Universidad Nacional Sede ManizalesIngeniería Química

Laboratorio 5

Laboratorio de Química General

Conservación de la masa en las Reacciones Químicas

Presentado a:

Gildardo De Jesús Montoya

OBJETIVOS

FUNDAMENTO TEÓRICO

LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA O LEY DE CONSERVACIÓN DE LA

MATERIA O LEY DE LOMONÓSOV-LAVOISIER 

Es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. Fue elaborada

independientemente por Mijaíl Lomonósoven 1745 y por Antoine Lavoisier en

1785. Se puede enunciar como «En una reacción química ordinaria la masa

permanece constante, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la

masa obtenida de los productos». Una salvedad que hay que tener en cuenta es la

existencia de las reacciones nucleares, en las que la masa sí se modifica de forma

sutil, en estos casos en la suma de masas hay que tener en cuenta la equivalencia

entre masa y energía. Esta ley es fundamental para una adecuada comprensión

de la química. Está detrás de la descripción habitual de las reacciones químicas

mediante la ecuación química, y de los métodos gravimétricos de la química

analítica.

Los ensayos preliminares hechos por Robert Boyle en 1673 parecían indicar lo

contrario: pesada meticulosa de varios metales antes y después de su oxidación

mostraba un notable aumento de peso. Estos experimentos, por supuesto, se

llevaban a cabo en recipientes abiertos.

La combustión, uno de los grandes problemas que tuvo la química del siglo XVIII,

despertó el interés de Antoine Lavoisier porque éste trabajaba en un ensayo sobre

la mejora de las técnicas del alumbrado público de París. Comprobó que al

calentar metales como el estaño y el plomo en recipientes cerrados con una

cantidad limitada de aire, estos se recubrían con una capa de calcinado hasta un

momento determinado del calentamiento, el resultado era igual a la masa antes de

comenzar el proceso. Si el metal había ganado masa al calcinarse, era evidente

que algo del recipiente debía haber perdido la misma cantidad de masa. Ese algo

era el aire. Por tanto, Lavoisier demostró que la calcinación de un metal no era el

resultado de la pérdida del misterioso flogisto, sino la ganancia de algo muy

material: una parte de aire. La experiencia anterior y otras más realizadas por

Lavoisier pusieron de manifiesto que si se tiene en cuenta todas las sustancias

que forman parte en una reacción química y todos los productos formados, nunca

varía la materia de un elemento.

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA 

Constituye el primer principio de la termodinámica y afirma que la cantidad total de energía en cualquier sistema aislado (sin interacción con ningún otro sistema) permanece invariable con el tiempo, aunque dicha energía puede transformarse en otra forma de energía. En resumen, la ley de la conservación de la energía afirma que la energía no puede crearse ni destruirse, sólo se puede cambiar de una forma a otra, por ejemplo, cuando la energía eléctrica se transforma en energía calorífica en un calefactor. Dicho de otra forma: la energía puede transformarse de una forma a otra o transferirse de un cuerpo a otro, pero en su conjunto permanece estable (o constante).

Conservación de la Energía y Termodinámica

Dentro de los sistemas termodinámicos, una consecuencia de la ley de

conservación de la energía es la llamada primera ley de la termodinámica, la

cual establece que, al suministrar una determinada cantidad de energía

térmica (Q) a un sistema, esta cantidad de energía será igual a la diferencia del

incremento de la energía interna del sistema (ΔU) menos el trabajo (W) efectuado

por el sistema sobre sus alrededores:

Aunque la energía no se pierde, se degrada de acuerdo con la segunda ley de la

termodinámica. En un proceso irreversible, la entropía de un sistema aislado

aumenta y no es posible devolverlo al estado termodinámico físico anterior. Así un

sistema físico aislado puede cambiar su estado a otro con la misma energía pero

con dicha energía en una forma menos aprovechable. Por ejemplo, un movimiento

con fricción es un proceso irreversible por el cual se convierte energía

mecánica en energía térmica. Esa energía térmica no puede convertirse en su

totalidad en energía mecánica de nuevo ya que, como el proceso opuesto no es

espontáneo, es necesario aportar energía extra para que se produzca en el

sentido contrario.

Desde un punto de vista cotidiano, las máquinas y los procesos desarrollados por

el hombre funcionan con un rendimiento menor al 100%, lo que se traduce en

pérdidas de energía y por lo tanto también de recursos económicos o materiales.

Como se decía anteriormente, esto no debe interpretarse como un incumplimiento

del principio enunciado sino como una transformación "irremediable" de la energía.

REACCIONES QUÍMICAS

Una reacción es un proceso mediante el cual una o varias sustancias se combinan para dar lugar a otras sustancias nuevas. La reacción se representa mediante una ecuación química, la cual simboliza el tipo de sustancias que toman parte en el proceso y sus proporciones estequiométricas.

