PRÁCTICA 16

ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

1.- FUNDAMENTO TEÓRICO. En esta práctica se dirigirá la atención hacia el concepto de reacción química. Toda reacción es una transformación de la materia en la que se parte de una o varias sustancias, denominadas reactivos, que se transforman total o parcialmente en otras con propiedades diferentes que se denominan productos. Las distintas propiedades de reactivos y productos son tanto químicas como físicas. Las diferencias químicas se revelan en la manera en la que tienden a reaccionar, es decir a cambiar de naturaleza, cada sustancia. Por su parte las propiedades físicas se usan con frecuencia para identificar cambios químicos ocurridos en una reacción; como ejemplo simple puede pensarse en los cambios de color asociados con cierta frecuencia a reacciones químicas. Las ecuaciones químicas se emplean como un primer elemento para describir las reacciones químicas. En ellas se especifica qué compuesto o compuestos actúan como reactivos y cuales son los productos en que se transforman. Además expresan las proporciones relativas en las que se combinan los reactivos y se obtienen los productos. La manera habitual de dar cuenta de estas proporciones relativas de reactivos y productos es utilizando el concepto de mol. Un aspecto a tener muy presente al enfrentarse a una ecuación química es que por el hecho de formular una ecuación no tiene por que ocurrir en la práctica la reacción química que ella implica. Obviamente son las propiedades químicas de los reactivos las que determinarán si en la práctica la reacción es o no viable. Esto no es más que advertir lo que es obvio, dado que de otro modo la química se convertiría en un simple juego de cifras y letras, y se ignoraría el modo en que las propiedades de los elementos y la estructura de los compuestos químicos entran en juego para determinar la reactividad. La reactividad o tendencia a combinarse de una sustancia vendrá modulada por la naturaleza de otras sustancias que encuentre en su entorno y por las condiciones en las que se encuentre, especialmente por su presión y temperatura. En concreto son la Termodinámica y la Cinética las ramas de la Química que se centran en el análisis de la reactividad de los elementos y compuestos químicos. Otra matización a tener en cuenta es que en el caso en que una reacción ocurra, los reactivos no tienen que transformarse completamente en productos, llegándose a una situación final de equilibrio químico. En este estado de equilibrio, que puede definirse a partir del concepto de constante de equilibrio, pueden quedar en el sistema cantidades apreciables de todos los reactivos y productos. Un caso límite sería aquél en que la concentración final de alguno de los reactivos es tan pequeña como para que a efectos de cálculo de la cantidad de productos formados podamos 16-1

admitir que la reacción se ha producido de forma cuantitativa. Este caso se produce en aquellas situaciones en que la constante de equilibrio adopta valores muy altos. Excepcionalmente también ocurre en aquellos casos en que uno de los productos escapa del sistema; esta situación es frecuente cuando uno o más productos son gaseosos y pierden contacto con el resto del sistema facilitando de este modo el avance de la reacción química. Cuando una reacción ocurre con participación de varios reactivos es frecuente que no todos ellos se encuentren en las proporciones estequiométricas, es decir en aquellas proporciones que nos indican los coeficientes de la ecuación química. Se considera como reactivo limitante aquel que por la cantidad inicial en la que está presente limita el avance de la reacción; por contra el reactivo o reactivos en exceso seguiría presente en cantidades significativas en el medio de reacción incluso en el supuesto de que la reacción se produjera de forma cuantitativa. Así, la ecuación química informa de que cada mol de CaCO3 (100 g) se combina con un volumen de disolución tal que contenga 2 moles de HCl. Si se añadiera un volumen de disolución conteniendo 3 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.

2.- OBJETIVO DE LA PRACTICA. El objetivo de la práctica es doble. Por una parte se determinará el peso molecular del carbonato cálcico ( CaCO3 ). Por otro lado se estimará la riqueza en peso de carbonato cálcico en una muestra problema. En ambos casos se utilizarán dos métodos, una determinación gravimétrica y una determinación volumétrica.

3.- MATERIAL Y REACTIVOS 3.1.- MATERIAL. 1 Vaso de precipitado de 250 ml 1 Vaso de precipitado de 100 ml 1 Matraz aforado de 100 ml 1 Varilla de vidrio para agitar 2 Pies 2 Pinzas con sus nueces 1 Matraz Kitasato 1 Embudo de decantación 1 Tapón horadado 1 Tubo de goma de látex de 75 cm 1 Vaso de precipitado de 1000 ml 1 Probeta de Vidrio de 250 ml 1 Probeta de 25 ml 1 Frasco lavador 16-2

