Informe de Lab. - Estequiometria

INFORME DE LABORATORIO DE QUÍMICA INORGÁNICA – FACULTAD DE INGENIERÍAS – CUC – 2015

LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS Y CONSTANTES

Stephanie Pautt Rojanoe-mail: [email protected]

Carlos Castillo Gonzáleze-mail: [email protected]

Álvaro Polanco Páeze-mail: [email protected]

RESUMEN: Al hablar de estequiometria nos referimos a la medición de relaciones cuantitativas entre las sustancias que son ‘reactivos’ y las sustancias que son ‘productos’ en el lapso de una reacción química [1]. El experimento se realizará a partir de la reacción generada por el permanganato de potasio y tiosulfato de sodio en presencia de ácido sulfúrico y se harán los cálculos respectivos para comprobar la ley de las proporciones constantes.

Palabras Clave: Estequiometria, proporción, reacción, reactivos.

ABSTRACT: Speaking of stoichiometry we refer to the measurement of quantitative relationships between substances that are 'reactive' and substances that are 'products' within the span of a chemical [1] reaction. The experiment was conducted from the reaction generated by potassium permanganate and sodium thiosulfate in the presence of sulfuric acid and the respective calculations are made to verify the law of definite proportions.

Keywords: stoichiometry ratio, reaction reagents..

1 INTRODUCCIÓN

En este experimento lo que se trata de demostrar de que se trata la ley de proporciones definidas. Dicha ley fue enunciada por el químico francés Louis Proust entre los años 1794 y 1804. La ley dice: “los reactivos que intervienen en una reacción química lo hacen siempre en una proporción determinada” también dice que “cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto siempre lo hacen en una relación de masas constantes”Esta ley se aplica al querer generar cierta cantidad de productos, esto también tomando en cuenta el porcentaje de rendimiento, así se puede saber la cantidad exacta de reactivos iniciales para obtener la cantidad de producto deseado. También es útil para que a la hora de querer generar alguna sustancia se utilicen la cantidad necesaria y así no haya excedentes de los materiales. La importancia de este experimento fue que

se pudo demostrar la ley de las propiedades definidas

mediante una sencilla práctica cuantitativa [2].

2 FUNDAMENTOS TEÓRICOS

La estequiometria es la parte de la química que se

encarga de estudiarlas relaciones cuantitativas en las que intervienen las masas moleculares y atómicas, las formulas químicas y la ecuación química. Por ejemplo en la síntesis de Haber-Bosch: N2(g)+H2(g)-----> NH3(g). En términos cuantitativos diríamos que si combinamos el nitrógeno con el hidrogeno, ambos en estado gaseoso, obtendremos amoniaco; sin embargo, esta manera de ver la ecuación no nos permite ver qué cantidad de nitrógeno o hidrogeno debemos mezclar o por lo menos en qué relación. De ahí que viene la importancia de la estequiometria, ya que nos permite obtener la relación correcta en la que debemos mezclar los “reactantes”(en nuestro caso hidrógeno y nitrógeno) para obtener los “productos” (en nuestro caso amoniaco). Así, haciendo el respectivo “balance” de la ecuación, la ecuación quedaría de la siguiente manera: N2(g)+ 3H2(g) -----> 2NH3(g)Lo que se interpreta de la siguiente manera:

•Se producen dos moles de NH3 por cada mol de N2 que se consume.

•Se producen dos moles de NH3 por cada tres moles de N2 que se consume.

•Se consumen tres moles de H2 por cada mol de N2 que se consume. Además, podemos convertir estas afirmaciones en unos factores de conversión, denominados factores estequiométricos. Un factor estequiométrico relaciona las cantidades de dos sustancias cualquiera que intervienen en una reacción química en una base molar, por tanto un factor estequimétrico es una relación de moles [3].

2.1. Leyes de la estequiometria

1ª Ley de la Estequiometria o Ley de conservación de masa de Lavoisier.

