ESTEQUIOMETRÍA QUÍMICA

ESTEQUIOMETRÍA QUÍMICA





Cardeño Rodríguez, Alejandro.
Suaza Castro, Tatiana.
Parra Buitrago, Karen.
Calderón Ramírez, Angie.
Zárate Torres, Sergio.





Institución Educativa Distrital, Colegio Toberín.

Grado 11°03, Jornada Tarde.

Bogotá, Colombia.


2015.
CONTENIDO























INTRODUCCIÓN


El presente trabajo ha sido realizado con el afán de estudiar a fondo la temática en el área de Química, la Estequiometría. Para lo anterior, se ha realizado una práctica de laboratorio en la cual se trabajó con base en una serie de diferentes reacciones químicas, para las cuales hubo de realizarse cálculos Estequiométricos, para probar la veracidad de las anteriores reacciones mencionadas. En otras palabras, el propósito de la parte experimental no es más que dar fe de que los cálculos efectuados sean correctos.

El grupo de trabajo se plantea la siguiente tesis: ¿Es correcto pretender que los cálculos estequiométricos teóricos, serán directamente proporcionales a los obtenidos dentro del laboratorio?

Como hipótesis, se intuye que los cálculos no serán proporcionales a los teóricos, por el simple hecho de que los productos no pudieron ser pesados. También se le atribuye la desproporcionalidad a que los elementos químicos empleados en la práctica no son 100% puros.
Palabras clave: Estequiometría, cálculos, reacciones, proporcionalidad.

OBJETIVOS

El principal objetivo es la aplicación del aprendizaje obtenido a través de la capacitación recibida; se destaca, además, la necesidad de poder realizar la práctica de la manera más eficiente posible. Como objetivo secundario, se pretende lograr la optimización del manejo de los materiales brindados en el interior del laboratorio de química y la responsabilidad sobre la manipulación de materia prima que pueda ser nociva para la salud.


MARCO TEÓRICO

Para el pleno entendimiento de la práctica, serán citados diferentes temas o conceptos a tener en cuenta.
Estado de Oxidación:
Es un indicador del nivel o grado de oxidación de un átomo que hace parte de un compuesto químico, éste se da cuando un elemento o un compuesto pierde uno o varios electrones. Generalmente, cuando una sustancia se oxida, es decir, cuando pierde electrones, la sustancia con la cual reacciona recibe dichos electrones, reduciéndose, lo que conduce a las reacciones de óxido-reducción o Redox.
Las siguientes reglas han de tenerse muy en cuenta al asignar un estado de oxidación:
El estado de oxidación de un elemento en estado libre, o sea, sin formar un compuesto, será 0.
El estado de oxidación del Hidrógeno es +1, excepto en hidruros metálicos, en los cuales es de -1. (NaH, CaH2)
El estado de oxidación del Oxigeno es de -2, excepto en los Peróxidos, en los que es de -1, en los Superóxidos que puede ser de -1 ó 2, y en el compuesto (OF2), donde es de +2.
El estado de oxidación del elemento metálico de un compuesto iónico es positivo
En los compuestos covalentes, el estado de oxidación negativo se asigna al átomo más electronegativo, y todos los demás son positivos.
La suma algebraica de los estados de oxidación de los elementos de un compuesto debe ser 0.
La suma algebraica de los estados de oxidación de los elementos de un ion poliatómico debe ser igual a la carga del ion.




Reglas para la escribir fórmulas químicas:
Para elaborar fórmulas químicas, se juntan un Anión (Carga eléctrica negativa) y un Catión (Carga eléctrica positiva). Por conveniencia, se coloca en primer término el Catión y, enseguida, el anión. Por ejemplo:
Na+1 + Cl-1 NaCl " Cloruro de Sodio.
Cuando se junta un Anión y un Catión, al escribir la fórmula química, los estados de oxidación, sin importar el signo, se entrecruzan y se anotan como subíndices, considerando lo siguiente:

Si el estado de oxidación de un Anión y un Catión es +1 y -1 respectivamente, al entrecruzarse no se anotan:

K+1 + Br-1 KBr " Bromuro de Potasio.

Cuando el Anión y el Catión tengan el mismo estado de oxidación, al entrecruzarse, tampoco se anotan:

Ca+2 + O-2 CaO " Óxido de Calcio.

