PRACTICA 9 - LAB. QUIMICA GENERAL- IPN - ESIQIE PDF

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DEPARTAMENTO DE FORMACION BASICAINSTITUTO POLITECNICO NACIONALESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA QUÍMICA EINDUSTRIAS EXTRACTIVASINGENIERIA QUIMICA INDUSTRIALLABORATORIO DE QUIMICA GENERALSESION 9: ESTEQUIOMETRIADANIEL TONATIUH PALMA GARCIANO. BOLETA: 2021320439GRUPO: 1IM####### OBJETIVO GENERAL Aplicar ...

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DEPARTAMENTO DE FORMACION BASICA INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL CUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA QUÍMICA E INDUSTRIAS EXTRACTIVAS INGENIERIA QUIMICA INDUSTRIAL

LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL SESION 9: ESTEQUIOMETRIA DANIEL TONATIUH PALMA GARCIA

NO. BOLETA: 2021320439

GRUPO: 1IM2

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 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. Para los cálculos estequiométricos aplicados a un compuesto, el punto de partida es la correspondiente fórmula química que representa a dicho compuesto, de la cual se deducen las relaciones que deberán cumplirse en el caso particular en estudio. Esto es, para el compuesto Na2C2O4 tomado como ejemplo, se pueden establecer las siguientes razones: •

•

Molares. Los correspondientes subíndices representan la razón molar entre los elementos componentes, expresada en cualquier unidad molar: 2mol Na/mol Na2C2O4, 2mol Na/2mol C, 2kmol Na/4kmol O, … En masa. Los productos de la masa atómica por el respectivo subíndice de cada elemento, corresponden a las relaciones gravimétricas entre los mismos, expresadas en cualquier unidad de masa: (23) g Na / 2(12) g C, 2(23) kg Na / 4(16) kg O, …

ACTIVIDADES PREVIAS ESTEQUIOMETRÍA La estequiometría es el cálculo para una ecuación química balanceada que determinará las proporciones entre reactivos y productos en una reacción química. Es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de 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.

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.

LEYES PONDERALES DE LA QUÍMICA 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.

FÓRMULA QUÍMICA 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.

TIPOS DE FORUMALAS QUIMICAS Fórmulas Moleculares Son las que indican los números y tipos de átomos en una molécula. Ejemplos H2 O HCl O2 F2 Fórmula Estructural Se representa la ordenación de los átomos y cómo se enlazan para formar moléculas. Estas fórmulas a su vez, se clasifican en:

Desarrolladas: se representan todos los enlaces. H H | | H-C-C-Br | | H H Semidesarrolladas: solo se muestran los enlaces fundamentales. CH3-CH2-Br (Bromoetano o Bromuro de Etilo)

Fórmula Empírica Indica la proporción de los diferentes átomos que forman dicho compuesto. Así el Cloruro de Sodio se representa por: NaCl, Na50Cl50 ó en general NaxClx. Más por convenio se utilizan los subíndices enteros más pequeños.

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. Usos de hidratos La presencia de hidratos es absolutamente útil en los tres campos del esfuerzo. Generalmente, adentro construcción y refractores, las carpetas inorgánicas se privan a menudo del agua durante la fabricación. Por ejemplo, ambos adentro cemento y yeso productos, calor se aplica a las materias primas. Una vez que el agua se agregue en un emplazamiento de la obra, el polvo puede rehidratado y formar enlaces con otras sustancias que estén presentes. Así, uno va de polvo, a la mezcla, o goma y entonces las formas “piedra del cemento”. Agua eso es no químicamente limitado, o convertido en los hidratos, puede salir otra vez como vapor, especialmente debido a calor de la hidracion, con los productos del cemento particularmente, que experimentan exotérmica reacción química con agua.

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.

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.

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.

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.

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.

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.

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.

CONVERSIÓN PARCIAL DEL 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.

RENDIMIENTO DEL 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.

BIBLIOGRAFIA

Reactivo en exceso | La Guía de Química. (2010, 19 octubre). LaGuiaQuimica. https://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/reactivo-en-exceso Reactivo limitante. (s. f.). Proyectodescartes. https://proyectodescartes.org/uudd/materiales_didacticos/Reacciones_quimicasJS/limitante.html?2&2 Rendimiento químico | La Guía de Química. (2010, 20 octubre). LaGuiaQuimica. https://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/rendimiento-quimico Valadez, P. (s. f.). Impurezas. depa.Quimica UNAM. http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/ImpurezasApuntes_33879.pdf EcuRed. (2012, 6 enero). Estequiometría - EcuRed. https://www.ecured.cu/Estequiometr%C3%ADa 1.2 LAS LEYES PONDERALES. - Portafolio-Quimica 2. (s. f.). Portafolio químico. https://sites.google.com/a/lazarocardenas.edu.mx/angelzamoradaliagpe-quimica2/1bloque-i-aplicas-la-nocion-de-mol-en-la-cuantificacion-en-procesos-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/8-clases/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). Definición de balance de materia | Industria e Ingeniería Química. Industria E Ingeniería. http://www.industriaquimica.net/definicionbalances-de-materia.html Londoño, G. (s. f.). CÁLCULOS DE CANTIDADES DE SUSTANCIAS EN LAS REACCIONES QUÍMICAS. Academia UTP. https://academia.utp.edu.co/quimica1/files/2016/02/C%C3%81LCULOS-DECANTIDADES-DE-SUSTANCIAS-EN-LAS-REACCIONESQU%C3%8DMICAS.pdf

