PRÁCTICA 16

PRÁCTICA 16
ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
1.- FUNDAMENTO TEÓRICO.
En esta práctica se dirigirá la atención hacia el concepto de reacción química. Toda
reacción es una transformación de la materia en la que se parte de una o varias sustancias,
denominadas reactivos, que se transforman total o parcialmente en otras con propiedades diferentes
que se denominan productos. Las distintas propiedades de reactivos y productos son tanto
químicas como físicas. Las diferencias químicas se revelan en la manera en la que tienden a
reaccionar, es decir a cambiar de naturaleza, cada sustancia. Por su parte las propiedades físicas se
usan con frecuencia para identificar cambios químicos ocurridos en una reacción; como ejemplo
simple puede pensarse en los cambios de color asociados con cierta frecuencia a reacciones
químicas.
Las ecuaciones químicas se emplean como un primer elemento para describir las
reacciones químicas. En ellas se especifica qué compuesto o compuestos actúan como reactivos y
cuales son los productos en que se transforman. Además expresan las proporciones relativas en las
que se combinan los reactivos y se obtienen los productos. La manera habitual de dar cuenta de
estas proporciones relativas de reactivos y productos es utilizando el concepto de mol.
Un aspecto a tener muy presente al enfrentarse a una ecuación química es que por el hecho
de formular una ecuación no tiene por que ocurrir en la práctica la reacción química que ella implica.
Obviamente son las propiedades químicas de los reactivos las que determinarán si en la práctica la
reacción es o no viable. Esto no es más que advertir lo que es obvio, dado que de otro modo la
química se convertiría en un simple juego de cifras y letras, y se ignoraría el modo en que las
propiedades de los elementos y la estructura de los compuestos químicos entran en juego para
determinar la reactividad. La reactividad o tendencia a combinarse de una sustancia vendrá
modulada por la naturaleza de otras sustancias que encuentre en su entorno y por las condiciones en
las que se encuentre, especialmente por su presión y temperatura. En concreto son la
Termodinámica y la Cinética las ramas de la Química que se centran en el análisis de la
reactividad de los elementos y compuestos químicos.
Otra matización a tener en cuenta es que en el caso en que una reacción ocurra, los
reactivos no tienen que transformarse completamente en productos, llegándose a una situación final
de equilibrio químico. En este estado de equilibrio, que puede definirse a partir del concepto de
constante de equilibrio, pueden quedar en el sistema cantidades apreciables de todos los reactivos y
productos. Un caso límite sería aquél en que la concentración final de alguno de los reactivos es tan
pequeña como para que a efectos de cálculo de la cantidad de productos formados podamos
16-1
admitir que la reacción se ha producido de forma cuantitativa. Este caso se produce en aquellas
situaciones en que la constante de equilibrio adopta valores muy altos. Excepcionalmente también
ocurre en aquellos casos en que uno de los productos escapa del sistema; esta situación es
frecuente cuando uno o más productos son gaseosos y pierden contacto con el resto del sistema
facilitando de este modo el avance de la reacción química.
Cuando una reacción ocurre con participación de varios reactivos es frecuente que no todos
ellos se encuentren en las proporciones estequiométricas, es decir en aquellas proporciones que nos
indican los coeficientes de la ecuación química. Se considera como reactivo limitante aquel que
por la cantidad inicial en la que está presente limita el avance de la reacción; por contra el reactivo o
reactivos en exceso seguiría presente en cantidades significativas en el medio de reacción incluso
en el supuesto de que la reacción se produjera de forma cuantitativa. Así, la ecuación química
informa de que cada mol de CaCO3 (100 g) se combina con un volumen de disolución tal que
contenga 2 moles de HCl. Si se añadiera un volumen de disolución conteniendo 3 moles de ácido el
carbonato será el reactivo limitante y el HCl el reactivo en exceso. El reactivo limitante se consume
por completo en una reacción cuantitativa.
2.- OBJETIVO DE LA PRACTICA.
El objetivo de la práctica es doble. Por una parte se determinará el peso molecular del
carbonato cálcico ( CaCO3 ). Por otro lado se estimará la riqueza en peso de carbonato cálcico en
una muestra problema. En ambos casos se utilizarán dos métodos, una determinación gravimétrica y
una determinación volumétrica.
3.- MATERIAL Y REACTIVOS
3.1.- MATERIAL.
1 Vaso de precipitado de 250 ml
1 Vaso de precipitado de 100 ml
1 Matraz aforado de 100 ml
1 Varilla de vidrio para agitar
2 Pies
2 Pinzas con sus nueces
1 Matraz Kitasato
1 Embudo de decantación
1 Tapón horadado
1 Tubo de goma de látex de 75 cm
1 Vaso de precipitado de 1000 ml
1 Probeta de Vidrio de 250 ml
1 Probeta de 25 ml
1 Frasco lavador
16-2
3.2.- REACTIVOS
CaCO3
Muestra Problema de CaCO3
Ácido clorhídrico
4.- PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.
4.1.- PROCESO EXPERIMENTAL.
Para la determinación del peso molecular del carbonato cálcico y la obtención del
porcentaje en peso de carbonato en una muestra problema, vamos a ensayar la reacción química
que se produce entre el CaCO3 y el ácido clorhídrico. Esta reacción se puede representar mediante
la ecuación química:
CaCO3 + 2 HCl ↔ CO2 + H2O + CaCl2
El CO2 es un gas que escapará del medio contribuyendo de esta forma a que la reacción se
complete.