Cuando los estados de oxidación son diferentes se entrecruzan y se anotan:
Al+3 + O-2 Al2O3 " Óxido de Aluminio.
3) Cuando se utilizan radicales se pueden presentar los siguientes casos:
- Si el subíndice que va a afectar al radical es la unidad no se anota:
Na+1 + SO4-2 Na2SO4 " Sulfato de Sodio.
Li+1 + PO4-3 Li3PO4 " Fosfato de Litio.
- Si el subíndice que va a afectar al radical es mayor que la unidad, es necesario encerrar el radical en un paréntesis y escribir fuera de él el subíndice:
Zn+2 + NO3-1 Zn(NO3)2 " Nitrato de Zinc
NH4+1 + CO3-2 (NH4)2CO3 " Carbonato de Amonio
En algunas ocasiones se pueden simplificar los subíndices, sacándoles mitad:
Pb+4 + S-2 Pb2 S4 " Sulfuro Plúmbico.
PbS2 " Simplificado.
Sn+4 + CO3-2 Sn2 (CO3)4 " Carbonato Estáñico.
Sn (CO3)2 " Simplificado.

Cantidad de Sustancia (Mol):
En el SI (Sistema Internacional de Unidade) se define cantidad de sustancia como una unidad fundamental, proporcional al número de entidades elementales presentes. Es la masa molecular o la masa atómica expresada en gramos.
Ejemplo: NaOH Una mol de NaOH " Hidróxido de Sodio.
La suma del peso atómico de los elementos que conforman el compuesto es de 40g/mol. Si hay 80g/mol de NaOH, entonces habrán 2 moles de NaOH, igualmente, si hay 60g/mol de NaOH, entonces habrán 1.5 moles de NaOH, por relaciones de proporcionalidad.
Óxidos:
Un óxido es un compuesto binario, que consta de uno o varios átomos de Oxígeno y otros elementos
Óxidos Básicos: Se forman con un Metal y el Oxígeno. Se les llaman también Anhídridos básicos; ya que al agregar agua, pueden formar Hidróxidos básicos.

M + O MO

Óxidos Ácidos: Se forman con un No metal y el Oxígeno. Se les llaman también Anhídridos ácidos.

Nm + O NmO

Hidróxidos: Se forman con un Metal, el Oxígeno y el Hidrógeno.

Mg+2 + (OH)-1 Mg(OH)2


Ácidos
Hidrácidos: Son la unión del Hidrógeno y un No Metal.

Nm + H HNm

Generalmente los Hidrácidos son conformados por Gases.

H2 + Cl2 2HCl

Al momento de balancear la ecuación de un Hidrácido, el No metal en cuestión dee tomar el valor Negativo que señala la tala periódica.

Oxácidos: Son la unión del Hidrógeno, el Oxígeno y un No metal.

NM + H2O HNmO

Sales
Son sustancias iónicas formadas por un Anión y un Catión. Son el resultado de combinar un Ácido con una Base, y además producen Agua.
Ejemplo:
KOH + HCl KCl + H2O " Cloruro de Potasio y Agua.
Ca(OH)2 + H2SO4 CaSO4 + 2H2O " Sulfato de Calcio y Agua.
Sales Haloideas:

Metal/No Metal Ejemplo: NaCl " Cloruro de Sodio

Sales Neutras:

Metal/No Metal/Oxígeno Ejemplo: Na2SO4

Sales Ácidas:

Metal/Hidrógeno/No Metal/Oxígeno Ejemplo: NaHCO3


En síntesis: Ácido + Base Sal + Agua.


Tipos de Reacciones Químicas

Reacciones de Síntesis o Composición: Dos o más elementos o compuestos se combinan para producir uno nuevo.

A + B C

Ejemplo: 4Al + 3O2 2Al2O3

Reacciones de Descomposición o Análisis: Inversas, a la síntesis, a partir de un compuesto se producen 2 o más productos, usualmente influyen catalizadores, tales como el calor o la electricidad. En otras palabras, dos o más productos a partir de un solo reactante.

A B + C

Ejemplo: 2KClO3 2KCl + 3O2

Reacciones de Desplazamiento o Sustitución sencilla: En estas reacciones un átomo toma el lugar de otro similar pero menos activo en un compuesto. En general, los metales reemplazan metales (O al Hidrógeno en un ácido) y los No metales reemplazan No Metales.

AB + C CB + A ó AB + C AC + B Donde C es un elemento más activo que un metal A o un no metal B

Ejemplo: Mg + CuSO4 MgSO4 + Cu

Análisis: El Magnesio es un metal más activo que el Cobre y, por tanto, lo reemplazará en el compuesto, formando Sulfato de Magnesio. A su vez, el cobre queda en su estado libre como otro producto de la reacción.

Reacciones de Doble desplazamiento o Intercambio: Éstas reacciones son aquellas en las cuales el Ión positivo (Catión) de un compuesto se combina con el Ión negativo (Anión) del otro y viceversa. Habiendo entonces un intercambio de átomos entre los reactantes.

Cationes: Metal + Hidrógeno. Aniones: No metal + Oxígeno

AB + CD AD + CB

Ejemplo: AgNO3 + HCl HNO3 + AgCl.