En la reacción de combustión del gas propano con el oxígeno, se forman dióxido de carbono y agua como productos. Este proceso se representa mediante la ecuación química:

C3H8 + O2 --> CO2 + H2O

Sin embargo, la ecuación debe estar balanceada para que represente correctamente las cantidades químicas de cada sustancia que participan en la reacción:

C3H8 + 5 O2 --> 3 CO2 + 4 H2O

Los coeficientes estequiométricos denotan la proporción, como cantidades químicas, en la que se combinan los reactivos y aparecen los productos. Por lo tanto, por 1 mol de C3H8 que reacciona, se requieren 5 moles de O2 y se forman 3 moles de CO2 y 4 mol de H2O.

Las proporciones también se pueden se pueden expresar en masa:

C3H8 + 5 O2 --> 3 CO2 + 4 H2O1 x 44 g  +  5 x 32 g      =    3 x 44 g  +     4 x 18 g

44 g  +    160 g     =   132 g  +     72 g 204 g      =     204 g

REACTIVO LÍMITE

Cuando ocurre una reacción, uno o varios de los reactivos se pueden encontrar en exceso. Esto significa que existe un reactivo que determina la proporción estequiométrica exacta en la que ocurrirá el cambio químico. Dicho reactivo, denominado reactivo límite, se consume completamente si el proceso es irreversible. Todos los cálculos estequiométricos deben realizarse tomando como referencia el reactivo límite.

Ejemplo La hidrazina, N2H4, se ha usado como combustible para cohetes combinada con el peróxido de hidrógeno, H2O2. La ecuación química que representa el proceso es:

N2H4  +  7 H2O2   --->  2 HNO3 + 8 H2O

Si se combinan 1.60 g de hidrazina con 20.0 g de peróxido, ¿qué masa de ácido se nítrico se obtiene?

N2H4  +  7 H2O2   --->  2 HNO3 + 8 H2O32.0 g      7 x34.0 g              2 x63.0 g

Uno de los métodos para determinar cuál es el reactivo límite, consiste en seleccionar uno de ellos como referencia y calcular cuánto se requiere del otro:

Por lo tanto, se requieren 11.9 g de H2O2 para reaccionar con la hidrazina. Esto significa que el peróxido se encuentra en exceso, ya que de él se tienen 20.0 g. El reactivo límite es el N2H4y de peróxido sobran 20.0 g - 11.9 g = 2.1 g.

RENDIMIENTO O EFICIENCIA DE UNA REACCIÓN

Muchas reacciones químicas no conducen a la formación de la cantidad esperada de productos. En algunos casos, un conjunto particular de reactivos sufren dos o más reacciones simultáneas y aparecen productos laterales no deseados. En estos casos, se habla de eficiencia o de rendimiento, el cual se calcula mediante la expresión:

x 100                                          

Ejemplo Una muestra de 21.6 g de benceno, C6H6, reacciona con un exceso de ácido nítrico, HNO3, y se forman 18.0 g de nitrobenceno, C6H5NO2. ¿Cuál fue el rendimiento del proceso?

C6H6 + HNO3   -->  C6H5NO2 + H2O15.6 g                     18.0 g

R = 18.0 g / 24.6 x 100 = 73.2 %

MÉTODO DE JOB O MÉTODO DE LA VARIACIÓN CONTINÚA

Este método se ideó para determinar experimentalmente la relación estequiométrica en la que se combinan los reactivos de una reacción. Se basa en la realización de una serie reacciones empleando cantidades diferentes de cada reactivo pero manteniendo constante la cantidad total de ambos. Puede entonces

medirse una variable del sistema, relacionada con la masa, y representarse gráficamente contra las cantidades de reactivos utilizadas. La variable puede ser el peso de precipitado o su altura, o la cantidad de calor liberado.

El PbI2 también se puede obtener por reacción entre el Pb(NO3)2 y el KI:

a Pb(NO3)2 + b KI ---> c PbI2(s) + d KNO3

En una serie de experimentos, se varían las masas de los reactivos manteniendo un valorconstante de la masa total de ambos. El precipitado se filtra, se lava, se seca, y se obtienen los siguientes resultados:

Tabla 1 Método de Job para la reacción entre el Pb(NO3)2 y el KI

Experimento m Pb(NO3)2 (g) m Kl (g) m PbI2 (g)

1 0.50 4.50 0.75

2 1.00 4.00 1.39

3 1.50 3.50 1.98

4 3.00 2.00 2.78

5 4.00 1.00 1.45

En la figura 1 se muestra el gráfico de masa del precipitado versus masa de Pb(NO3)2 & masa de KI.

