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FACULTAD DE AGRONOMÍA. LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL I

PRÁCTICA 8. REACCIONES QUÍMICAS Y ESTEQUIOMETRÍA DE REACCIONES

1.1 FUNDAMENTO TEÓRICO

1.1.1 Reacciones químicas

En los procesos físicos las sustancias no cambian su naturaleza, por el contrario, en los procesos químicos aparecen sustancias nuevas, distintas de las que había al principio. Estos procesos en los que una o más sustancias, denominadas reactivos, se transforman en otra u otras sustancias, denominadas productos, se conocen como reacciones químicas. En una reacción química se rompen los enlaces que hay en las moléculas que constituyen los reactivos, los átomos se reorganizan y se forman nuevos enlaces para formar los productos.Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas. En una ecuación química se escriben las fórmulas de los reactivos separadas por un signo de adición, a continuación una flecha que indica el sentido en el que se produce la reacción y por último las fórmulas de los productos separadas también por el signo de adición. También se puede incluir en una reacción química la información acerca de los estados de agregación de los reactivos y los productos. Esto se realiza mediante el uso de una inicial (la cual puede ser s para sólidos, l para líquidos, g para gases o ac para sustancias que se encuentran en soluciones acuosas) que se coloca dentro de un paréntesis. La reacción

CH4(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g)

Se lee: el CH4 (metano) en estado gaseoso reacciona con el O2 (oxígeno molecular) en estado gaseoso para producir CO2 (dióxido de carbono) en estado gaseoso y H2O (agua) también en estado gaseoso.

1.1.2 Tipos de Reacciones

Las reacciones se pueden clasificar en: combinación o síntesis, descomposición, de desplazamiento sencillo, de desplazamiento doble y redox (óxido reducción).Las reacciones de combinación son aquellas en las que dos o más sustancias se combinan para formar un solo producto. Una reacción de descomposición es la ruptura de un compuesto en dos o más componentes.En una reacción de desplazamiento sencillo, un ión o átomo de un compuesto se reemplaza por un ión o átomo de otro elemento. En la reacción de doble desplazamiento se produce dos desplazamientos, un átomo o ión de un compuesto se reemplaza por un ión o átomo de otro compuesto. Una reacción rédox o de óxido reducción es aquella donde se dan cambios en los números de oxidación de los elementos como resultado de ganancia y pérdida de electrones. Cuando un elemento se oxida, éste aumenta su número de oxidación como resultado de una pérdida de electrones. Cuando una sustancia se reduce, ésta disminuye su número de oxidación como consecuencia de la ganancia de electrones. A la sustancia que se

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oxida se le da el nombre de agente reductor debido a que hace que otra sustancia se reduzca y la que se reduce se le da el nombre de agente oxidante.

De combinación o SíntesisSe caracterizan porque los reactivos se unen para formar productos de reacción más complejos desde el punto de vista químico. La formación de un compuesto a partir de sus elementos correspondientes es el tipo de reacción de síntesis más sencilla.

A + B —– > AB Ejemplo:

2 H2 + O2 → 2 H2O

N2 + 3 H2 → 2 NH3

Reacciones de Análisis o DescomposiciónLas reacciones de análisis o descomposición son lo opuesto de las reacciones de síntesis, o sea, un reactivo da origen a productos más simples que el. Escribiendo la reacción genérica nos resulta fácil entender lo que sucede:

AB —– > A + B Ejemplo:

2 HgO → 2 Hg + O2

De sustitución o desplazamientoTienen lugar cuando siendo uno de los reactivos una sustancia simple o elemento, actúa sobre un compuesto desplazando a uno de sus elementos y ocupando el lugar de éste en la correspondiente molécula. Así las reacciones de ataque de los metales por los ácidos llevan consigo la sustitución del hidrógeno del ácido por el metal correspondiente.

AB + C —– > A + CB

Ejemplo: Zn + 2 HCl → H2 + ZnCl2

De doble desplazamientoSon también muy simples, pero debemos quedar atentos a los detalles. El mecanismo es fácil:

AB + CD —– > AD + CB

Ejemplo:

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FeCl3 + 3 NH4OH → Fe(OH)3 + 3 NH4Cl

Oxidación-reducción (redox):Son reacciones en las que se intercambian electrones, por lo que cambian los estados de oxidación de algunos elementos.

