Difusión de gases en dos dimensiones

Objetivo

• Ilustrar la difusión de NH₃ y Cl₂.

 Introducción

Difusión es la mezcla espontánea de dos o más gases debido a su movimiento molecular aleatorio. Bajo condiciones controladas, Thomas Graham encontró que la velocidad de difusión es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de su masa molar. Un principio más generalizado relaciona la velocidad de difusión con la concentración del gas. Éste es el principio que se aplica en este experimento.

Preguntas generadoras

• ¿Qué características deberá tener una sustancia para presentar difusión?
• ¿Qué sustancias del experimento esperas que presenten difusión?

Procedimiento

• Colocar un acetato sobre la plantilla o bien utilizar una microplaca.
• colocar una gota de indicador fenolftaleína /KI en cada una de las celdas marcadas con x, de acuerdo a la tabla 1.
• Colocar tres gotas de hipoclorito en la celda marcada como A y tres gotas de de NH₃ en la celda como B.
• Anotar el tiempo en que se observan los cambios.

 Residuos. Diluir con agua y verter al drenaje.

Cuestionario

1. ¿Qué cambios indican la difusión de NH₃?
2. ¿Qué productos se forman en la gota de acuerdo al cambio de color?
3. Escribe la reacción que presenta estos cambios. 
4. El cloro se produce en la celda A por reacción de los iones cloruro e hipoclorito (ClO^-). Escribe la reacción.
5. ¿Cómo se detecta la difusión del cloro?
6. ¿Qué productos se producen en las gotas de acuerdo al cambio de color?
7. ¿Cuál es el gas que se difunde más rápidamente? Indica los tiempos de difusión de cada gas.

Reacciones de óxido-reducción, precipitación y neutralización

Objetivo

• Demostrar los principios teóricos de oxidorreducción, precipitación y neutralización por cambios de color a partir de una reacción química.
• Propiciar el razonamiento analítico para deducir los mecanismos de reacción a partir de los cambios observados.

Introducción

Un aspecto importante de la química es entender cómo reaccionan los compuestos y qué productos se forman. Las propiedades químicas de los elementos y sus compuestos determinan las transformaciones que pueden sufrir cuando las sustancias reaccionan. Existen tres principales grupos de reacciones que se producen en disolución acuosa: óxido-reducción, neutralización y precipitación. En este experimento se utiliza una reacción colorida que engloba los tres tipos de reacción y por medio de los cambios de color se explican los mecanismos de reacción de cada una de ellas.

Preguntas generadoras

• Indicar las diferencias básicas entre los diferentes tipos de reacción.

Procedimiento

Se preparan disoluciones de colores diferentes según la siguiente indicación:

Experimento 1

• Preparar las disoluciones negra y rosa.
• Mezclar 3 mL de cada disolución en un vaso de precipitados de 25 mL y observar los cambios.

a) Disolución negra. En un matraz erlenmeyer de 25 mL mezclar 10 mL de agua destilada, 0.1 mL de KMnO₄ 0.02 M, 3 mL de H₂SO₄ 3 M, 1 mL de KI % y 2 gotas de almidón al 1 %.

b) Disolución Rosa. En un matraz erlenmeyer de 25 mL mezclar 10 mL de agua destilada, 0.3 mL de Na₂S₂O₃ 0.10 M., 0.1 mL de BaCl₂ 0.10 M, 0.1 mL de NaOH 5 M y cuatro gotas de fenolftaleína.

Experimento 2

• Preparar las disoluciones amarilla, negra, rosa y la suspención blanca.
• Tomar dos mL de cada disolución y colocarla en un tubo de ensaye por separado cada una.
• Verter las cuatro disoluciones al mismo tiempo en un vaso de precipitado de 50 mL.
• Observar los cambios.

a) Disolución amarilla. Mezclar 10 mL de agua destilada, 0.1 mL de KMnO₄ 0.02 M, 3 mL de
H₂SO₄ 3 M, 1 mL de KI al 10 %.

b) Disolución negra. Mezclar 10 mL de agua destilada, 0.1 mL de KMnO₄ 0.02 M, 3 mL de
H₂SO₄.

c) Disolución rosa. Mezclar 10 mL de agua destilada, 0.3 mL de Na₂S₂O₃ 0.10 M, 0.05 mL de NaOH 5 M y 5 gotas de fenolftaleína.

d) Suspensión blanca. Mezclar 10 mL de una disolución saturada de MgSO₄ con la cantidad suficiente de NH₄OH 5 M hasta formar un precipitado blanco.

Cuestionario

1. Explicar detalladamente utilizando un mecanismo de reacción los cambios observados al mezclar las disoluciones rosa y negra. 

2. Indicar a qué  sustancia se debe el color de las disoluciones rosa y negra.

3. Explicar detalladamente utilizando un mecanismo de reacción los cambios observados en el experimento 2.

4. Identificar los tipos de reacción realizados en los experimentos.

CINETICA DE LAS REACCIONES HOMOGENEAS

La cinética química es aquella rama de la físico-química que estudia la velocidad de las reacciones y sus mecanismos.

