UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE QUERÉTARO FACULTAD DE QUÍMICA Laboratorio de Química General CLAVE 512 Prerequisito ACADEMIA DE QUÍMICA Nombre de la práctica: ESTUDIOS ESTEQUIOMÉTRICOS DE UNA REACCIÓN Práctica QUÍMICA POR MEDIO DE LA MEDICIÓN DE GASES 11 13 Páginas Páginas de la 111 a 123 Realizó: Revisó: Autorizó: Fecha: Fecha: Fecha: Contenido Página I. INTRODUCCIÓN 111 II. CONOCIMIENTOS PREVIOS 113 III. OBJETIVO 113 IV. METODOLOGIA 114 IV. 1. Material y equipo. 114 IV. 2. Reactivos y soluciones. 115 IV. 3. Requerimientos de seguridad 115 IV. 4. Disposición de residuos 115 IV. 5. Procedimiento. 115 IV. 6. Diseño experimental (si lo hay) V. RESULTADOS. 120 V.1 Cálculos 122 VI. DISCUSION. 123 VII. CONCLUSIONES. 122 VIII. BIBLIOGRAFIA 123 UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE QUERÉTARO FACULTAD DE QUÍMICA CLAVE 512 Laboratorio de Química General Prerequisito ACADEMIA DE QUÍMICA Nombre de la práctica: ESTUDIOS ESTEQUIOMÉTRICOS DE UNA REACCIÓN Práctica 11 QUÍMICA POR MEDIO DE LA MEDICIÓN DE GASES 13 Páginas Páginas de la 111 a 123 Realizó: Revisó: Autorizó: Fecha: Fecha: Fecha: ESTUDIOS ESTEQUIOMÉTRICOS DE UNA REACCIÓN QUÍMICA POR MEDIO DE LA MEDICIÓN DE GASES I. INTRODUCCIÓN Cuando se lleva a cabo una reacción química la mayoría de las veces nos resulta más que evidente su desarrollo. Esto se debe a que podemos percibir la formación de una nueva sustancia por un cambio de color, la formación de un precipitado, formación de un gas o de un sólido; pero en ocasiones, cuando se trata de condiciones reales, los fenómenos que estamos realizando no son tan evidentes y en consecuencia llegamos a cometer errores, los cuales se hacen evidentes si tenemos que cuantificar las sustancias que se forman, o saber cuánto reactivo se requiere para su obtención. Las cantidades de sustancias se pesan, si son sólidos, o se mide su volumen si son gases o líquidos, pero muchas veces no son las que estequiométricamente reaccionan, sino que son cantidades menores a las calculadas y pesadas para desarrollar la reacción química que se estudia. UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE QUERÉTARO FACULTAD DE QUÍMICA Laboratorio de Química General CLAVE 512 Prerequisito ACADEMIA DE QUÍMICA Ahora surge la necesidad de establecer cómo cuantificar la masa de los reactivos y de los productos puros que participan en la reacción, tanto de manera natural, como en forma teórica para comparar los resultados. Es importante plantear qué hacer en lo teórico o en lo experimental cuando se trata de reactivos impuros, utilizando para los cálculos numéricos el concepto de mol. Si recordamos, los coeficientes de una ecuación química balanceada, indica la razón en que se combinan los reactivos y se forman los productos en una transformación química, solo que estas razones están en moles o moléculas (relación en masa de Proust). Con esto, podemos calcular las operaciones estableciendo la relación molar y calculando inicialmente la cantidad de moles de las sustancias que intervienen en la reacción en las que se realizarán las operaciones matemáticas. Los resultados del experimento dependerán de dos condiciones: la cantidad de cada reactivo que se utilice y del cuidado que se ponga en la manipulación. Una manipulación poco cuidadosa puede ocasionar un error importante. Las sustancias cuya pureza se conoce con exactitud se denominan patrones primarios y constituyen reactivos analíticos. Podemos considerar que la concentración de una solución acuosa de NaHCO3 es conocida con exactitud cuando pesamos cuidadosamente en una balanza de precisión la cantidad requerida de NaHCO3 previamente secado (ya que la humedad que toma del ambiente puede afectar la pureza) y la diluimos en un volumen de agua destilada perfectamente medido. UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE QUERÉTARO FACULTAD DE QUÍMICA Laboratorio de Química General CLAVE 512 Prerequisito ACADEMIA DE QUÍMICA Las soluciones de sustancias como el HCl no se pueden considerar como patrones primarios porque son inestables. Por lo tanto, la solución de HCl tendrá que someterse a una comprobación y rectificación de la concentración