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PRÁCTICA 8. REACCIONES QUÍMICAS Y ESTEQUIOMETRÍA DE REACCIONES

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PRÁCTICA 8. REACCIONES QUÍMICAS Y ESTEQUIOMETRÍA DE REACCIONES

1.1 FUNDAMENTO TEÓRICO 1.1.1 Reacciones químicas

En los procesos físicos las sustancias no cambian su naturaleza, por el contrario, en los procesos químicos aparecen sustancias nuevas, distintas de las que había al principio. Estos procesos en los que una o más sustancias, denominadas reactivos, se transforman en otra u otras sustancias, denominadas productos, se conocen como reacciones químicas. En una reacción química se rompen los enlaces que hay en las moléculas que constituyen los reactivos, los átomos se reorganizan y se forman nuevos enlaces para formar los productos. Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas. En una ecuación química se escriben las fórmulas de los reactivos separadas por un signo de adición, a continuación una flecha que indica el sentido en el que se produce la reacción y por último las fórmulas de los productos separadas también por el signo de adición. También se puede incluir en una reacción química la información acerca de los estados de agregación de los reactivos y los productos. Esto se realiza mediante el uso de una inicial (la cual puede ser s para sólidos, l para líquidos, g para gases o ac para sustancias que se encuentran en soluciones acuosas) que se coloca dentro de un paréntesis. La reacción

CH4(g) + O2(g)  CO2(g) + H2O(g)

Se lee: el CH4 (metano) en estado gaseoso reacciona con el O2 (oxígeno molecular) en estado gaseoso para

producir CO2 (dióxido de carbono) en estado gaseoso y H2O (agua) también en estado gaseoso. 1.1.2 Balance de ecuaciones químicas

En los procesos químicos los átomos que constituyen los reactivos se reorganizan para formar los productos, pero no se transforman ni desaparecen, por lo tanto, el número de átomos de cada elemento que aparezca en los reactivos debe ser igual al número de átomos del mismo en los productos. Cuando se produce esta situación se dice que la ecuación está balanceada. Lo primero que debe hacerse antes de realizar algún cálculo a partir de una ecuación química es balancearla. Para ello se coloca delante de la fórmula de cada compuesto o sustancia un coeficiente apropiado. Estos coeficientes que se añaden delante de las sustancias que intervienen en la reacción para que ésta quede balanceada se denominan coeficientes estequiométricos.

La ecuación

CH4(g) + O2(g)  CO2(g) + H2O(g)

no está ajustada, puesto que el número de átomos de hidrógeno (4) y de oxígeno (2) en los reactivos es distinto al de los productos (2 y 3 respectivamente). En cambio, si se escribe de la siguiente forma:

CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(g)

los números coinciden y la ecuación está, por lo tanto, balanceada. Se debe tener en cuenta que no se puede

modificar los subíndices de los elementos en las fórmulas para balancear una ecuación química.

Frecuentemente se obtiene los coeficientes adecuados para el balance de la reacción por tanteo. No existe ninguna norma acerca de cómo proceder para balancear una ecuación química por tanteo, sin embargo, un consejo generalmente útil es empezar a balancear los elementos que sólo aparecen en una sustancia en cada miembro de la reacción. Si no se consigue el balance por tanteo, se puede emplear algún procedimiento matemático que facilite su cálculo como por ejemplo el método de los coeficientes indeterminados, el cual se describe a continuación.

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 Se escribe un coeficiente indeterminado (con las primeras letras del abecedario) delante de cada uno de los compuestos que aparecen en la ecuación.

aCH4(g) + bO2(g)  cCO2(g) + dH2O(g)

 Se escribe la ecuación de ajuste para cada uno de los elementos que intervienen en la reacción (la relación que debe cumplirse para que ese elemento aparezca en igual cantidad en reactivos y productos). Para el carbono a = c Para el hidrógeno 4a = 2d Para el oxígeno 2b = 2c + d

 Se asigna un valor arbitrario a uno de los coeficientes y se calcula el valor de los otros resolviendo las ecuaciones. Si se asigna al coeficiente a el valor 1, se puede deducir el valor de c de la primera ecuación 1 = c. En la segunda ecuación, al sustituir el valor de a se obtiene el coeficiente d, 4 = 2d; d = 2. Sustituyendo en la tercera ecuación los valores de c y d se determina el valor del coeficiente b, 2b = 2 + 2; b =2. Si los coeficientes obtenidos no son enteros, se multiplican todos ellos por un mismo número (el m.c.m. de los denominadores) para transformarlos en enteros. De igual manera, si todos los coeficientes son divisibles por un mismo número deben dividirse para conseguir el conjunto de coeficientes enteros más pequeños posible.