Reacciones de Neutralización: Son de doble desplazamiento o intercambio. Su particularidad es que ocurren entre un Ácido y una Base, y los productos de la reacción son agua y una sal formada por el catión de la base y el anión del ácido.

H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O





MATERIALES



Mechero







Alcohol Industrial



Matraz con desprendimiento lateral



Cuchara de combustión

Beaker


Cápsula de Porcelana

Balanza



Azufre – Magnesio – Fenolftaleína – Sodio

Pinzas

Ácido Clorhídrico

PROCEDIMIENTO

Para el Azufre:

Se calibra la balanza en ceros y se procede a pesar el Azufre (2.2 gramos). Se introduce Alcohol Industrial dentro del mechero y se enciende.
Se llena el Matraz con desprendimiento lateral con un poco de agua y se dispone a poner la totalidad del Azufre dentro de la Cuchara de combustión, después, se quema sobre el mechero, evitando oler el gas desprendido. Justo en el instante en el cual se empiece a desprender un gas color Mostaza, se introduce la cuchara de combustión en el matraz con desprendimiento lateral.
Se determinan las reacciones sucedidas, se escriben las fórmulas químicas y se balancea.


Para el Magnesio:

Se pesa la cantidad de Magnesio (1.17 gramos). Con la pinza, se agarra el trozo de Magnesio y se quema en el mechero, cuidando enfocar la vista sobre la luz que se produce.
Se llena la cápsula de porcelana con agua y se introducen los restos de Óxido de Magnesio. Posteriormente, se echan un par de gotas de Fenolftaleína, la cual dará fe de la formación de una Base.
Lo siguiente es aplicar la suficiente cantidad de Ácido Clorhídrico a la base, para que se pueda dar una reacción de Neutralización.
Se establecen las reacciones, se escriben las fórmulas químicas y se balancea


Para el Sodio:

Se pesa la cantidad de Sodio que se va a utilizar (0,5 gramos), se llena la cápsula de porcelana de agua y luego se coloca el Sodio dentro del agua, sin inhalar el gas que desprende la reacción
El producto obtenido en la anterior reacción, se calienta sobre el mechero hasta que seque casi por completo.
Se establecen las reacciones, se escriben y se balancean.


RESULTADOS
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Para 2.2 gramos de Azufre:
Para la primera reacción:
Al quemar el Azufre, se produjo un gas color mostaza llamado Óxido Sulfuroso:

S + O2 SO2 Dióxido de Azufre, reacción de síntesis.

"Una mol de Azufre reacciona con una mol de Oxígeno diatómico para producir una mol de Dióxido de Azufre"

Para hallar el peso molecular del Dióxido de Azufre:

S 32,066 g/mol
O2 31,998 g/mol

Luego: Una mol de SO2 es equivalente a 64,064 g/mol.

Si fueron utilizados solamente 2.2 gramos de Azufre:


Si 32,066 g/mol de Azufre deben reaccionar con 31,998 g/mol de Oxígeno diatómico para producir 64,064 g/mol de Dióxido de Azufre, luego 2.2 g/mol de Azufre han de reaccionar con X g/mol de Oxigeno Diatómico para producir X g/mol de Dióxido de Azufre.

Para la cantidad exacta de O2:

2.2 g/mol de S x 31.998 de O2 / 32,066 g/mol de S = 2,195 g/mol de O2
Para la cantidad exacta de SO2:
2,195 g/mol de O2 x 64,064 g/mol de SO2 / 31,998 g/mol de O2
= 4,394 g/mol de SO2

En síntesis, se puede afirmar que 2.2 g/mol de Azufre deben reaccionar con 2,195 g/mol de Oxígeno Diatómico para producir 4,394 g/mol de Dióxido de Azufre.

Para la segunda reacción:
Se introduce la cuchara de combustión en el matraz con desprendimiento lateral, para que el Dióxido de Azufre reaccione con el agua, lo cual produce Ácido Sulfuroso.

SO2 + H2O H2SO3

"Una mol de Dióxido de Azufre reacciona con una mol de Agua para producir una mol de Ácido Sulfuroso"

Para hallar el peso molecular del agua:

H2: 2,015 g/mol
O: 15,999 g/mol

Luego: Una mol de H2O es equivalente a 18,014 g/mol.