mediante una operación llamada “valoración” o “titulación”. II. CONOCIMIENTO PREVIO ¿Cómo se calcula el volumen ocupado por un mol de sustancia en condiciones estándar? Volumen molar Es el volumen ocupado por un mol de cualquier sustancia, ya se encuentre en estado sólido, líquido o gaseoso y bajo cualesquiera condiciones de presión y temperatura. Según ya se ha estudiado, un mol de cualquier sustancia contiene igual número de partículas. Por otra parte, si atendemos al caso particular de sustancias gaseosas, del principio de Avogadro se deduce que un mol de cualquier sustancia gaseosa -igual número de moléculas- ocupará idéntico volumen, siempre que las condiciones de presión y temperatura sean las mismas. Este volumen resulta ser de 22,4 l cuando el gas se encuentra en condiciones normales (o C.N.) de presión y temperatura (1 atmósfera y 0 ºC). Este valor es lo que se conoce como volumen molar normal de un gas (muchas veces se le denomina simplemente volumen molar, aunque esto no es correcto, ya que se trata de un caso particular de volumen molar). En condiciones estandar (1 atmosfera y 25 ºC) el volumen molar es un poco mayor, 24,4 l Volumen molar normal de un gas = 22,4 l Volumen molar estandar de un gas = 24,4 l ¿Qué es una solución valorada? Es aquella en la que se consideran cantidades fijas de soluto y solvente establecidas previamente por métodos químicos. ¿Qué es un reactivo limitante? UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE QUERÉTARO FACULTAD DE QUÍMICA Laboratorio de Química General CLAVE 512 Prerequisito ACADEMIA DE QUÍMICA Es aquel reactivo concreto de entre los que participan en una reacción cuya cantidad determina la cantidad máxima de producto que puede formarse en la reacción. ¿Qué es un patrón primario? . Las sustancias cuya pureza se conoce con exactitud se denominan patrones primarios y constituyen reactivos analíticos. ¿Cómo podemos determinar la concentración de una solución acuosa? Existen diversas formas de determinar la relación entre soluto y solvente, la mayoría nos da una razón en PARTES DE SOLUTO/PARTES DE SOLUCIÓN. 1. % En peso: 2. Partes por millón: Número relativo de unidades de peso de soluto por cada millón de partes de solución. 3. Fracción molar : 4. Molaridad: ¿Qué es un mol? Esla cantidad de materia que contiene tantas entidades fundamentales como el número de átomos contenidos en 12g de Carbono 12: 6.023x1023. ¿Qué es el número de moles? De una muestra es el número de moles totales de sustancia contenidos en ella, lo que se obtiene dividiendo la masa de la muestra entre la masa molar de la especie. ¿Cómo se prepara una solución 3 molar de NaHCO3? La molaridad es igual al número de moles entre litros de solución, para preparar una solución de carbonato de sodio 3 molar, necesitamos saber cuántos gramos de éste vamos UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE QUERÉTARO FACULTAD DE QUÍMICA Laboratorio de Química General CLAVE 512 Prerequisito ACADEMIA DE QUÍMICA a agregar por cada litro de solución, despejando la formula y tomando en cuenta el número de moles como la masa entre la masa molar tenemos: ( )( )( ) ( )( )( ) ¿Cómo se prepara una solución 3 molar de HCl? ¿Qué es un indicador ácido-base? Describir en qué consisten las técnicas de valoración o titulación de una sustancia Describir las formas de cómo se llevaría a cabo la valoración de una solución de HCl. Análisis, Valoración volumétrica o titulación: Con estos nombres se define la operación volumétrica mediante la cual se determina la concentración de una solución a partir de otra solución de concentración conocida y con la cual reacciona químicamente. Esta operación volumétrica se fundamenta en la neutralización que experimentan las dos soluciones al reaccionar y que se puede evidenciar al conseguir un cambio de coloración mediante el uso de un indicador apropiado. Existen dos variantes en la valoración volumétrica: acidimetría y alcalimetría. La acidimetría es la valoración de ácidos mediante álcalis (bases) y la alcalimetría es la valoración de álcalis mediante ácidos. El indicador utilizado vira de color cuando el pH de la solución cambia e indica que la