Ejemplo: 2 KI + 2 FeCl3 → 2 FeCl2 + I2 + 2 KCl

Figura 1. Represantación gráfica y en conjunto de los tipos de reacciones

1.1.3 Balance de ecuaciones químicas

En los procesos químicos los átomos que constituyen los reactivos se reorganizan para formar los productos, pero no se transforman ni desaparecen, por lo tanto, el número de átomos de cada elemento que aparezca en los reactivos debe ser igual al número de átomos del mismo en los productos. Cuando se produce esta situación se dice que la ecuación está balanceada. Lo primero que debe hacerse antes de realizar algún cálculo a partir de una ecuación química

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es balancearla. Para ello se coloca delante de la fórmula de cada compuesto o sustancia un coeficiente apropiado. Estos coeficientes que se añaden delante de las sustancias que intervienen en la reacción para que ésta quede balanceada se denominan coeficientes estequiométricos.

La ecuaciónCH4(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g)

no está ajustada, puesto que el número de átomos de hidrógeno (4) y de oxígeno (2) en los reactivos es distinto al de los productos (2 y 3 respectivamente). En cambio, si se escribe de la siguiente forma:

CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)

los números coinciden y la ecuación está, por lo tanto, balanceada. Se debe tener en cuenta que no se puede modificar los subíndices de los elementos en las fórmulas para balancear una ecuación química.

Frecuentemente se obtiene los coeficientes adecuados para el balance de la reacción por tanteo. No existe ninguna norma acerca de cómo proceder para balancear una ecuación química por tanteo, sin embargo, un consejo generalmente útil es empezar a balancear los elementos que sólo aparecen en una sustancia en cada miembro de la reacción. Si no se consigue el balance por tanteo, se puede emplear algún procedimiento matemático que facilite su cálculo como por ejemplo el método de los coeficientes indeterminados, el cual se describe a continuación.

Se escribe un coeficiente indeterminado (con las primeras letras del abecedario) delante de cada uno de los compuestos que aparecen en la ecuación.

aCH4(g) + bO2(g) cCO2(g) + dH2O(g)

Se escribe la ecuación de ajuste para cada uno de los elementos que intervienen en la reacción (la relación que debe cumplirse para que ese elemento aparezca en igual cantidad en reactivos y productos). Para el carbono a = c Para el hidrógeno 4a = 2d Para el oxígeno 2b = 2c + d

Se asigna un valor arbitrario a uno de los coeficientes y se calcula el valor de los otros resolviendo las ecuaciones. Si se asigna al coeficiente a el valor 1, se puede deducir el valor de c de la primera ecuación 1 = c. En la segunda ecuación, al sustituir el valor de a se obtiene el coeficiente d, 4 = 2d; d = 2. Sustituyendo en la tercera ecuación los valores de c y d se determina el valor del coeficiente b, 2b = 2 + 2; b =2. Si los coeficientes obtenidos no son enteros, se multiplican todos ellos por un mismo número (el m.c.m. de los denominadores) para transformarlos en enteros. De igual manera, si todos los coeficientes son divisibles por un mismo número deben dividirse para conseguir el conjunto de coeficientes enteros más

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pequeños posible. Se sustituyen los coeficientes indeterminados por los números obtenidos al resolver las

ecuaciones y se comprueba que el ajuste se cumple para todos elementos.

CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)

Para el carbono 1 en los reactivos y 1 en los productos, para el hidrógeno 4 en los reactivos y 4 (2·2) los productos, para el oxígeno 4 en los reactivos (2·2) y 4 en los productos (2 + 2·1).

La ecuación balanceada puede leerse de la siguiente manera: 1 molécula de CH4 (metano) reacciona con 2 moléculas de O2 (oxígeno) para producir 1 molécula de CO2 (dióxido de carbono) y 2 moléculas de H2O (agua). Del concepto de mol se deduce que los números relativos de moles son idénticos a los números relativos de moléculas y, por lo tanto, la ecuación se puede leer también así: 1 mol de CH4 (metano) reacciona con dos moles de O2

(oxígeno molecular) para producir 1 mol de CO2 (dióxido de carbono) y 2 moles de H2O (agua). (Aunque en este ejemplo coinciden, el número de moles totales de reactivos y productos no tiene por qué coincidir).