Figura 11.1 Masa de PbI2(s) versus masas de Pb(NO3)2 y KI

Del gráfico se puede concluir que los reactivos están exactamente en proporción estequiométrica cuando:                                 

Esta relación, expresada en cantidades químicas, se transforma en:

                                               (11.2)

y la máxima cantidad de PbI2 obtenida es de 3.50 g (observar en el gráfico).

Estequiométricamente se pueden comprobar los resultados obtenidos a partir del gráfico. En efecto, la ecuación química balanceada muestra que a /b = 1 /2:

Pb(NO3)2 + 2 KI --> PbI2(s) + 2 KNO3

331 g      2 x 166 g          461 g

En la región del gráfico antes del máximo, el reactivo límite siempre es el Pb(NO3)2; y en la región a la derecha, el reactivo límite siempre es el KI. ¿Cómo demostraría que esta conclusión es cierta?

En el método de Job también se pueden medir otros parámetros que estén relacionados con la estequiometria de la reacción: altura de un precipitado, cantidad de calor liberado o volumen de un gas.

PROCEDIMIENTO

Enumere 9 tubos de ensayo

Agregar a cada tubo 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8,9ml de Ba (NO3)2

Añadir despacio y moviendo el tubo suavemente 9, 8,7,6,5,4,3,2,1 ml de K2CrO4 Para que cada tubo 

contenga 10ml.

Agitar cada uno y luego dejarlos reposar 25 min

Medir la altura del precipitado en mm, utilizando una regla calibrada

Elaborar la respectiva tabla de datos y la grafica

Pesar un papel de filtro doblado y colocarlo en un embudo

Agitar suavemente el contenido del tubo con mayor cantidad de precipitado

Verter rápidamente el precipitado y la solución en el filtro

Lavar las paredes del tubo con el filtrado y verter rápidamente el contenido en el filtro, Poner a secar el papel de filtro con su 

contenido y pesarlo.

TOMA DE DATOS

Conservación de la masa

Erlenmeyer + tubo + tapón(g) Erlenmeyer + tubo + tapón + soluciones(g)1 145.216 165.2372 145.512 165.548

Los gramos de las dos soluciones, es decir, los productos de la reacción se halla así:

Solución A (15ml)

Erlenmeyer

Solución B (5ml)Tubo

Solución A+

Solución B(g)

Ecuación de la Reacción

1 ACETATO Pb K2Cr2O7 20,072g Pb(C2H3O2)2+ K2Cr2O72 K4[Fe(CN)6] FeCl3 20,021g 3K4[Fe(CN)6]+ 4FeCl312KCl +

Fe4[Fe(CN)6]3

Método de Job

Ba(NO3)2+K2CrO4BaCrO4+2KNO3

Tubo No.V Ba(NO3)2 0.10 M

mlV K2CrO4 0.10 M

mLAltura del precipitado

(mm)

1 1.0 9.0  0.1

2 2.0 8.0  0.5

3 3.0 7.0  0,9

4 4.0 6.0  1,1

5 5.0 5.0  0,7

6 6.0 4.0  0,9

7 7.0 3.0  0,6

8 8.0 2.0  0,5

9 9.0 1.0  0,4

GRAFICA

% Eficiencia

Vidrio de reloj 36,765 gPapel de Filtro 0,531 g

Vidrio de reloj, Papel de Filtro 37,296 gVidrio de reloj, Papel de Filtro Mojado 38,461 gVidrio de reloj, Papel de Filtro Seco 37,462 g

Precipitado 0,999 g% Precipitado(Eficiencia) 99,9%

ANEXOS

1 El acetato de plomo junto con el dicromato

de potasio reacciona de tal manera en la que el color de la reacción se

va tornando poco a poco en un anaranjado.

2 El hexacianoferrato(II)de potasio al reaccionar con el tricloruro de

hierro va tornándose primero de a un color verde y después de

revolver perfectamente generan un color vino

tinto

Cada tubo de ensayo contiene sus ml de concentración como indica el método de

job mostrando así que la mayor precipitación se da en el tubo numero 4.

Filtración y vidrio de reloj junto con el papel de filtro después del secado

encontrando el porcentaje de eficiencia.

Reactivo limite

CONCLUSIONES

De este laboratorio se puede concluir:

BIBLIOGRAFIA

Enciclopedia Microsoft® Encarta® 2002. © 1993-2001 Microsoft Corporation. Reservados todos los derechos.

Guía de laboratorio universidad nacional de Colombia sede Manizales laboratorio de química general - facultad de ciencias exactas y naturales.

Metodo de job.http://docencia.udea.edu.co/cen/tecnicaslabquimico/02practicas/practica11.htm. Consultado: 27/03/2011