Para hallar el peso molecular del Ácido Sulfuroso:

H2: 2,015 g/mol
S: 32,066 g/mol
O3: 47,997 g/mol

Luego: Una mol de H2SO3 es equivalente a 82,078 g/mol


Para la cantidad exacta de H2O:

4,394 g/mol de SO2 x 18,014 g/mol de H2O / 64,064 g/mol de SO2
= 1,23 g/mol de H20

Para la cantidad exacta de H2SO3:

1,23 g/mol de H2O x 82,078 g/mol de H2SO3 / 18,014 g/mol de H2O
= 5,60 g/mol de H2SO3

Con base en todo anterior, podremos establecer los pesos para cada reacción sucedida, siendo así:

Primeramente, 2.2 g/mol de Azufre tuvieron que reaccionar con 2.195 g/mol de Oxígeno Diatómico mientras se quemaban para producir 4,394 g/mol de Dióxido de Azufre, que era el gas color mostaza. Suponiendo que la totalidad del Dióxido de azufre reaccionó con la cantidad suficiente de agua (1,23 g/mol), entonces hipotéticamente si los compuestos hubiesen sido 100% puros, la anterior reacción hubo de producir 5,60 g/mol de ácido sulfuroso.

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Para 1,17 gramos de Magnesio:
Para 1,72 gramos de Magnesio:

Para la primera reacción:
Se quema el trozo de Magnesio para formar Óxido de Magnesio.

2Mg + O2 2MgO

"Dos moles de Magnesio reaccionan con una mol de Oxígeno diatómico para producir dos moles de Óxido de Magnesio"

Para hallar el peso atómico del Magnesio, sabiendo que hay 2 moles:

Mg: 24,3050 g/mol

Luego: Dos moles de Magnesio son equivalentes a 48,61 g/mol

Para hallar el peso atómico del Oxígeno Diatómico:

O2: 31,998 g/mol

Para hallar el peso molecular del Óxido de Magnesio, sabiendo que hay 2 moles:

Mg: 24,3050 g/mol
O: 15,999 g/mol

Luego: Dos moles de Óxido de Magnesio son equivalentes a 80,608 g/mol.

Si fueron utilizados solamente 1,72 g/mol de Magnesio:

Si 48,61 g/mol de Magnesio deben reaccionar con 31,998 g/mol de Oxígeno diatómico para producir 80,608 g/mol de Óxido de Magnesio, entonces 1.72 g/mol de Magnesio han de reaccionar con X g/mol de Oxigeno Diatómico para producir X g/mol de Óxido de Magnesio


Para la cantidad exacta de O2:
1.72 g/mol de Mg x 31.998 de O2 / 48,61 g/mol de Mg = 1,132 g/mol de O2

Para la cantidad exacta de MgO (Teniendo en cuenta que hay 2 moles):
1,132 g/mol de O2 x 80,608 g/mol de MgO / 31,998 g/mol de O2
= 2,851 g/mol de MgO

Resumidamente, se tiene que 1.72 g/mol de Magnesio deben reaccionar con 1,132 g/mol de Oxígeno Diatómico para producir 2,851 g/mol de Óxido de Magnesio.

Para la segunda reacción:
Se depositan los restos de Óxido de Magnesio en la cápsula de porcelana previamente llena de agua, lo que produce Hidróxido de Magnesio.

MgO + H2O Mg(OH)2

"Una mol de Óxido de Magnesio reacciona con una mol de agua para producir una mol de Hidróxido de Magnesio"

Para hallar el peso molecular del agua:

H2: 2,015 g/mol
O: 15,999 g/mol

Luego: Una mol de H2O es equivalente a 18,014 g/mol.

Para hallar el peso molecular del Hidróxido de Magnesio:

Mg: 24,3050 g/mol
O2: 31,998 g/mol
H2: 2,015 g/mol

Luego: Una mol de Hidróxido de Magnesio equivale a 58,318 g/mol
Para la cantidad exacta de H2O:

1,72 g/mol de MgO x 18,014 g/mol de H2O / 24,3050 g/mol de MgO
= 1,274 g/mol de H20

Para la cantidad exacta de Mg(OH)2:

1,274 g/mol de H2O x 58,318 g/mol de Mg(OH)2 / 18,014 g/mol de H2O
= 4,12 g/mol de Mg(OH)2

Para la tercera reacción:
Al Hidróxido de Magnesio se le agregan un par de gotas de Fenolftaleína, que sirve para

Por todo lo anterior nombrado, podremos establecer los pesos para cada reacción sucedida, siendo así:

Entonces, 1.72 g/mol de Magnesio tuvieron que reaccionar con 1.132 g/mol de Oxígeno Diatómico mientras se quemaba sobre el mechero para producir 2,851 g/mol de Óxido de Magnesio. Si se plantea que que la totalidad del Óxido de Magnesio reaccionó con la cantidad suficiente de agua (1,274 g/mol) dentro de la cápsula de porcelana, entonces hipotéticamente si los compuestos hubiesen sido 100% puros, la anterior reacción hubo de producir 4,12 g/mol de Hidróxido de Magnesio.