QUIMICA GENERAL Informes Laboratorio

Practicas 6 al 9

02/11/2012Tutor: ALEXANDER FRANCO

Curso: 201102 QUIMICA GENERALTutor Virtual: GERMAN BARRERA

Grupo: 62

Presentado por:NORA ELENA YEPES HINCAPIEC.C. 43.062. 697DEISY LILIANA VASQUEZ GALLEGO C.C. 1035862440

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DIASTANCIAEscuela de Ciencias Básicas Tecnología e Ingeniería

Medellín

INTRODUCCIÓN

El siguiente informe tiene como finalidad conocer las características de Ácidos y Bases, realizar mediciones de pH, profundizar en el tema de reacciones y ecuaciones químicas, estequiometria y cálculos estequiométricos.

Lo anterior se realiza con el apoyo del tutor del laboratorio y tomando como base el Componente Practico de Química General ofrecido por la Universidad Nacional Abierta y a Distancia UNAD en el cual se pueden apreciar estos fundamentos desde los instrumentos y/o materiales que hay en un laboratorio, las normas de seguridad dentro de este y hasta la realización de montajes y comprobación de teorías y leyes químicas manipulando sustancias químicas, materiales y aparatos de laboratorio.

OBJETIVOS

Objetivos Generales.

Caracterizar soluciones como ácidas o básicas utilizando un indicador ácido-básico, estimando su PH.

Identificar diferentes tipos de reacciones químicas.

Determinar las relaciones estequiométricas molares de los reactantes de una reacción química, estableciendocon esto el reactivo limitante de la misma.

Generar CO2 a partir de una reacción, determinando la cantidad de gas que se puede

obtener.

Objetivos Específicos.

Reconocer la ley de Brónsted- Lowry los fundamentos teóricos y las ecuaciones que la componen.

Asociar las soluciones acidas y básicas con los electrolitos fuertes y débiles.

Adquirir destreza para realizar cálculos estequiométricos.

Determinar las relaciones estequiometrias molares de los reactantes de una reacción química, estableciendo con esto el reactivo limitante de la misma.

Calcular el reactivo limite de una reacción y la cantidad del producto resultante en un problema donde se dan datos de dos de los reactivos.

Conocer la importancia de los cambios estequiométricos.

Reconocer cuando se produce una reacción Química.

Adquirir habilidades de observación y análisis.

DESCRIPCIÓN DE PRÁCTICAS

PRACTICA No. 6

Caracterización de Ácidos y Bases – Mediciones de PH

MARCO TEORICO.Son dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Su existencia se conoce desde antiguo, cuando su diferenciación se efectuaba por el nada recomendable procedimiento de comprobar su sabor: los ácidos suelen ser agrios mientras que las bases presentan apariencia jabonosa.El término ácido, en realidad, proviene del término Latino acere, que quiere decir ácido. En el siglo XVII, el escritor irlandés y químico amateur Robert Boyle primero denominó las substancias como ácidos o bases (llamó a las bases álcalis) de acuerdo a las siguientes características:

Los ácidos y bases se estudian de acuerdo a los enlaces (iónico o cvalente) que presentan en solución acuosa.

Los Ácidos:Sus disoluciones acuosas tienen sabor ácido y son conductoras. Corroen el metal desprendiendo H2 y enrojecen el Tornasol azul; decoloran la Fenolftaleína, y se vuelven menos ácidos cuando se mezclan con las bases. Se neutralizan con las bases dando lugar a sales.

Las Bases: Sus disoluciones acuosas tienen sabor cáustico y tacto jabonoso, además de ser conductoras y resbaladizas. El tornasol vira al azul y enrojecen la Fenolftaleína Se vuelven menos básicas cuando se mezclan con ácidos neutralizándose y dando lugar a la formación de sales. Aunque Boyle y otros trataron de explicar por qué los ácidos y las bases se comportan de tal manera, la primera definición razonable de los ácidos y las bases no sería propuesta hasta 200 años después. Los conocimientos modernos de los ácidos y las bases parten de 1834, cuando el físico inglés Michael Faraday descubrió que ácidos, bases y sales eran electrólitos por lo que, disueltos en agua se disocian en partículas con carga o iones que pueden conducir la corriente eléctrica.

PH: La palabra pH es la abreviatura de “pondus Hydrogenium”. Esto significa literalmente el peso del hidrógeno. El pH es un indicador del número de iones de hidrógeno (H+) en una sustancia o solución; dicho de otra manera, es un indicador de la acidez de una sustancia. El pH sirve como un indicador que compara algunos de los iones más solubles en agua.

El pH no tiene unidades; se expresa simplemente por un número. El resultado de una medición de pH viene determinado por una consideración entre el número de protones (iones H+) y el número de iones hidroxilo (OH-). Cuanto más se aleje el pH por encima o por debajo de 7, más básica o ácida será la solución.