DIAGRAMA DE BLOQUES

A) Transformación del cobre en nitrato de cobre (II) cobre + ácido nítrico → nitrato de cobre (II) + óxido de nitrógeno (IV) + agua DATOS FRASCO REACTIVO HNO3: 68.8% masa; densidad = 1.41 g/mL). 1. En un vaso de precipitados de 250 mL, colocar 1.0 g de la muestra de cobre limpia y seca

2. Agregar poco a poco 6 mL de ácido nítrico concentrado, hasta lograr la disolución completa del cobre.

3. Para disolver el cobre metálico, opera dentro de la campana de extracción

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) DATOS FRASCO REACTIVO NaOH: 98.0% masa 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).

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) → óxido d de e 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 destilada al menos en dos ocasiones.

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

BITÁCORA

a)

Transformación del cobre en nitrato de cobre (II) cobre + ácido nítrico → nitrato de cobre (II) + óxido de nitrógeno (IV) + agua Cu + 4NO3 → Cu (NO3)2 + 2H2O Cu 63.5

MC (g/mol) Total

4HNO3 252

Cu (NO3)2 187.5

2NO2 92 315.5 g

315.5 g

6𝑚𝐿 𝐻𝑁𝑂3 (

2H2O 36

1.41𝑔 𝐻𝑁𝑂3 68.8𝑔 𝑝𝑢𝑟𝑜𝑠 ) = 8.46𝑔 𝐻𝑁𝑂3 ( ) = 5.82𝑔 𝐻𝑁𝑂3 𝑄. 𝑃. 1𝑚𝐿 𝐻𝑁𝑂3 100𝑔 𝑖𝑚𝑝

8.46𝑔 𝐻𝑁𝑂3 𝑖𝑚𝑝 − 5.82𝑔 𝐻𝑁𝑂3 𝑄. 𝑃. = 2.64𝑔 𝐻𝑁𝑂3 𝑖𝑚𝑝

1𝑔 𝐶𝑢 (

252𝑔 𝐻𝑁𝑂3 ) = 3.96𝑔 𝐻𝑁𝑂3 63.5𝑔 𝐶𝑢

< 5.82𝑔 𝐻𝑁𝑂3 𝑅𝑒𝑎𝑙

63.5𝑔 𝐶𝑢 5.82𝑔 𝐻𝑁𝑂3 ( ) = 1.46𝑔 𝐶𝑢 252𝑔 𝐻𝑁𝑂3 1𝑔 𝐶𝑢 (

187.5𝑔 𝐶𝑢(𝑁𝑂3 )2 63.5𝑔 𝐶𝑢

) = 2.95𝑔 𝐶𝑢(𝑁𝑂3 )2

>

1𝑔 𝐶𝑢 𝑅𝑒𝑎𝑙 92𝑔 𝑁𝑂

5.82𝑔 𝐻𝑁𝑂3 − 3.96𝑔 𝐻𝑁𝑂3 = 1.86𝑔 𝐻𝑁𝑂3 𝐸𝑥𝑐. Entrada (g) 1 8.46 9.46 Salida (g) Cu (NO3)2 NO2 H2O HNO3 Exceso Impureza HNO3 Total

𝐶𝑢 𝑅. 𝑙𝑖𝑚.

1𝑔 𝐶𝑢 (63.5𝑔 𝐶𝑢2) = 1.45𝑔 𝑁𝑂2

36𝑔 𝐻2 𝑂 1𝑔 𝐶𝑢 ( ) = 0.57𝑔 𝐻2 𝑂 63.5𝑔 𝐶𝑢

Cu HNO3 Total

𝐻𝑁𝑂3 𝑅. 𝑒𝑥𝑐.

2.95 1.45 0.57 1.86 2.64 9.47

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) Cu (NO3)2 + 2NaOH → 2NaNO3 + Cu (OH)2 Cu (NO3)2 187.5

MC (g) Total

2NaOH 80

2NaNO3 170

267.5

50𝑚𝐿𝑁𝑎𝑂𝐻 (

Cu (OH)2 97.5 ...