1.1.4 Cálculos estequiométricos

La ley de conservación de la masa, de Lavoisier, establece que la masa total de los productos de una reacción química es igual a la masa total de los reactivos, de modo que la masa permanece constante durante la reacción. Esto es bastante obvio puesto que se sabe que durante una reacción química no se crean ni se destruyen átomos sino que estos simplemente se reorganizan. En una ecuación química balanceada la suma de las masas de los reactivos debe ser igual a la de los productos.

La masa molar, es más amplio pues se puede aplicar para todo tipo de compuestos.A partir de la fórmula de un compuesto, podemos determinar la masa molar sumando las masas atómicas de todos los átomos de la fórmula. Si hay más de un átomo de cualquier elemento, su masa debe sumarse tantas veces como aparezca.

Ejemplos: Calcule la masa molar de los siguientes compuestos.

KOH (hidróxido de potasio)

K 1 x 39.10 = 39.10O 1 x 16.00 = 16.00

H 1 x 1.01 = k 1.01 + 56.11 g

Cu3(PO4)2 (sulfato de cobre II)

Cu 3 x 63.55 = 190.65

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P 2 x 30.97 = 61.04O 8 x 16 = 128.00 +

379.69 g

La estequiometría es la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre las sustancias que intervienen en una reacción química (reactivos y productos). Los cálculos estequiométricos deben hacerse siempre a partir de la ecuación balanceada. Los coeficientes que se anteponen a cada una de las sustancias para ajustar la ecuación se conocen como coeficientes estequiométricos e indican la proporción de moles que reaccionan de cada reactivo y la proporción de moles que se forman de cada producto. Con esta información y las masas moleculares de los reactivos y productos se puede realizar cualquier cálculo estequiométrico.Independientemente de las unidades utilizadas para expresar la cantidad de los reactivos o productos (moles, gramos, litros u otras unidades) para calcular la cantidad de sustancias reactivas o producidas en una reacción se utilizan moles.

Este método se denomina método del mol, lo cual significa que los coeficientes estequiométricos en una reacción química se pueden interpretar como el número de moles de cada sustancia. Recuerde que un mol equivale a 6.022 X 1023 unidades elementales, las cuales pueden ser átomos, iones, moléculas, unidades fórmula, radicales, electrones entre otras.Para ejemplificar el uso del método del mol en una ecuación química se estudiará el caso del NH3 (amoniaco), el cual puede sintetizarse a partir del hidrógeno y el nitrógeno de la siguiente manera:

N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)Los coeficientes estequiométricos muestran que una molécula de N2 reacciona con tres moléculas de H2 para formar dos moléculas de NH3. De aquí se desprende que los números relativos de los moles son los mismos que el numero relativo de las moléculas:

N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) 1 molécula 3 moléculas 2 moléculas

6.022 X 1023 moléculas 3(6.022 X 1023 moléculas) 2(6.022 X 1023 moléculas) 1 mol 3 moles 2 moles

Por tanto, esta ecuación también se lee como 1 mol de gas N2 se combina con 3 moles de gas H2 para formar 2 moles de gas NH3. En cálculos estequiométricos, se dice que tres moles de H2 equivalen a dos moles de NH3, es decir,3 moles de H2≏2 moles de NH3, donde el símbolo ≏significa “estequiométricamente equivalente a”, es decir 3 moles de H2

estequiométricamente equivale a 2 moles de NH3, lo anterior puede escribirse en forma de relación o razón de la siguiente manera

3molesdeH2

2molesde NH3y2molesdeNH3

3molesdeH2

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(Recuerde que esta expresión matemática también es un factor unitario o factor de conversión, es decir una fracción en la que en el numerador y denominador se encuentran dos cantidades que guardan una relación de proporcionalidad directa entre sí. Las dos cantidades tienen unidades distintas y/o se refieren a sustancias distintas).Al plantear el supuesto que 16.0 g de H2 reaccionan completamente con N2 para formar NH3, y se cuestiona ¿cuántos gramos de NH3 se formarán?, entonces para realizar este cálculo es necesario observar que la relación existente entre H2 y NH3 es la razón molar de la ecuación balanceada. Así que primero se necesita convertir gramos de H 2 a moles de H2, después a moles de NH3 y finalmente a gramos de NH3. Los pasos de conversión son

gramos de H2→ moles de H2→ moles de NH3→ gramos de NH3

El cálculo estequiométrico según el esquema planteado anteriormente es:

16 gde

H 2∗1molde H 2

2.02 gde H2∗2mol de NH3

3molde H 2∗17.03 gde NH 3

1mol de N H 3=89.93gde NH 3

Esto quiere decir que 16 g de H2 reaccionarán completamente con N2 para producir 89.93 g de NH3. El mismo procedimiento puede aplicarse si se desea conocer ¿cuántos gramos de N2 se necesitará para que reaccione completamente 16 g de H2?Como puede observarse el método empleado para resolver problemas de estequiometría consiste en ir multiplicando una determinada cantidad inicial por sucesivos factores de conversión, de tal forma que se simplifique matemáticamente unidades y compuestos químicos que no son de interés, hasta obtener la solución deseada.El método para resolver problemas estequiométricos puede resumirse entonces de la siguiente manera:

Se escribe y se balancea la reacción química. Se escribe el dato inicial e incógnita debajo de los compuestos respectivos. Se calcula la masa molar (masa molecular en gramos) del dato inicial y de la incógnita. Se transforma el dato inicial a moles (se utiliza un factor de conversión). Se transforma los moles del dato inicial a moles de la incógnita (debe utilizarse los coeficientes

estequiométricos de dato e incógnita de la ecuación balanceada en el factor de conversión) Se transforma los moles de la incógnita a las unidades que pide el problema (se utiliza un

factor de conversión). Los factores de conversión empleados dependerán del dato inicial dado y del valor final

solicitado. El esquema siguiente ilustra los casos más comunes:Moles de dato → Moles de incógnitaMasa de dato → Moles de dato → Moles de incógnitaMasa de dato → Moles de dato → Moles de incógnita → Masa de incógnita

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Cada flecha indica el uso del factor de conversión adecuado para pasar de un valor al otro.

En el caso específico de esta práctica se estudiará la reacción siguiente

CuSO4*5H2O(s)∆→

CuSO4(s) + 5H2O(g)

De esta ecuación se puede abstraer la siguiente información:Reactivo: 1 mol de sulfato cúprico pentahidratado en estado sólido, cuya fórmula es CuSO4*5H2O.Productos: 1 mol de sulfato cúprico sólido (CuSO4) y 5 moles de vapor de agua (H2O).Observaciones: Esta reacción se clasifica como de descomposición mediante calentamiento (el símbolo que se utiliza para representar calentamiento es el triángulo ∆ que se observa sobre la flecha).Antes de comenzar cualquier cálculo debe asegurarse que la ecuación esté balanceada. La ecuación de este ejemplo se encuentra ya balanceada. Ahora se plantea la pregunta de ¿Cuánto gramos de CuSO4 se producirán a partir del calentamiento de 1.5 gramos de CuSO4*5H2O?Para responder a esta pregunta se hace uso del método para resolver problemas estequiométricos descrito anteriormente a partir de la ecuación balanceada.

a. Se escribe la ecuación y se balancea.

CuSO4*5H2O(s)∆→

CuSO4(s) + 5H2O(g)

b. Se define el dato inicial conocido y la incógnita.

CuSO4 * 5 H2O(s) ∆→

CuSO4(s) + 5 H2O(g)

2.5 g x

c. Se calcula la masa de un mol de la sustancia conocida o dato inicial y la masa de un mol de la sustancia incógnita.

La masa de un mol de CuSO4*5H2O se calcula mediante el siguiente principio básico: 1 mol de CuSO4*5H2O está conformado por 1 mol de Cu, 1 mol de S, 9 moles de O y 10 moles de H, esta información se obtiene de la fórmula del compuesto. La información de las masas de un mol de cada elemento se encuentra en la tabla periódica.1 mol de CuSO4*5H2O está conformado por:

1molde Cu∗63.54 gdeCu1moldeCu

=63.54 gde Cu

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1molde S∗32.064 g deS1molde S

=32.064 gde S

9mol de O∗15.999gde O1moldeO

=143.991 gdeO

10molde H∗1.0079gde H1mol de H

=10.079 gde H

La masa es gramos de 1 mol de CuSO4*5H2O se determina al sumar cada una de estas masas.La masa en gramos de 1 mol de CuSO4*5H2O = 63.54 g de Cu + 32.064 g de S + 143.991 g de O + 10.079 g de H.

La masa en gramos de 1 mol de CuSO4*5H2O = 249.674 g.