“En toda reacción química las cantidades en masa de los reactivos son iguales a las cantidades en masa de los productos”.

2ª Ley de las proporciones constantes de Proust.

“Cuando dos o más elementos se unen para formar un mismo compuesto, siempre lo hacen en una relación ponderal constante”.

3ª Ley de las proporciones múltiples de Dalton.

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“Cuando dos o más elementos se unen para formar una serie de compuestos, si el peso de uno de ellos permanece constante y el otro varía, las cantidades de este son múltiplos enteros de la menor de ellas”.

4ª Ley de las Proporciones Recíprocas o Equivalentes de Richter-Wenztel.

“Cuando dos elementos se combinan separadamente con un peso fijo de un tercer elemento, los pesos relativos de aquellos son los mismos que sí se combinan entre sí“.

2.2. Reactivo limitante:

Cuando todos los reactivos se consumen en una reacción química de forma completa y simultanea se dice que los reactivos están en proporciones estequiometrias, es decir, en proporciones molares fijadas por los coeficientes estequiométricos de la ecuación ajustada. Algunas veces se exige esta condición, por ejemplo en algunos análisis químicos. Otras veces, como en una reacción de precipitación, uno de los reactivos se transforma completamente en productos porque se utiliza un exceso de todos los demás reactivos.

El reactivo que se consume por completo, llamado reactivo limitante, determina las cantidades de productos que se forman. Rendimiento teórico, rendimiento real y rendimiento porcentual.

2.3. El rendimiento teórico

Es la cantidad de productos que se espera, calculada a partir de unas cantidades dadas en los reactivos. La cantidad de producto que realmente se obtiene se llama rendimiento real. 2.4. El rendimiento porcentual

Se define como: En muchas reacciones el rendimiento real es casi exactamente igual al rendimiento teórico y se dice que las reacciones son cuantitativas. Estas reacciones se pueden utilizar para llevar a cabo análisis químicos cuantitativos, por ejemplo. Por otra parte en algunas reacciones el rendimiento real es menor que el rendimiento teórico, siendo el rendimiento porcentual menor del 100 por ciento. El rendimiento puede ser menor del 100 por ciento por muchos motivos. El producto de la reacción rara vez aparece en forma pura y se puede perder algo de producto al manipularlo en las etapas de purificación necesarias. Esto reduce el rendimiento.

En muchos casos los reactivos pueden participar en otras reacciones distintas de la que nos interesa. Estas son las llamadas reacciones secundarias y los productos no deseados se llaman subproductos. El rendimiento del producto principal se reduce en la misma medida en que tienen lugar estas reacciones

secundarias. Finalmente, si tiene lugar una reacción reversible, parte del producto que se espera puede reaccionar para dar nuevamente los reactivos y, de nuevo, el rendimiento es menor de lo esperado. A veces el rendimiento aparente es mayor del 100 por ciento. Como no puede obtenerse algo de la nada, esta situación normalmente pone de manifiesto un error en la técnica utilizada. Algunos productos se forman por precipitación de una disolución. El producto puede estar humedecido por el disolvente, obteniéndose para el producto húmedo una masa mayor de lo esperado.

Si se seca mejor el producto, se obtendrá una determinación más exacta del rendimiento. Otra posibilidad es que el producto este contaminado con un exceso de reactivo o con un subproducto. Esto hace que la masa del producto parezca mayor de lo esperado. En cualquier caso, un producto debe ser purificado antes de determinar el rendimiento [4].

3 DESARROLLO EXPERIMENTAL

Materiales utilizados:

1. 5 tubos de ensayo.

2. Gradilla.3. Varilla agitadora.4. Probeta5. Gotero.6. Permanganato de potasio al 1.0m (KMnO4).7. Tiosulfato de sodio al 0.1 m (Na2S2O3).8. Ácido sulfúrico concentrado (H2SO4).

