Práctica Estequiometría PDF

Preview

Summary

Download Práctica Estequiometría PDF

Description

ESTEQUIOMETRÍA RELACIÓN MASA – MASA Y RELACIÓN MASA VOLUMEN. ARANGO ROMÁN, MARIBEL; BUSTAMANTE CALLE, LAURA CAROLINA. FACULTAD DE CIENCIAS FARMACÉUTICAS Y ALIMENTARIAS. UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA.

RESUMEN: La práctica tuvo como objetivos analizar y determinar la composición de una sustancia resultante a partir de una mezcla de determinados reactivos; en este caso, obteniéndose un residuo sólido y el desprendimiento de un gas. Además, definir el volumen de un gas a partir de una reacción química, aplicando la ley de gases ideales (Ley de Dalton) teniendo en cuenta otras variables como presión, temperatura y número de moles; obteniéndose el volumen de un gas a partir de su desplazamiento en un eudiómetro. Finalmente, aplicar cálculos estequimétricos para obtener las ecuaciones químicas balanceadas para cada reacción. PALABRAS CLAVES: Medición – Volumen – Masa – Estequiometría - Reacción. INTRODUCCIÓN: La estequiometría se basa en un principio fundamental, la ley de conservación de la masa: la masa total de todas las sustancias presentes después de una reacción química es la misma que la masa total antes de la reacción. [1] De este modo, se llama estequiometría al estudio cuantitativo de los reactivos y los productos en una reacción química. [2] La cantidad de reactivos y productos que participan en una reacción química se puede expresar en unidades de masa, volumen o de cantidad de sustancia. Sin embargo, para hacer cálculos en una

reacción es más conveniente utilizar la cantidad de sustancia. [2] Para este caso particular se aborda lo correspondiente a la relación masa-masa y relación masa-volumen en los cálculos estequiométricos. La relación masa-masa o gramo-gramo, se refiere a los cálculos que se realizan sobre la ecuación química ajustada de una reacción química determinada, para hallar la masa de cualquiera de las sustancias que intervienen en la reacción química, conocida la masa de otra, ya sea reactivo o producto de la reacción.[3]

1

En el caso de la relación masa-volumen, el volumen de los gases involucrados en la reacción se relaciona con su masa, por medio de las moles, encontradas a través de la ecuación general de los gases ideales. [4] En el caso de que se tenga una mezcla de gases compartiendo un mismo recipiente, se tiene que la presión total de la mezcla gaseosa es igual a la suma de las presiones parciales delos gases que la componen; esto es lo que se conoce como la Ley de Dalton de las presiones parciales. [5] Un instrumento muy utilizado para el análisis de esta relación es el eudiómetro. Éste es un instrumento que se usa en los laboratorios de química para medir el cambio de volumen de una mezcla de gas después de una reacción física o química. [6]

MATERIALES Y MÉTODOS. Materiales:    

Clorato de potasio (KClO3). Cloruro de potasio (KCl). Clorato de sodio (NaClO3). Cloruro de sodio (NaCl).

   

Dióxido de manganeso (MnO2). Ácido clorhídrico 2M (HCl). Magnesio metálico (Mg). Agua (H2O).

Equipo:   

Balanza analítica (±0.01 g) Tubo de ensayo. Espátula acanalada.

     

Agitador de vidrio. Pinza de tubo de ensayo. Mechero. Beaker de 400 mL. Eudiómetro. Tapón con manguera.

   

Pipeta graduada (± 0.05 mL). Pinza de crisol. Termómetro. Regla.

