PRÁCTICA 9. REACTIVO LIMITANTE
1.1 FUNDAMENTO TEÓRICO
1.1.1 El reactivo limitante
Cuando se efectúa una reacción, generalmente los reactivos no están presentes en las cantidades estequiométricas exactas, es decir, en las proporciones que indica la ecuaciónbalanceada. Debido a que en la mayoría de ocasiones el objetivo en una reacción es producir la cantidad máxima de un compuesto útil a partir de las materias primas, con frecuencia se suministra un gran exceso de uno de los reactivos para asegurar que el reactivo más costoso se convierta por completo en el producto deseado. En consecuencia, una parte del reactivo sobrará al final de la reacción. El reactivo que se consume primero en una reacción se denomina reactivo limitante, debido a que la máxima cantidad de producto que se forma depende de la cantidad original de este reactivo. Cuando este reactivo se consume, no se puede formar más producto. Los reactivos en exceso son
aquellos reactivos que se encuentran en más de la cantidad necesaria para reaccionar con la cantidadde reactivo limitante.
Considere la síntesis industrial del metanol (CH3OH) a partir del monóxido de carbono e hidrógeno a altas temperaturas:
CO(g) + 2H2(g) → CH3OH(g)
Suponga que en un inicio se tienen 4 moles de CO y 6 moles de H2. Existen varias formas para determinar cuál de los dos reactantes es el reactivo limitante, una de éstas es calcular el número de moles de CH3OH obtenidos a partir de las cantidades iniciales de CO y H2. Con base en la definición anterior se puede observar que solo el reactivo limitante producirá la cantidad menor de producto.
Si se inicia con 4 moles de CO, se observa que el número de moles de CH3OH que se produce es
Y al iniciar con 6 moles de H2, el número de moles de CH3OH formados es
Puesto que el H2 genera una cantidad menor de CH3OH, éste es el reactivo limitante. Por tanto, el CO es el reactivo en exceso. No olvide que existen otros métodos para determinar reactivo limitante.
1.1.2 Los solutos en solución acuosa
Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. El soluto es la sustancia presente en menor cantidad, y el solvente es la sustancia que está en mayor cantidad. Una solución puede ser gaseosa (como el aire), sólida (como una aleación) o líquida (agua de mar, por ejemplo). Una solución acuosa es aquella en la cual el soluto inicialmente es un líquido o un sólido y el disolvente es agua.
Todos los solutos que se disuelven en agua se agrupan en dos categorías: electrólitos y no electrólitos. Un
electrólito es una sustancia que, cuando se disuelve en agua, forma una disolución que conduce la electricidad. Un no electrólito no conduce la corriente eléctrica cuando se disuelve en agua.
El agua es un solvente de compuestos iónicos muy eficaz. Aunque el agua es una molécula eléctricamente neutra, tiene una región positiva (los átomos de H) y otra negativa (el átomo de O). Estas regiones se denominan “polos” positivo y negativo, por lo que es un solvente polar. Cuando un compuesto iónico como el cloruro de sodio se disuelve en agua, se destruye la red tridimensional de iones del sólido. Los iones Na+ y Cl– se separan mediante la hidratación, proceso en el que un ion se ve rodeado por moléculas de agua acomodadas de manera
específica. Cada ion Na+ se rodea de varias moléculas de agua con su polo negativo orientado hacia el catión. De igual manera, cada ion Cl− está rodeado por varias moléculas de agua con su polo positivo orientado hacia este anión. La hidratación ayuda a estabilizar los iones en disolución y evita que los cationes se combinen con los aniones.
Los ácidos y las bases también son electrólitos. Algunos ácidos, como el ácido clorhídrico (HCl) y el ácido nítrico (HNO3), son electrólitos fuertes. Se supone que estos ácidos se ionizan completamente en agua. Por ejemplo, cuando el cloruro de hidrógeno gaseoso se disuelve en agua, forma iones H+ y Cl– hidratados:
→
En otras palabras, todas las moléculas de HCl disueltas se separan en iones H+ y Cl– hidratados. Así, cuando escribimos HCl(ac), se entiende que es una solución que únicamente tiene iones H+(ac) y Cl–(ac) y que no hay moléculas de HCl hidratadas. Por otro lado, ciertos ácidos como el ácido acético (CH3COOH), que le confiere el sabor al vinagre, no se ionizan por completo, es decir, son electrólitos débiles. La ionización del ácido acético se representa como
Donde es el ion acetato. El término ionización se utiliza para describir el proceso físico químico en el cual se producen iones. Cuando se escribe la fórmula del ácido acético como CH3COOH, se indica que el protón ionizable está en el grupo COOH. La ionización del ácido acético se escribe con doble flecha para indicar que la reacción es reversible, es decir, la reacción puede suceder en ambos sentidos. Inicialmente, varias moléculas de CH3COOH se separan en iones y H+. Con el tiempo, algunos iones y H+ vuelven a combinarse para formar moléculas de CH3COOH. Finalmente, se llega a un estado en el que las moléculas de ácido se ionizan con la misma rapidez con la que vuelven a combinarse los iones. A este estado químico, en el que no se observa cambio neto alguno (aunque a nivel molecular continúa la actividad) se le llama equilibrio químico. El ácido acético es, entonces, un electrólito débil porque su ionización en agua es incompleta. En contraste, en una disolución de ácido clorhídrico los iones H+ y Cl– no tienden a volver a combinarse para formar HCl molecular. Por tanto, se utiliza una sola flecha para indicar que su ionización es completa.
