1IM12-REP9-Martinez-Sanchez-Sarahi ( Reporte Completo) PDF

Preview

Summary

INSTITUTO POLITECNICONACIONAL.Escuela Superior de Ingeniería Químicae Industrias Extractivas. (ESIQIE)Departamento de Formación Básica.Academia de Química.Laboratorio de: Química General.Nombre del alumno: Martínez Sánchez Sarahi.Grupo: 1IMCiclo Escolar: 22-Profesor: Ricardo Martínez PérezFecha: 08 ...

Description

INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL. Escuela Superior de Ingeniería Química e Industrias Extractivas. (ESIQIE) Departamento de Formación Básica. Academia de Química. Laboratorio de: Química General. Nombre del alumno: Martínez Sánchez Sarahi. Grupo: 1IM12 Ciclo Escolar: 22-1 Profesor: Ricardo Martínez Pérez Fecha: 08 de Noviembre del 2021

SESION 9 “ESTEQUIOMETRÍA” OBJETIVO GENERAL: Aplicar el principio de conservación de la masa en los cálculos estequiométricos relacionados con compuestos y reacciones químicas.

OBJETIVOS PARTICULARES: 

Identificar los conceptos fundamentales y metodológicos involucrados en los cálculos estequiométricos



Escribir la ecuación química balanceada y calcular el balance de masa de una reacción química Constatar la importancia del balance de masa en la formación y ejercicio profesional del ingeniero químico.



INTRODUCCION: La Estequiometría es la rama de la química responsable del estudio y aplicación de las relaciones cuantitativas (en masa y/o molares) existentes en toda combinación química, ya sea en la formación de un compuesto a partir de sus elementos o entre los reactivos y productos de una reacción química. Así, constituye la base de la química analítica cuantitativa y de todos los cálculos en un proceso químico, incluidos los balances de materia, energía y económico. El fundamento teórico de la estequiometría se halla en las denominadas “leyes ponderales”, entre las cuales destacan la ley de conservación de la masa y la ley de las proporciones definidas o constantes. El método de cálculo a seguir ya sea mediante la aplicación de las razones y proporciones (molares o en masa) o de los factores de conversión (molares o en masa), debe ser consistente con la unidad (molar o en masa) de la base de cálculo. Esto es, si la base de cálculo está expresada en términos molares, los cálculos deberán realizarse mediante la aplicación de factores o relaciones molares; en caso contrario, la base de cálculo debería convertirse a unidades de masa antes de aplicar las relaciones o factores en masa. En el campo de acción de la ingeniería química, las actividades de los departamentos de producción, diseño de equipos o ingeniería básica, se inician con el balance de materia del reactor y/o del proceso, para lo cual se calculan y presentan las cantidades (molares o gravimétricas) de cada una de las substancias presentes al inicio y al término de la reacción en estudio. Este balance de materia toma en consideración las condiciones estequiométricas de la reacción:  Concentración de las materias primas,  Presencia de impurezas inertes  Existencia de reactivo en exceso,  Conversión parcial del reactivo limitante,  Rendimiento del producto Desde el punto de vista de la metodología para el análisis y la resolución de problemas, siempre es conveniente la elaboración de un esquema o diagrama del proceso, en el cual se visualicen todas las substancias involucradas, así como una tabla de datos y resultados, donde se reporten los valores numéricos de las masas o cantidades iniciales y finales de cada sustancia

ACTIVIDADES PREVIAS:

I.

A partir de una investigación documental en fuentes bibliográficas y/o electrónicas, cada estudiante reportará en su bitácora los conceptos señalados en negritas en la introducción.