Cuando una solución es neutra, el número de protones iguala al número de iones hidroxilo. Cuando el número de iones hidroxilo es mayor, la solución es básica. Cuando el número de protones es mayor, la solución es ácida.

El pH es un factor logarítmico; cuando una solución se vuelve diez veces más ácida, el pH disminuirá en una unidad. Cuando una solución se vuelve cien veces más ácida, el pH disminuirá en dos unidades. El término común para referirse al pH es la alcalinidad.

pH = -log [H+] Nota: la concentración es comúmente abreviada usando logaritmo, por consiguiente H+] = concentración de ión de hidrógeno. Cuando se mide el pH, [H+] es una unidad de moles H+ por litro de solución

[H+] pH Ejemplo

Ácidos

1 X 100 0 HCl

1 x 10-1 1 Ácido estomacal

1 x 10-2 2 Jugo de limón

1 x 10-3 3 Vinagre

1 x 10-4 4 Soda

1 x 10-5 5 Agua de lluvia

1 x 10-6 6 Leche

Neutral 1 x 10-7 7 Agua pura

Bases

1 x 10-8 8 Claras de huevo

1 x 10-9 9 Levadura

1 x 10-10 10 Tums®antiácidos

1 x 10-11 11 Amoníaco

1 x 10-12 12 Caliza Mineral - Ca(OH)2

1 x 10-13 13 Drano®

1 x 10-14 14 NaOH

MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS

1. 20 tubos de ensayos2. Gradilla3. Frasco lavador4. PH metro (opcional)5. Ácido clorhídrico (HCl) 0,1 M6. Ácido acético (CH3C00H) 0,1 M

a. Amoniaco (NH3) 0.1 Mb. Hidróxido de sodio (Na0H) 0.1 Mc. Agua destilada

INDICADORES

1. Rojo de metilo2. Azul de bromotimol3. Fenolftaleína4. Azul de timol5. Papel indicador universal

Procedimiento:

ANÁLISIS DE RESULTADOS:

Analizar los resultados obtenidos, haciendo observaciones de los diferentes pasos realizados, de los cálculos y de comparaciones con los datos teóricos.

RESULTADOS

1. Registre sus datos en tablas similares.

Reacciones con soluciones estándar.

pH utilizando Indicador pH

Solución Rojo de metilo

Fenolftaleína Azul de Bromotimol

Azul de timol

Estimado tirilla pH metro

HCl 0.1 M rojo incoloro amarillo rosado 1.0 1. 1.33Ácido acético 0.1M

rosado incoloro amarillo amarillo 2.87 2. 3.02

Amoniaco 0.1M

amarillo rosado azul azul claro 11,3 11 10.6

Hidróxido de sodio 0.1M

amarillo rojo Azul Azul 13 13. 12.04

Agua destilada

amarillo incoloro azul amarillo 1.0*10-7 6 y 7 6.48

2. Compare el pH del ácido clorhídrico y el del ácido acético y compare el pH del amoniaco con el del hidróxido de sodio.

pH: Acido Clorhídrico = 11, Acido Acético = 1

El pH del Ácido clorhídrico es 10 veces mayor al del ácido acético.

3. Comparar el pH del amoníaco con el hidróxido de sodio.pH: Amoniaco = 3, Hidróxido de sodio = 4El pH del amoniaco es un poco menor del hidróxido de sodio.

Nota: En el laboratorio no se realizo la práctica con soluciones caseras.

PREGUNTAS

1. Explique la diferencia del valor del pH entre el ácido clorhídrico y el ácido acético, entre el amoniaco y el hidróxido de sodio y entre las soluciones caseras. ¿Qué puede concluir?

Las constantes ácidas (Ka) son diferentes. Y esto es en este caso básicamente porque el ácido clorhídrico es un ácido fuerte que se disocia completamente (lo que equivale a decir que la constante ácida es infinito), mientras que el ácido acético es un ácido débil y tiene una constante ácida de valor finito (no se disocia completamente, si no que existe un equilibrio entre el ácido no disociado y sus productos de disociación).Así, el pH de una solución de ácido clorhídrico será menor (o sea, será más ácida), siempre que las soluciones tengan la misma concentración.

En el caso del amoníaco y el hidróxido de sodio ocurre lo mismo, solo que en este caso, ambas sustancias son bases. El hidróxido de sodio es una base fuerte que se disocia completamente, mientras que el amoníaco es una base débil. Así, una solución de hidróxido de sodio tendrá un pH mayor (solución más básica) que una de amoníaco --> siempre que las soluciones tengan la misma concentración.

2. De los reactivos registrados en la tabla 7 identifique los ácidos y bases fuertes, por qué reciben ese nombre?

Las bases y los ácidos fuertes se disocian completamente, y su pH será mayor que el de la base y ácidos débiles. Y entre menor sea el pH mas acida será la solución.