Una pregunta importantes que como químicos nos debemos de hacer es: ¿Con qué rapidez y cuál es el mecanismo de una reacción? Visto de un enfoque termodinámico se considera únicamente las reacciones de energía entre los reactivos y los productos de una reacción, sin intentar señalar las etapas de paso, ni la rapidez conque se alcanza el equilibrio. La cinética complementa a la termodinámica al proporcionar información de la velocidad y mecanismo de transformación de reactivos en productos.

No todas las reacciones se prestan a un estudio cinético. Así, las iónicas proceden con tal rapidez que parecen instantáneas. Las explosiones y otras, de las cuales N₂O₄ → 2 NO₂ constituye un ejemplo, también proceden tan rápidamente, lo cual imposibilita determinar su velocidad, o se requieren procedimientos especiales para determinarla.

La velocidad de una reacción depende de la naturaleza de las sustancias, temperatura, y concentración de los reactivos. Un incremento de temperatura produce casi invariablemente un aumento de velocidad; en efecto, en muchas reacciones un ascenso de 10°C duplica dicha velocidad, y aveces el efecto es aún mayor. En la mayoría de las reacciones el aumento en la concentración inicial aumenta la velocidad de reacción y dicha concentración no permanece constante durante el proceso de transformación, sino que se maximiza al comienzo y decrece a medida que se consumen los reactivos.

Hay que saber que hay muchas sustancia que son capaces de aumentar o disminuir la velocidad de reacción, son los llamados catalizadores.

MEDICIÓN DE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN

Los estudios cinéticos se llevan a cabo a temperatura constante. Se prepara la mezcla de reacción de composición conocida y se termostatiza, midiéndose la disminución de concentración de los reactivos y aparición de productos en función del tiempo, por un procedimiento adecuado.

La forma más conveniente de seguir los cambios de concentración que tienen lugar en una reacción, es remover muestras de un sistema en distintos intervalos de tiempo, detener la reacción y analizar las muestras para determinar la concentración del reactivo y producto. En las reacciones gaseosas que involucran en cambio de volumen, la propiedad más comúnmente observada es la variación de presión manteniendo constante el volumen, o el cambio de éste cuando aquélla es constante. Este último método, que se utiliza a veces en los sistemas líquidos, se llama dialatometría. Otros métodos físicos que se emplean en condiciones adecuadas son la conductividad, variación en el índice de refracción, desprendimiento de gas, espectroscopía y colorimetría, dispersión de luz, polarografía, susceptibilidad magnética, y espectrometría de masa.

Reactivo Limitante

OBJETIVO

Determinar el reactivo limitante en una reacción química, así como la eficiencia de la reacción.

INTRODUCCIÓN

Cuando una reacción ocurre con participación de varios reactivos es frecuente que no todos ellos se encuentren en proporciones estequiométricas, es decir, en aquellas proporciones que nos indican los coeficientes de la ecuación química. Se considera como reactivo limitante aquella sustancia que por la cantidad inicial en la que está presente, limita el avance de la reacción; por el contrario el reactivo o reactivos en exceso seguirán presentes en cantidades significativas en el medio de reacción, incluso en el supuesto de que la reacción se produjera de forma cuantitativa. Así, en la reacción química que se produce entre el CaCO₃  y el HCl, representada por la ecuación química:CaCO₃ + 2HCl → CO₂ + H₂O + CaCl₂; el CO₂ es un gas que escapará del medio contribuyendo de esta forma a que la reacción se complete. La ecuación química informa que cada mol de CaCO₃ (100g) se combina con un volumen de disolución tal, que contenga dos moles de HCl. Si se añadiera un volumen de disolución conteniendo tres 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.

PROCEDIMIENTO

Para las dos determinaciones que se llevarán a cabo en la práctica se utilizará el método gravimétrico. Este metodo se basa en la pérdida de peso que se produce en el sistema.

PROCEDIMIENTO 1

1.- Lave un vaso de precipitado de 150 mL, un vidrio de reloj y séquelos a la flama durante unos minutos, enfríelos por 10 minutos a temperatura ambiente.

2.- Pese el vaso junto con el vidrio de reloj, manejándolos con las pinzas. Coloque en el vaso 4 mL de HCl 1 M y 3 mL de NaOH 1 M.

3.- Mezcle el contenido del vaso y déjelo reposar durante 2 minutos; evaporar el contenido del vaso hasta sequedad, caliente lentamente teniendo cuidado de no inhalar los vapores.

4.- Deje enfriar por 15 minutos manteniendo tapado el vaso con el vidrio de reloj. Determine el peso exacto.

PROCEDIMIENTO 2

1.- Pese exactamente 3 g de CaCO₃ puro en un vaso de precipitado de 150 mL limpio y seco.

2.- Determine qué volumen de una disolución de HCl 2 M sería necesario para combinarse  estequiométricamente con el CaCO₃. Utilice el peso molecular que proporciona el frasco de reactivo.

