Práctica de estequiometría

PRACTICA 5
CÁLCULOS ESTEQUIOMETRICOS


1. OBJETIVOS

1.1 Objetivos General

• Determinar la relación de combinación estequiometrica utilizando el método de titulación.

1.2 Objetivos específicos

• Identificar teóricamente el reactivo limite.
• Determinar experimentalmente el reactivo limite.
• Cuantificar las moles sobrantes de una reacción acido- base, utilizando la neutralización por titulación.
• Determinar el porcentaje de eficiencia de una reacción.


2. TEORÍA

En las reacciones quimicas generalmente existe un reactivo (pueden ser varios) que limita la cantidad que reacciona de los otros reactivos y por consiguiente, la cantidad que se forma de c/u de los productos.
Si la reacción es 100% eficiente, o lo que es igual, si la reacción tiene un 100% de rendimiento, el reactivo limite se consume totalmente y la reacción termina; por el contrario la eficiencia es menor al 100%, coexistirán reactivos y productos y se establece un equilibrio químico dinámico, es decir, la reacción ocurre en ambos sentidos ( ).
CRGR CRFP
% E = X 100 = X 100
CTIR CTF

% E: Porcentaje de eficiencia o rendimiento.
CRGR: Cantidad real gastado de un reactivo.
CTIR: Cantidad total inicial del mismo reactivo.
CRFP: Cantidad real formada de un producto
CTF: Cantidad teórica formada suponiendo % E = 100.

La titulación consiste en determinar la concentración de una solución, o lo que es igual, las moles existentes en un volumen dado de solución, por medio de otra solución patrón o deferencia, de la cual se conoce su concentración exacta. Un indicador, la fenolftaleina por ejemplo, revelara el instante en el cual se alcanza el punto de equivalencia, o sea el instante en el cual los equivalentes – gramo de la solución patrón reaccionan totalmente con los equivalentes – gramo presentes en un volumen dado de la otra solución, o dicho de otra manera, el instante en cual se alcanza la relación estequiometrica.

El dibujo nos indica la manera como se realiza la “titulación”. Si se mide el volumen agregado desde la bureta (V) se conocerán las moles agregadas, puesto que se tiene la concentración exacta del patrón. En el erlenmeyer se encuentran los volúmenes, mezclados para reaccionar, de los dos reactivos.

En la práctica que nos ocupa mezclaremos volúmenes diferentes de los dos reactivos; ellos reaccionan y el reactivo límite determinará las moles formadas de los productos y las moles sobrantes del otro reactivo. Si se “titulan” o cuantifican las moles sobrantes del reactivo no limite, se conocerán las moles que reaccionaron.

En el experimento utilizaremos como reactivos el NaOH y el HCl, pero podrían utilizarse otras bases y otros ácidos.
• Exemplo 1: 2NaOH + H2SO4  Na2SO4 + 2H2O
Para determinar experimentalmente que la reacción estequiométrica es 2:1, como lo indica la reacción teórica.

• Ejemplo 2: 2 Al(OH)3 + 3H2SO4  Al2(SO4)3 + 6H2O
Aquí se debe determinar experimentalmente que la relación es 2:3, como lo indica la reacción teórica.

Dado que la práctica sobre soluciones ya se realizó, se asume que conocemos como determinar teóricamente las moles presentes en un volumen dado de una solución de concentración conocida.


3. MATERIALES Y REACTIVOS

• 9 tubos de ensayo Fenolftaleina
• 1 gradilla HCl 0.2 M
• 1 pipeta graduada de 10 mL NaOH 0.2 M
• 1 bureta HCl 0.4 M “Patrón Ácido”
• 2 erlenmeyer pequeños NaOH 0.4 M “Patrón Básico”
• 1 soporte
• 1 pinza para bureta







4. PROCEDIMIENTO

En 9 tubos de ensayos limpios y numerados, deposite los volúmenes de solución como se indica en el cuadro siguiente. Agite bien al mezclar los reactivos para favorecer el contacto entre ellos. Complete el cuadro con los cálculos teóricos.

TUBO mL DE NaOH
0.2M mL DE HCl
0.2M Moles Teóricas de NaOH Moles Teóricas de HCl R.L.
Teórico
1 1 9
2 2 8
3 3 7
4 4 6
5 5 5
6 6 4
7 7 3
8 8 2
9 9 1

Proceda luego a la cuantificación de las moles sobrantes en cada tubo por medio de la titulación, así:

a. Si sobra HCl, lleve el contenido del tubo a un erlenmeyer pequeño y agregue unas 3 ó 4 gotas de solución etanólica de fenolftaleina, agregue el NaOH 0.4M “patrón” agitando hasta que aparezca el color fucsia, característico de la fenolftaleina en un medio básico. Mida el V agregado.

b. Si sobra NaOH, lleve el contenido del tubo a un erlenmeyer pequeño y agregue unas 3 ó 4 gotas de solución etanólica de fenolftaleina, agregue el HCl 0.4M “patrón” agitando hasta que desaparezca el color fucsia. Mida el V agregado.
DATOS EXPERIMENTALES

TUBO mL DE HCl 0.4M
Agregados mL DE NaOH 0.4M
Agregados Moles de “Patrón” agregados Moles de reactivo sobrantes
1
2
3
4
5
6
7
8
9


PREINFORME

PRÁCTICA 5: CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
Anexe al diagrama de flujo los cuadros con los datos teóricos y experimentales.

INFORME
PRÁCTICA 5: CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
1. Cuál es la reacción que ocurrió en esta practica.
2. Realizar una grafica de volumen de patrón agregado en el eje Y contra número del tubo en el eje X.
3. Concide el grafico anterior con la estequiometrìa teórica de la reacción.
4. Cual es el % Eficiencia del la reacción. De cual tubo realizó esta determinación.
5. Elaborar unos cuadros similares pero suponiendo que la reacción fuera entre NaOH y el H2SO4
6. Elaborar unos cuadros similares pero suponiendo que la reacción fuera entre el Al(OH)3 y H2SO4.