 Se sustituyen los coeficientes indeterminados por los números obtenidos al resolver las ecuaciones y se comprueba que el ajuste se cumple para todos elementos.

CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(g)

Para el carbono 1 en los reactivos y 1 en los productos, para el hidrógeno 4 en los reactivos y 4 (2·2) los productos, para el oxígeno 4 en los reactivos (2·2) y 4 en los productos (2 + 2·1).

La ecuación balanceada puede leerse de la siguiente manera: 1 molécula de CH4 (metano) reacciona con 2

moléculas de O2 (oxígeno) para producir 1 molécula de CO2 (dióxido de carbono) y 2 moléculas de H2O (agua).

Del concepto de mol se deduce que los números relativos de moles son idénticos a los números relativos de moléculas y, por lo tanto, la ecuación se puede leer también así: 1 mol de CH4 (metano) reacciona con dos moles

de O2 (oxígeno molecular) para producir 1 mol de CO2 (dióxido de carbono) y 2 moles de H2O (agua). (Aunque en

este ejemplo coinciden, el número de moles totales de reactivos y productos no tiene por qué coincidir).

1.1.3 Cálculos estequiométricos

La ley de conservación de la masa, de Lavoisier, establece que la masa total de los productos de una reacción química es igual a la masa total de los reactivos, de modo que la masa permanece constante durante la reacción. Esto es bastante obvio puesto que se sabe que durante una reacción química no se crean ni se destruyen átomos sino que estos simplemente se reorganizan. En una ecuación química balanceada la suma de las masas de los reactivos debe ser igual a la de los productos. La estequiometría es la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre las sustancias que intervienen en una reacción química (reactivos y productos). Los cálculos estequiométricos deben hacerse siempre a partir de la ecuación balanceada. Los coeficientes que se anteponen a cada una de las sustancias para ajustar la ecuación se conocen como coeficientes estequiométricos e indican la proporción de moles que reaccionan de cada reactivo y la proporción de moles que se forman de cada producto. Con esta información y las masas moleculares de los reactivos y productos se puede realizar cualquier cálculo estequiométrico.

Independientemente de las unidades utilizadas para expresar la cantidad de los reactivos o productos (moles, gramos, litros u otras unidades) para calcular la cantidad de sustancias reactivas o producidas en una reacción se utilizan moles. Este método se denomina método del mol, lo cual significa que los coeficientes

estequiométricos en una reacción química se pueden interpretar como el número de moles de cada sustancia.

Recuerde que un mol equivale a 6.022 X 1023 unidades elementales, las cuales pueden ser átomos, iones,

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Para ejemplificar el uso del método del mol en una ecuación química se estudiará el caso del NH3 (amoniaco), el

cual puede sintetizarse a partir del hidrógeno y el nitrógeno de la siguiente manera: N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)

Los coeficientes estequiométricos muestran que una molécula de N2 reacciona con tres moléculas de H2 para

formar dos moléculas de NH3. De aquí se desprende que los números relativos de los moles son los mismos que

el numero relativo de las moléculas:

N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)

1 molécula 3 moléculas 2 moléculas

6.022 X 1023 moléculas 3(6.022 X 1023 moléculas) 2(6.022 X 1023 moléculas)

1 mol 3 moles 2 moles

Por tanto, esta ecuación también se lee como 1 mol de gas N2 se combina con 3 moles de gas H2 para formar 2

moles de gas NH3. En cálculos estequiométricos, se dice que tres moles de H2 equivalen a dos moles de NH3, es

decir,3 moles de H2 ≏ 2 moles de NH3, donde el símbolo ≏ significa “estequiométricamente equivalente a”, es

decir 3 moles de H2 estequiométricamente equivale a 2 moles de NH3, lo anterior puede escribirse en forma de

relación o razón de la siguiente manera

(Recuerde que esta expresión matemática también es un factor unitario o factor de conversión, es decir una fracción en la que en el numerador y denominador se encuentran dos cantidades que guardan una relación de proporcionalidad directa entre sí. Las dos cantidades tienen unidades distintas y/o se refieren a sustancias distintas).