1.1.3 Reacciones de precipitación
La reacción de precipitación es un tipo común de reacción en solución acuosa que se caracteriza por la formación de un producto insoluble o precipitado. Un precipitado es un sólido insoluble que se separa de la disolución. En las reacciones de precipitación por lo general participan compuestos iónicos. Por ejemplo, cuando se agrega una disolución acuosa de acetato de plomo (II) [Pb(CH3COOO)2] a una disolución acuosa de yoduro de potasio (KI), se forma un precipitado amarillo de yoduro de plomo (PbI2)
cuando se mezclan dos soluciones? Esto depende de la solubilidad del soluto, que se define como la máxima cantidad de soluto que se disolverá en una cantidad dada de solvente a una temperatura específica. Se puede clasificar a las sustancias como solubles, ligeramente solubles o insolubles en términos cualitativos. Se dice que una sustancia es soluble si se disuelve visiblemente una cantidad suficiente cuando se agrega al agua. Si no es así, la sustancia se describe como ligeramente soluble o insoluble. Aunque todos los compuestos iónicos son electrólitos fuertes, no todos tienen la misma solubilidad.
Cuadro 1. Guía de solubilidad para compuestos iónicos comunes en agua a 25°C.
Compuestos solubles Excepciones
Compuestos que contienen iones de metales alcalinos ( ,
, , )y amonio ( )
Nitratos ( ) , bicarbonatos ( ) y cloratos ( )
Halogenuros ( ) Halogenuros de , y
Sulfatos ( ) Sulfatos de , , , ,
y .
Compuestos insolubles Excepciones
Carbonatos ( ), fosfatos ( ), cromatos ( ) y
sulfuros ( ) Compuestos que contiene iones de metales alcalinos y el ion amonio
Hidróxidos ( Compuestos que contienen iones de
metales alcalinos y el ion
Fuente: Chag, R & Goldsby, KA. 2013. Química. Undécima edición. McGraw-Hill. China 2013. 1090 p
1.1.4 Ecuaciones moleculares, ecuaciones iónicas y ecuaciones iónicas netas
La ecuación que describe la precipitación del yoduro de plomo (II) de esta práctica se denomina ecuación molecular porque las fórmulas de los compuestos están escritas como si todas las especies existieran como moléculas o entidades completas. Una ecuación molecular es útil porque aclara la identidad de los reactivos. Si se quisiera realizar esta reacción en el laboratorio, ésta es la ecuación molecular que se debería utilizar. Sin embargo, una ecuación molecular no describe con exactitud lo que en realidad está sucediendo en la disolución. Como se señaló antes, cuando los compuestos iónicos se disuelven en agua, se separan por completo en los cationes y aniones que los componen. Por ello, para que las ecuaciones se apeguen más a la realidad, deberán indicar la disociación de los compuestos iónicos en sus iones. Por ejemplo la siguiente ecuación muestra la reacción entre el bicarbonato de sodio y un ácido
Esta ecuación ejemplifica una ecuación iónica, en la que se muestran las especies disueltas como iones libres. En una ecuación iónica neta, no se escriben los iones espectadores (iones que no participan en la reacción global) por lo que esta ecuación sólo muestra las especies que realmente participan en la reacción. Por lo que de la ecuación iónica anterior se puede derivar la siguiente ecuación iónica neta la ecuación
1.2 OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA
Determinar experimentalmente el reactivo limitante de reacciones químicas. Realizar cálculos con ecuaciones químicas mediante el uso del método del mol.
1.3 MATERIALES
Materiales proporcionados por el laboratorio
Cristalería Equipo Reactivos
2 probetas de 25mL 1 probeta de 5 mL 8 erlenmeyers de 125 mL. 7 tubos de ensayo 1 Balanza 1 gradilla de metal
1 pinza para tubo de ensayo.