Ahora la masa molar de CuSO4 se calcula de la misma forma. La masa en gramos de 1 mol de CuSO4 = 159.600 g.

d. Se calcula la incógnita mediante el siguiente esquema: gramos de sustancia dato mol de sustancia dato mol de sustancia incógnita gramos de sustancia incógnita.

1.5 gdeCuSO4∗5H2

O∗1molde CuSO4∗5H 2O249.674g deCuSO4∗5H 2O

∗1moldeCuSO4

1moldeCuSO4∗5H 2O∗159.600 gdeCuSO4

1mol deCuSO4=0.959 gdeCuSO4

En teoría, según los cálculos efectuados, al calentar 1.5 gramos de CuSO4*5H2O se producirá 0.956 gramos de CuSO4.Recuerde que para convertir de gramos a moles, ya sea del dato o de la incógnita, debe utilizarse en el factor la relación de gramos para 1 mol de la sustancia mientras que para convertir mol de dato a mol de incógnita debe utilizarse en el factor los coeficientes estequiométricos de dato e incógnita de la ecuación balanceada.

La ley de Avogadro dice que un mol de cualquier gas en las mismas condiciones de presión y temperatura ocupa el mismo volumen, independientemente del tipo de gas. En condiciones normales (0ºC y 1 atm), un mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22.4 litros. Esta información se puede utilizar para calcular también volúmenes de gases utilizando factores de conversión. También se puede hacer cálculos utilizando la ecuación del gas ideal (pV = nRT) una vez que se han calculado el número de moles.

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Dentro de los cálculos estequiométricos que pueden realizarse también se encuentra la determinación del reactivo limitante y el rendimiento de una reacción.Cuando se tiene una reacción química en la cual se necesite dos o más reactivos, lo más probable es que no se consuman ambos completamente. En cuanto uno de ellos se agote, la reacción finalizará, sobrando parte de cada uno de los otros. Ese reactivo que se agota en primer lugar se denomina reactivo limitante, y debe identificarse, pues de éste depende la reacción y por lo tanto cualquier otro cálculo estequiométrico principalmente de productos. Cuando de uno de los reactivos se tiene toda la cantidad necesaria (y de sobra) para completar la reacción, a éste se le denomina reactivo en exceso.

En teoría, una reacción química irreversible se da al 100%, es decir, el reactivo limitante reacciona completamente. Sin embargo, en la práctica, es posible que parte del reactivo quede sin reaccionar. El rendimiento de la reacción indica qué porcentaje del reactivo es el que realmente reacciona (y, por tanto, qué porcentaje de productos se forman, respecto a la cantidad teórica). El rendimiento de la reacción es, lógicamente, menor que el 100%.

% rendimiento= rendimiento realrendimientoteórico

∗100%

1.1.5 Energía y reacciones químicas

Las moléculas almacenan energía en los enlaces que se forman entre los átomos que la componen. Esta energía almacenada en los enlaces de las moléculas se conoce como energía química. Cuando en una reacción química la energía almacenada en los enlaces de los reactivos es mayor que la de los productos, al producirse la reacción se desprenderá energía. Estas reacciones en las que se desprende energía se denominan exotérmicas. En la representación de una reacción exotérmica la energía aparecerá entre los productos de la reacción:

CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O + Energía (Reacción exotérmica)

Cuando en una reacción química la energía almacenada en los enlaces de los reactivos es menor que la de los productos, al producirse la reacción se absorberá energía. Estas reacciones en las que se absorbe energía se denominan endotérmicas. En la representación de una reacción exotérmica la energía aparecerá entre los reactivos

2 H2O + Energía → 2 H2 + O2 (Reacción endotérmica)

1.2 OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA

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Clasificar las reacciones que se realicen en: reacciones de síntesis, de descomposición, de desplazamiento sencillo y de doble desplazamiento.

Identificar reacciones de óxido-reducción utilizando criterios químicos.

Identificar el agente oxidante y el agente reductor en una reacción redox.

Calcular el porcentaje de rendimiento de una reacción.