cantidad estequiométrica para producir un compuesto conocido al poner en contacto el ácido y la base ha sido alcanzada. Esto permite el cálculo de concentraciones o volúmenes de ácidos o bases a partir de los datos de una solución conocida. El momento en que se produce UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE QUERÉTARO FACULTAD DE QUÍMICA Laboratorio de Química General CLAVE 512 Prerequisito ACADEMIA DE QUÍMICA el cambio de coloración se denomina punto final de la titulación. (ver tabla) Indicadores Ácido Neutro Básico Violeta de metilo Amarillo Verde Violeta Azul de timol Rojo Anaranjado Amarillo Anaranjado de metilo Rojo Anaranjado Amarillo Rojo de metilo Rojo Anaranjado Amarillo Púrpura de bromocresol Amarillo Anaranjado Púrpura Relación molar 1:1 A continuación se muestra un ejemplo de cómo calcular la concentración de una solución ácida cuando la relación molar del ácido y la base es de 1:1. Para la titulación se utilizaron 42 ml de una solución de NaOH de concentración 0,15 mol/L para neutralizar 50 ml de solución de HCl. ¿Cuál es la concentración molar de la solución ácida? Despejar la fórmula concentración del ácido. para calcular la La concentración de la solución ácida es de 0,126 mol/L III. OBJETIVOS - Determinación de la cantidad de reactivo que limita una reacción química. - Ver la relación que existe entre la cantidad de sustancia y el volumen que ocupa. UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE QUERÉTARO FACULTAD DE QUÍMICA Laboratorio de Química General CLAVE 512 Prerequisito ACADEMIA DE QUÍMICA - Aplicar las Leyes Ponderales de la estequiometría - Considerar el uso de reactivos impuros en la estequiometría de reacciones químicas - Considerar la problemática en la estequiometría cuando se tienen productos gaseosos IV. METODOLOGIA IV. 1. Material y equipo. 1 matraz redondo de fondo plano l L 1 tapón (para el matraz anterior) 1 tubo de ensaye 13 x 100 1 probeta 100 mL 2 conexiones de vidrio (forma V) 1 manguera de hule 1 cuba (recipiente de plástico) 1 pinzas de Morh 3 matraces volumétricos 100 mL 3 matraces Erlenmeyer 125 mL 3 pipetas volumétricas 5 mL 1 soporte 1 bureta 25 mL UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE QUERÉTARO FACULTAD DE QUÍMICA Laboratorio de Química General CLAVE 512 Prerequisito ACADEMIA DE QUÍMICA 1 pinzas para bureta IV. 2. Reactivos y soluciones. HCl 0.4M NaHCO3 0.4M NaOH 0.5M NaCl (traer de casa) Indicador de naranja de metilo IV. 3. Requerimientos de seguridad Bata, lentes, guantes y reglamento general. En caso de contacto del ácido con la piel u ojos, retirar el ácido, lavar con abundante agua, por al menos cinco minutos y lavar posteriormente con una solución diluida de bicarbonato de sodio IV.4. Disposición de residuos Neutralizar el ácido con bicarbonato de sodio y desecharlo en la tarja IV. 5. Procedimiento. 1. Calcule la cantidad de gramos de NaHCO3 que se necesita para preparar una solución 0.4 molar y haga la solución. 2. Calcule qué volumen de solución concentrada de HCl se necesita para preparar 1000 ml de una solución 0.4 molar de HCl, tome en cuenta la densidad del HCl concentrado. UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE QUERÉTARO FACULTAD DE QUÍMICA Laboratorio de Química General CLAVE 512 Prerequisito ACADEMIA DE QUÍMICA 3. Valoración de la solución de HCl. Ponga en un matraz erlenmeyer un volumen conocido de NaOH (por ejemplo 25 ml), de concentración exacta y conocida, medido con una pipeta volumétrica o una bureta. Agregue unas gotas de naranja de metilo (el naranja de metilo es un indicador porque cuando su color amarillo vire al canela nos indicará que la reacción ha llegado a su término). Llene una bureta con la solución de HCl cuya concentración se desea conocer. Sujete la bureta a un soporte mediante unas pinzas. Tome con la mano derecha el matraz Erlenmeyer de manera que pueda agitarlo suavemente y con la izquierda manipule la llave de la bureta de manera que vaya dejando caer en el matraz , primero poco a poco y luego gota a gota, la solución que contiene. Cuando el color de la solución del matraz vire al color canela la reacción habrá terminado. Calcule la concentración de