1. ESTEQUIOMETRIA: La estequiometría es el cálculo para una ecuación química balanceada que determinará las proporciones entre reactivos y productos en una reacción química. El balance en la ecuación química obedece a los principios de conservación y los modelos atómicos de Dalton como, por ejemplo, la Ley de conservación de masa que estipula que: La masa de los reactivos = la masa de los productos En este sentido, la ecuación debe tener igual peso en ambos lados de la ecuación. 2. LEYES PONDERALES: También llamadas leyes de las combinaciones químicas, tratan de las cantidades de las sustancias que intervienen en las reacciones; en otras palabras; son las que rigen la proporción en masa y volumen para formar compuestos, para determinarlos se utilizan cálculos estequiometricos. 1ª.- LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA (Lavoisier, 1787) La suma de las masas de los productos reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción. 2ª.- LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS o CONSTANTES (Proust, 1799) Cuando dos o más elementos (o sustancias), se unen para formar una sustancia determinada, lo hacen siempre en proporciones fijas y determinadas. 3ª.- LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS o DE LOS PESOS DE COMBINACIÓN (Richter, 1792). Las masas de elementos diferentes, que se combinan con una misma masa de otro elemento, son las mismas son las mismas con las que se combinarían entre sí, si la reacción es posible, o son sus múltiplos o sus submúltiplos. 4ª.- LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (Dalton, 1803). Las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro, para formar varios compuestos, están en la relación de los números enteros y sencillos. 5ª.- LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN (Gay-Lussac, 1808). Los volúmenes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química, están en una relación de números enteros y sencillos. 6ª.- LEY DE AVOGADRO (1811). A igualdad de presión y temperatura, volúmenes iguales de sustancias gaseosas con tiene el mismo número de moléculas. 3. FORMULA QUIMICA: Se trata de una expresión alfanumérica que se utiliza para indicar la composición de una sustancia química y que se construye a partir de los símbolos de sus elementos constituyentes, afectados por subíndices numéricos que informan del número de átomos de cada elemento que entra a formar parte de la sustancia en cuestión. Es una representación simbólica de la molécula o unidad estructural de una sustancia en la que se indica la cantidad o proporción de átomos que intervienen en el compuesto.

4. HIDRATO: Compuestos de adición del agua a muchas sustancias, generalmente sales. El agua de un hidrato se llama agua de hidratación y, más frecuentemente, agua de cristalización. Hidrato es un término utilizado en química orgánica y química inorgánica para indicar que una sustancia contiene agua. Son compuestos definidos y no sustancias más o menos humedecidas, porque su composición es constante sea cual fuere el método de preparación y el tamaño de los cristales y porque la reacción entre el número de moles de la sal anhidra y el del agua combinada es una fracción muy sencilla. En química inorgánica, los hidratos contienen moléculas de agua que o bien están ligadas a un núcleo metálico o están cristalizadas con el complejo metálico. Tales hidratos se dice que poseen "agua de cristalización" o "agua de hidratación". Ésta es liberada cuando el hidrato es sometido a alta temperatura, la red se rompe y deja escapar una o más moléculas de agua. 5. REACCIÓN QUÍMICA: La definición de reacción química es muy sencilla. Los enlaces químicos entre átomos se rompen y se forman nuevos enlaces. En este proceso intervienen dos tipos de sustancias: las que tenemos inicialmente y conocemos como reactivos y las que se obtienen después de la reacción química, llamadas productos. 6. ECUACIÓN QUÍMICA BALANCEADA: Una ecuación química balanceada es una ecuación algebraica que proporciona los números relativos de reactantes y productos en la reacción y tiene el mismo número de átomos de cada tipo tanto del lado izquierdo como del lado derecho de la ecuación, es decir, aquí se aplica la ley de la conservación de la materia. (Por simplicidad asumimos que no se produce calor durante la reacción). Por ejemplo, la ecuación anterior que describe la reacción que produce agua es una ecuación balanceada porque en la izquierda tenemos 44 átomos de HH y 22 átomos de OO y en la derecha tenemos el mismo número de átomos de HH y OO. Para encontrar los coeficientes de cada tipo de reactante y producto que hacen que una ecuación química sea balanceada necesitamos resolver un sistema de ecuaciones lineales homogéneo. En general el sistema resultante tiene soluciones infinitas ya que cualquier múltiplo de una ecuación balanceada también es una ecuación balanceada. Cuando se quiere balancear una ecuación química se toman por lo tanto los menores coeficientes enteros positivos que hacen que la ecuación esté balanceada. 7. MÉTODO DE CÁLCULO: El método que se propone para realizar cálculos con ecuaciones químicas es el método molar, el cual se basa en los siguientes tres pasos: a. Con las cantidades conocidas (en masa o en volumen) se calculan los moles de las sustancias. Si la información se tiene en volumen, se calcula la masa empleando la densidad. b. Se calculan los moles de las sustancias desconocidas, utilizando los coeficientes estequiométricos como factores de conversión. c. Se convierten los moles calculados en el paso anterior a unidades másicas 8. BASE DE CÁLCULO: Valor numérico de una magnitud extensiva, generalmente sencillo (1, 100, 1.000, etc.), que se elige de forma arbitraria para facilitar los cálculos y sobre el cual están referidas otras magnitudes extensivas resultantes.