Solución de CH3COOH [5%] Solución de KI 0.1 M Solución de Pb(CH3COO)2
0.1 M Materiales proporcionados por el estudiante.
Por grupo de trabajo
1 regla graduada en cm 8 tabletas de Alka Seltzer®
1.4 METODOLOGÍA
1.4.1 Determinación experimental del reactivo limitante en la reacción entre acetato de plomo (II) y yoduro de potasio.
a. Lave 7 tubos de ensayo. Enumérelos del 1 al 7
b. En esta serie de 7 tubos de ensayo agregue en cada uno con la ayuda de un 2 mL de solución Pb(CH3COO)2 0.1 M.
c. En cada uno de los tubos de ensayo preparados en el inciso b, agregue con una probeta los siguientes volúmenes de solución de KI.
Cuadro 2. Volúmenes de solución de KI 0.1 M a utilizar para determinar reactivo limitante. No de tubo
de ensayo Volumen de solución de KI 0.1 M en mL
1 1
2 2
3 3
1.4.2 Determinación experimental del reactivo limitante en la reacción entre ácido acético y bicarbonato de sodio.
a. Lave 8 erlenmeyers de 150 mL. Identifíquelos del 1 al 8.
b. En cada uno de los erlenmeyers preparados en el inciso a, trasvase los siguientes volúmenes de solución de ácido acético (CH3COOH) [5%] y agua (H2O) con la ayuda de dos probetas, según lo indicado en el siguiente cuadro.
Cuadro 3. Distribución de las mezclas de ácido acético y agua en cada uno de los erlenmeyers Erlenmeyer Volumen de H2O en mL CH3COOH [5%] en mL Volumen de solución
1 0 30 2 5 25 3 10 20 4 15 15 5 20 10 6 25 5 7 28 2 8 30 0
c. Determine con una balanza la masa de cada erlenmeyer con la mezcla de líquidos que contiene y anótelos en el cuadro 3
d. Identifique las tabletas de Alka Seltzer® de 1 a 8 y determine con una balanza la masa de cada una. Anote las mediciones en el cuadro 5.
e. Introduzca con cuidado cada tableta de Alka Seltzer® en un erlenmeyer de tal manera que cada tableta corresponda con su respectivo erlenmeyer (tableta 1 en el erlenmeyer 1, tableta 2 en el erlenmeyer 2, y así sucesivamente). Anote los cambios observados.
f. Permita que la reacción finalice completamente.
1.5 CUESTIONAMIENTOS Y OBSERVACIONES PARA INCLUIR EN EL INFORME
a. Complete el cuadro siguiente con la información del experimento del reactivo limitante de la reacción entre Pb(CH3COOO)2 y KI
Cuadro 4. Datos referentes a la determinación del reactivo limitante para la reacción Pb(CH3COOO)2(ac) + 2 KI (ac) → PbI2(s) + 2 KCH3COOO(ac) No de tubo de ensayo Volumen de solución Pb(CH3COOO)2 0.1M Volumen de solución KI 0.1M Alturas del precipitado PbI2 ( en cm) 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
b. ¿Se registran diferencias en las alturas de los precipitados?
c. Represente en una gráfica, las alturas de los precipitados obtenidos contra los ml. del reactivo cuyo volumen se estuvo variando.
d. ¿Cuál es el reactivo limitante?
e. ¿Cuál es el reactivo que está en exceso?
f. ¿En qué tubo se presenta el punto estequiométrico de la reacción?
g. El El Alka Seltzer® es un antiácido y analgésico que contiene ácido acetilsalicílico (aspirina), ácido cítrico e hidrogenocarbonato de sodio (bicarbonato de sodio). Para su administración es necesario disolverlo en agua, momento en el cual se produce la reacción entre los ácidos que contiene y el hidrogenocarbonato, según la ecuación
El dióxido de carbono es el que produce las burbujas del medicamento.
multiplicar el resultado por 100%.
Cuadro 5. Mediciones de masa del experimento de bicarbonato y ácido acético
No
Antes de la reacción Después de la reacción Datos calculados
1 2 3 4 5 6 7 Masa de erlenmeyer + masa de la mezcla líquida en g Masa de la tableta de Alka Seltzer en g Masa total del sistema (suma de las dos columnas anteriores) en g
Masa del sistema (erlenmeyer + líquidos+ productos solubles de la reacción) en g Masa de CO2 gaseoso producido en la reacción en g (columna 3 menos columna 4) Masa de hidrogenocarbonato que reacció en g Porcentaje (masa/masa) de hidrogenocarbonato de cada tableta que
reaccionó 1 2 3 4 5 6 7 8
h. Realice una gráfica en la que se represente como variable independiente el volumen (en mL) de ácido acético utilizado y como dependiente el porcentaje de hidrogenocarbonato en la tableta (columna 7). i. Realice una gráfica en la que se represente como variable independiente el volumen (en mL) de ácido
acético utilizado y como dependiente la masa de CO2 producido. Compare el comportamiento de esta gráfica con la anterior.
j. Determine ¿En qué intervalo de volúmenes es el hidrogenocarbonato el reactivo limitante de la reacción? ¿Por qué? ¿Y en cual lo fue el ácido acético? ¿Por qué?
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.
