P9 Química_ESIQIE_Profesora Irma_Primer semestre PDF

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Instituto PolitécnicoNacionalEscuela Superior de Ingeniería Química e IndustriasExtractivasDepartamento de Formación BásicaAcademia de QuímicaLaboratorio de Química GeneralPráctica No. 9EstequiometriaEquipo 3Alumna: Pérez Acoltzi VanesaSección BMEV Irma Rodríguez HernándezOBJETIVO GENERAL Aplicar el...

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Instituto Politécnico Nacional Escuela Superior de Ingeniería Química e Industrias Extractivas Departamento de Formación Básica Academia de Química Laboratorio de Química General Práctica No. 9 Estequiometria Equipo 3 Alumna: Pérez Acoltzi Vanesa Sección B MEV Irma Rodríguez Hernández

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

INTRODUCCIÓN La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los elementos químicos que están implicados. En una reacción química se observa una modificación de las sustancias presentes: los reactivos se consumen para dar lugar a los productos. A escala microscópica, la reacción química es una modificación de los 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 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 cantidades de reactivos consumidos y productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación, y están determinadas por la ecuación (ajustada) de la reacción. Se dice que está ajustada o equilibrada cuando respeta la ley de conservación de la materia, según la cual la suma de los átomos de cada elemento debe ser igual en los reactivos y en los productos de la reacción. Para respetar estas reglas se pone delante de cada especie química un número denominado coeficiente estequiométrico, que indica la proporción de cada especie involucrada.

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Leyes estequiométricas 1. Ley de la conservación de la materia Esta Ley fue postulada por Antonie Lavoisier después de realizar varios experimentos en los cuales la cantidad de más de las sustancias constituyentes en igual al de las sustancias obtenidas de la masa de las sustancias obtenidas después del cambio químico sufrido. Por lo que su ley dice: la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma.

2. Ley de las proporciones constantes Esta ley es también conocida como ley de las proporciones definidas o fijas. En sus experimentos el químico francés Joseph Proust realizo innumerables análisis cuantitativos, en los cuales se percató de que los elementos, al unirse para formar un compuesto, siempre lo hacen de la misma cantidad, la cual permanece fija e invariable. Es por eso por lo que esta ley dice: Los elementos que forman un compuesto se combinan siempre en la misma proporción. 3. Ley de unidades de proporciones múltiples Dalton, al realizar sus experimentos, se dio cuenta de que hay elementos que al combinarse en diferente proporción forman compuestos distintos. Esta ley nos menciona lo siguiente: Dos elementos se pueden combinar en proporciones diferentes formando compuestos distintos.

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Unidades usuales en estequiometría a. Átomo-Gramo Es el peso de atómico de un elemento expresado en gramos. b. Mol-gramo Es un número de moléculas contenidas en la molécula gramo o el peso molecular de una sustancia expresado en gramos. c. Volumen gramo molecular Es el volumen que ocupa un mol de un gas en condiciones normales de temperatura y presión*, y es igual a 22.4 1/mol. d. Número de Avogadro Es el número de moléculas o moles de cualquier sustancia o en 22.4 litros de un gas en condiciones normales de temperatura y presión, y es igual a: 602 300 000 000 000 000 000 000 = 6.02 × 1023 La expresión matemática de moles es: 𝑁𝑜. 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 =

𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑚𝑜𝑙

𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑒𝑛 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟

ACTIVIDADES PREVIAS • 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. o Estequiometria: es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los elementos químicos que están implicados.