1.3 MATERIALES

Materiales proporcionados por el laboratorio

Cristalería Equipo Reactivos 2 Probeta de

5mL 1 Beacker de 50

mL. 6 Tubos de

ensayo

1 Balanza monoplato

1 Cápsula de porcelana

1 Estufa 1 Gradilla de metal 1 Espátula 1 Pinza para

cápsula

Solución de NH3 concentrado (esta en campana)

Fe CuSO4 *5 H2O Solución de KI Solución de Pb(CH3COO)2

Solución de KMnO4

Solución de CuSO4

Solución de NaHSO3

Solución de H2SO4

Solución de NaOH

1.4 METODOLOGÍA

1.4.1 Cálculos estequiométricos: porcentaje de rendimiento

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a. Lave cuidadosamente la cápsula de porcelana y séquela. Cuide de no tocar la superficie de la cápsula.

b. Si se observa humedad, coloque, utilizando las pinzas, la cápsula sobre la estufa y caliente durante 2 minutos. Luego deje enfriar la cápsula.

c. Mida la masa de la cápsula de porcelana y anote el resultado en el cuadro 3.d. Agregue a la cápsula a la cual previamente se le ha determinado la masa, 2.5 gramos

de sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4*5H2O), y anote los valores en el cuadro 3.e. Con las pinzas, coloque la cápsula sobre la estufa y caliente a temperatura media

durante 1 hora o bien hasta que la coloración azul del reactivo desaparezca.f. Suspender el calentamiento. Esperar que la cápsula enfríe.g. Determinar la masa de la cápsula y el sulfato de cobre anhidro y anotar el valor en el

cuadro 3.h. Determine el porcentaje de rendimiento y anote el valor en el cuadro 4.

1.4.2 Clasificación de reacciones

a. Tome 3 tubos de ensayo que se encuentren limpios.b. Agregue en un tubo diferente las siguientes combinaciones de reactivos.

Tubo 1: Agregar con una probeta 5 mL de solución de sulfato cúprico (solución de CuSO4) luego 5 gotas de solución de amoníaco (solución de NH 3). La solución de NH3 debe agregarse en la campana de extracción de gases. Observe y anote los cambios observados en el cuadro 2.

Tubo 2: Agregar con una probeta 5 ml de solución de sulfato cúprico (solución de CuSO4), después 2 gotas de solución ácido sulfúrico (H2SO4) para acidificar la solución. La solución de H2SO4 debe agregarse en la campana de extracción de gases.Después mida 0.1 g de Fe (hierro) y deposítelos en el tubo donde se encuentra la solución.

Tubo 3: Agregar con una probeta 5 mL de solución de yoduro de potasio (KI), después agregar con una probeta 5 mL de una solución de acetato plumboso (Pb(CH3COO)2).

c. Observar y anotar en el cuadro 1 los cambios que se han producido en cada una de las reacciones anteriores.

1.4.3 Reacciones de óxido reducción con permanganato de potasio (KMnO4)

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a. Lave 3 tubos de ensayo. Enumérelos del 1 al 3.b. En cada uno de ellos coloque 10 gotas de la solución de permanganato de potasio

(solución de KMnO4)c. En el tubo de ensayo 1, agregue 10 gotas de solución de ácido sulfúrico (H2SO4). A este

tubo agregue con un gotero, gota a gota, la solución de bisulfito de sodio (NaHSO 3). El color púrpura de la solución desaparecerá. Anote las observaciones en el cuadro 5.

d. Al tubo de ensayo 2, agregue gota a gota la solución de bisulfito de sodio (NaHSO 3). El color púrpura del permanganato de potasio cambiará y se formará una suspensión de color café. Anote las observaciones en el cuadro 5.

e. Al tubo de ensayo 3, agregue con un gotero 10 gotas de solución de hidróxido de sodio (NaOH), agregue gota a gota la solución de bisulfito de sodio (NaHSO3). El color púrpura del permanganato cambiará a verde oscuro. Tome en cuenta que en la mayor parte de ocasiones el color es difícil de determinar con exactitud debido a que el producto es muy oscuro.

1.5 CUESTIONAMIENTOS Y OBSERVACIONES PARA INCLUIR EN EL INFORME

a. Anote los cambios observados en los experimentos de clasificación de reacciones en el siguiente cuadro y complete la columna 3 con información bibliográfica

Cuadro 1. Descripción de los cambios observados en las reacciones y discusión de los resultados obtenidos.

ReacciónCambios observados

(cambios de color, formación de gas, formación de precipitados)

Fundamento químico teórico que explique las observaciones ¿Qué sucedió?