Al plantear el supuesto que 16.0 g de H2 reaccionan completamente con N2 para formar NH3, y se cuestiona

¿cuántos gramos de NH3 se formarán?, entonces para realizar este cálculo es necesario observar que la relación

existente entre H2 y NH3 es la razón molar de la ecuación balanceada. Así que primero se necesita convertir

gramos de H2 a moles de H2, después a moles de NH3 y finalmente a gramos de NH3. Los pasos de conversión

son

gramos de H2 → moles de H2 → moles de NH3 → gramos de NH3

El cálculo estequiómetrico según el esquema planteado anteriormente es

Esto quiere decir que 16 g de H2 reaccionarán completamente con N2 para producir 89.93 g de NH3. El mismo

procedimiento puede aplicarse si se desea conocer ¿cuántos gramos de N2 se necesitará para que reaccione

completamente 16 g de H2?

Como puede observarse el método empleado para resolver problemas de estequiometría consiste en ir multiplicando una determinada cantidad inicial por sucesivos factores de conversión, de tal forma que se simplifique matemáticamente unidades y compuestos químicos que no son de interés, hasta obtener la solución deseada.

El método para resolver problemas estequiométricos puede resumirse entonces de la siguiente manera:  Se escribe y se balancea la reacción química.

 Se escribe el dato inicial e incógnita debajo de los compuestos respectivos.

 Se calcula la masa molar (masa molecular en gramos) del dato inicial y de la incógnita.  Se transforma el dato inicial a moles (se utiliza un factor de conversión).

 Se transforma los moles del dato inicial a moles de la incógnita (debe utilizarse los coeficientes estequiométricos de dato e incógnita de la ecuación balanceada en el factor de conversión)

 Se transforma los moles de la incógnita a las unidades que pide el problema (se utiliza un factor de conversión).

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 Los factores de conversión empleados dependerán del dato inicial dado y del valor final solicitado. El esquema siguiente ilustra los casos más comunes:

Moles de dato → Moles de incógnita

Masa de dato → Moles de dato → Moles de incógnita

Masa de dato → Moles de dato → Moles de incógnita → Masa de incógnita

Cada flecha indica el uso del factor de conversión adecuado para pasar de un valor al otro. En el caso específico de esta práctica se estudiará la reacción siguiente

CuSO4*5H2O(s)→ CuSO4(s) + 5H2O(g)

De esta ecuación se puede abstraer la siguiente información:

Reactivo: 1 mol de sulfato cúprico pentahidratado en estado sólido, cuya fórmula es CuSO4*5H2O.

Productos: 1 mol de sulfato cúprico sólido (CuSO4) y 5 moles de vapor de agua (H2O).

Observaciones: Esta reacción se clasifica como de descomposición mediante calentamiento (el símbolo que se utiliza para representar calentamiento es el triángulo que se observa sobre la flecha).

Antes de comenzar cualquier cálculo debe asegurarse que la ecuación esté balanceada. La ecuación de este ejemplo se encuentra ya balanceada. Ahora se plantea la pregunta de ¿Cuánto gramos de CuSO4 se producirán

a partir del calentamiento de 1.5 gramos de CuSO4*5H2O?

Para responder a esta pregunta se hace uso del método para resolver problemas estequiométricos descrito anteriormente a partir de la ecuación balanceada.

a. Se escribe la ecuación y se balancea.

CuSO4*5H2O(s)→ CuSO4(s) + 5H2O(g)

b. Se define el dato inicial conocido y la incógnita.

CuSO4*5H2O(s)→ CuSO4(s) + 5H2O(g)

2.5 g x

c. Se calcula la masa de un mol de la sustancia conocida o dato inicial y la masa de un mol de la sustancia incógnita.

La masa de un mol de CuSO4*5H2O se calcula mediante el siguiente principio básico: 1 mol de

CuSO4*5H2O está conformado por 1 mol de Cu, 1 mol de S, 9 moles de O y 10 moles de H, esta

información se obtiene de la fórmula del compuesto. La información de las masas de un mol de cada elemento se encuentra en la tabla periódica.

1 mol de CuSO4*5H2O está conformado por

La masa es gramos de 1 mol de CuSO4*5H2O se determina al sumar cada una de estas masas.

La masa en gramos de 1 mol de CuSO4*5H2O = 63.54 g deCu + 32.064 g de S + 143.991 g de O +

10.079 g de H.

La masa en gramos de 1 mol de CuSO4*5H2O = 249.674 g.

Ahora la masa molar de CuSO4 se calcula de la misma forma. La masa en gramos de 1 mol de CuSO4 =

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d. Se calcula la incógnita mediante el siguiente esquema: gramos de sustancia dato  mol de sustancia dato  mol de sustancia incógnita  gramos de sustancia incógnita.

