ESTEQUIOMETRÍA 1. OBJETIVOS
Determinar el porcentaje de pureza de una muestra de caliza. Determinar experimentalmente el peso equivalente del magnesio. Determinar la fórmula de una sal hidratada.
2. FUNDAMENTO TEÓRICO 2.1.
Formula Química. Expresa la composición de un compuesto por medio de símbolos de los elementos de los átomos participantes. La fórmula química no solamente indica los elementos presentes en el compuesto, sino también las proporciones de los átomos que están presentes en el compuesto. Las formulas químicas pueden ser: 2.1.1. Formula molecular. Indica el número exacto de átomos de cada elemento presente en una molécula. Las moléculas simples, tienen dos átomos y se les llama moléculas diatómicas. Muchos elementos existentes como moléculas diatómicas por ejemplo H 2, O2, N2, Cl2, etc. Existen también moléculas poliatómicas formadas por dos o más átomos por ejemplo: H2O, NH3, etc. Hay moléculas que presentan diferentes formas de un mismo elemento, así como el Oxigeno (O2) y el Ozono (O3), a estos se les llama alotrópicos. 2.1.2. Formula empírica. Indica los elementos que están presentes y la relación mínima de números enteros entre sus átomos, por ejemplo el benceno su fórmula molecular es C 6H6 y su fórmula empírica es CH, o la hidracina su fórmula molecular es N2H4 y su fórmula mínima es NH 2. Para muchas moléculas la formula molecular y la formula empírica son las mismas por ejemplo: el agua H 2O, el amoniaco NH 3, el metano CH 4, etc.
2.1.3. Formula estructural. Es la fórmula que indica cómo están unidos los átomos. Para ello puede representarse las uniones o enlaces entre átomos mediante líneas, pares de puntos, etc. Estas uniones o enlaces representan fuerzas que mantienen unidos a los átomos a ciertas distancias y ángulos entre sí. 2.2.
Peso atómico o masa atómica (PA). Promedio de las masas atómica de todo los isotopos de un mismo elemento, se expresa en unidades de masa atómica (uma). El Carbono de masa 12 sirve como patrón, de modo que una unidad de masa atómica se define como 1/12 de la masa de un u n átomo de carbono-12. Masa de un átomo de carbono 12 = 12 uma
2.3.
El mol. Es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, partículas, etc.) como átomos hay en exactamente en 12 g de carbono 12. Este número es igual a 6,022045x10 23 entidades elementales. 1 mol = 6,022045x10 23 átomos Este número se llama número de Avogadro, para cálculos este número se redondea a 6,022x10 23 átomos. Un mol de átomos de carbono 12 tiene una masa exactamente de 12 g y contiene 6,022045x1023 átomos. Esta cantidad se llama masa molar del carbono 12 y es la masa (en gramos o kilogramos) de un mol de unidades (como átomos o moléculas) de la sustancia. Es decir que la masa molar de un elemento (en gramos) es numéricamente igual a su masa atómica expresada en uma.
2.4.
Masa Molecular. Es la suma de las masas atómicas (en uma) en una molécula. Por ejemplo la del agua (H 2O) es 18,02 uma.
2.5.
Masa molar de un compuesto. Llamado también Peso molecular (PM). Es la masa en gramos o kilogramos de un mol del compuesto. La masa molar de un compuesto en gramos es numéricamente igual a su masa molecular (en uma) por ejemplo del agua es 18,02 g.
2.6.
Peso formula de una sustancia (PF). Es la suma de los pesos atómicos de los elementos de la formula, multiplicado cada uno por número de veces en que está presente el elemento. Que es igual a la masa molar o peso molecular, en este caso este término se emplea para compuestos iónicos que no son moléculas.
2.7.
Pureza de un reactivo. Es el grado de pureza de un reactivo. Se expresa en términos porcentuales. Por lo general una sustancia no tiene 100% de pureza. Para trabajos de análisis más precisos, se debe tomar en cuenta las impurezas para los cálculos correspondientes. Lo datos del grado de pureza y las impurezas de un reactivo están en su etiqueta del envase.
2.8.
Reactivo limitante. Es aquel reactivo que se consume primero en una reacción química, cuando los reactivos no están presentes en cantidades estequiometria exactas, es decir en proporciones indicadas en la ecuación balanceada. El reactivo limitante limita la reacción, de este depende la máxima cantidad de productos formado, cuando se termina este reactivo, no se puede formar más producto, entonces termina la reacción, los otros reactivos, presentes en cantidades mayores que aquellas requeridas para reaccionar con la cantidad de reactivo limitante presente, se llama reactivos excedentes.
2.9.
Rendimiento de una reacción. Es la eficiencia o rendimiento de una reacción química, se expresa en términos porcentuales. Para ellos se debe conocer el rendimiento teórico y el rendimiento practico. El rendimiento teórico de una reacción es el calculado a
partir de la ecuación química, considerando que la reacción se completa en un 100%. En la práctica no siempre se logra obtener la cantidad de producto teóricamente posible por las siguientes razones: a) Muchas reacciones no terminan, es decir que los reactivos no se convierten completamente en productos. b) Muchos reactivos dan lugar a dos o más reacciones simultáneas, formando productos no deseados. Estas reacciones se les llama reacciones secundarias. c) La separación del producto deseado de la mezcla reacción es demasiado difícil y no todo el producto formado se logra aislarse con éxito. El rendimiento porcentual se puede calcular aplicando la siguiente formula:
2.10. Relaciones estequiométricas. Las relaciones estequiométricas solo son posibles en una ecuación química balanceada y estas pueden ser: entre reaccionantes, entre productos, entre un reaccionante y producto, o cualquier otra relación. Las relaciones estequiométricas pueden ser: a) De masa, por ejemplo en la siguiente ecuación: H2SO4 (ac) + 2 NaCl (s) 98 g 2 (58,45 g)
2 HCl (ac) + Na2SO4 (ac) 2 (36,45 g) 142 g
De la ecuación se puede decir que 98 g de ácido sulfúrico, requiere 116,9 g de cloruro de sodio, para producir 72,9 g de ácido clorhídrico y 142 g de sulfato de sodio.