Tubo de ensayo 1

Tubo de ensayo 2

Tubo de ensayo 3

b. Complete el cuadro 2 con la información faltante y clasifique las reacciones.

Cuadro 2. Clasificación de reaccionesReacción Ecuación química con información

faltanteEcuación química balanceada con

la información completa(fórmulas de reactivos, productos,

estados de agregación)

Clasificación de la reacción (combinación,

descomposición, desplazamiento sencillo,

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doble desplazamiento, redox)

Tubo de ensayo 1 CuSO4 + NH3 [Cu(NH3)4]SO4

Tubo de ensayo 2 Fe + CuSO4 X + Y

Tubo de ensayo 3 KI + Pb(CH3COO)2 X + Y

c. Complete el siguiente cuadro con la información referente al experimento de determinación de porcentaje de rendimiento

Cuadro 3. Registro de la información referente a la determinación del porcentaje de rendimiento para la reacción

CuSO4*5H2O(s)∆→

CuSO4(s) + 5H2O(g)

Información Masa (g)Masa de la cápsula seca

Masa de la cápsula + CuSO4*5H2O

Masa de CuSO4*5H2O

Masa de la cápsula + CuSO4

Masa de CuSO4

d. Complete el cuadro siguiente con los cálculos solicitados, algunos de los cuales se utilizarán para la determinación del porcentaje de rendimiento.

Cuadro 4. Cálculos estequiométricos relacionados con la reacción CuSO4*5H2O(s)∆→

CuSO4(s)

+ 5H2O(g)

Información solicitada (cálculo estequiométrico) Respuesta1 ¿Cuál es la masa molar de CuSO4·5H2O?2 ¿Cuál es la masa molar de CuSO4?3 ¿Cuántos moles de sulfato cúprico anhidro (CuSO4) se producen por cada

mol de sulfato cúprico hidratado CuSO4·5H2O?4 ¿Cuántos moles de agua se producen por cada mol de sulfato cúprico

pentahidratado CuSO4·5H2O?5 ¿Cuántos gramos de sulfato cúprico anhidro (CuSO4) se producen

teóricamente por cada gramo de sulfato cúprico pentahidratado CuSO4·5H2O?

6 ¿A cuántos moles de CuSO4·5H2O equivalen 2.5 gramos de CuSO4·5H2O?

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7 ¿Cuántos gramos de sulfato cúprico anhidro (CuSO4) se producen teóricamente al utilizar 2.5 gramos de sulfato de cobre pentahidratado CuSO4·5H2O?

8 ¿Cuántos gramos de sulfato cúprico anhidro (CuSO4) se producen realmente en la práctica?

9 Determine el % de rendimiento de la reacción (divida el valor de la fila 8 entre el cálculo de la fila 7 y multiplíquelo por 100)

e. Complete el cuadro siguiente con la información respecto al experimento donde se ha utilizado KMnO4 en reacciones de óxido reducción.

Cuadro 5. Descripción de cambios observados durante el experimento con KMnO4

Reacción Contenido del tubo Cambio observadoFundamento químico

teórico para explicar las observaciones

Tubo de ensayo 1 KMnO4 + H2SO4 +

NaHSO3

Se produce un cambio de color de morado a rosa pálido (casi incoloro)

El manganeso es reducido de MnO-

4 a Mn2+ casi incoloro (rosa pálido).

Tubo de ensayo 2 KMnO4 +

Tubo de ensayo 3 KMnO4 +

f. Completar el siguiente cuadro con los nombres de los compuestos de interés en ésta práctica.

Cuadro 6. Resumen de las fórmulas y nombres de los compuestos de interés en esta práctica.

Fórmula Nombre químico Fórmula Nombre químicoCuSO4*5H2O NH3

CuSO4 Fe2(SO4)3

KI PbI2

Pb(CH3COO)2 H2OKMnO4 MnO2

H2SO4 NaHSO3

NaOH[Cu(NH3)4]SO4

1.6 BIBLIOGRAFÍA

15I SEMESTRE 2017


Chag, R &Goldsby, KA. 2013. Química. Undécima edición. McGraw-Hill. China 2013. 1090p

Ebbing, D. 1997. Química General. Quinta edición. McGraw-Hill. México. 1086 p.

Pérez Morales, RA. 2011. Manual de laboratorio de Introducción a la Química. Facultad de Agronomía. Universidad de San Carlos de Guatemala. Guatemala. 50 p.

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