg
x5==I E
5.F=I
=.)G5Bg
$@;L<)
$@;L
'
)<$
$A
)A
=.=5Bmol
5A
mol teorico
mol real mol teorico
E
masa del @;L<)
mol real ? x5==I E Irendimiento
=.=5B D
E
5. Determinar el número de mol-culas mol-cula de crisol idratado. La relación entre la masa mol-cula del a+ua es
5$$.B
=.=$8mol
E 5.GB5Bg
de a+ua que existe en cada
molecular de la sal idratada y la masa de la
5.)8g 5FG.F'5JD E 5JD
D E.5F
es aproximadament e
)g 5.)8g
igual a moles
Por lo tanto en una mol+cula de sal !idratada !ay mol+culas de agua%H$<&
ibliografía - Petrucci, uimica Qeneral, p3gina, paginas 55-5$J, s+ptima edición, AcQraR-Hill ;ompanies, nc. - 9aymond ;!ang, uimica Qeneral, paginas J-G), octava edición, Prentice Hall.
- @ennet! :. :!itten?9aymond *. avis. Pag F.