la solución de HCl. Reacción: NaOH + HCl NaCl + H2O El ácido clorhídrico es un gas que se usa diluido en agua destilada, como reactivo; su densidad viene marcada en los frascos que lo contienen, pero no la concentración de la solución. Esta concentración se puede averiguar por medio de las tablas que aparecen en los manuales de propiedades de las sustancias químicas. Cálculos: Si se usan 25 mL de una solución de NaOH 0.5 M se tendrá: 0.5moles moles 0.5x10 3 1000mL mL Como fueron usados 25 mL de NaOH se tendrá: UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE QUERÉTARO FACULTAD DE QUÍMICA Laboratorio de Química General CLAVE 512 Prerequisito ACADEMIA DE QUÍMICA 0.5 x 10-3 moles x 25 mL = 12.5 x 10-3 moles Lo que significa que si 12.5 x 10-3 moles de NaOH fueron los que reaccionaron y dado que la reacción estequiométrica de la ecuación indica que 1 mol de NaOH reacciona con 1 mol de HCl, existen 12.5 x 10-3 moles de HCl en el volumen leído en la bureta. Supóngase que este volumen fue de 30 mL: 12.5 x10 3 moles 1000mL moles x 0.416 30mL 1litro litro Este último valor expresa la molaridad de la solución de HCl. NOTA: lo anterior es solamente un ejemplo de cálculos. El alumno deberá ejecutar la valoración de su solución de HCl. 4. Una vez preparadas las soluciones colóquelas en las buretas, teniendo cuidado de llenarlas siguiendo las instrucciones de su asesor. 5. Arme el aparato indicado en la figura siguiente: UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE QUERÉTARO FACULTAD DE QUÍMICA Laboratorio de Química General CLAVE 512 ACADEMIA DE QUÍMICA 6. Los experimentos serán llevados a cabo de acuerdo a la siguiente tabla: Experimento Solución de HCl en el Solución de NaHCO3 No. matraz en el tubo de ensaye 1 5 ml 1 ml 2 5 ml 2 ml 3 5 ml 3 ml 4 5 ml 4 ml Prerequisito UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE QUERÉTARO FACULTAD DE QUÍMICA Laboratorio de Química General CLAVE 512 Prerequisito ACADEMIA DE QUÍMICA 5 5 ml 5 ml 6 5 ml 6 ml 7 5 ml 7 ml 8 5 ml 8 ml 7. Coloque en el matraz 5 ml de solución de HCL y pedacería de vidrio para favorecer el desprendimiento de CO2. 8. Ponga en el tubo de ensayo la cantidad que le corresponda de la solución de NaHCO3. 9. Introduzca en el matraz el tubo de ensayo atado con un hilo inatacable (plástico) que se conservará dentro y que será tan delgado que no permitirá fugas al quedar presionado por el tapón de hule del matraz. Durante esta primera operación tenga cuidado de no mezclar los reactivos. 10. Cerrar perfectamente el matraz y colocar las pinzas en el tubo de hule. 11. Sin introducir el tubo de vidrio a la probeta mueva el matraz de tal forma que los reactivos entren en contacto, la reacción se iniciará y se desprenderá CO 2 según la reacción siguiente: NaHCO3 + HCl NaCl + CO2 + H2O 12. Introduzca el tubo de vidrio dentro de la probeta que estará llena de solución saturada de NaCl y sumergida en un recipiente que contiene la misma solución (observar el esquema) UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE QUERÉTARO Prerequisito FACULTAD DE QUÍMICA CLAVE 512 Laboratorio de Química General ACADEMIA DE QUÍMICA 13. Quite la pinza del tubo de hule y observará que inmediatamente se empieza a llenar la probeta de CO2, espere hasta que no se desprenda gas. 14. Hacer la lectura del volumen de gas que se encuentra en la probeta, la lectura debe hacerse de tal modo que la presión de CO2 sea igual a la presión atmosférica, lo cual se logra igualando los niveles de la solución saturada de NaCl que está en la probeta y el nivel exterior del recipiente dentro del cual se encuentra dicha probeta. Es necesario hacer una corrección debido a la presión de vapor de la solución de NaCl que se considerará como 14 mmHg (20ºC). Otro dato más que es necesario conocer, es la presión atmosférica en mmHg. 15. Una vez leído el volumen y corregida la presión, calcule el volumen en condiciones estándar y el número de moles de CO2. 