PROCEDIMIENTOS. Inicialmente, se pesó un tubo de ensayo y en él se agregaron 0,09 g de MnO2, además se agregaron 1.96 g de una mezcla de KClO3 y NaCl. Se agitó hasta conseguir un color homogéneo en la mezcla. Posteriormente se sometió a calentamiento hasta eliminar el O2 presente en la reacción [Ver ilustración 1]. Para asegurar que no se desprendía más oxígeno de la reacción, se realizó una prueba con una pieza de madera encendida, que indicó la Ilustración 1[12]

2

ausencia del gas debido a que no se generó llama en la pieza. Finalmente, se retiró la mezcla del fuego, se dejó enfriar y se pesó. En la parte posterior se presenta el diagrama de flujo correspondiente a este procedimiento: Pesar tubo de ensayo Encender pieza de madera Introducir al tubo

Agregar 0,09 g de MnO2 Iniciar calentamiento

¿La llama se apaga?

Sí

Agregar 1.96 g de mezcla KClO3 y NaCl

Agitar

No

Continuar calentamiento

Finalizar calentamiento

Diagrama 1. Procedimiento experimental relación masa – masa.

En el siguiente procedimiento, se llenó un beaker y un eudiómetro [Ver ilustración 2] con agua. Para montar el sistema, se invirtió el eudiómetro, se sumergió dentro del Ilustración 2[12] beaker con agua y se instaló una manguera de desprendimiento que conectaba a un tubo de ensayo. En este tubo de ensayo

se agregaron 1 mL de HCl; con el tubo inclinado y teniendo cuidado, se dispuso una lámina de Mg en la parte superior del tubo y se tapó el tubo. A continuación se colocó el tubo en posición vertical para que el la lámina se deslizara hacia al ácido y reaccionara. Se realizaron las observaciones y se tomó la medida de la longitud de la columna de agua cuando dejaron de desprenderse vapores. Se registró la temperatura del sistema, la presión barométrica y el volumen de agua desplazado. Llenar beaker con H2O

Llenar eudiómetro con H2O

Disponer lámina de Mg en el tubo de ensayo

Agregar 1 mL HCl en tubo de ensayo

Cerrar tubo de ensayo

Colocar el tubo en posición vertical Registrar volumen desplazado

Invertir eudiómetro dentro del beaker

Instalar sistema Tomar medida longitud de columna de agua Registrar temperatura del sistema

Diagrama 2. Procedimiento experimental relación masa – volumen.

RESULTADOS Y ANÁLISIS. En el procedimiento de Masa – Masa, la cantidad de O2 desprendido fue de 0,39 g por diferencia de pesos entre la masa final menos la masa final.

3

Las posibles causas de error durante la realización de este procedimiento fueron: -

-

La mezcla no se agitó lo suficiente, por lo que el área superficial disponible para efectuarse la reacción de manera correcta era insuficiente. La mezcla no se flameó durante el tiempo necesario por lo que quedaría parte del O2 presente en la mezcla.

Con los datos obtenidos pudo encontrarse la cantidad de moles de O2 resultantes de la reacción. nO2= 0.39 g x

nO2= 0.0122 mol Con este valor pudo balancearse la fórmula de la reacción: 0.0081 KClO3

Para la obtención de O2, reacciona sólo el oxígeno presente en el KClO3 ya que el MnO2 funciona como catalizador en la reacción, acelerando el proceso de la misma y por eso ninguno de los elementos que lo conforma reacciona con alguno de los reactivos. En el caso del NaCl presente en la mezcla, éste sirvió para lograr una buena dispersión de ambas sustancias y lograr que la reacción fuera eficiente. A continuación se presentan los datos obtenidos durante la medición: Tabla 1. Datos experimentales relación masa masa.

