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ESTEQUIOMETRIA
I. OBJETIVOS
Buscar las relaciones que existen entre los procesos de los cuerpos reaccionantes y el de los productos Observar los cambios cualitativos y cuantitativos que ocurren en una reacción química. Comprobar experimentalmente la ley de conservación de la masa. Predecir productos o predecir que cantidad de reactivos se debe utilizar para preparar cierta cantidad de productos, e identificar el reactivo limitante. Plantear la solución de problemas relacionados con la composición química de sus componentes. II. FUNDAMENTO TEORICO Estequiometría es la rama de química que estudia las leyes de combinación química y el cálculo de las variables relacionadas directamente con la composición química y las reacciones. Los cálculos estequiométricos se basan en dos hipótesis: primero, suponemos que para describir un proceso químico solamente se necesita considerar una reacción aislada, y segundo, suponemos que la reacción es completa. En la práctica, esto es difícil de obtener puesto que están relacionados o determinados por otras condiciones, sin embargo, es posible calcular que cantidad teórica es la necesaria de reactante para cierta cantidad de otro reactante se transforme y qué cantidad de producto se obtendrá. A nivel de laboratorio, se miden las cantidades en masa y volumen. Ley de la combinación química Se consideran tres lentes estequiométricas: la ley de las proporciones constantes, ley de las proporciones múltiples y la de los procesos de combinación. Ley de las proporciones constates o definidas Esta ley fue propuesta por Proust, que dice: cuando las sustancias reaccionan para formar compuestos lo hacen en una proporción definida en peso. O sea todas las muestras de un compuesto dado contienen los mismos elementos en proporciones de peso exactamente iguales. Así cuando se produce una reacción química, la masa inicial total es igual a la masa total final después de la reacción. Si A y B reaccionan formando un compuesto, la masa utilizadas de A más la masa de B igualará a la masa del compuesto formado, pero puede quedar algo de A o algo de B sin reaccionar, es decir la cantidad de un elemento capaz de combinarse químicamente con una masa fija de otro es limitada. Ley de las proporciones múltiples sencillas Desarrollaron Dalton, Thompson y Wollaston, establece que los diferentes pesos de un elemento que se combina con un peo dado de otro para formar una serie de compuestos, se encuentra en una relación sencilla de números enteros. Ley de los pesos de combinación o de las proporciones recíprocas Establece que los pesos de dos elementos (o múltiplos sencillos de estos pesos) que reaccionan con el mismo peso de un tercer elemento, también pueden reaccionar entre
sí. Los pesos de combinación de los elementos a los cuales se refiere esta ley son los pesos atómicos o fracciones enteras de ellos, para algunos elementos (hidrógeno, sodio cloro, etc.) el peso de combinación se toma convencionalmente al peso atómico, dividido por un número entero pequeño. Los pesos equivalentes de los elementos son los pesos de combinación definidos de esta forma. Así los pesos equivalentes de hidrógeno, oxígeno sodio y cloro son: 1,008; 8; 22,991 y 35 457 respectivamente; estos pesos de los elementos se combinan para formar los binarios H 2 O, NaOH, Na 2 O, Cl 2 y NaCl. Ley de la conservación de la materia Enunciada por Lavoisier y dice: “la masa de un sistema parece invariable durante cualquier transformación que ocurra dentro de él”; esto es, la masa de los cuerpos reaccionantes e igual a la masa de los productos de la reacción. Ecuación química Es una representación muy simplificada de los procesos que ocurren entre dos o más elementos o compuestos, produciendo otros nuevos y diferentes elementos y compuestos. Significan un resumen de las relaciones de sus respectivas moles básicamente. Las relaciones obtenidas entre los coeficientes numéricos de la ecuación química, son las relaciones estequiométricas que permiten calcular los moles de una de las sustancias, equivalente a los moles de cualquiera de las otras. Es recomendable la transformación de los reactantes o productos en moles, relacionarlas estequiométricamente y cambiar las moles obtenidas a su equivalente en masa.