16. Llene la siguiente tabla con los datos obtenidos en los 8 experimentos: Experimento 1 Volumen en mL de solución de HCl No. de moles de HCL Volumen en mL de sol. de NaHCO3 No. de moles de NaHCO3 Volumen práctico de CO2 corregido estándar a condiciones 2 3 4 5 6 7 8 UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE QUERÉTARO FACULTAD DE QUÍMICA Laboratorio de Química General CLAVE 512 Prerequisito ACADEMIA DE QUÍMICA No. de moles de CO2 Volumen teórico de CO2 (experimental) No. de moles de CO2 (teórico) 17. Construya una gráfica en papel milimétrico con los datos de la tabla, en el eje de las “x” moles de NaHCO3 y en el eje de las “y” moles de CO2. ¿Qué deduce de la observación de la gráfica? 18. Si hubo una diferencia entre el número de moles de CO2 obtenidos en la práctica y el número de moles de CO2 teóricos ¿a qué factores los atribuye? V. RESULTADOS. V.1 Cálculos 1.- Cálculos necesarios para preparación de la solución de bicarbonato de sodio 0.4M. Masa = (M)(L de solución)(P.M.)=(0.4 mol/L)(0.2 L)(83.99 g/mol)= 7.5 g de Bicarbonato de sodio en 200 mL de solución, 2.- Cálculos necesarios para la preparación de la solución de HCl 0.4M. UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE QUERÉTARO FACULTAD DE QUÍMICA Laboratorio de Química General CLAVE 512 Prerequisito ACADEMIA DE QUÍMICA 3.- Cálculos que se llevaron a cabo para la valoración del HCl. Concentración de HCl: ( )( 4.- ¿Por qué se utiliza una solución saturada de NaCl y no agua en la tina del aparato? Porque el Dióxido de Carbono obtenido de la reacción es soluble en agua, por lo tanto, si usáramos agua en la tina el dióxido no la desplazaría sino que se disolvería en ella y no tendríamos la posibilidad de medir el volumen para la relación estequiométrica. 5.- Graficar: moles de NaHCO3 vs. Moles de CO2 6.- ¿Qué se deduce de la observación de la gráfica obtenida en el punto anterior? El número de moles del bicarbonato aumenta en los experimentos en que el volumen de éste es menor al del ácido, lo que nos indica que hasta el experimento UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE QUERÉTARO FACULTAD DE QUÍMICA Laboratorio de Química General CLAVE 512 Prerequisito ACADEMIA DE QUÍMICA 5, el Bicarbonato de sodio es el reactivo limitante. Sin embargo, a partir de que el volumen de ácido se hace menor que el de la base, el número de moles de Dióxido de Carbono se ve determinado por los moles de ácido, lo cual refiere que a partir del experimento 6, el HCl se convierte en el reactivo limitante de la reacción. Esto sucede porque la relación en la que están ambos reactivos es igual, 1:1. 7.- Si hubo una diferencia entre el número de moles de CO 2 obtenidos en la práctica y el número de moles de CO2 teóricos ¿a qué factores lo atribuye? Durante los experimentos se tuvieron diversas fallas en relación al número de moles esperados de Dióxido de Carbono; lo cual se atribuyó a errores en el procedimiento, como fugas en las conexiones y el incorrecto armado del aparato o el incorrecto seguimiento del proceso. También se tiene que decir que la medición del volumen desplazado sigue siendo subjetiva dependiendo de persona a persona. Se descartó un error en la preparación de las soluciones por medio de la valoración de las mismas. VI. DISCUSIÓN _________________________________________________________________________ _________________________________________________________________________ _________________________________________________________________________ _________________________________________________________________________ _____________________________________________________ VII. CONCLUSIONES UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE QUERÉTARO FACULTAD DE QUÍMICA Laboratorio de Química General CLAVE 512 Prerequisito ACADEMIA DE QUÍMICA _________________________________________________________________________ _________________________________________________________________________ _________________________________________________________________________ _________________________________________________________________________ _____________________________________________________ VIII. BIBLIOGRAFÍA http://encina.pntic.mec.es/~jsaf0002/p42.htm#Volumen%20molar , Joaquín San Frutos Fernández para el Curso: Internet para la enseñanza de la Química Dep. CCTT Físico químicas UNED Quimica general, Schaum Daniel, Mc Graw hill