3. Clasifique las soluciones de los en ácidos o bases fuertes débiles o neutras

HCL (acido clorhídrico): acido fuerte.

NaOH (Hidróxido de sodio: Base fuerte.

Se denominan así aquellos, para los que en concentraciones ordinarias prácticamente todas sus moléculas están disociadas.

4. Calcule el pH de la solución de HCl 0,1 M (ácido fuerte)

Hal H+ + Cl-

pH = −log [H+] pH = −log [0.1]pH = 1

5. Calcule el pH de la solución 0,1M de ácido acético (Ka = 1,8x10-5

)

CH3

COOH(ac)

↔ CH3

COO-(ac)

+ H+

(ac)(α – x) X X

Ka= [x] [x] [α – x]

Sustituimos 1.8 x 10-5 = [x] [x] [0.1- X]

La ecuación nos queda

x2

= (0.1 – x) (1.8X10-5

)

x2

+1.8X10-5

x - 1.8X10-6

=0

Buscamos la incógnita con la ecuación ó formula del estudiante

Se designan valores para a = 1, b = 1.8 X 10-5 y c = -1.8 X 10

-6

x=1.34X10-3 o bien x=-1.34X10

-3

X debe ser positivo, porque representa una concentración de iones, entonces

x=1.34X10-3

[H+

] = 1.34X10-3

Sacamos el –log

de [H+

] para obtener el pH

PH = -log [H

+]

PH = -log [1.34X10

-3]

PH = 2.87

6. Calcule el pH de la solución de NaOH 0.1 M (base fuerte)

NaOH Na+ + OH-

PH = −log [H+] PH = −log [0.1]PH = 1

PH + pOH = 14POH = 14 –pH sustituimos y tenemos: pOH = 14 – 1

POH = 13

7. Calcule el pH de la solución de NH4OH 0.1 M (Ka = 1,75x 10-5

)

NH3

+ H2

O ↔ NH4

+(ac)

+ OH-(ac)

(α – x) + x x + x

Entonces, 1.8 x 10-5 = [x] [x] [0.1- X]

La ecuación nos queda

x2

= (0.1 – x) (1.8X10-5

)

x2

+1.8X10-5

x - 1.8X10-6

=0

Buscamos la incógnita con la ecuación ó formula del estudiante

Se designan valores para a = 1, b = 1.8 X 10-5 y c = -1.8 X 10

-6

x=1.34X10-3

[OH-] = 1.34X10-3

Calculamos pOH = -log [oH-]

POH = -log 1.34X10-3

POH = 2.87

PH + pOH = 14

PH = 14 – 2.87

PH = 11.13

Conclusión:

Se concluye que al disolver algunas sales en agua reaccionan los iones de la sal e iones del agua originando un ácido débil ó una base débil, por lo tanto se produce una solución que puede ser ácida o básica.

Se observa que la solución Buffer puede mantener el mismo pH o al menos no varía en gran cantidad si le adicionamos ácidos o bases; el ácido Acético, es regulado por una sal del ácido(Acetato de Sodio), que es el que mantiene el pH de la solución.

PRACTICA Nº7Reacciones y Ecuaciones Químicas.

MARCO TEORICO

Una ecuación química: es la representación escrita, abreviada y simbólica de una reacción química. Además, nos proporciona un medio de mostrar un cambio químico los reactivos y los productos, su composición atómica y la relación molecular donde intervienen.

La ecuación puede ser expresada por medio de símbolos y fórmulas de las substancias participantes. Ejemplo:

2 Mg + O2 --------> 2 MgO O en algunas ocasiones utilizar cualquier letra del alfabeto A + B --------> AB

Convencionalmente a las substancias que se escriben a la izquierda de la flecha se llaman reactivos o reactantes y constituyen el primer miembro de la ecuación. Las substancias escritas a la derecha de la flecha forman el segundo miembro de la ecuación y son el producto de la reacción. Ejemplo: REACTIVOS -----------> PRODUCTOHCl + NaOH ------------> NaCl + H2O

Clasificación de las Reacciones Químicas

A los fenómenos químicos les damos el nombre de: REACCIONES QUÍMICAS. En una reacción química, el número total de átomos de los reactivos es igual al número total de átomos de los productos.

Básicamente podemos clasificar las reacciones químicas en:a)      Reacción de síntesis o adición

b)      Reacción de análisis o descomposiciónc)      Reacción de desplazamiento o simple sustituciónd)      Reacción de doble desplazamiento o doble sustitución

Reacción de Síntesis o AdiciónEs cuando una o más sustancias reactivas producen apenas una única.

Si todos los reactivos fuesen sustancias simples la síntesis es total y si tiene por lo menos una sustancia compuesta la síntesis será parcial.

Reacción de Análisis o DescomposiciónEs cuando una única sustancia reactiva origina dos o más sustancias como producto

Si en la reacción de análisis fuesen producidas apenas sustancias simples ella será total y si por lo menos uno de los productos fuese una sustancia compuesta ella será parcial.