o 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 estequiométricos. 1. Ley de la conservación de la masa 2. Ley de las proporciones definidas o constantes 3. Ley de las proporciones múltiples 4. Ley de los volúmenes de combinación 5. Ley de las proporciones recíprocas o de los pesos de combinación 6. Ley de Avogadro o Fórmula química: La fórmula química es la combinación de símbolos químicos que muestra que elementos forman un compuesto y el número de átomos de cada uno de ellos. o Hidratos: Los hidratos inorgánicos son compuestos en los cuales moléculas de agua se enlazan con el catión de la molécula central. A esto se le llama agua de hidratación o agua de cristalización y al compuesto formado se le llama hidrato de dicho compuesto. Muchos de los minerales presentes en la corteza terrestre existen en la forma de hidratos como por ejemplo yeso (CaSO 4⋅2H2O), bórax (Na3B4O7⋅10H2O) y las sales de Epsom (MgSO4⋅7H2O). o Reacción química: Una reacción química se produce cuando las sustancias participantes en ella se transforman en otras distintas. A las primeras se les llama reactivos y a los segundos productos. La masa de las sustancias participantes es la misma antes y después de la reacción, es decir, se conserva. Esto sucede porque sólo se lleva a cabo un reordenamiento entre los átomos de los reactivos, que se rompen y forman nuevos enlaces. o Ecuación química balanceada: Cuando una ecuación química está balanceada, significa que se representan números iguales de átomos para cada elemento involucrado en la reacción en los reactivos y los productos. Este es un requisito que la ecuación debe satisfacer para que sea consistente con la ley de conservación de la materia. Se puede confirmar por simplemente sumando los números de átomos en cada lado de la flecha y comparando estas sumas para asegurarse de que sean iguales. Tenga en cuenta que el número de átomos para un elemento dado se calcula por multiplicando el coeficiente de cualquier fórmula que contenga ese elemento por el subíndice del elemento en la fórmula. Si un elemento aparece en más de una fórmula en un lado de la ecuación, el número de átomos representados se debe calcular y luego se debe sumar. o 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:

1. 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. 2. Se calculan los moles de las sustancias desconocidas, utilizando los coeficientes estequiométricos como factores de conversión. 3. Se convierten los moles calculados en el paso anterior a unidades másicas o Base de cálculo: La base de cálculo es la referencia que se elige para los cálculos que se planean resolver para la resolución de problemas en química o procesos químicos relacionados con los balances de materia. La elección de la base de cálculo a menudo facilita la resolución. Esta puede ser un tiempo, la masa de un material o alguna otra cantidad conveniente. Es importante indicar la base de cálculo al principio del problema para tener siempre presente la verdadera naturaleza de los cálculos, y para que cualquier persona que revise la solución del problema pueda entenderlo. o Balance de materia: Los balances de materia y energía (BMyE) son una de las herramientas más importantes con las que cuenta la ingeniería de procesos y se utilizan para contabilizar los flujos de materia y energía entre un determinado proceso industrial y los alrededores o entre las distintas operaciones que lo integran. o Concentración de 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. o 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. o Existencia de reactivo en exceso: El reactivo que no se consume completamente se denomina reactivo en exceso y se encuentra en mayor cantidad de la que se necesita estequiométricamente. La elección de un reactivo en exceso dependerá de la abundancia de este en el mercado o del costo, procurando que sea el más barato.

o Existencia de reactivo limitante: Es aquel que se encuentra en una proporción menor a la requerida estequiométricamente de acuerdo con la reacción balanceada, por lo que es consumido completamente cuando se efectúa una reacción hasta ser completa y, por ende, del que depende la cantidad de producto formado.

o Rendimiento de producto: El porcentaje de rendimiento de un producto es el rendimiento real (determinado experimentalmente) expresado como un porcentaje del rendimiento teórico calculado. A la cantidad de producto realmente formado se le llama simplemente rendimiento o rendimiento de la reacción.

o Esquema o diagrama de proceso: Un diagrama de procesos es una representación gráfica de los principales procesos que se llevan a cabo en una compañía, su orden y sus interrelaciones. Muestra la secuencia e interacción de las actividades de un proceso a través de símbolos gráficos, que proporcionan una mejor visualización del funcionamiento del proceso, ayudando a su entendimiento y haciendo su descripción más visual e intuitiva.

o Tabla de datos: Un diagrama de procesos es una representación gráfica de los principales procesos que se llevan a cabo en una compañía, su orden y sus interrelaciones. Muestra la secuencia e interacción de las actividades de un proceso a través de símbolos gráficos, que proporcionan una mejor visualización del funcionamiento del proceso, ayudando a su entendimiento y haciendo su descripción más visual e intuitiva.

o Resultados: Son las interpretaciones de los hechos observados, de acuerdo con los datos experimentales, o las recomendaciones del investigador sobre la base de los resultados.