Peso inicial KClO3 + NaCl Peso inicial MnO2 Peso Inicial Mezcla (KClO3 + NaCl + MnO2) Peso final Mezcla O2 liberado

1 mol O2 32 g

2/3 KClO3 2 KClO3

0.0081KCl + 0.0122 O2 2/3 KCl + O2 2 KCl + 3 O2

La fórmula obtenida es igual a la fórmula encontrada en la literatura [7] lo que puede interpretarse como un adecuado calentamiento de la sustancia, lo que produjo la correcta liberación del oxígeno sin que el catalizador llegara a descomponerse. Teniendo en cuenta estos datos, se puede encontrar la cantidad de KClO3 presente en la mezcla:

1.96 g 0.09 g 2.05 g

Masa molecular KClO3= 122.548 g/mol

1.66 g 0.39 g

mKCLO3= 0.39 g O2 x

Masa molecular O2= 32 g/mol 2(122.548 g KClO3) 3(32 g O2)

mKCLO3= 0.99 g KClO3

4

En base a los datos anteriores puede obtenerse la masa de NaCl presente en la mezcla, así: mtotal= mKClO3 + mNaCl 1.96 g = 0.99 g + mNaCl mNaCl= 0.97 g NaCl La composición porcentual de las sales en la mezcla es: %KClO3=

0.99 g 1.96 g

x 100

%KClO3= 50.51% %total= %NaCl + %KClO3 %NaCl= %total - %KClO3

que el laboratorio no cuenta con barómetro. El uso de este valor teórico puede generar una variación en el resultado obtenido de la ecuación de presiones parciales. Con los datos obtenidos durante la medición, es posible encontrar la presión ejercida por el gas usando la ley de Dalton.

P (mm Hg) =

0,99602 g/cm3[13] x 195 mm 13,53 g/cm3

P (mm Hg)= 14. 355 mm 14.355 mm Hg x

%NaCl= 49.49% Por otra parte, en el segundo procedimiento, se obtuvo desprendimiento de hidrógeno (H2 (g)) a partir de la reacción entre el ácido clorhídrico y magnesio. En este procedimiento, algunas de las causas de error fueron: -

-

Mala instalación del sistema, permitiendo la entrada de aire al eudiómetro o permitiendo la salida de gas del tubo de ensayo, afectando así la medición y por lo tanto el registro de los datos obtenidos. El valor correspondiente a la presión barométrica es un dato teórico ya

H2O x hH2O Hg

P (mm Hg) =

1 atm 760 mm Hg

=0.019 atm (hH2O) PH2= Patm – PH2O - hH2O PH2= 0.84 atm [8] - 0.039 atm [9] – 0.019 atm PH2= 0,782 atm A continuación se presentan los datos obtenidos durante la medición: Tabla 2. Datos experimentales relación masa volumen.

Presión del H2 Volumen desplazado Temperatura del Sistema

0.782 atm 30.9 mL = 0.0309 L 29°C = 302.15 K

5

Constante universal

0.082 Lxatm/molxK

Entonces, nH2 =

nH2 =

PH2 x V RxT

0.782 atm x 0.0309 L 0.082 Lxatm/molxK x 302.15 K nH2=0.000975 mol

Una vez encontrado el valor correspondiente a las moles del gas, pudo balancearse la fórmula correspondiente a la reacción:

del oxígeno de la mezcla, sin afectar la estructura del catalizador, el cual sólo aceleró el proceso de reacción.  El cloruro de sodio no tuvo una participación relevante en la reacción del clorato de potasio. Sólo hizo parte de la dispersión de las partículas dentro de la reacción.  La incorrecta instalación del eudiómetro afecta directamente el volumen de agua desplazado, ya que si se presenta fuga de vapor o alguna burbuja de aire en el sistema, las mediciones se verán alteradas.

BIBLIOGRAFÍA. 0.00195 Mg + 0.00195HCl → 0.00195 MgCl + 0.000975H2 2 Mg + 2 HCl → 2 MgCl + H2 La fórmula obtenida es igual a la fórmula encontrada en la literatura [10] lo que puede interpretarse como una adecuada ejecución en los procesos, como medición de los reactivos; no hubo pérdida de vapores durante el experimento permitiendo que todo el hidrógeno pudiera desplazarse dentro del eudiómetro y, además, no escapara del tubo de ensayo.

