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 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 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 ecuación CH4(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 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). 1.1.3 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 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. Como ya se sabe un factor de conversión es 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. 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. 1
El protocolo a seguir para realizar un cálculo estequiométrico se puede resumir en los siguientes pasos: 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 incógnita Masa de dato Moles de dato Moles de incógnita Masa de dato Moles de dato Moles de incógnita Masa de incógnita Cada flecha indica el uso del factor de conversión adecuado para pasar de un valor al otro. 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. 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%. 1.1.4 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 2
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 edotérmica 1.1.5 Tipos de reacciones químicas 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 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. 1.2 OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA Clasificar las reacciones que se realicen en: reacciones de síntesis, de descomposición, de desplazamiento sencillo y de doble desplazamiento. Identificar que reacciones son de oxido-reducción utilizando criterios químicos. Identificar el agente oxidante y el agente reductor en una reacción redox. Calcular el porcentaje de rendimiento de una reacción. Determinar experimentalmente el reactivo limitante de una reacción. 3
1.3 MATERIALES Materiales proporcionados por el laboratorio Cristalería Equipo Reactivos 2 probetas de 5mL 2 pipetas de 10 Ml 1 beacker de 50 ml. 10 tubos de ensayo Materiales proporcionados por el estudiante. Por grupo de trabajo 1 regla graduada en cm 1.4 METODOLOGÍA 1.4.1 Clasificación de reacciones 1 Balanza monoplato 1 cápsula de porcelana 1 estufa 1 gradilla de metal 1 pinza para cápsula. 1 pinza para tubo de ensayo. 1 bulbo de seguridad Solución de NH3 Fe Solución de KI Solución de K2CrO4 Solución de Pb(NO3)2 Solución de CuSO4*5H2O a. Tome 3 tubos de ensayo que se encuentren limpios y secos. b. Agregue en un tubo diferente las siguientes combinaciones de reactivos. Tubo 1: Agregar con una probeta 5 ml de solución de CuSO4 luego 5 gotas de solución de NH3. El 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 CuSO4, después 2 gotas de H2SO4 para acidificar la solución. El H2SO4 debe agregarse en la campana de extracción de gases. Después mida 0.1 g de hierro y deposítelos en el tubo donde se encuentra la solución. Tubo 3: Agregar con una probeta 5 ml de solución de KI, después agregar con una probeta 5 ml de una solución de Pb(NO3)2. c. Observar y anotar en el cuadro 1 los cambios que se han producido en cada una de las reacciones anteriores. 1.4.2 Cálculos estequiométricos: porcentaje de rendimiento 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 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. 4
h. Determine el porcentaje de rendimiento y anote el valor en el cuadro 4. 1.4.3 Determinación experimental del reactivo limitante a. Lave y seque 10 tubos de ensayo. Enumérelos del 1 al 10 b. En esta serie de 10 tubos de ensayo agregue con la ayuda de una pipeta 1 ml de solución Pb(NO3)2 0.1 M (0.1 moles de Pb(NO3)2 por cada litro de solución). c. Trasvase aproximadamente 25 ml de una solución de solución de K2CrO4 0.1 M a un beacker de 50 ml. d. En cada uno de los tubos de ensayo preparados en el inciso a, trasvase la siguientes volúmenes de solución de K2CrO4. Tubo 1: 0.2 ml de solución de K2CrO4 0.1 M Tubo 2: 0.6 ml de solución de K2CrO4 0.1 M Tubo 3: 0.8 ml de solución de K2CrO4 0.1 M Tubo 4: 1.0 ml de solución de K2CrO4 0.1 M Tubo 5: 1.4 ml de solución de K2CrO4 0.1 M Tubo 6: 1.8 ml de solución de K2CrO4 0.1 M Tubo 7: 2.0 ml de solución de K2CrO4 0.1 M Tubo 8: 2.5 ml de solución de K2CrO4 0.1 M Tubo 9: 3.0 ml de solución de K2CrO4 0.1 M Tubo 10: 3.5 ml de solución de K2CrO4 0.1 M e. La reacción dará como consecuencia la producción de un precipitado de un color amarillo intenso. f. Espere unos minutos hasta que se sedimenten todos los precipitados formados. g. Mida las alturas de los precipitados formados y anote los valores en el cuadro 5. 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. Reacción ensayo 1 Cambios observados (cambios de color, formación de gas, formación de precipitados, entre otros) Fundamento químico teórico para explicar las observaciones ( Qué sucedió?) ensayo 2 ensayo 3 5
b. Complete el cuadro 2 con la información faltante y clasifique las reacciones. Cuadro 1. Determinación de acidez y alcalinidad de soluciones acuosas. Reacción ensayo 1 Ecuación química con información faltante CuSO4 + NH3 [Cu(NH3)4]SO4 Ecuación química balanceada con la información completa (fórmulas de reactivos, productos, estados de agregación) Clasificación de la reacción (combinación, descomposición, desplazamiento sencillo, doble desplazamiento, redox) ensayo 2 ensayo 3 Fe + CuSO4 X + Y KI + Pb(NO3)2 X + Y d. 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 de la cápsula seca Masa de la cápsula + CuSO4*5H2O Masa de CuSO4*5H2O Masa de la cápsula + CuSO4 Masa de CuSO4 Masa (g) e. 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) Información solicitada (cálculo estequiométrico) 1 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? CuSO4(s) + 5H2O(g) Respuesta 6
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) f. Complete el cuadro siguiente con la información del experimento del reactivo limitante Cuadro 5. Datos referentes a la determinación del reactivo limitante para la reacción K2CrO4 (aq) + Pb(NO3)2 (aq) 2 KNO3 (aq) + PbCrO4 (s) ensayo Volumen de Pb(NO3)2 0.1 M (ml) Moles de Pb(NO3)2 (*) Volumen de K2CrO4 0.1 M (ml) Moles de K2CrO4 Alturas del precipitado PbCrO4 (cm) 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 (*) Para determinar el número de moles de Pb(NO3)2, realícelo por cálculos estequiométricos o bien multiplique el valor del volumen en ml de solución utilizada, en esta caso 1 ml, por la concentración, 0.1 en este caso, y divídalo entre 1000). g. Se registran diferencias en las alturas de los precipitados? h. Represente en una grafica, las alturas de los precipitados obtenidos contra los ml. del reactivo cuyo volumen se estuvo variando. i. Cuál es el reactivo limitante? j. Cuál es el reactivo que está en exceso? k. En qué tubo se presenta el punto estequiométrico de la reacción? l. Determine el cálculo estequiométrico para determinar los gramos de K2CrO4 necesarios para que reaccionen completamente los gramos contenidos en 1 ml de solución de Pb(NO3)2 0.1 M 1.6 BIBLIOGRAFÍA Chag, R & Goldsby, KA. 2013. Química. Undécima edición. McGraw-Hill. China 2013. 1090 p 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. 7