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Elabora un diagrama de bloques para cada uno de los experimentos que se describen a continuación.

Experimento 1

Pesar un gramo de cobre

En un vaso de precipitado de 250 ml, coloca 1.0 g de la muestra de cobre limpia y seca

Agregar lentamente 6 ml de ácido nítrico concentrado, hasta lograr uuna disolución completa del cobre

Para disolver el cobre metálico, se coloca en ña campana de extracción ya que se desprende un gas tóxico

Experimento 2

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

Agregar lentamente 6ml de hidroxido de sodio,

Experimento 3

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

Agitar ocasionalmentemientras se calienta para lograr ver la reacción

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

Dejar reposar y decantar el sobrenadante, puedes emplear una pipeta Pasteur para extraer la mayor cantidad de líquido.

Sin eliminar nada de sólido, proceder a lavar con agua destilada al menos en dos ocasiones.

Experimento 4

Agregar 20 mL de ácido sulfúrico 2.0 M lentamente con agitación.

Hasta disolver por completo el precipitado obscuro de óxido de cobre (II).

Experimento 5

Agregar 1.5 g de zinc para reducir todo el cobre (desaparición del color azul de la solución), con la respectiva aparición del cobre metálico en el seno de la solución.

Hasta que cese la efervescencia, con el objetivo de eliminar el posible exceso de zinc. El desprendimiento de un gas da evidencia de zinc en exceso.

Dejar sedimentar el cobre formado y decantar cuidadosamente, evitando la pérdida de cobre.

Lavar el cobre metálico con agua destilada, al menos en dos ocasiones y proceder a eliminar toda el agua por evaporación total (placa de calentamiento).

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

DIAGRAMAS DE FLUJO

EXPERIMENTO 1

Pesar un gramo de cobre

En un vaso de precipitado de 250 ml, coloca 1.0 g de la muestra de cobre limpia y seca

Agregar lentamente 6 ml de ácido nítrico concentrado, hasta lograr uuna disolución completa del cobre

Para disolver el cobre metálico, se coloca en ña campana de extracción ya que se desprende un gas tóxico

EXPERIMENTO 2

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

Agregar lentamente 6ml de hidroxido de sodio,

EXPERIMENTO 3

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

Agitar ocasionalmentemi entras se calienta para lograr ver la reacción

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

Dejar reposar y decantar el sobrenadante, puedes emplear una pipeta Pasteur para extraer la mayor cantidad de líquido.

Sin eliminar nada de sólido, proceder a lavar con agua destilada al menos en dos ocasiones.

EXPERIMENTO 4

Agregar 20 mL de ácido sulfúrico 2.0 M lentamente con agitación.

Hasta disolver por completo el precipitado obscuro de óxido de cobre (II).

EXPERIMENTO 5

Agregar 1.5 g de zinc para reducir todo el cobre (desaparición del color azul de la solución), con la respectiva aparición del cobre metálico en el seno de la solución.

Hasta que cese la efervescencia, con el objetivo de eliminar el posible exceso de zinc. El desprendimiento de un gas da evidencia de zinc en exceso.

Dejar sedimentar el cobre formado y decantar cuidadosamente, evitando la pérdida de cobre.

Lavar el cobre metálico con agua destilada, al menos en dos ocasiones y proceder a eliminar toda el agua por evaporación total (placa de calentamiento).