Las reacciones de análisis pueden recibir nombres particulares, de acuerdo con el agente causante de la reacción.

Pirólisis = descomposión por el calorFotolísis = descomposición por la luzElectrólisis = descomposición por la electricidadHidrólisis = descomposición por el agua

Reacción de desplazamiento o simple sustituciónSon las reacciones en que un elemento químico sustituye otro elemento de un compuesto, liberándolo como sustancia simple.

Algunos ejemplos de estas reacciones son:

Reacción de doble desplazamiento o doble sustituciónEs cuando dos sustancias compuestas intercambian entre sí partes de sus estructuras.Un ejemplo puede ser:

Las reacciones que presentan elementos químicos sufriendo oxidación o reducción son denominadas como reacciones de reducción-oxidación u oxi-reducción.

El fósforo sufre oxidación y el nitrógeno sufre reducción

Las reacciones químicas en cuanto al calor involucrado, pueden ser clasificadas en:

ENDOTÉRMICASSon aquellas reacciones que ocurren absorbiendo calor externo

EXOTÉRMICASSon aquellas reacciones que ocurren liberando calor para el medio ambiente.

Podemos también clasificar las reacciones en reversibles e irreversibles.

REACCIONES O PROCESOS REVERSIBLESSon reacciones o procesos en que reactivos y productos son consumidos y producidos al mismo tiempo. Los reactivos y productos de estas reacciones son separados por una flecha doble.

La reacción que ocurre de la izquierda para la derecha se llama REACCIÓN DIRECTA; mientras que la que ocurre de la derecha para la izquierda se llama REACCION INVERSA.

Reacciones o procesos irreversiblesSon reacciones o procesos que ocurren en un único sentido.

Condiciones para la existencia de algunas reacciones

REACCIONES DE DESPLAZAMIENTOLas reacciones de desplazamiento ocurren cuando el elemento que sustituye otro, de la sustancia compuesta, es más reactivo.

El zinc es más reactivo que el hidrógeno. El orden de reactividad de los principales metales es observado en la tabla que sigue:

El cloro es más reactivo que el bromo. El orden de reactividad de los principales no metales es presentado en la tabla que sigue:

Reacciones de doble desplazamientoAlgunas condiciones para que ocurra una reacción de doble desplazamiento son:

Formación de un precipitado Formación de una sustancia volátil Formación de una sustancia más débil (menos

ionizada o disociada)

Enumere evidencias que indiquen que se ha llevado a cabo una reacción química.

Algunas evidencias de que ha ocurrido una reacción química son las siguientes:Formación de precipitados: Se dan al formarse un sólido insoluble, después de mezclar soluciones que inicialmente presentan se presentaban transparentes o translucidas.

Formación de un Gas: Se pueden reconocer por la formación de burbujas en el medio de la reacción, algunos pueden ser coloreados y otros no, en el caso de los coloreados se visualizan al salir del envase.

Cambio de color: La solución o producto resultante presenta coloración Visiblemente diferente a la ó las que le dieron origen.

Cambio de olor: Una sustancia inodora ó con un olor característico puede producir un olor diferente fácilmente reconocible.

Cambio de temperatura: En este caso puede ocurrir que la temperatura disminuya o aumente de acuerdo al tipo de reacción. Si la reacción absorbe calor, se siente que el envase se enfría. Si por el contrario, desprende calor, el envase se calienta

Cómo se determina el número de oxidación de los elementos que forman los compuestos.

Las reglas para los números de oxidación pueden deducirse si se tiene en cuenta lo dichocon respecto a que los elementos, al unirse, pierden, ganan o comparten electrones para llegar auna estructura más estable. Los números de oxidación son consecuencia de esto.

En los compuestos iónicos, si el ión es monoatómico, el número de oxidación coincide consu carga eléctrica, esto se da en los metales (Na+, Ca2+, Fe3+, etc.) o en los aniones no oxigenados(Cl–, S2–, etc.). Pero no se debe confundir número de oxidación con carga eléctrica, en los ionesPoliatómicos la carga del ión es una cosa y los números de oxidación de cada elemento en el ión,otra. Por ejemplo, en el ión NO3– el número de oxidación del nitrógeno es +5, el del oxígeno es −2y la carga eléctrica es −1.

Qué es Reducción, Oxidación, Agente oxidante y Agente reductor.Se denomina reacción de reducción – oxidación, o simplemente reacción redox , a toda reacción química en la cual existe una transferencia electrónica entre los reactivos, dando lugar a un cambio en los estados de oxidación de los mismos con respecto a los productos.Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro que los acepte.

OXIDACIÓN.La oxidación, es la reacción química a partir de la cual un átomo, ión o molécula cede electrones; entonces se dice que aumenta su estado de oxidación.