En teoría, según los cálculos efectuados, al calentar 1.5 gramos de CuSO4*5H2O se producirá 0.956

gramos de CuSO4.

Recuerde que para convertir de gramos a moles, ya sea del dato o de la incógnita, debe utilizarse en el factor la relación de gramos para 1 mol de la sustancia mientras que para convertir mol de dato a mol de incógnita debe utilizarse en el factor los coeficientes estequiométricos de dato e incógnita de la ecuación balanceada.

La ley de Avogadro dice que un mol de cualquier gas en las mismas condiciones de presión y temperatura

ocupa el mismo volumen, independientemente del tipo de gas. En condiciones normales (0ºC y 1 atm), un mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22.4 litros. Esta información se puede utilizar para calcular también volúmenes de gases utilizando factores de conversión. También se puede hacer cálculos utilizando la ecuación del gas ideal (pV = nRT) una vez que se han calculado el número de moles.

Dentro de los cálculos estequiométricos que pueden realizarse también se encuentra la determinación del reactivo limitante y el rendimiento de una reacción.

Cuando se tiene una reacción química en la cual se necesite dos o más reactivos, lo más probable es que no se consuman ambos completamente. En cuanto uno de ellos se agote, la reacción finalizará, sobrando parte de cada uno de los otros. Ese reactivo que se agota en primer lugar se denomina reactivo limitante, y debe identificarse, pues de éste depende la reacción y por lo tanto cualquier otro cálculo estequiométrico principalmente de productos. Cuando de uno de los reactivos se tiene toda la cantidad necesaria (y de sobra) para completar la reacción, a éste se le denomina reactivo en exceso.

En teoría, una reacción química irreversible se da al 100%, es decir, el reactivo limitante reacciona completamente. Sin embargo, en la práctica, es posible que parte del reactivo quede sin reaccionar. El

rendimiento de la reacción indica qué porcentaje del reactivo es el que realmente reacciona (y, por tanto, qué

porcentaje de productos se forman, respecto a la cantidad teórica). El rendimiento de la reacción es, lógicamente, menor que el 100%.

1.1.4 Energía y reacciones químicas

Las moléculas almacenan energía en los enlaces que se forman entre los átomos que la componen. Esta energía almacenada en los enlaces de las moléculas se conoce como energía química. Cuando en una reacción química la energía almacenada en los enlaces de los reactivos es mayor que la de los productos, al producirse la reacción se desprenderá energía. Estas reacciones en las que se desprende energía se denominan exotérmicas. En la representación de una reacción exotérmica la energía aparecerá entre los productos de la reacción:

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Cuando en una reacción química la energía almacenada en los enlaces de los reactivos es menor que la de los productos, al producirse la reacción se absorberá energía. Estas reacciones en las que se absorbe energía se denominan endotérmicas. En la representación de una reacción exotérmica la energía aparecerá entre los reactivos

2 H2O + Energía → 2 H2 + O2 Reacción endotérmica 1.1.5 Tipos de reacciones químicas

Las reacciones se pueden clasificar en: combinación o síntesis, descomposición, de desplazamiento

sencillo, de desplazamiento doble y redox (óxido reducción).

Las reacciones de combinación son aquellas en las que dos o más sustancias se combinan para formar un solo producto. Una reacción de descomposición es la ruptura de un compuesto en dos o más componentes. En una reacción de desplazamiento sencillo, un ión o átomo de un compuesto se reemplaza por un ión o átomo de otro elemento. En la reacción de doble desplazamiento se produce dos desplazamientos, un átomo o ión de un compuesto se reemplaza por un ión o átomo de otro compuesto. Una reacción rédox o de óxido reducción es aquella donde se dan cambios en los números de oxidación de los elementos como resultado de ganancia y pérdida de electrones. Cuando un elemento se oxida, éste aumenta su número de oxidación como resultado de una pérdida de electrones. Cuando una sustancia se reduce, ésta disminuye su número de oxidación como consecuencia de la ganancia de electrones. A la sustancia que se oxida se le da el nombre de

agente reductor debido a que hace que otra sustancia se reduzca y la que se reduce se le da el nombre de agente oxidante.

1.2 OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA

 Clasificar las reacciones que se realicen en: reacciones de síntesis, de descomposición, de desplazamiento sencillo y de doble desplazamiento.