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

ACTIVIDADES EN EL LABORATORIO 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 y seca, agregar poco a poco 6 mL de ácido nítrico concentrado, hasta lograr la disolución completa del cobre. (DATOS FRASCOREACTIVO HNO3: 68.8% masa; densidad = 1.41 g/mL). ▪ Para disolver el cobre metálico, opera dentro de la campana de extracción - CUIDADO HAY DESPRENDIMIENTO DE VAPORES TOXICOS. 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), agregar lentamente 50 mL de hidróxido de sodio 2.0 M hasta obtener un precipitado uniforme de hidróxido de cobre (II). (DATOS FRASCO REACTIVO NaOH: 98.0% masa) ▪ En la adición de la solución de hidróxido de sodio a la solución acida, puede haber proyecciones.

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. La reacción finaliza con la aparición de un precipitado obscuro de óxido cobre (II). Dejar reposar y decantar el sobrenadante, puedes emplear una pipeta Pasteur para extraer la mayor cantidad de líquido, sin eliminar nada de sólido. Proceder a lavar con agua destilada al menos en dos ocasiones.

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). (DATOS FRASCO REACTIVO H2SO4: 98.0% masa; densidad = 1.84 g/mL).

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), con la respectiva aparición del cobre metálico en el seno de la solución. Agregar 3 mL de ácido clorhídrico concentrado y agita mientras se calienta en la placa de calentamiento sin llegar a la ebullición, hasta que cese la efervescencia, con el objetivo de eliminar el posible exceso de zinc. El desprendimiento de un gas da evidencia de zinc en exceso. Dejar sedimentar el cobre formado y decantar cuidadosamente, evitando la pérdida de cobre. Lavar el cobre metálico con agua destilada, al menos en dos ocasiones y proceder a eliminar toda el agua por evaporación total (placa de calentamiento). Cuantificar la cantidad de cobre metálico obtenido para poder calcular el rendimiento del ciclo. REPORTAR EN LA BITÁCORA ❖ Las ecuaciones químicas con todos los signos auxiliares, la descripción de la reacción y el balance de masa de cada uno de las reacciones. El balance de masa se encuentra en los cálculos. ▪ C𝑢(𝑠) + 4 HNO3 (ac) → Cu (NO3 )2 (ac) + 2 NO3 (g) + 2H2 𝑂(𝑙) La primera actividad experimental consiste en la transformación del cobre en nitrato de cobre en la cual, en un vaso de precipitado se agrega 1 g de cobre metálico, a este se le adicionaron 6 ml de ácido nítrico (p = 1.41g(ml y 68.8 % masa), esto se realiza en la campana de extracción debido a que la reacción que se lleva a cabo es exotérmica y genera vapores tóxicos color marrón. ▪

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Cu (NO3 )2 (ac) + 2NaO𝐻(𝑎𝑐) → Cu (OH)2 (s) + 2 NaNO3 (ac) Para el siguiente paso del ciclo del cobre es la transformación del nitrato de cobre (II) en hidróxido de cobre (II), consistió en diluir la mezcla con 100 ml de H2O destilada y mientras se agita se agregan 50 ml de NaOH 2.0 M, al agregarla sosa se comienza a formar un precipitado azul mas intenso que indica la formación de Cu(OH)2 (hidróxido de cobre II) ∆

Cu (OH)(s)→ Cu𝑂(𝑠) + H2 𝑂(𝑙) El tercer paso del ciclo del cobre es la transformación del hidróxido de cobre II (Cu(OH)2) en óxido de cobre II (CuO) , se adiciona calor a la solución anterior que era el, precipitado de hidróxido de cobre, el calor hace que este se transforme en óxido, una vez teniendo el precipitado negro, se decanta y se lava mínimo por dos

ocasiones, se decanta otra vez procurando que quede la menor cantidad posible de líquido.

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Cu𝑂(𝑠) + H2 SO4 (ac) → CuSO4 (...