6 Lab Oratorio Sobre Estequiometra Por El Metodo de Job

UNIVERSIDAD DE SANBUENAVENTURA QUÍMICA GENERAL Y LABORATORIO PRÁCTICA #6: ESTEQUIOMETRÍA - DETERMINACIÓN DEL REACTIVO LIMITANTE (Aplicación del Método de Variación Continúa o de Job) PROFESOR: JUAN CAMILO ALZATE ECHEVERRI 1. OBJETIVOS - Determinar la relación estequiométrica en la cual se combinan los reactivos de una reacción, aplicando el método Job. - Calcular el rendimiento porcentual de la reacción, con el fin de ejercitarse en los cálculos estequiométricos.

2. IMPLEMENTOS 2.1 EQUIPO Instrumentos: Tubos de ensayo Gradilla de madera Placa de calentamiento Balanza Electrónica Termómetro Pipetas Cápsula de Porcelana Protector metálico Pinzas para crisol 2.2. MATERIALES NaOH 2 F HCl 2 F 3. TEORÍA Una reacción química es un proceso por el cual una o más sustancias se transforman para dar otras sustancias diferentes. Matemáticamente, una reacción química se representa mediante una ecuación química, la cual nos permite visualizar, no solamente la clase de sustancias que toma parte en la reacción, sino determinar la proporción en la cual dichas sustancias deben reaccionar. Así por ejemplo, cuando se dice que el propano (C3 H8 ) y el oxigeno ( O2 ) reaccionan entre sí para dar dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O) , la reacción que representa dicho proceso puede escribirse como sigue:

1

C3H8 + O2

→

CO2 + H2O

(1)

Para obtener una información correcta acerca de las cantidades de cada sustancia involucradas en la reacción , es necesario que la ecuación química este balanceada correctamente: C3H8 + 5O2

→

3CO2 + 4H2O

(2)

Los coeficientes estequiométricos de la ecuación balanceada expresan la cantidad de moles de cada sustancia que intervienen en la reacción. Por tanto en la ecuación anterior :

si expresamos las cantidades dadas en gramos se obtiene: 1 mol de C3H8 + 5 moles deO2 -------------------3 moles de CO2 + 4moles de H2O 1 ( 44g ) + 5 ( 32 g ) 204 g

= =

3 ( 44 g ) + 4 ( 18 g ) 204 g

Conservación de la masa

Observando la Ec. ( 2 ), se concluye que la relación estequiométrica en la cual se combinan los reactivos es, en este caso:

Lo cual quiere decir que las moles de O2 que intervienen en la reacción siempre serán el quíntuplo de las moles de C3H8 :

Reactivo limitante (o límite). Cuando ocurre una reacción, los reactivos probablemente no se encuentran en la relación estequiométrica exacta ( la cual es siempre constante ) sino que puede haber exceso de uno o más de ellos. En tal caso, habrá un reactivo que se consumirá en su totalidad y será el que va a limitar la reacción. Dicho reactivo, llamado reactivo limitante (o límite), será el punto de referencia para todos los cálculos relacionados con la ecuación. Así por ejemplo, si se ponen en contacto 11 g de C3H8 con 48 g de O2 , se pueden hacer las siguientes consideraciones:

2

Según la ecuación (4), debe intervenir de O2 en la reacción, 5 veces el número de moles de C3H8 disponibles. Luego: Moles de O2 que reaccionan = 5( 0.25) = 1.25 Se nota entonces que hay un exceso de O2. Por tanto, en este ejemplo el C3H8 es el reactivo límite. Rendimiento porcentual de una reacción. Siguiendo el ejemplo anterior, pueden calcularse las moles producidas de cada producto. Si la reacción es 100% completa. El cálculo debe tener como referencia el reactivo limitante. Moles de CO2 producidas:

Moles de H2O producidas:

Los cálculos anteriores son teóricos. Sin embargo, en la realidad una reacción produce menos cantidad de productos que lo teóricamente esperado. Es necesario entonces hablar de un porcentaje de rendimiento de la reacción, que obviamente será menor al 100%, si en nuestro ejemplo se produjeran realmente 0.60 moles de CO2, entonces el rendimiento porcentual sería:

Método de variación continua. (Método de Job). Este método se ideó para determinar experimentalmente la relación estequiométrica exacta en la que se combinan los reactivos de una reacción. La base del método consiste en realizar reacciones sucesivas con ambos reactivos,

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empleando cantidades diferentes de cada uno de ellos, manteniendo constante el volumen total. Puede entonces medirse una propiedad del sistema que esté relacionada con la masa que interviene de reactivo en cada caso, por ejemplo, el peso del precipitado formado. Si la reacción se efectúa en una serie de tubos del mismo diámetro, puede medirse la altura del precipitado formado. Si la reacción no produce precipitado, puede medirse otra propiedad, por ejemplo, el calor liberado, etc. Ejemplo: determinar la relación estequiométrica para la reacción, si se tienen los siguientes resultados experimentales: TABLA No.1 Tubo Nº 1 2 3 4 5 6 7