Para las dos determinaciones que se van a llevar a cabo en esta práctica se utilizarán dos
métodos. El primero de ellos, método gravimétrico, aprovecha la pérdida de peso que se produce
en el sistema. Esta pérdida de peso se asigna al CO2 que se libera al medio. El segundo método,
volumétrico, se basa en la medida del volumen de CO2 desprendido. En este último caso el CO2
que se recoge está en contacto con agua, por lo cual deberá considerarse la ley de Dalton de las
presiones parciales según la cual la presión total del gas será suma de la debida al CO2 más la
presión del vapor de agua. La tabla con los datos de la presión de vapor de agua para cada
temperatura se incluye al final de la práctica.
Apartado A. Determinación del peso molecular del CaCO3
A.1 M ÉTODO GRAVIMÉTRICO:
Pesar exactamente unos 6 g de CaCO3 puro en el vaso de precipitado de 250 ml. Preparar
100 ml de disolución de HCl 2 M a partir de un frasco de ácido clorhídrico concentrado. Extremar
las precauciones con el manejo del ácido. Determinar qué volumen de esta disolución sería
necesario para combinarse estequiométricamente con el CaCO3. Utilice el peso molecular que
proporciona el bote de reactivo. Poner un exceso de volumen de la disolución de HCl de al menos
un 20%. Poner el volumen de disolución de HCl calculado en el vaso de 100 ml junto con la varilla
de vidrio y pesarlo en la balanza.
La suma de los pesos del vaso de 250 ml con la muestra de carbonato que contiene más el
del ácido con que se va a hacer reaccionar en el vaso de 100 ml más la varilla, nos define el peso de
partida del sistema en estudio.
16-3
Añadir poco a poco la disolución del ácido sobre el vaso que contiene la muestra,
removiendo con suavidad con la varilla de vidrio. NUNCA HACER ESTA OPERACIÓN SOBRE
LA BALANZA. Se observa como ocurre el desprendimiento de gases previsto por la reacción. Es
necesario cuidar de que no se derramen o se proyecten gotas de líquido al exterior durante la
reacción. Una vez que se ha vertido todo el ácido sobre la muestra de carbonato y que ya ha
cesado el desprendimiento de gases volvemos a pesar por separado, el vaso de 250 ml con el
líquido que contiene, y el vaso vacío de 100 ml con la varilla. Todo ello conjuntamente permite
determinar la masa final del sistema.
La diferencia entre la masa inicial y final del sistema debe corresponderse con la cantidad de
CO2 que se ha desprendido. Atendiendo a la estequiometría de la reacción determinar el peso
molecular del CaCO3.
A.2 M ÉTODO VOLUMÉTRICO:
Montar el dispositivo que se muestra en la figura y que permitirá la recogida del gas que se
desprende por reacción en la probeta invertida. Inicialmente la probeta debe estar llena de agua,
que será desplazada en parte por el gas. Sobre la propia escala de la probeta podremos leer al final
del experimento el volumen de gas que se recoge. Hacer buen uso de los pies y las pinzas para
evitar que se vuelque alguno de los elementos de la instalación.
DISPOSITIVO PARA RECOGIDA DE GASES
Pesar con exactitud una cantidad de carbonato cálcico puro próxima a 0.8 g. Depositar
dicha muestra en el matraz Kitasato, procurando que no se adhiera a las paredes.
Preparar 40 ml de disolución 3:1 de HCl. Recuerde que ello significa un volumen de agua 3
veces mayor que el de ácido concentrado. Poner esta disolución en el embudo de decantación con
16-4
la llave aún cerrada. Antes de dejar gotear el ácido sobre la muestra tratar de comprobar el estado
de todas las conexiones y ajustes para evitar fugas de gas. El gas también puede escapar si no
opera con cuidado por el propio embudo de decantación.
Una vez realizadas las comprobaciones indicadas comenzar a verter el ácido sobre la
muestra. Inmediatamente se observará como se desprende gas y llega hasta la probeta desplazando
al agua.
Anotar la presión atmosférica y la temperatura en el laboratorio. A partir de la temperatura
puede determinarse la presión de vapor del agua. La presión en el laboratorio y la presión de vapor
del agua permiten por diferencia conocer la presión parcial del CO2.
Con los datos de presión de CO2, temperatura y la anotación de volumen puede calcularse
el número de moles de gas producidos por reacción, y de ahí los de carbonato.
Apartado B. Determinación de la riqueza en CaCO3 de una muestra problema
Lógicamente el planteamiento de esta práctica asume que las impurezas del carbonato no
reaccionan con el ácido clorhídrico. En concreto una manera en la que su profesor podría haber
impurificado la muestra de carbonato que le facilita es con NaCl, es decir, con sal de mesa.
B.1 M ÉTODO GRAVIMÉTRICO
Pesar exactamente unos 6 g de muestra problema de CaCO3 en el vaso de precipitado de
250 ml. Preparar 100 ml de disolución de HCl 2 M. Determinar qué volumen de esta disolución
sería necesario para combinarse estequiométricamente con el CaCO3. Suponga para este cálculo
que la muestra es 100% carbonato cálcico. Poner un exceso de volumen de la disolución de HCl de
al menos un 10%. Poner el volumen de disolución de HCl calculado en el vaso de 100 ml junto con
la varilla de vidrio y pesarlo en la balanza.
Opere de la misma forma que en el apartado A.1
B.2 M ÉTODO VOLUMÉTRICO
Vuelva a montar el dispositivo que se explica en A.2.
Pesar con exactitud una cantidad de muestra problema próxima a 1 g. Depositar dicha
muestra en el matraz Kitasato, procurando que no se adhiera a las paredes.
Preparar 40 ml de disolución 3:1 de HCl.
Opere de la misma forma que en el apartado A.2.
16-5