Se prepararon 5 tubos de ensayo enumeradas del 1 al 5, con ayuda de un gotero agregamos 5 gotas de la solución de permanganato de potasio (KMnO4) al 1.0M a la probeta y luego añadimos agua destilada a la probeta hasta alcanzar los 10ml de mezcla, se agitó y se vertió en el tubo de ensayo # 1.

Imagen 1. 10ml de mezcla.

Se repitió el ejercicio sumando 5 gotas de permanganato de potasio (KMnO4) al 1.0M a cada mezcla quedando con 10 gotas el tubo de ensayo # 2, con 15 gotas el tubo de ensayo # 3, con 20 gotas el tubo de ensayo # 4 y con 25 gotas el tubo de ensayo # 5. Por último se acidularon las mezclas con 5 gotas de Ácido sulfúrico concentrado (H2SO4), mezclamos completamente con una varilla de agitación.

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Imagen 2. Acidulando la mezcla.

Luego se inició la reacción agregando gota a gota solución de tiosulfato de sodio (Na2S2O3), agitamos después de agregar cada gota y se esperó a que reaccionara la mezcla, agregamos tiosulfato de sodio a gotas hasta que la coloración de apareció definitivamente, se anotó el número de gotas que fueron necesarias en cada ejercicio.

Imagen 3. Mezclas a distinta concentración terminadas.

4 CÁLCULOS Y ANÁLISIS DE LOS DATOS OBTENIDOS

Tubo# Gotas de

KMnO4

# Gotas de Na2S2O3

Proporción

1 5 3 1.662 10 5 2.003 15 11 1.364 20 12 1.665 25 16 1.56

Para calcular la proporción de los reactivos se dividió el número de gotas de la solución de permanganato de potasio entre la solución de tiosulfato de sodio para cada tubo.

PREGUNTAS DE LA GUIA

- DE QUÉ TIPO ES LA REACCIÓN DEL EXPERIMENTO? POR QUÉ?

- BALANCEE LA ECUACIÓN POR EL MÉTODO MÁS CONVENIENTE. ESCRIBA CADA PASO.

- CONSTRUYA OTRA TABLA Y CALCULE PARA CADA TUBO, LAS CANTIDADES DE REACTIVO QUE PARTICIPAN EN LA REACCIÓN, EN GRAMOS. TENGA EN CUENTA QUE 20 GOTAS SON 1ML (APROX.). CON ESTOS DATOS VUELVA A CALCULAR LA PROPORCIÓN O COCIENTE ENTRE LAS CANTIDADES DE PERMANGANATO DE POTASIO Y TIOSULFATO DE SODIO. SE CUMPLE LA LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS? DEMUÉSTRELO.

- CONSIDERA COMPROBADA LA LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES? POR QUÉ? JUSTIFIQUE SU RESPUESTA. EN CASO DE QUE NO HAYA OBTENIDO UNA CORROBORACIÓN DE DICHA

6 CONCLUSIÓN

Se demostró en el laboratorio distintas formas de expresar una solución liquida o sólida, mediante el uso de las unidades química de concentración, el cual nos indica la cantidad de soluto y de solvente de una solución, así mismo la forma de hallar alguno de sus valores usando la proporción de su concentración.

Las soluciones elaboradas en la experiencia el soluto y el solvente eran miscibles entre sí, no se podían diferenciar ya que era una mezcla perfectamente homogénea.

En la preparación de una solución a partir de otra, se agrega más solvente y la cantidad de soluto permanece constante.

7 BIBLIOGRAFÍA

[1] Brown, Theodore L.; LeMay, Jr., H.Eugene; Bursten, Bruce E.; Murphy, Catherine J. Química: la ciencia central, 11ed; Pearson Education: México, 2009.

[2] Petrucci, Ralph H.; Química general, 1. Ed; Prentice Hall:Madrid, 2003

[3] (16 de octubre de 2015). Obtenido de http://quimicalibre.com/ley-de-proust-o-de-las-proporciones-definidas/

[4] ATKINS, Química Inorgánica. España:Mc Graw-hill. 2008. Isbn13: 9789701065310

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