3.- Agregue un exceso de volumen de la disolución de HCl de al menos un 20%, coloque el volumen de disolución de HCl calculado en el vaso de 100 mL, junto con una varilla de vidrio y pese.

4.- El peso del vaso de 150 mL junto con la muestra de carbonato que contiene; más el peso del vaso con HCl y varilla de vidrio, define el peso de partida del sistema en estudio.

5.- Añada poco a poco la disolución del ácido sobre el vaso que contiene la muestra removiendo suavemente con la varilla de vidrio. Observe cómo ocurre el desprendimiento de gases previsto para la reacción.

6.- Una vez que se ha vertido todo el ácido sobre la muestra de carbonato y que ya ha cesado el desprendimiento de gases, se vuelve a pesar por separado, el vaso de 150 mL con el líquido que contiene el vaso vacío de 100 mL con la varilla. Esto en conjunto permite determinar la masa final del sistema. La diferencia entre la masa inicial y final del sistema debe corresponder con la cantidad de CO₂ que se ha desprendido.

Nota: Cuando se vierta el ácido sobre la muestra cuide que no se derrame o se proyecten gotas de líquido al exterior durante la reacción.

TRATAMIENTO DE RESIDUOS

Diluir con agua, ajuste pH a neutralidad y vierta al drenaje bajo el chorro del agua.

CÁLCULO

1.- Determine el reactivo limitante del procedimiento 1.

2.- Determine el % del reactivo en exceso del procedimiento 1. 

3.- Determine el % de rendimiento experimental.

4.- Atendiendo a la estequiometría de la reacción determine el peso molecular del CaCO₃ del procedimiento 2.

CUESTIONARIO

1.- Proporcione un ejemplo de una reacción cuantitativa.

2.- Explique en qué consiste el rendimiento de las reacciones.

Estudio sobre los Diferentes Tipos de Reacciones

OBJETIVO

Conocer los diferentes tipos de reacciones y las pruebas elementales que sirven para su clasificación.

INTRODUCCIÓN

Las reacciones químicas implican cambios de composición, donde las sustancias que se cambian o se descomponen forman sustancias diferentes a las que les dieron origen. Por ejemplo, cuando quemamos azufre (SO₂). Esta reacción química se lleva a cabo por rompimiento de los enlaces covalentes del azufre y del oxígeno y por la formación del enlace covalente entre el azufre y el oxígeno.

Así, la reacción anterior puede expresarse mediante símbolos y fórmulas de las sustancias particulares:

S + O₂ → SO₂  

 O bien utilizando cualquier letra del alfabeto:

A + B → AB

Existen varias formas de clasificar las reacciones químicas con base en sus propiedades y características, una forma común de hacerlo es la siguiente:

• De descomposición.
• De síntesis o combinación directa
• De sustitución sencilla o simple
• De doble sustitución o metástasis

PROCEDIMIENTO 

1.- Coloque aproximadamente 1 g de clorato de potasio (KClO₃) en un tubo de ensaye de 18 x 150 mm limpio y seco. Sujételo con las pinzas para tubo de ensaye y caliente. Observe el gas que se desprende acercando a la boca del tubo una pajilla con punta de ignición.

2.- En un tubo de ensaye de 18 x 150 mm coloque una pequeña cantidad de dicromato de amonio y caliente el tubo con una lámpara de alcohol hasta que se inicie la reacción e inmediatamente retire la llama. Anote sus observaciones.

Síntesis

1.- Sujetar unos 5 cm de cinta de magnesio (Mg) que no esté oxidada con unas pinzas para crisol y acercarlo a la llama del mechero, tratando de no observar en forma directa.

2.- Deposite el producto formado en una cápsula de porcelana, agregue unas gotas de agua y disuelva el sólido. Registre el pH de la solución y anote sus observaciones.

Reacciones de Sustitución

1.- Coloque 2 mL de ácido sulfúrico (H₂SO₄) 3 M en un tubo de ensaye y agregue aprox. 0.5 g de zinc (Zn) en polvo o granalla.

2.- Anote sus observaciones. 

Neutralización

1.- En un tubo de ensaye coloque 1 mL de HCl 6 M y unas gotas de fenolftaleína, agregar 1 mL de NaOH 6 M gota a gota.

2.- Anote sus observaciones.

Tratamiento de Residuos

Únicamente los residuos de las Reacciones de Sustitución, Doble Sustitución y de Descomposición (reacción 2) se concentrarán para ser enviados a tratamiento. El líquido de la reacción de Doble Sustitución, diluirlo con agua, ajustando el pH a neutralidad y vierta al drenaje bajo el chorro del agua. El resto de los residuos se tratan como el líquido de la reacción anterior.

CUESTIONARIO

1.- Explique el significado de: ecuación química y balancear una ecuación química.

2.- ¿Qué información es posible obtener a partir de una ecuación balanceada?

3.- Escriba las ecuaciones químicas de las reacciones realizadas en la practica.

4.- Escriba dos ejemplos diferentes de cada una de las reacciones realizadas.

5.- ¿Cuáles de las reacciones efectuadas no se consideran de óxido-reducción?