AGENTE OXIDANTEEs la especie química que un proceso redox acepta electrones y, por tanto, sereduce en dicho proceso. Por ejemplo, cuando se hacen reaccionar cloroelemental con calcio:

Ca0 + Cl2 (0)-----> CaCl2

El cloro es el agente oxidante puesto que, gana electrones y su carga o número deoxidación pasa de 0 a 1–. Esto se puede escribir como:2e-+Cl2 (0) ---> 2Cl1-Agente oxidante: Gana electrones y Disminuye su número de oxidación

AGENTE REDUCTOREs la especie química que un proceso redox pierde electrones y, por tanto, seoxida en dicho proceso (aumenta su número de oxidación). Por ejemplo, cuandose hacen reaccionar cloro elemental con calcio:

Ca(0) + Cl2(0) -->CaCl2

El calcio es el agente reductor puesto que pierde electrones y su carga o númerode oxidación pasa de 0 a 2+. Esto se puede escribir como:

Ca0 -->Ca2+ + 2e-Agente reductor = Pierde electrones y Aumenta su número de oxidación.

Materiales a emplear

Vasos de precipitado de 50 ml y 100 ml Tubos de ensayo Agitador de vidrio Oxido de Calcio Hidróxido de Bario Nitrato de Amonio Solución de Yoduro de Potasio (KI) Solución de Acetato de Plomo (CH3COOH) Solución de Sulfato de cobre (Cu (SO4)2) Ácido sulfúrico concentrado (H2SO4) Granallas de Zinc Carbonato de Calcio (CaCO3) Ácido Clorhídrico concentrado (HCl)

METODOLOGÍA.

Investigar en el módulo y en otros textos sobre:- La ecuación química,- Las reacciones químicas, su clasificación y ejemplos de ellas.- Enumere evidencias que indiquen que se ha llevado a cabo una reacción química.- Cómo se determina el número de oxidación de los elementos que forman los compuestos.

Qué es Reducción, Oxidación, Agente oxidante y Agente reductor.

RESULTADOS

1. Identifique cada una de las anteriores reacciones (clasifíquelas según su tipo).

Reacción 1

CaO + H2O = Ca(OH)2 hidróxido de calcio

La temperatura ambiente era de 22 ºC

Colocamos 1g de óxido de calcio y lo pasamos al tubo de ensayo y le agregamos 1 ml de agua. También le medimos la temperatura y se observó que en esa mezcla se produjo una reacción de adición y exotérmica en la cual hubo desprendimiento de calor, lo cual nos mostró que la temperatura de la mezcla había aumentado a 23 ºC.La mezcla tuvo como resultado la creación de hidróxido de calcio.

Su cambios físicos fueron:o El color obtenido fue blancuzco

o Hubo precipitación del material solido observándose en la mitad del compuesto este material sólido.

Esta reacción es de combinación o síntesis. Reacción 2

Ba (OH)2 + NH4NO3

La temperatura ambiente inicio en 22 grados.

Al agregar el Nitrato de Amonio la temperatura baja hasta 20 grados. También se observa un olor característico de amoniaco.

De lo anterior podemos concluir que es una reacción de doble desplazamiento y es endotérmica.

Reacción 3

(CH3COO) 2Pb + KI

Ambos tubos comenzaron inicialmente de un color blanco.

Al unir el de acetato de plomo y el yoduro de potasio la reacción toma un color amarillo, esto se debe a que el yoduro es una sal.

La reacción es de doble desplazamiento.Reacción 4

CuSO4 + Zn + H2SO4

En la reacción se pudo observar que hubo un desprendimiento de hidrogeno.

Aumento de temperatura.

Descomposición del zinc.

La reacción se torno a un color azul.

Podemos concluir que es una reacción de desplazamiento simple y exotérmica.

ANÁLISIS DE RESULTADOS:

Analizar los resultados obtenidos, haciendo observaciones de los diferentes pasos realizados, de los cálculos y de comparaciones con los datos teóricos.

PREGUNTAS

Cuando los metales reaccionan con oxígeno producen óxidos básicos y al reaccionar estos con agua se producen bases o Hidróxidos.

Cuando reaccionan no – metales con Oxígeno se producen óxidos ácidos, al reaccionar estos con agua se producen ácidos.

Cuando reacciona un ácido con una base se produce una sal.

De acuerdo a la anterior información completar los espacios en las siguientes ecuaciones químicas,

a. 2Ca + O2 ------ 2CaO (óxido de calcio) CaO + H2O ------ Ca (OH)2  (hidróxido de calcio)

b. 4 K + O2 ---- 2 K2O (oxido de potasio) K+ H2O ---- KOH (hidróxido de Potasio)

c. Cl2 + O2 ------- 2Cl2O (óxido hipocloroso) 2Cl2O + H -------- HClO (ácido hipocloroso)

d. HCl + NaOH -------NaCl + H2O

e. emparejar las siguientes reacciones con su correspondiente tipo de reacción

Reacción Tipo de reacción

H2O → H2 + O2 Reacción de descomposición

H2SO4 + Cu → CuSO4 + H2 Reacción de desplazamiento

NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3 Reacción de intercambio o doble desplazamiento

SO2 + O2 → SO3 Reacción de Síntesis o combinación

CONCLUSIONES

Se aprende a conocer el tipo de reacción de los diferentes elementos mezclados y

su fórmula.