IV. MATERIALES Y REACTIVOS UTILIZADOS
MATERIAL DESCRIPCION CANTIDAD
Vaso de precipitados 500 ml 1 Vidrio reloj Mediano 1 Tubo de ensayo - 2 Hornilla Eléctrica 1 Varilla Vidrio 1 Espátula Metálica 1 Crisol con tapa Porcelana 1 Soporte universal Metálico 1 Tubo de desprendimiento de gases Vidrio 1 Probeta graduada 100 ml 1 Balanza Electrónica 1 Piseta Plástica 1 Pinzas para tubo Madera 1 Pinzas para crisol Metálica 1 Triángulo de soporte Con asbesto 1 REACTIVO REACTIVO Agua destilada Dióxido de manganeso Magnesio metálico Clorato de potasio (cristales) V. EXPERIMENTACION PARTE A: LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES O DEFINIDAS Se pesó una muestra de 0,186 g de magnesio metálico. Este metal se presentó en forma de pequeñas cintas de color plomizo y brillo metálico característico. Una vez pesada la muestra se la colocó dentro de un crisol, y fue calentada con la tapa puesta durante 2 minutos aproximadamente, luego se retiró la tapa completamente, de manera que una gran cantidad de aire pudiera ingresar al crisol. Luego del calentamiento sin tapa durante 10 minutos, no se observó ningún cambio notable en las cintas de magnesio, excepto que había perdido su brillo metálico; por lo tanto, se procedió a calentar la muestra en el crisol sin tapa aproximadamente durante 1 hora. Luego de este arduo calentamiento el producto era un sólido blanquecino y con pequeñas muestras de polvo. Después de la observación, se deja enfriar la muestra y se procede a agregar agua al producto, la mezcla heterogénea formada presenta una coloración verdusca y blanquecina turbia. Se pone el crisol con la mezcla heterogénea en la hornilla, y se hace evaporar toda el agua. Durante la evaporación, se desprenden gases blanquecinos de olor fuerte y desagradable; el producto obtenido tiene una ligerísima coloración verdusca sobre blanco. Se repite nuevamente el procedimiento anterior, esta vez no se percibe el olor característico anterior, y el producto obtenido es un sólido color blanco, pegado sobre las paredes del crisol en forma de costras, y algo de polvo blanco en el fondo.
Las reacciones producidas para este primer experimento son. 4Mg(s) MgO(s) + Mg 3 N2(s) Que tiene lugar cuando se calienta la muestra de magnesio al aire libre, la mayor parte del magnesio reacciona con el oxígeno del aire formando óxido de magnesio, pero un parte del magnesio reacciona con nitrógeno del aire para formar nitruro de magnesio. Este compuesto puede ser transformado a hidróxido de magnesio al agregar agua, el olor característico percibido corresponde al amoníaco. Mg 3 N2(s) + 6H 2 O = 3Mg(OH) 2 + 2NH3(g)↑ El hidróxido de magnesio formado se transforma a óxido de magnesio por acción del calor, quedando (teóricamente) solamente óxido de magnesio en el crisol. Mg(OH) 2 MgO + H 2 O PARTE B: LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA Para el segundo experimento, se armó el sistema para la recolección de un gas: se disponía de un tubo de ensayo que tenía a un tubo de desprendimiento para gases como única salida. Este tubo de desprendimiento daba a una probeta de 100 ml invertida llena de agua, que estaba dentro de un vaso de precipitados de 500 ml también con agua y sostenida con un soporte universal. La fuente de calor era un mechero de alcohol. Inicialmente, se pesó una masa de 1.002g de clorato de potasio, se la mezclo junto con 0.100g de dióxido de manganeso, y se agregó la mezcla al tubo de ensayo. Se conecto este tubo al sistema y se comenzó a calentar la mezcla. La mezcla se funde y se torna color violeta, mientras la mezcla está en ebullición, se desprende un gas: el gas recolectado era escaso, pero rápidamente, el desprendimiento de gas creció y el volumen desprendido creció hasta llenar una probeta. Se retiró el tubo de la llama y se llenó nuevamente la probeta con agua para continuar recolectando el gas; pero esta vez, mientras se calentaba el tubo, el agua ingresó al sistema e hizo romper el tubo. Para el segundo ensayo, se consideró que 1 gramo de clorato de potasio era demasiado reactivo, así que se trabajó con una muestra de 0.301g de clorato de potasio y 0.117g de dióxido de manganeso. Se calentó la mezcla dentro del tubo de ensayo, observándose el mismo fenómeno descrito para el primer experimento. El volumen recolectado de oxígeno fue de 94 ml, pero al parecer este volumen fue incompleto; pues cuando la reacción desprendía abundante cantidad de gas, el tubo fue retirado de la llama hasta que termine el desprendimiento. La masa de oxígeno se obtuvo por diferencia y fue de 0.076g. Una vez frío, el residuo en el tubo mostraba una apariencia semejante a la arena. La reacción ocurrida en este caso es una reacción de descomposición: KClO3(s) + calor = KCl(s) + 3/2 O2(g) Pero, en realidad, se da la formación del perclorato de potasio como producto intermedio, que luego se descompone. VI. CALCULOS Y RESULTADOS OBTENIDOS