 Identificar reacciones de óxido-reducción utilizando criterios químicos.  Identificar el agente oxidante y el agente reductor en una reacción redox.  Calcular el porcentaje de rendimiento de una reacción.

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1.3 MATERIALES

Materiales proporcionados por el laboratorio

Cristalería Equipo Reactivos

 1 probeta de 5mL  1 beacker de 50 mL.  10 tubos de ensayo  1 Balanza monoplato  1 cápsula de porcelana  1 estufa  1 gradilla de metal  1 espátula

 1 pinza para cápsula.  Goteros con soluciones

 Solución de NH3  Fe  CuSO4*5H2O  Solución de KI  Solución de Pb(CH3COO)2  Solución de KMnO4  Solución de CuSO4  Solución de NaHSO3  Solución de H2SO4  Solución de NaOH 1.4 METODOLOGÍA

1.4.1 Cálculos estequiométricos: porcentaje de rendimiento

a. Lave cuidadosamente la cápsula de porcelana y séquela. Cuide de no tocar la superficie de la cápsula. b. Si se observa humedad, coloque, utilizando las pinzas, la cápsula sobre la estufa y caliente durante 2

minutos. Luego deje enfriar la cápsula.

c. Mida la masa de la cápsula de porcelana y anote el resultado en el cuadro 3

d. Agregue a la cápsula a la cual previamente se le ha determinado la masa, 2.5 gramos de sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4*5H2O), y anote los valores en el cuadro 3.

e. Con las pinzas, coloque la cápsula sobre la estufa y caliente durante 1 hora o bien hasta que la coloración azul del reactivo desaparezca.

f. Suspender el calentamiento. Esperar que la cápsula enfríe.

g. Determinar la masa de la cápsula y el sulfato de cobre anhidro y anotar el valor en el cuadro 3. h. Determine el porcentaje de rendimiento y anote el valor en el cuadro 4.

1.4.2 Clasificación de reacciones

a. Tome 3 tubos de ensayo que se encuentren limpios.

b. Agregue en un tubo diferente las siguientes combinaciones de reactivos.

 Tubo 1: Agregar con una probeta 5 mL de solución de sulfato cúprico (solución de CuSO4) luego

5 gotas de solución de amoníaco (solución de NH3). La solución de NH3 debe agregarse en la

campana de extracción de gases. Observe y anote los cambios observados en el cuadro 2.  Tubo 2: Agregar con una probeta 5 ml de solución de sulfato cúprico (solución de CuSO4),

después 2 gotas de solución de ácido sulfúrico (solución de H2SO4) para acidificar la solución.

La solución de H2SO4 debe agregarse en la campana de extracción de gases.

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 Tubo 3: Agregar con una probeta 5 mL de solución de yoduro de potasio (solución de KI), después agregar con una probeta 5 mL de una solución de acetato plumboso (solución de Pb(CH3COO)2).

c. Observar y anotar en el cuadro 1 los cambios que se han producido en cada una de las reacciones anteriores.

1.4.3 Reacciones de óxido reducción con permanganato de potasio (KMnO4)

a. Lave 3 tubos de ensayo. Enumérelos del 1 al 3.

b. En cada uno de ellos coloque 20 gotas de la solución de permanganato de potasio (solución de KMnO4)

c. En el tubo de ensayo 1, agregue 20 gotas de solución de ácido sulfúrico (solución de H2SO4). A este

tubo agregue con un gotero, gota a gota, la solución de bisulfito de sodio (solución de NaHSO3). El

color púrpura de la solución desaparecerá. Anote las observaciones en el cuadro 5.

d. Al tubo de ensayo 2 agregue gota a gota la solución de bisulfito de sodio. El color púrpura del permanganato de potasio cambiará y se formará una suspensión de color café. Anote las observaciones en el cuadro 5.

e. Al tubo de ensayo 3 agregue con un gotero 20 gotas de solución de hidróxido de sodio (solución NaOH), agregue gota a gota la solución de bisulfito de sodio (solución de NaHSO3). El color púrpura del

permanganato cambiará a verde oscuro. Tome en cuenta que en la mayor parte de ocasiones el color es difícil de determinar con exactitud debido a que el producto es muy oscuro.

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1.5 CUESTIONAMIENTOS Y OBSERVACIONES PARA INCLUIR EN EL INFORME

a. Anote los cambios observados en los experimentos de clasificación de reacciones en el siguiente cuadro y complete la columna 3 con información bibliográfica

Cuadro 1. Descripción de los cambios observados en las reacciones y discusión de los resultados obtenidos.