CONCLUSIONES  Con un adecuado calentamiento logró obtenerse el desprendimiento

[1] BROWN, T.L; LEMAY, H.E; BURSTEN, B.E. 2004. Química la ciencia central. Novena Edición. México, ed. Pearson. Página 75. [2] Tomado de Open Course Ware. Cálculos estequiométricos. Reactivo límite. Fecha de publicación: 19 de junio de 2015. Disponible en http://aprendeenlinea.udea.edu.co/lms/ ocw/mod/page/view.php?id=249 [Consultado: 27 de abril de 2016] [3] CABRERIZO, A; ANTÓN, J; BARRIO, J. (s.f). Física y química. Estequiometria. Editex. Página 138. Disponible en https://books.google.com.co/books?id=f ovdRFMaoAC&pg=PA138&dq=estequiometria&hl=e s&sa=X&ved=0ahUKEwj96KTn-

6

K_MAhWJpx4KHRb1DxQQ6AEIKDAD#v=o nepage&q=estequiometria&f=false [Consulta: 27 de abril de 2016]

https://efrainpuerto.wordpress.com/201 1/02/26/f1-2/ [Consultado: 27 de abril de 2016]

[4] Tomado de Recursostic.com. Reacciones químicas II. Disponible en http://recursostic.educacion.es/secundar ia/edad/3esofisicaquimica/3quincena10/ impresos/quincena10.pdf [Consultado: 27 de abril de 2016]

[9] Tomado de Docencia.udea.edu.co. Presiones de vapor del agua pura. Disponible en http://docencia.udea.edu.co/cen/tecnica slabquimico/03anexos/anexo05.htm [Consultado: 27 de abril de 2016]

[5] Tomado de química Henry’s blog. Ley de Dalton, presiones parciales. Disponible en https://apunteshenry.wordpress.com/20 10/01/09/ley-de-dalton-presionesparciales/ [Consulta: 27 de abril de 2016]

[10] BROWN, R.M; DAVENPORT, J.S. 2012. Forensic Science: Advanced Investigations. Primera edición. USA, ed. Cengage Learning. Página 485. Disponible en https://books.google.com.co/books?id=L G_tuYwkbwYC&pg=PT510&dq=2mg%2B2 hcl%3D2mgcl%2Bh2&hl=es419&sa=X&ved=0ahUKEwiLndK31K_MAh UEqB4KHdHfAskQ6AEIHDAA#v=onepage &q=2mg%2B2hcl%3D2mgcl%2Bh2&f=fals e [Consultado: 27 de abril de 2016]

[6] Tomado de Lexicoon. Eudiómetro. Fecha de publicación: Febrero de 2016. Disponible en http://lexicoon.org/es/eudiometro [Consultado: 27 de abril de 2016] [7] OSORIO GIRALDO, R.D. 2009. Manual de técnicas de laboratorio químico. Colombia, ed. Universidad de Antioquia. Página 116. Disponible en https://books.google.com.co/books?id=v v_w_FC4vNUC&pg=PA116&dq=kclo3%3 D+kcl%2Bo2&hl=es419&sa=X&ved=0ahUKEwipptOo3q_MA hUHmh4KHZktASoQ6AEIUjAG#v=onepag e&q=kclo3%3D%20kcl%2Bo2&f=false [Consulta: 27 de abril de 2016] [8] Tomado de DIPAC. Presión atmosférica. Fecha de publicación: 26 de febrero de 2011. Disponible en

[11] PÉREZ, J.O.; 2014. Manual de química general. Versión 9. Antioquia. Páginas 26 a 30. [12] Tomado de Docencia.udea.edu.co. Relaciones estequiométricas I. Disponible en http://docencia.udea.edu.co/cen/tecnica slabquimico/02practicas/practica14.htm [Consultado: 28 de abril de 2016] [13] Tomado de Vaxa Software. Densidad del agua líquida entre 0 °C y 100 °C. Disponible en http://www.vaxasoftware.com/doc_edu/qui

7

/denh2o.pdf [Consultado: 27 de abril de 2016]

8...