Ø
aire
Sustancia Masa inicial (g) Masa final (g) Nro de moles Potasio at-g Cloro at-g Oxígeno at-g KClO 3 0.301 - 2.4610-3^39 35.5 16 KCl - 0.183 2.4610-3^39 35.5 - O 2 - 0.118 3.6910-3^ - - 16 CALCULOS PRACTICOS Error absoluto Error relativo Sustancia Masa inicial (g) Masa final (g) Nro de moles Masa Moles Masa Moles KClO 3 0.301 - 2.4610-3^ - - - - KCl - 0.225 3.0210-3^ 0.042 0.5610-3^ 0.21 0. O 2 - 0.076 2.3810-3^ 0.042 1.3110-3^ 0.43 0. VII. ANALISIS DE RESULTADOS Y GRAFICOS PARTE A: LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES O DEFINIDAS Para este experimento, se debe considerar que el magnesio está en el grupo IIA y en el tercer periodo. La reactividad que mostró este metal durante el experimento es bastante
escasa, pues se esperaba una reacción moderadamente rápida. Como se observa, después del primer calentamiento de dos minutos, solamente se observó que las cintas de magnesio se volvieron algo más oscuras y no presentaban brillo, debido a las primeras formaciones de óxido de magnesio solamente en la superficie de las cintas. Luego, se continuó calentando sin tapa, por lo que el aire presente reaccionaría con el magnesio formando óxido, pero además se forma una parte de nitruro de magnesio, debido a que las altas temperaturas sobre el sistema (aprox. 300oC para que en nitrógeno del aire reaccione con el magnesio); por lo que se forma un producto mixto. La forma de convertir el nitruro de magnesio en óxido de magnesio: es agregando un poco de agua y calentando, se forma el hidróxido de magnesio y amoníaco. El hidróxido se convierte en óxido por calentamiento. Cuando se comparan las masas de los reactantes y las de los productos, éstas no cambian, confirmando que para reaccione sencillas, la “Conservación de la Masa” enunciada por Lavoisier se cumple. Luego se analizan las relaciones estequiométricas existentes entre los productos y reactivos, las variaciones que se presentan son pequeñas. Para hallar la fórmula empírica, se haya el porcentaje de los elementos en el compuesto, que para el magnesio es de 56.02% y para el oxígeno es del 43.98%. a partir de estos datos, se halla que la fórmula empírica del óxido de magnesio tiene a la misma cantidad de átomos de magnesio que de átomos de oxígeno, siendo su fórmula empírica Mg 1 O 1. PARTE B: DESCOMPOSICIÓN TÉRMICA DEL KClO 3 Y VOLUMEN MOLAR DEL OXÍGENO Para este experimento, los cálculos y resultados obtenidos muestran un gran error cometido durante la experimentación: la guía de laboratorio indica que cuando el desprendimiento de gas es abundante, se retire el tubo de la llama; pero en realidad no debería ser así, se debe calentar la mezcla hasta haber terminado la reacción completamente. Es por eso, que el valor teórico de los moles de oxígeno desprendido es de 3.68710-3^ pero el número de moles prácticos de es 2.37510-3^ teniendo un error porcentual en la determinación del número de moles del 21.64%, un valor realmente alto para la experimentación. Además, trabajando con ambos datos aisladamente, se tiene que el volumen molar para el primero es de 39.57 L/mol y para el segundo, el valor del volumen molar es de 25.49, valor que es más acertado si se consulta la bibliografía respectiva. El error porcentual entre estos dos datos es de 43.28%. se debería haber trabajado con una masa más pequeña de clorato de potasio, pues el eudiómetro no era el indicado para recolectar tal cantidad de gas. Mientras se volvía a llenar la probeta, parte del gas escapaba por el tubo; o si no, la reacción que estaba ocurriendo no vuelve a ocurrir con la misma intensidad. Estos diversos factores contribuyeron al considerable error presente en los datos experimentales. VIII. CONCLUSIONES La estequiometría es una rama de la química que estudia las leyes de combinación química, así como la combinación química y las reacciones en sí. Se basa en que las reacciones son completas y además son aisladas unas de otras. Pero en la práctica, esto es imposible, pues el rendimiento de las reacciones nunca es del
