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?

Enlace Metálico

OBJETIVO

• Verificar algunas propiedades físicas y químicas de los metales

INTRODUCCIÓN

Las propiedades físicas y químicas de los elementos están estrechamente relacionadas con su carga nuclear y los electrones considerados periféricos o de valencia. Los electrones externos en los átomos metálicos están poco sujetos a la atracción del núcleo. Esa tendencia permite que algunos electrones se muevan libremente en toda la estructura metálica. Lo anterior sirve para explicar su gran reflectividad, su alta conductividad eléctrica y en parte es la causa de su conductividad calorífica.

Los no metales casi siempre comparten electrones dentro de unidades moleculares discretos; por el contrario, los átomos metálicos comparten electrones externos (de valencia) con todos los átomos vecinos más próximos. Todo el cristal (metal) posee una banda de energía compuesta por una infinidad de niveles muy próximos unos a otros. Al existir tantos niveles como átomos, la banda no se puede distinguir de un desarrollo continuo de energías permitidas. Lo anterior, explica satisfactoriamente entre otras propiedades, la gran reflectividad de los metales. El modelo de mar de electrones no puede explicar el hecho anterior. Varios de los óxidos metálicos al ponerse en contacto con el agua, fácilmente forman bases.

PROCEDIMIENTO

1.- Utilizando un circuito, determine la conductividad eléctrica de los siguientes elementos: Fe, Cu, Sn, Mg, Ag, Au, Zn, Sb, Pb.
2.- Enrolle un alambre de cobre (Cu) en un bulbo de termómetro, dejando libre un extremo del alambre. Caliente con un encendedor ese extremo. Registre los siguientes datos: 

Tiempo (segundos)	0	10	20	30	40	50	60	70	80	90
Temperatura (°C)

Nota: Apague el encendedor a los 60 segundos, pero siga anotando los cambios de temperatura 30 segundos más.

3.- En un vaso de precipitados de 250 mL agregue aproximadamente 50 mL de agua destilada; posteriormente, con mucho cuidado, corte un pequeño trozo de Na metálico y déjelo caer en el interior del vaso. Una vez concluida la reacción, agregue tres gotas de fenolftaleína (C₂₀H₁₄O₄) a la solución y, con papel pH determine la basicidad de la misma.

4.- Tome una tira de magnesio de 5 cm con una pinza para crisol. La punta libre acérquela a la flama de un encendedor o de un mechero. Deposite la ceniza formada en un tubo de ensaye de 18 x 150. Agréguele 3 mL de H₂O destilada y caliente suavemente durante un minuto en la flama de un mechero. Retire del fuego y agregue 3 gotas de fenolftaleína.

Nota: No es recomendable ver directamente la luz de la combustión (oxidación) del magnesio.

5.- En un vaso de precipitados de 250 mL agregue un poco de cal (10 g aproximadamente) y disuelva en unos 150 mL de H₂O destilada. Filtre la solución anterior con algodón una o dos veces, hasta que quede transparente. Luego agregue tres gotas de fenolftaleína.

TRATAMIENTO DEL RESIDUO

Todos los residuos generados se diluyen con agua, ajuste pH a neutralidad y vierta al drenaje bajo el chorro de agua.

CUESTIONARIO

1.- ¿Cuál metal resultó mejor conductor de la corriente eléctrica y cuál peor?

2.- ¿A qué se debe el incremento de la temperatura aún después de quitar el alambre de Cu de la fuente calorífica?

3.- Escriba las ecuaciones químicas balanceadas de todas las reacciones efectuadas en la práctica.

4.- Mencione los componentes de cinco aleaciones comunes.

5.- Mencione tres elementos que, además de formar bases, también pueden formar ácidos débiles bajo ciertas condiciones.