Reacción color, formación de gas, formación Cambios observados (cambios de de precipitados, entre otros)

Fundamento químico teórico para explicar las observaciones (¿Qué sucedió?)

Tubo de ensayo 1 Tubo de ensayo 2 Tubo de ensayo 3

b. Complete el cuadro 2 con la información faltante y clasifique las reacciones.

Cuadro 2. Clasificación de reacciones

Reacción Ecuación química con información faltante

Ecuación química balanceada con la información completa (fórmulas de reactivos, productos,

estados de agregación) Clasificación de la reacción (combinación, descomposición, desplazamiento sencillo, doble desplazamiento, redox) Tubo de

ensayo 1 CuSO4 + NH3  [Cu(NH3)4]SO4

Tubo de

ensayo 2 Fe + CuSO4  X + Y

Tubo de

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c. Complete el siguiente cuadro con la información referente al experimento de determinación de porcentaje de rendimiento

Cuadro 3. Registro de la información referente a la determinación del porcentaje de rendimiento para la reacción

CuSO4*5H2O(s)→ CuSO4(s) + 5H2O(g)

Información Masa (g)

Masa de la cápsula seca

Masa de la cápsula + CuSO4*5H2O

Masa de CuSO4*5H2O

Masa de la cápsula + CuSO4

Masa de CuSO4

d. Complete el cuadro siguiente con los cálculos solicitados, algunos de los cuales se utilizarán para la determinación del porcentaje de rendimiento.

Cuadro 4. Cálculos estequiométricos relacionados con la reacción CuSO4*5H2O(s)→ CuSO4(s) + 5H2O(g)

Información solicitada (cálculo estequiométrico) Respuesta

1 ¿Cuál es la masa molar de CuSO4·5H2O?

2 ¿Cuál es la masa molar de CuSO4?

3 ¿Cuántos moles de sulfato cúprico anhidro (CuSO4) se producen por cada mol de

sulfato cúprico hidratado CuSO4·5H2O?

4 ¿Cuántos moles de agua se producen por cada mol de sulfato cúprico pentahidratado CuSO4·5H2O?

5 ¿Cuántos gramos de sulfato cúprico anhidro (CuSO4) se producen teóricamente

por cada gramo de sulfato cúprico pentahidratado CuSO4·5H2O?

6 ¿A cuántos moles de CuSO4·5H2O equivalen 2.5 gramos de CuSO4·5H2O?

7 ¿Cuántos gramos de sulfato cúprico anhidro (CuSO4) se producen teóricamente

al utilizar 2.5 gramos de sulfato de cobre pentahidratado CuSO4·5H2O?

8 ¿Cuántos gramos de sulfato cúprico anhidro (CuSO4) se producen realmente en

la práctica?

9 Determine el % de rendimiento de la reacción (divida el valor de la fila 8 entre el cálculo de la fila 7 y multiplíquelo por 100)

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e. Complete el cuadro siguiente con la información respecto al experimento donde se ha utilizado KMnO4

en reacciones de óxido reducción.

Cuadro 5. Descripción de cambios observados durante el experimento con KMnO4

Reacción Contenido del tubo Cambio observado Fundamento químico teórico para explicar las observaciones Tubo de

ensayo 1 KMnO4 + H2SO4 + NaHSO3

Se produce un cambio de color de morado a rosa pálido (casi incoloro)

El manganeso es reducido de MnO-4 a Mn2+ casi incoloro

(rosa pálido). Tubo de

ensayo 2 KMnO4 +

Tubo de

ensayo 3 KMnO4 +

f. Completar el siguiente cuadro con los nombres de los compuestos de interés en ésta práctica.

Cuadro 6. Resumen de las fórmulas y nombres de los compuestos de interés en esta práctica.

Fórmula Nombre químico Fórmula Nombre químico

CuSO4*5H2O NH3 CuSO4 Fe2(SO4)3 KI PbI2 Pb(CH3COO)2 H2O KMnO4 MnO2 H2SO4 NaHSO3 NaOH [Cu(NH3)4]SO4 1.6 BIBLIOGRAFÍA

 Chag, R & Goldsby, KA. 2013. Química. Undécima edición. McGraw-Hill. China 2013. 1090 p  Ebbing, D. 1997. Química General. Quinta edición. McGraw-Hill. México. 1086 p.

 Pérez Morales, RA. 2011. Manual de laboratorio de Introducción a la Química. Facultad de Agronomía. Universidad de San Carlos de Guatemala. Guatemala. 50 p.

Referencias

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