mezcla del clorato de potasio, se recolecto el oxígeno hasta llenar la probeta, se volvió a llenar con agua la probeta, y mientras se calentaba de nuevo, el agua ingresó al tubo, reaccionando con los reactantes y rompiéndolo. X. BIBLIOGRAFIA Arthur Vogel, Química Analítica Cualitativa Frederick Longo, Química General Parra – Garvizu, Manual de Laboratorio Química Inorgánica XI. ANEXOS DATOS DE LOS REACTIVOS Magnesio Mg, peso atómico = 24, Número de orden, 12; densidad 1,75; volumen atómico, 13,9; punto de fusión, 651 oC, valencia, 2; potencial normal, aproximadamente, -2. Estado natural: los compuestos de magnesio están muy extendidos en la naturaleza. Los minerales más importantes son: giobertita (MgCO 2 ) romboédrica, isomorfa de la calcita; dolomita (CaMg(CO 3 ) 2 ; brucita (Mg(OH) 2 ) romboédrica, carnalita (MgCl 2 *KCl
- 6H 2 O rómbica, kieserita ( MgSO 4 + H 2 O) monoclínica; epsomita ( MgSO 4 + 7H 2 O); espinela (MgAl 2 O 4 ) regular isomorfa de la magnetita (Fe 3 O 4 ) y la cromita (FeCr 2 O 4 ). Además el magnesio se encuentra formando parte de muchos silicatos. Los silicatos de magnesio forman mezclas cristalinas de composición extraordinariamente variable. Debido al polimorfismo y a la formación de soluciones sólidas, son muy numerosas las relaciones de piroxenos y anfíboles que cristalizan en los sistemas rómbicos y monoclínicos respectivamente, los cuales están basados en el silicato Mg 2 (SiO 4 SiO 2 ), substituyendo el Mg por el Fe o Ca, a este grupo pertenece también la hornblenda. La forsterita MgSiO 4 es sustancia básica del grupo olivino. El grupo de los silicatos hidratados está la serpentina (SiO 4 ) 2 (MgFe) 3 H 2 , H 2 0, que se encuentra muy corrientemente. Tremolita (SiO 4 SiO 2 ) 4 Ca 2 Mg 5 H 2 , que se presenta en fibras finas como asbesto , al igual que la serpentina. Talco (SiO 3 ) 4 H 2 Hg; en forma compacta se denomina esteatita. La clorofila , colorante verde de las plantas, contiene magnesio de unión orgánica, en las funciones de los organismos animales el ión magnesio juega un papel muy importante por su acción reguladora respecto de los iones alcalinos. El magnesio es un metal de color blanco de plata. Descompone el agua a la temperatura ordinaria, formándose hidróxido Mg(OH) 2 , poco soluble se comunica agua a la reacción débilmente alcalina. El hidróxido de magnesio por debajo de la temperatura del rojo pierde una molécula de agua y se transforma en óxido. A unos 300oC el metal se combina con el nitrógeno seco formándose nitruro de magnesio de color amarillo verdoso. Por este medio puede separarse completamente el nitrógeno del aire, de los gases nobles. El nitruro de magnesio es descompuesto fácilmente por el agua: Mg 3 N 2 + 6 HOH = 3 Mg(OH) 2 + 2 NH 3
El ión magnesio es incoloro y forma sales difícilmente solubles con algunos aniones polivalentes de ácidos no muy fuertes. Sus sales con los aniones más débiles, debido a la hidrólisis, son descompuestos en solución acuosa, prácticamente en su totalidad: así ocurre, por ejemplo, con el sulfuro. También las sales de ácidos fuertes tienen tendencia a la hidrólisis. Si se calienta a más de 106oC el cloruro Mg(H 2 O) 6 Cl 2 se desprende una cantidad apreciable de HCl, dejando un residuo de sal básica insoluble. La tendencia de un compuesto a la hidrólisis está relacionada paralelamente con la que tenga que formar sales conteniendo agua en su molécula. Clorato de potasio El clorato de potasio es poco soluble en agua (66g del compuesto por 1 litro de agua) a 18 oC. Por acción del calor, todos los cloratos son descompuestos en cloruros y oxígeno. Generalmente se forma perclorato como producto intermedio. El cloruro se reconoce en el residuo extrayendo con agua, agregando ácido nítrico diluido y solución de nitrato de plata. Los cloratos insolubles se deben mezclar con carbonato de sodio antes de calcinarlos. 2 KClO3(s) = 2KCl(s) + 3 O2(g) 2 KClO3(s) = KCl(s) + KClO4(s) + O2(g)