9. BALANCE DE MATERIA: Balance de materia de un proceso industrial es una contabilidad exacta de todos los materiales que entran, salen, se acumulan o se agotan en un intervalo de operación dado. Se pueden distinguir cuatro tipos de balances de materia dependiendo del tipo de sistema: • Acumulación = Entrada - Salida + Generación - Consumo. Es un sistema con entradas, salidas y reacciones químicas. • Acumulación = Entrada - Salida. Sistema sin reacciones químicas. • Entrada = Salida. Sistema en estado estacionario, no hay acumulación ni reacciones químicas. • Acumulación = Generación - Consumo. Sistema sin corrientes de entrada ni de salida, pero con reacción química. 10. CONCENTRACIÓN DE LAS MATERIAS PRIMAS: La concentración de las materias primas en estequiometría se determina mediante el mol, el cual corresponde a una unidad de concentración que estima la cantidad de materia presente en una solución. Son todas aquellas reacciones químicas de las materias primas que podemos denominar reactivos. 11. PRESENCIA DE IMPUREZAS INERTES: Presencia de una sustancia en

otra en tan baja concentración que no puede ser medida cuantitativamente por los métodos analíticos ordinarios. A la hora de sintetizar una sustancia siempre aparecerán ciertas impurezas, es imposible preparar una sustancia idealmente pura. Una de las formas para comprobar como de puro es nuestro producto es mediante la determinación de su punto de fusión. Las impurezas se introducen dentro de la estructura cristalina de nuestra sustancia modificando y alterando su estructura. Éste hecho produce un debilitamiento de los enlaces químicos que consecuentemente ayudará a producir la fusión a temperaturas más bajas de las teóricas. Aunque en la mayoría de casos las impurezas son perjudiciales en ciertos materiales se añaden expresamente pequeñas cantidades de impurezas para obtener propiedades extras. Normalmente se busca conseguir ciertas propiedades físicas, especialmente eléctricas. 12. EXISTENCIA DE REACTIVO EN EXCESO: Cuando colocamos dos elementos o compuestos para que reaccionen químicamente entre sí, lo usual es colocar una cantidad exacta de uno de los reactivos, y colocar una cantidad en exceso del segundo reactivo, para asegurarnos que el primero podrá reaccionar completamente, y de esta manera, poder realizar cálculos basados en la ecuación química ajustada estequiométricamente El reactivo que se consume por completo es el llamado reactivo limitante, porque es el que determina la cantidad de producto que se puede producir en la reacción. Cuando el reactivo limitante se consume, la reacción se detiene. El reactivo que no reacciona completamente, sino que “sobra”, es el denominado reactivo en exceso. Si tenemos una cierta cantidad de dos elementos o compuestos diferentes, para producir una reacción química, podemos saber con anticipación cuál será el reactivo limitante y cuál el reactivo en exceso, realizando algunos cálculos basados en la ecuación química ajustada.

