Universidad Tecnológica de Panamá

Facultad de Ciencias y Tecnología

Departamento de Ciencias Naturales

Coordinación de Química

Laboratorio n°5 de Química

II Semestre

Estequiometria de las reacciones de cobre

Integrantes:

Katherine Martínez

Lía Martínez

Facilitadora: Vilma Sáenz

Grupo: 6IC112

Introducción

En el presente laboratorio podremos observa como mediante varios procesos o reacciones químicas tenemos cierta cantidad de cobre y como después de una serie de reacciones podemos volver a obtener el cobre, nos pareció muy interesante ver como mediante la estequiometria de reacciones podemos lograr esto. Las reacciones químicas son algo cotidiano en la naturaleza, los cambios químicos que se producen pueden representarse por medio de una ecuación química, en la cual los componentes deben estar en un balance estequiométrico, es decir, en relaciones de proporcionalidad que respeten la ley de la conservación de la materia. En los procesos químicos no cambia la cantidad de materia. La masa total de los

productos es igual a la masa total de los reactivos.

Lavoisier

Sin embargo, la reacción química no es solamente un proceso mediante el cual una serie

de sustancias a las que llamamos reactivos se transforman en productos, sino una relación

estequiometria definida, es decir, un proceso donde se conservan las cantidades de

materia y de energía.

Fundamentos teóricos:

La estequiometria es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química. La estequiometria es la ciencia que mide las proporciones o relaciones de masa en la que los elementos químicos están implicados.La estequiometria es una herramienta fundamental en la química que se basa en un principio científico:

· En una reacción química se observa una modificación de las sustancias presentes: los reactivos se modifican para dar lugar a los productos.Esta cuantificación tiene como base la ley de la conservación de la masa establecida por Lavoisier que establece lo siguiente:

“la suma de las masas de los reactivos es igual a la masa de los productos” Que implica las dos leyes siguientes:

1. La conservación de cada número de átomos de cada elemento químico. 2. La conservación de la carga total.

Las relaciones estequiométricas entre las cantidades de reactivos consumidos y productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación, y están determinadas por la ecuación (ajustada) de la reacción.

La estequiometria permite resolver problemas inherentes al cálculo de las cantidades de reactivos para obtener un producto o bien al cálculo estequiométrico son:

· La pureza de un reactivo: es la reacción en la que se encuentra una sustancia en especie dentro de una muestra.

· El rendimiento de la reacción química: el rendimiento indica en qué medida un reactivo se convierte en producto.

· El reactivo limitante o reactivo en exceso: es cuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos, es el reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química.

Objetivos

1. Formular las hipótesis necesarias respecto a cuáles son las especies químicas presentes en cada etapa de la experimentación.

2. Establecer las relaciones cuantitativas entre las masas de reactivos y productos.3. Balancear las ecuaciones correspondientes a las reacciones establecidas en la

experiencia.4. Identificar las posibles fuentes de error

Síntesis del Informe

Las propiedades químicas de los elementos y compuestos son generalmente descritas por conveniencia en términos de reacciones químicas. Las sustancias que intervienen en las reacciones están unidos por ciertos enlaces conocidos como enlaces químicos. Cuando una reacción se lleva a cabo, los enlaces de las sustancias reaccionantes se rompen para luego reagruparse dando origen a los respectivos productos.

Procedimiento

1. Pesamos en una balanza aproximadamente 0,5g de una lámina de cobre previamente lijado y cortado finamente.

2. Colocamos el cobre en un vaso de químico de 250 ml y añadimos lentamente 3 ml de ácido nítrico concentrado. Y observamos que se desprendió un gas de color chocolate.

3. Agitamos suavemente el vaso químico con su contenido hasta que se disolvió todo el cobre y añadimos 20 ml de agua destilada.

4. Luego agregamos NaOH 2M gota a gota, agitando suavemente. De esta manera, se forma el hidróxido de cobre (II). Continuamos la adición del NaOH hasta que la solución se vuelva básica y papel indicador roja cambie a azul.

5. Luego añadimos 25 ml de agua destilada a la solución anterior.

6. Agitamos constantemente y calentamos hasta que hirviera con la finalidad de convertir el Hidróxido de cobre en óxido de cobre (II).

7. Filtramos a succión y recogimos el óxido en el embudo de Buchner. 8. Luego lavamos el precipitado sólido en el embudo de Buchner con agua destilada

varias veces.

9. Luego quitamos la succión y añadimos 6 ml de H2SO4 6M, gota a gota, al precipitado. Hasta que el sólido reacciones completamente y toda la solución acuosa remanente contenga el sulfato de cobre (II).