AgNO3 1 F (ml) 1 2 3 4 5 6 7

NaCl 1 F (ml) 7 6 5 4 3 2 1

Peso del Precipitado (g) 0.14 0.29 0.43 0.57 0.42 0.28 0.14

Graficando el peso del precipitado obtenido vs. el volumen de AgNO3 y el NaCl, resulta el gráfico No. 1. Al observarse dicho gráfico, puede notarse que las dos rectas se interceptan en un punto. Este punto se denomina punto de equivalencia y tiene la característica de que en él, los reactivos reaccionan en las cantidades estequiométricas exactas. Para este ejemplo en particular, el punto de equivalencia ocurre cuando se tienen 4 ml de AgNO3 y 4 ml de NaCl (tubo No. 4); por tanto: Punto de equivalencia:

Las moles de cada reactivo en el punto de equivalencia se obtienen multiplicando el volumen en (L) por la concentración (F):

4

Por tanto:

4. PROCEDIMIENTO

1. Disponer, en una gradilla, 9 tubos de ensayo de 16 X 150 mm, limpios y numerados. 2. La variable que se medirá será la temperatura; por lo tanto se deberá alistar el termómetro y asegurarse del valor de cada subdivisión, antes de iniciar el experimento. 3. Agregar con mucha precisión a los tubos, y según el orden de numeración, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8 y 9 ml de NaOH 2 F, respectivamente. 4.

Al tubo Nº 1 agregarle cuidadosamente, 9 ml de HCl 2 F e inmediatamente introducir el termómetro y agitar con el mismo, CON CUIDADO ! y continuamente, subiéndolo y bajándolo al mismo tiempo para mezclar los reactivos, a la vez que se observa atentamente la columna de mercurio. Anotar la temperatura máxima que se alcance. Repetir el anterior procedimiento con los demás tubos (según el orden ascendente de numeración) agregando, respectivamente, 8, 7, 6, 5, 4, 3, 2, y 1 ml de la solución de HCl. Observar que el volumen final, una vez agregadas ambas soluciones, se mantiene constante en 10 ml.

5. Pese una cápsula de porcelana y un vidrio de reloj, con precisión de 0.1 mg (anotar hasta la cuarta cifra decimal que muestra la balanza), transfiera cuidadosamente el contenido del tubo Nº 5 en ella, enjuáguelo con 1 ml de agua desionizada y vacíe el enjuague en la cápsula; tape con el vidrio de

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reloj y póngala a calentar, en placa calefactora (a temperatura media o sea perilla en el Nº 5) hasta sequedad completa. Luego, coloque sobre el mesón una placa protectora de vidrio, (o malla de asbesto) y sobre ella, con ayuda de las pinzas para crisol, coloque a enfriar el conjunto. Una vez esté completamente frío, péselo con el residuo en la misma balanza que utilizó inicialmente.

5. DATOS Y RESULTADOS Tubo Nº

vol. NaOH 2 F (ml)

vol. HCl 2 F (ml)

Temperatura máxima (º C)

1 2 3 4 5 6 7 8 9 Evaporación del tubo Nº 5 Pesada Cápsula + vidrio de reloj Cápsula + vidrio de reloj + residuo Residuo

peso (g)

6. INFORME

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6.1. Para cada uno de los tubos de ensayo establezca el reactivo límite, el reactivo en exceso y la cantidad en gramos de sal producida. 6.2. Calcule el porcentaje de error para el tubo de ensayo # 5 según el rendimiento teórico que esperaba producirse. 6.3 ¿Qué aplicaciones industriales cree Usted que tiene la estequiometría? 6.4. Presente al menos tres ejemplos de procesos industriales en donde se trabajen con cálculos estequiométricos. 6.5. ¿Qué aspectos positivos y qué aspectos negativos recogen Ustedes de esta práctica? 6.6. ¿Qué sugerencias darían Ustedes para el mejoramiento de esta práctica?

7. BIBLIOGRAFIA AMARÍS A. Roberto y PARRA B. John Jairo. Química. Medellín : Universidad de Antioquía , 1991. (Colección Camino a la Universidad), capítulo 5. GARCIA R., Arcesio; AUBAD L., Aquilino y ZAPATA P., Rubén. Química General. 2ed. Medellín : La Pluma de Oro . 1978 . capítulo 5. AUBAD, Aquilino; GARCIA Arcesio y ZAPATA Rubén. Hacia la Química 1. 3ed. Bogotá : Temis. 1985 . capítulo 10. RESTREPO M. Fabio; RESTREPO M. Jairo y VARGAS H. Leonel. Química Básica.. Medellín: Susaeta. 1983 . v.1, capítulo 7. CORREA, Armando; DEVIA, Jorge y otros. Química General. S.U.P.Q. 2ed Medellín: Multigráficas. 1974, capítulo 5. BROWN, Theodore L.; LEMAY, Jr. H. Eugene y BURSTEN, Bruce E. Química La Ciencia Central. 5 ed. México : Prentice-Hall. 1993, capítulo 3.

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