13. CONVERSIÓN PARCIAL DE REACTIVO LIMITANTE: En cualquier reacción, lo normal es que los reactivos no se mezclen en proporción estequiométrica, que es la proporción exacta para que no sobre de ninguno de ellos. Si no tenemos esa suerte, la reacción se detendrá cuando uno se agote. A éste lo denominamos reactivo limitante ya que limita la reacción al no poder continuar. Cuando no se especifica a que reactivo se refiere el % de conversión, podemos asumir que se refiere al reactivo limitante. Ejemplo: Si se alimenta 100 moles de un reactivo y reaccionaron 90 moles, la fracción de conversión es 0,90 (% conversión es 90%) y la fracción sin reaccionar es 0,10. 14. RENDIMIENTO DE PRODUCTO: Cuando dos elementos o compuestos reaccionan químicamente entre sí para formar productos, muchas veces la reacción no es completa, es decir, los reactivos no se consumen totalmente, o no toda la cantidad de reactivo limitante reacciona para formar producto. Se le llama rendimiento químico a la relación entre la cantidad de producto obtenido realmente en la reacción y la cantidad máxima de producto que se podría haber obtenido si los reactivos se hubieran consumido completamente. 15. ESQUEMA O DIAGRAMA DEL PROCESO: El diagrama de bloques es la representación del funcionamiento interno de un sistema, que se hace mediante bloques y sus relaciones, y que, además, definen la organización de todo el proceso interno, sus entradas y sus salidas. 16. TABLA DE DATOS Y RESULTADOS: Las tablas de datos forman parte de las herramientas de Análisis Y si que nos permiten cambiar el valor de algunas celdas para ver cómo es afectado el resultado original. Una tabla de datos analiza un conjunto de valores y determina posibles resultados.

BIBLIOGRAFIA: Depa.Quimica UNAM. Impurezas. http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/ImpurezasApuntes_33879.pd f Portafolio químico. LAS LEYES PONDERALES. - Portafolio-Quimica 2. (s. f.). https://sites.google.com/a/lazarocardenas.edu.mx/angelzamoradaliagpequimica2/1- bloque-i-aplicas-la-nocion-de-mol-en-la-cuantificacion-enprocesos-quimicos-entu-entorno/1-2-las-leyes-ponderales Clase 6. Parte 3. Balanceo de ecuaciones químicas. (2014). UNAL. https://ciencias.medellin.unal.edu.co/cursos/algebra-lineal/clases/8clases/65-clase7parte3.html#:%7E:text=Una%20ecuaci%C3%B3n%20qu%C3%ADmica %20balanc eada%20es,la%20conservaci%C3%B3n%20de%20la%20materia. German F. (2012, 20 octubre). Londoño, G. (s. f.). Definición de balance de materia | Industria e Ingeniería Química. Industria E Ingeniería. http://www.industriaquimica.net/definicionbalances-de-materia.html Academia UTP. CÁLCULOS DE CANTIDADES DE SUSTANCIAS EN LAS REACCIONES QUÍMICAS. https://academia.utp.edu.co/quimica1/files/2016/02/C%C3%81LCULOSDECANTIDADES-DE-SUSTANCIAS-EN-LASREACCIONESQU%C3%8DMICAS.pdf

EcuRed. (2012, 6 enero). Estequiometría - EcuRed. https://www.ecured.cu/Estequiometr%C3%ADa 1.2 La Guía de Química. (2010, 19 octubre). Reactivo en exceso. LaGuiaQuimica. https://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/reactivo-en-exceso Reactivo limitante. (s. f.). Proyectodescartes. https://proyectodescartes.org/uudd/materiales_didacticos/Reacciones_qu imicasJS/limitante.html?2&2 Valadez, P. La Guía de Química. (2010, 20 octubre). Rendimiento químico. LaGuiaQuimica. https://quimica.laguia2000.com/conceptosbasicos/rendimiento-quimico Manzanas. J (2021) Características del cobre. Ok diario. https://okdiario.com/curiosidades/caracteristicas-del-cobre-868181

DIAGRAMA DE BLOQUES. a) Transformación del cobre en nitrato de cobre (II) Cobre + ácido nítrico → nitrato de cobre (II) + óxido de nitrógeno (IV) + agua

En un vaso de precipitados de 250 mL, colocar 1.0 g de la muestra de cobre limpia

Secar

Poco a poco 6 mL de ácido nítrico concentrado, hasta lograr la disolución

b) Transformación del nitrato de cobre (II) en hidróxido de cobre (II) ácido nítrico + hidróxido de sodio → nitrato de sodio + agua nitrato de cobre (II) + hidróxido de sodio → nitrato de sodio + hidróxido de cobre (II)

Diluir la solución obtenida con 100 mL de agua destilada y mezclar bien

Mientras se agita la disolución que contiene el nitrato de cobre (II)

Hasta obtener un precipitado uniforme de hidróxido de cobre (II)

Agregar lentamente 50 mL de hidróxido de sodio 2.0 M

c) Transformación del hidróxido de cobre (II) en óxido de cobre (II) hidróxido de cobre (II) Δ→ óxido de cobre (II) + agua

Calentar el vaso de precipitados que contiene el hidróxido de cobre (II) sin llegar a la ebullición

Mientras agitas la suspensión con una varilla de vidrio.