Se obtuvo un aprendizaje basado en la clasificación de las reacciones y su tipo de reacción con las sustancias mezcladas.

Mediante la práctica se obtiene un mejor desarrollo del aprendizaje y más claridad de los conceptos de las reacciones químicas.

PRACTICA No. 8. ESTEQUIOMETRIA - REACTIVO LÍMITE

MARCO TEORICOEs el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactantes (o también conocidos como reactivos) y productos en el transcurso de una reacción química. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica. La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados.

Reactivo LimitanteEl reactivo limitante es aquel que limita la reacción. Es decir, una vez que este reactivo se acaba termina la reacción. El reactivo que sobra se llama reactivo excedente. Por lo tanto, la cantidad de producto que se forme depende de la cantidad de reactivo limitante. Este depende de la reacción y es distinto para cada una de ellas.

Relaciones MolaresUna ecuación química balanceada proporciona las reacciones molares que rigen la reacción entre reactante y productos en una transformación química, Por ejemplo la siguiente ecuación balanceada representa la descomposición del clorato de potasio:

2 KClO3 à 2 KCl + 3 O2

Como indica la ecuación, dos moles de clorato de potasio se descomponen para producir dos moles de clorato de potasio y tres moles de oxigeno. Estas relaciones molares son las proporciones que rigen la reacción.

Porcentaje de producción o rendimiento.En una reacción química verificada bajo condiciones normales y no ideales, como se supone en los cálculos estequimetricos el rendimiento de una reacción rara vez es del 100 por ciento. El porcentaje de producción es la comparación de la cantidad de producto obtenida experimentalmente ( en situaciones reales) y la cantidad de producto calculada de manera teórica ( en situaciones ideales), obtenido por la división de ambas y multiplicado por 100. Este valor indica la eficiencia de la reacción y a menudo puede utilizarse para evaluar los procesos de producción.

Recursos a utilizar en la práctica (Equipos / instrumentos)

2 Pipetas (10 mL) Gradilla 16 tubos de ensayo Pb(N03)2 0.25 M Na2C03 0.25 M

METODOLOGÍA.En tubos separados mida las cantidades de soluciones según la tabla.

Cantidades de reactivo por tubo

Tubo de ensayo

Volumen

Pb(NO3)2 0.25M (mL)

Volumen

Na2CO3 0.25M

(mL)

1 0

.5

7

.2 1

.0

7

.3 2

.0

6

.4 3

.0

5

.5 5

.0

3

.6 6

.0

2

.7 7 1

8 7

.5

0

.

Resultados experimentales práctica 8

Tubo de ensayo

Volumen Pb(NO3)2 0.25M (ml)

Volumen Na2CO3 0.25M (ml)

Altura del precipitado

Moles de Pb(NO3)2 0.25M

Moles de Na2CO3 0.25M

Reactivo Límite

1 7.5 ml .05 ml 1.5 ml 0.000125 0.001875  Pb(NO3)2

2 7 ml 1 ml 2.4 ml 0.00025 0.00175  Pb(NO3)2

3 6 ml 2 ml 7 ml 0.005 0.0015  Pb(NO3)2

4 5 ml 3 ml 18 ml 0.00075 0.00125  Pb(NO3)2

5 3 ml 5 ml 19 ml 0.00125 0.00075  Na2CO3

6 2 ml 6 ml 14 ml 0.0015 0.005  Na2CO3

7 1 ml 7 ml 5 ml 0.00175 0.00025  Na2CO3

8 .05 ml 7.5 ml 1.5 ml 0.001875 0.000125  Na2CO3

Elementos químicos para mezclar según la siguiente tabla

Procedimiento

Mezcle, los contenidos de los tubos, según la numeración. Siempre en pares. Vierta el volumen mayor en el menor. Después de mezclar agite unos segundos el tubo, sin colocar el dedo en la boca del tubo. Deje reposar el tubo 10 minutos más

Mida la altura del precipitado de carbonato de plomo PbCO3 en

cada tubo. Registre esta altura en

mm

CÁLCULOS

1. Determine los moles de Pb(NO3)2 y Na2CO3 en cada tubo

Para determinar los moles de cada reactivo se hizo el siguiente procedimiento:

Tubo de ensayo 1 : Para hallar las moles de Pb(NO3)2 en una solución 0,25 Molar, nos basamos en la ecuación de Molaridad:

Datos:

M= 0,25N=?V=0,5ml = 0,0005 Litros

Debido a que el volumen debe ser en litros, se hace la conversión:

0,5 ml x 1Litro = 0,0005 Litros 1000ml

Se despeja la ecuación y se reemplaza:

n(moles de soluto) =M(moles/litro) x V(litros de solución) = 0,25 M x 0,0005 L= 0,000125 moles

El mismo procedimiento se repitió para los demás tubos de ensayo y también con el Na2CO3

2. Dibuje una gráfica: altura del precipitado (eje y) de cada tubo contra el número de cada tubo (eje x)

T. DE ENSAYO

AL. DEL PREC. Mm

1 1.5 ml

2 2.4 ml

3 7 ml

4 18 ml

5 19 ml

6 14 ml

7 5 ml

8 1.5 ml

1.5 ml

7 ml

19 ml

5 ml

0

4

8

T. DE ENSAYO

T. DE ENSAYO

3. Dibuje una segunda gráfica: altura del precipitado (eje y) contra el número de moles de Pb(NO3)2 y el correspondiente número de moles de Na2CO3 (eje x).

1.5 ml

7 ml19 m

l5 m

l0

0.0010.0020.0030.0040.0050.006

Chart Title

Moles de Pb(NO3)2 0.25MMoles de Na2CO3 0.25MAxis Title

4. Establezca el reactivo límite en cada tubo, realice los cálculos necesarios.

Ecuación de reacción entre el carbonato de sodio con nitrato de plomo:

Na2CO3 (ac) + Pb(NO3)2(ac) ---------> 2NaNO3(ac) + PbCO3(s)

Esto quiere decir que un mol de carbonato de sodio (Na2CO3) necesita un mol de nitrato de plomo (Pb(NO3)2) para producir 1 mol de carbonato de plomo (PbCO3)

NOTA: antes de hacer los cálculos de reactivo limitante la ecuación debe estar ajustada

Altura del precipitado

Moles de Pb(NO3)2 0.25M

Moles de Na2CO3 0.25M

1.5 ml 0.000125 0.001875

2.4 ml 0.00025 0.00175

7 ml 0.005 0.0015

18 ml 0.00075 0.00125

19 ml 0.00125 0.00075

14 ml 0.0015 0.005

5 ml 0.00175 0.00025

1.5 ml 0.001875 0.000125

Para resolver este problema la cantidad dada se multiplica por una Relación Esquiométrica Molar (REM) que involucre al otro reactante (un mol de carbonato de sodio (Na2CO3) reacciona con un mol de nitrato de plomo (Pb (NO3)2))

Modelo de Cálculo: Tubo 10,000125 mol de Pb (NO3)2 x 1 mol de (Na2CO3) = 0,000125 mol de Na2CO3 1 mol Pb (NO3)2

Este cálculo indica que 0,000125 mol de Na2CO3 reaccionan con 0,000125 mol de Pb(NO3)2, y en el tubo 1 hay 0,001875 mol de Na2CO3, lo que indica que el Na2CO3 se encuentra en exceso y que el reactivo que se acabará primero o reactivo límite es el Pb(NO3)2

A partir de las moles del nitrato de plomo Pb(NO3)2 se calculan las moles de PbCO3 producidas:

0,001875 mol de Na2CO3 x 1 mol Pb (NO3)2 = 0,001875 mol de Pb(NO3)2 1 mol de (Na2CO3)

ANÁLISIS DE RESULTADOS:

Analizar los resultados obtenidos, haciendo observaciones de los diferentes pasos realizados, de los cálculos y de comparaciones con los datos teóricos.

PREGUNTAS

1. ¿Qué propiedad de la reacción química controló la altura del precipitado del tubo 1 al 4?

La altura del precipitado está controlada por el reactivo límite de estas reacciones que es el nitrato de plomo Pb(NO3)2.

2. ¿Cuál fue el factor que controló la altura del precipitado del tubo 5 al 8?

La altura del precipitado está controlada por el reactivo límite de estas reacciones que es el nitrato de plomo Na2CO3

3. ¿Cuándo se mide la altura del precipitado, que propiedad del precipitado se está midiendo?

Una de las evidencias de ocurrencia de una reacción química es la formación de precipitados y midiendo el precipitado se está midiendo el reactivo límite

Conclusiones

A partir del presente informe de laboratorio pudimos determinar la cantidad de gas (CO2) producido a partir de ciertos procesos químicos y conociendo algunas variables como la presión, la temperatura y el volumen de los reactivos.

Para conseguir el objetivo deseado pudimos poner en práctica métodos como la estequiometria y el despeje de ecuaciones, lo cual nos sirve no solo para profundizar en el campo de la química sino también en el matemático.

La estequiometria nos sirve para calcular y conocer la cantidad de materia de los productos que se forma a partir de los reactivos.

Cuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos, a ese reactivo se le llama reactivo limitante. 

Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado.