b) De mol, por ejemplo en la ecuación: 2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (g) 2 mol 1 mol 2 mol De la ecuación se puede decir que 2 mol de hidrogeno reacciona con 1 mol de oxígeno y produce 2 mol de agua, puede decirse también 2 mol de hidrogeno produce 2 mol de agua o 1 mol de oxigeno produce 2 mol de agua. De moléculas, relacionando con el número de Avogadro. De volumen, de la misma manera que las relaciones de masa masa y mol, en una reacción química en donde se presenta como reaccionante o producto un compuesto o elemento al estado gaseoso, con estos puede relacionarse en términos de volumen, siempre y cuando las condiciones de temperatura y presión en los reaccionantes o productos sea la misma. Por ejemplo en la siguiente reacción: N2 (g) + 3 H2 (g) 1 vol 3 vol 1 litro 3 litros
2 NH3 (g) 2 vol 2 litros
3. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL 3.1. MATERIALES
Balanza analítica Tubos de ensayo Bagueta Matraz Kitassato Mangueras
3.2. REACTIVOS Ácido nítrico concentrado CaCO3 Caliza
Embudo Papel filtro Vaso de precipitados Pera de decantación Recipientes
Solución Pb(NO3)2 0,1 M Solución Na2CO3 0,1 M
3.3. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL EXPERIMENTO 1: DETERMINACION DE PUREZA DE LA CALIZA Armar un equipo de producción de gases usando un matraz Kitassato, un embudo de separación y un tapón. Pesar exactamente 0,2 g de carbonato de calcio puro y colocarlo en el matraz Kitassato, y en el embudo coloque ácido clorhídrico concentrado, adapte el embudo con un tapón con orificio al matraz, luego conecte una manguera al matraz Kitassato, el extremo debe estar introducido en una probeta invertida llena de agua, sumergido en un recipiente con agua. Abrir la llave del embudo y dejar caer el ácido sobre el carbonato, el anhídrido carbónico gaseoso producido desplazara el agua de la probeta. Mida el volumen de agua desplazado en la probeta, el cual es igual al volumen del gas formado. Repetir todo los pasos anteriores utilizando 0,2 g de caliza en lugar de carbonato de calcio puro. Anote sus resultados.
EXPERIMENTO 2: DETERMINACION DE LA FORMULA DE UNA SAL HIDRATADA Pesar un crisol vacío que previamente este lavado y seco. Pesar aproximadamente 0,5 g de la muestra de al hidratada y colocarlo en el crisol. Colocar el crisol en un triángulo de porcelana que este sujetado en un soporte universal. Calentar con un mechero Bunsen, lentamente al principio y después aumentar el calentamiento. No permitir que llegue al rojo. Luego de haber calentado unos 10 minutos es decir hasta que haya un cambio en la sal, retirar el crisol y colocarlo dentro de un desecador para enfriar. Una vez frio, pesar el crisol con el residuo. Volver a calentar con el mechero Bunsen enfriar, etc. Hasta pero constante. Con los datos obtenidos determinar la formula empírica de la sal constante.
EXPERIMENTO 3: DETERMINACION DEL PESO EQUIAVLENTE DEL MAGNESIO Armar el aparato como se muestra en la figura. f igura. Mida unos 2 cm de cinta de magnesio (o pesar más o menos 1g, con exactitud) Colocar en el tubo gasométrico o bureta 10 mL de HCl 1:1 (5 M) Con cuidado e inclinando el tubo gasométrico, llene de agua hasta el tope Tapar el tubo gasométrico con un tapón de goma horadado de tal forma que en el extremo del tubo gasométrico este sujetado con un alambre de cobre la cinta de magnesio. Preparar un vaso con agua (puede emplearse una probeta de 250 mL o un vaso de 500 mL) Tapando con el dedo el orificio del tapón del tubo gasométrico, invierta este tubo de tal forma que este sumergido en el recipiente con agua. Observe el desprendimiento de gas dentro del tubo gasométrico que desplaza agua. Una vez concluida la reacción, mida el volumen de gas dentro del tubo gasométrico. Mida también la temperatura del agua en el recipiente. Si empleo una bureta para recepcionar el gas, primero determine el volumen de la bureta de la parte no graduada, y luego sumar este volumen al volumen de gas en la parte graduada.
4. CUESTIOINARIO 4.1. Una muestra de caliza de 0,28 g se analizó, al hacer reaccionar con HCl produce 60 mL de anhídrido carbónico medido a una temperatura de 25 °C y una presión de 680 mm Hg. ¿Cuál es el porcentaje de caliza en la muestra?
4.2.¿Cuántos 4.2.¿Cuántos gramos de agua se requiere para hidratar 70 g de CaSO 4 anhídrido a CaSO4.2H2O?
4.3.Cuál 4.3.Cuál es la composición porcentual del CuSO 4.5H2O
4.4. Dos moles de hidróxido de sodio se combina con tres moles de ácido clorhídrico, ¿cuantos moles de cloruro de sodio se forma?
4.5. Se derramo 30 g de ácido sulfúrico, ¿cuantos gramos de carbonato de calcio se requiere para su neutralización y no causar quemaduras?