Dejar reposar y decantar el sobrenadante

Proceder a lavar con agua destilada al menos en dos ocasiones.

La reacción finaliza con la aparición de un precipitado obscuro de óxido cobre (II)

d) Transformación del óxido de cobre (II) en sulfato de cobre (II) óxido de cobre (II) + ácido sulfúrico → sulfato de cobre (II) + agua

Agregar 20 mL de ácido sulfúrico 2.0 M lentamente con agitación

hasta disolver por completo el precipitado obscuro de óxido de cobre (II). e) Transformación del sulfato de cobre (II) en cobre sulfato de cobre (II) + zinc → cobre + sulfato de zinc zinc + ácido clorhídrico → cloruro de zinc + hidrógeno

Agregar 1.5 g de zinc para reducir todo el cobre (desaparición del color azul de la solución)

Dejar sedimentar el cobre formado

Decantar cuidadosamente, evitando la pérdida de cobre

Cuantificar la cantidad de cobre metálico obtenido para poder calcular el rendimiento del ciclo.

Agregar 3 mL de ácido clorhídrico concentrado

Agita mientras se calienta en la placa de calentamiento sin llegar a la ebullición, hasta que cese la efervescencia

Lavar el cobre metálico con agua destilada, al menos en dos ocasiones

Proceder a eliminar toda el agua por evaporación total (placa de calentamiento).

BITACORA Act 1: Las ecuaciones químicas con todos los signos auxiliares, la descripción de la reacción y el balance de masa de cada uno de las reacciones.

1.-Transformación del cobre en nitrato de cobre (II) cobre + ácido nítrico → nitrato de cobre (II) + óxido de nitrógeno (IV) + agua 1Cu + 4HNO3 → 1 Cu(NO3)2 + 2NO3 + 2H2O

Cu 63.5

MC (g/mol) Total

4HNO3

252

Cu(NO3)2

187.5

2NO3

92

315. 5

6ml de HNO3

2H2O

36 315. 5

= 8.46 g HNO3 g HNO3 Q.R.

8.46 g HNO3

8.46g HNO3 impuro - 5.82g HNO3 Q.R = 2.64g HNO3 impuro 1g de Cu

Cu(NO3)2= 2.95

3.96g HNO3 < 5.82 g HNO3 Real

1.45g NO2 Cu= 1

5.82 g HNO3

n=100%

1.46g Cu > 1g Cu Real

HNO3= 8.46 g

0.57g H2O Exc R2= 1.86 g

PRODUCTOS: = 2.95g Cu(NO3)2

1 g Cu

2.64g HNO3 impuro 1 g Cu

1.45g NO2 9.46=9.47

1 g Cu

= 0.57g H2O

5.82 g HNO3 - 3.96 g HNO3 = 1.86 g HNO3 exc 2-Transformación del nitrato de cobre (II) en hidróxido de cobre (II) ácido nítrico + hidróxido de sodio → nitrato de sodio + agua nitrato de cobre (II) + hidróxido de sodio → nitrato de sodio + hidróxido de cobre (II) Cu(NO3)2 + 2NaOH → 2NaNO3 + Cu(OH)2 MC (g) Total

2NaOH 80

Cu(NO3)2 187.5 267.5

50ml NaOH 106.5 g NaOH 106.5 g NaOH imp - 104.7g NaOH Q.P. = 1.8g NaOH imp

2NaNO3 170

Cu(OH)2 97.5 267.5

2.67 g NaNO3 2.95 g Cu(NO3)2 1.26 NaOH < 104.7g NaOH Real NaOH R. exc

1.8g NaOH imp

2.95 Cu(NO3)2 n= 100%

104.7g NaOH – 1.26g NaOH = 103.44g NaOH exc

103.44g NaOH exc

104.7g NaOH 245.39g Cu(NO3)2 > 2.95g Cu(NO3)2

1.53 g de Cu(OH)2

PRODUCTOS: 2.95g Cu(NO3)2

...