Reactivo limitante es aquel que se encuentra en defecto basado en la ecuación química ajustada.

PRÁCTICA Nº 9Estequiometria de Reacciones que Involucran Gases y Soluciones.

MARCO TEORICO.Cálculos estequiométricos utilizando la Rem.Los cálculos estequimetricos permiten determinar las cantidades de los reactantes necesarios para producir cantidades deseadas de productos o cantidades de productos obtenidas a partir de cantidades existentes de reactantes.

Cálculos de estequiometría que involucran soluciones y gases.Muchas reacciones químicas, involucran entre sus reactivos y productos, tanto soluciones, como gases.. Conociendo la concentración de las soluciones y el volumen de los gases, podemos calcular el número de moles, o , al contrario, conociendo el número de moles ( cantidad de sustancia) podemos calcular concentraciones, o volúmenes, aplicando las respectivas formulas.

METODOLOGÍA.

MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS

1. Probeta 250mL2. Tubo con desprendimiento lateral y manguera3. Tapón de caucho4. Pipeta 5mL5. Espátula6. Vaso de precipitados de 100mL7. Vaso de precipitados de 1L8. Balanza9. Carbonato de calcio (CaCO3) 10. Acido clorhídrico (HCl)

CÁLCULOS

1. ¿Cuál es la reacción que tuvo un mayor rendimiento en la generación deCO2?

La reacción que tuvo mayor rendimiento fue a la que le agregaron 0.3Gramos de CaCo3

3. Calcule los gramos de CaCO3 que reaccionaron

Reaccionaron los 0.6 gramos de CaCo3

4. ¿Qué cantidad de HCl puro se empleó (en moles)?

1mL puro de HCl

RESULTADOS

En el tubo de ensayo agregamos 1 ml acido clorhídrico y se le agrego 6 gramos de carbonato de calcio Como resultado se obtuvo un aumento del volumen inicio en 24 ml con una temperatura de 22 grados, subió más de 100 ml es una reacción exotérmica.

ANÁLISIS DE RESULTADOS:

Analizar los resultados obtenidos, haciendo observaciones de los diferentes pasos realizados, de los cálculos y de comparaciones con los datos teóricos.

PREGUNTAS

1. ¿Por qué el gas se ubica en la parte superior de la probeta?

En él sus moléculas están dispersas y separadas lo que hacen que queden encerradas en la parte superior de la probeta, también porque fueron conducidas hacia la probeta por el tubo de ensayo con desprendimiento

2. ¿A qué hacen referencia las condiciones normales (CN) de un gas?

A que se encuentra a una temperatura de 0 °C y presión de 1 atm.

3. ¿Qué es volumen molar?

Un mol de cualquier gas en condiciones normales de Presión y Temperatura (CN o STP) ocupará siempre un volumen de 22,4L

Presión a CN: 1 atm o 760 mmHg

Temperatura: 0ºC = 273K

R: 0,082 atm.L/mol.K o 62,4 mmHg.L/mol.K

CONCLUSIONES

Al finalizar este trabajo nos dimos cuenta de la importancia que tiene la química en nuestra formación de aprendizaje ya que logramos demostrar el conocimiento adquirido en los temas química general y poder desarrollar los experimentos necesarios para poder aclarar dudas y enriquecer nuestro conocimiento.

Bajo la estipulación del desarrollo de los laboratorios de química, logramos analizar dentro de los parámetros de conocimiento previo, sobre materiales utilizados en el laboratorio y técnicas de seguridad; posterior análisis de las diferentes clases de mezclas, las clases de sólidos, gases y soluciones. Teniendo claridad en conceptos de obtención y medición de volumen, masa y densidad de las propiedades físicas y químicas de los elementos vistos en el laboratorio, poniendo en práctica algunas leyes y teorías de aplicación a los diferentes estados de la materia

BIBLIOGRAFIA

Ariza, Danilo. Guía Componente Práctico. Universidad Nacional Abierta y a Distancia UNAD. Bogotá. 2011.

Reactivo Limitante y Rendimiento. Tomado de http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-04.html y recuperado el 16 de abril de 2012.

Estequiometria Educativa. Tomado de http://www.educatina.com/video/quimica/estequiometria-de-las-reacciones-quimicas?gclid=CPeHp_Cu1q8CFcae7QodZCN3Bw y recuperado el 18 de abril de 2012.

Reacciones Químicas. Tomado de http://www.amschool.edu.sv/paes/science/reacciones.htm y recuperado el 10 de abril de 2012.

Que es Reducción. Tomado de http://platea.pntic.mec.es/pmarti1/educacion/3_eso_materiales/b_iv/conceptos/conceptos_bloque_4_2_3_02.htm y recuperado el 09 de abril de 2012.

Reducción-oxidación. Tomado de http://es.wikipedia.org/wiki/Reducci%C3%B3n-oxidaci%C3%B3ny recuperado el 15 de abril de 2012.