3.2.- REACTIVOS CaCO3 Muestra Problema de CaCO3 Ácido clorhídrico

4.- PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL. 4.1.- PROCESO EXPERIMENTAL. Para la determinación del peso molecular del carbonato cálcico y la obtención del porcentaje en peso de carbonato en una muestra problema, vamos a ensayar la reacción química que se produce entre el CaCO3 y el ácido clorhídrico. Esta reacción se puede representar mediante la ecuación química: CaCO3 + 2 HCl ↔ CO2 + H2O + CaCl2 El CO2 es un gas que escapará del medio contribuyendo de esta forma a que la reacción se complete. Para las dos determinaciones que se van a llevar a cabo en esta práctica se utilizarán dos métodos. El primero de ellos, método gravimétrico, aprovecha la pérdida de peso que se produce en el sistema. Esta pérdida de peso se asigna al CO2 que se libera al medio. El segundo método, volumétrico, se basa en la medida del volumen de CO2 desprendido. En este último caso el CO2 que se recoge está en contacto con agua, por lo cual deberá considerarse la ley de Dalton de las presiones parciales según la cual la presión total del gas será suma de la debida al CO2 más la presión del vapor de agua. La tabla con los datos de la presión de vapor de agua para cada temperatura se incluye al final de la práctica. Apartado A. Determinación del peso molecular del CaCO3 A.1 M ÉTODO GRAVIMÉTRICO: Pesar exactamente unos 6 g de CaCO3 puro en el vaso de precipitado de 250 ml. Preparar 100 ml de disolución de HCl 2 M a partir de un frasco de ácido clorhídrico concentrado. Extremar las precauciones con el manejo del ácido. Determinar qué volumen de esta disolución sería necesario para combinarse estequiométricamente con el CaCO3. Utilice el peso molecular que proporciona el bote de reactivo. Poner un exceso de volumen de la disolución de HCl de al menos un 20%. Poner el volumen de disolución de HCl calculado en el vaso de 100 ml junto con la varilla de vidrio y pesarlo en la balanza. La suma de los pesos del vaso de 250 ml con la muestra de carbonato que contiene más el del ácido con que se va a hacer reaccionar en el vaso de 100 ml más la varilla, nos define el peso de partida del sistema en estudio. 16-3

Añadir poco a poco la disolución del ácido sobre el vaso que contiene la muestra, removiendo con suavidad con la varilla de vidrio. NUNCA HACER ESTA OPERACIÓN SOBRE LA BALANZA. Se observa como ocurre el desprendimiento de gases previsto por la reacción. Es necesario cuidar de que no se derramen o se proyecten gotas de líquido al exterior durante la reacción. Una vez que se ha vertido todo el ácido sobre la muestra de carbonato y que ya ha cesado el desprendimiento de gases volvemos a pesar por separado, el vaso de 250 ml con el líquido que contiene, y el vaso vacío de 100 ml con la varilla. Todo ello conjuntamente permite determinar la masa final del sistema. La diferencia entre la masa inicial y final del sistema debe corresponderse con la cantidad de CO2 que se ha desprendido. Atendiendo a la estequiometría de la reacción determinar el peso molecular del CaCO3. A.2 M ÉTODO VOLUMÉTRICO: Montar el dispositivo que se muestra en la figura y que permitirá la recogida del gas que se desprende por reacción en la probeta invertida. Inicialmente la probeta debe estar llena de agua, que será desplazada en parte por el gas. Sobre la propia escala de la probeta podremos leer al final del experimento el volumen de gas que se recoge. Hacer buen uso de los pies y las pinzas para

evitar que se vuelque alguno de los elementos de la instalación.

DISPOSITIVO PARA RECOGIDA DE GASES Pesar con exactitud una cantidad de carbonato cálcico puro próxima a 0.8 g. Depositar dicha muestra en el matraz Kitasato, procurando que no se adhiera a las paredes. Preparar 40 ml de disolución 3:1 de HCl. Recuerde que ello significa un volumen de agua 3 veces mayor que el de ácido concentrado. Poner esta disolución en el embudo de decantación con 16-4

la llave aún cerrada. Antes de dejar gotear el ácido sobre la muestra tratar de comprobar el estado de todas las conexiones y ajustes para evitar fugas de gas. El gas también puede escapar si no opera con cuidado por el propio embudo de decantación. Una vez realizadas las comprobaciones indicadas comenzar a verter el ácido sobre la muestra. Inmediatamente se observará como se desprende gas y llega hasta la probeta desplazando al agua. Anotar la presión atmosférica y la temperatura en el laboratorio. A partir de la temperatura puede determinarse la presión de vapor del agua. La presión en el laboratorio y la presión de vapor del agua permiten por diferencia conocer la presión parcial del CO2. Con los datos de presión de CO2, temperatura y la anotación de volumen puede calcularse el número de moles de gas producidos por reacción, y de ahí los de carbonato. Apartado B. Determinación de la riqueza en CaCO3 de una muestra problema Lógicamente el planteamiento de esta práctica asume que las impurezas del carbonato no reaccionan con el ácido clorhídrico. En concreto una manera en la que su profesor podría haber impurificado la muestra de carbonato que le facilita es con NaCl, es decir, con sal de mesa. B.1 M ÉTODO GRAVIMÉTRICO Pesar exactamente unos 6 g de muestra problema de CaCO3 en el vaso de precipitado de 250 ml. Preparar 100 ml de disolución de HCl 2 M. Determinar qué volumen de esta disolución sería necesario para combinarse estequiométricamente con el CaCO3. Suponga para este cálculo que la muestra es 100% carbonato cálcico. Poner un exceso de volumen de la disolución de HCl de al menos un 10%. Poner el volumen de disolución de HCl calculado en el vaso de 100 ml junto con la varilla de vidrio y pesarlo en la balanza. Opere de la misma forma que en el apartado A.1 B.2 M ÉTODO VOLUMÉTRICO Vuelva a montar el dispositivo que se explica en A.2. Pesar con exactitud una cantidad de muestra problema próxima a 1 g. Depositar dicha muestra en el matraz Kitasato, procurando que no se adhiera a las paredes. Preparar 40 ml de disolución 3:1 de HCl. Opere de la misma forma que en el apartado A.2.

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