10. Aplicamos nuevamente la succión al embudo y filtramos la solución. Enjuagamos con agua destiladoa el embudo con su papel filtro. No descartamos el papel filtro que quedó en el matraz.

11. Transferimos el contenido del matraz a un vaso químico de 250 ml. Luego, enjuagamos el matraz con agua destilada y recogimos el lavado en el mismo vaso químico.

12. Luego agregamos 0,6 de láminas de zinc al vaso químico y dimos tiempo para q la solución perdiera el color azul. Agregamos 10 ml de HCl, para eliminar el exceso de Zn.

13. Anotamos el peso de una pieza de papel filtro y preparamos el embudo para filtrar.14. Filtramos a succión la solución y lavamos el precipitado formado por agua destilada. El

precipitado contiene el cobre metálico. 15. Luego lavamos el precipitado con pequeñas porciones de alcohol y luego acetona.

16. Removimos el papel filtro de embudo, sin perder nada del contenido y lo colocamos sobre un vidrio reloj limpio y seco.

17. Colocamos el vidrio reloj sobre un baño María para que así el precipitado se secara más rápido

18. Enfriamos el papel filtro con el sólido.

19. Por ultimo pesamos el papel filtro.

Resultados

1. Escriba y clasifique las ecuaciones químicas posibles que correspondan a cada

etapa de la experiencia.

Redox

Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O

Ácido - Base

Cu(NO3)2 + Na(OH)→ CuOH2 + NaNO3

Reacción de descomposición

Cu(OH)2 → CuO + H2O

Ácido-Base

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

Redox

Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu

2. Comente sobre la apariencia física (color y estado) del cobre y sus compuestos

encontrados, a través de la experiencia.

Al principio de la experiencia observamos el cobre en su estado puro, era de color rojizo y

brillo metálico, conforme a cuando empezamos a hacer una serie de reacciones vemos

como esta va cambiando al tener el nitrato cúprico no observamos el cobre con la

apariencia anterior ya que ahora forma un compuesto líquido debido a la reacción

química, al tener el óxido de cobre vemos que ya vamos obteniendo la apariencia del

cobre, y finalmente en la última reacción en donde el cinc desplaza al cobre ya

observamos fragmentos de cobre.

3. Anote los datos teóricos de los reactivo y productos

Cu = 0.5 g

HNO3= 3 ml

H2SO4= 2ml

Zn = 0.6g

4. Compare el peso inicial del cobre con el valor experimental obtenido y encuentre

el porcentaje de rendimiento del cobre.

%Rendimiento=Rendimiento experimental del CobreRendimientoteórico del Cobre

x100

%=0.470.5

x10

%= 94

5. Enumere 5 fuentes de errores experimentales que pueden conducir a un

rendimiento diferente al esperado teóricamente. En cada caso en cada caso

especifique si en rendimiento será mayor o menor.

Pesar mal los gramos iniciales por ejemplo pesar una cantidad menor a

la indicada producirá un mayor rendimiento de cobre.

Realizar mal un filtrado puede influir en el rendimiento puede ser

tanto mayor como menor.

Obtener unos gramos finales no esperados debido al a no dejar

completar la reacción puede producir un menor rendimiento de Cobre.

Al equivocarnos en la cantidad de ml puede alterarnos la reacción y

que no se complete la experiencia.

6. ¿Qué nombre recibe la ley que fue inferida en este trabajo

experimental?

La ley de las proporciones constantes o ley de las proporciones

definidas es una de las leyes estequiometrias, según la cual cuando se

combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto,

siempre lo hacen en una relación constante de masas. Fue enunciada

por el farmacéutico y químico francés Louis Proust en 1795, también se

conoce como Ley de Proust.

Conclusión

Los conceptos analizados en ésta práctica son elementales para la realización de cualquier

experimento ya que éstos nos permiten llevar un control de los reactivos que se ocuparán

así como poder predecir lo que se obtendrá de ciertas reacciones sin necesariamente

tener que realizarlas previamente. Y su correcta utilización puede ahorrar el desperdicio

de reactivos y tiempo. Los porcentajes de error que se obtienen pueden deberse a un

procedimiento experimental un poco inexacto o a errores tanto sistemáticos como

aleatorios, ya que el comportamiento de una reacción en tiempo real no será el mismo

que el previamente calculado en el papel, esto se debe a que la química es una ciencia que

no se maneja en el campo de la exactitud todo va a depender del momento de la

realización del experimento, del experimentador y de las condiciones bajo las que éste se

realice.

Bibliografía

Guía de laboratorio, Quimica General II.

http://es.wikipedia.org/wiki/Ley_de_las_proporciones_constantes

Libro de Texto, Química General, Raymond Chang.