Práctica 11

1. Actividades, datos, cálculos y discusión de resultados.


Experimento 1:


En el primer experimento, debíamos colocar 0.1 g zinc en un matraz kitasato y taparlo con un tapón de hule. Este a su vez estaba conectado de su salida lateral con una manguera hacía una probeta volteada llenada de agua hasta el ras. Esta se coloco de esa manera sobre un recipiente amarillo llenado al 3/4 de su capacidad de agua, para evitar que el agua contenida en la probeta saliera por la presión atmosférica. Este sistema se preparó para que al inyectar 5 ml de ácido clorhídrico por el tapón de hule pudiéramos medir los ml de volumen que el gas desplazaría del agua en la probeta. Procedimos a realizar el experimento inyectando el ácido. Tardo alrededor de 35 minutos finalizar la reacción, ya que agitando aceleramos la reacción, y al final, observamos que el volumen desplazado fue de 70 ml. 

Observando la reacción, nos dimos cuenta que el gas desprendido fue hidrógeno.

a)    Escriba la ecuación química que se lleva a cabo entre el zinc metálico y el ácido clorhídrico.

Zn+2HCl=ZnCl2+H2

b)    Indique mediante los cálculos necesarios cuál es el reactivo limitante y cuál es el reactivo en exceso.

El zinc fue el reactivo limitante y el HCl fue el reactivo en exceso.

Experimento 2:


El segundo experimento consistía en recuperar cobre de un alambre de cobre después de pasar por ciertos procesos con diferentes reacciones. Lo primero que hicimos fue cortar 0.25 g de un alambre de cobre, el cual pesamos en una balanza analítica. Al ir por el ácido nítrico a la campana, por accidente el Profesor Blanco vertió alrededor de 100 ml (todo lo que había) en el vaso de precipitado donde teníamos nuestro pedazo de cobre. Se contaminó la muestra, pero era todo el ácido que restaba, por lo que procedimos a trabajar con él, esperando que no afectara nuestro resultado. Volvimos a cortar 0.25 g de alambre de cobre y ahora si, en la campana, añadimos 2.5 ml de HNO3 y nuestra solución se tornó color verde. 

Acabando la reacción, añadimos 50 ml de agua destilada y la solución disminuyo en su intensidad de color un poco. Como era de esperarse, el vaso estaba caliente porque era una reacción exotérmica.
El siguiente paso fue añadir 15 ml de NaOH al 3M y observamos lo que ocurrió. La solución se tornó de color azul eléctrico. Se procedió a calentar el vaso en la parrilla hasta que llegáramos a su punto de ebullición, y observar que ocurría. Mientras, calentamos agua destilada que se utilizaría futuramente.  Mientras más nos acercábamos al punto de ebullición, la solución se volvió oscura (muy cafe), y dejamos que sedimentara. 

Decantamos y agregamos 100 ml de agua muy caliente para lavar lo que nos sobraba. Volvimos a dejar que sedimentara y decantamos de nuevo. 
Al sólido que quedaba, agregamos 2.5 ml de H2SO4 para que volviera a reaccionar, con lo que obtuvimos la muestra otra vez en color azul, con unas bolas muy curiosas que se ilustran en la siguiente fotografía y que creemos se deben a la reacción que dimos lugar al agregar el ácido sulfúrico. Hicimos esto 2 veces para que no quedara nada sin reaccionar. 

En la campana, empezamos a agregar zinc en polvo, y nos dimos cuenta que comenzaba a reaccionar violentamente con nuestra solución. A medida que echamos zinc, se perdía el color azul y la solución se volvía otra vez café. Dejamos de agregar zinc hasta que la solución dejó de ser azul, esto debido a que así lo único sólido que obtuviéramos en el vaso era cobre. Calentamos un poco después de eso y dejamos enfriar. Al momento que se sedimento el compuesto decantamos, y lavamos el sólido con 10 ml de agua destilada en tres ocasiones, esto para liberar el cobre de impurezas. Transferimos todo el sólido sobrante a la cápsula de porcelana y añadimos 5 ml de acetona. Después que sedimentó, decantamos la acetona y se colocó la cápsula en un baño María preparado con anticipación para evaporar lo que teníamos aun de acetona. Después de 5 minutos, retiramos la cápsula de porcelana y por diferencia de peso en la cápsula, verificamos cuantos gramos de cobre habíamos obtenido. Para nuestra sorpresa, obtuvimos 0,25 gramos de cobre, la misma cantidad que se pesó en un inicio. Tenía un color más oscuro que el alambre y no era totalmente uniforme.

Reactivos

Productos

Tipo de reacción

1. Cobre metálico + HNO3	Agua + nitrato cúprico + oxido nitrico	Sustitución
2. Nitrato cúprico + H2SO4	sulfato cúprico y ácido nítrico	Doble sustitución
3. Hidróxido cúprico + CuO2	Cobre + agua	Doble sustitución
4. Óxido cuprico + H2SO4	Sulfato cúprico + agua	Doble sustitución
5. Sulfato cuprico + zinc	Cobre + sulfato de zinc	Sustitución

Concluimos que recuperamos el 100% de cobre, con lo que concluimos que hicimos un experimento perfecto.


Cuestionario:

1.    Para las reacciones a estudiar (ecuaciones 1- 5) asigne los estados de oxidación del cobre y escriba las semi-reacciones de oxidación o reducción (balanceadas) que hubiere.

Estados de oxidación +2,+1

1.     Oxidación: 2Cu->2Cu1+ +2e¯
Reducción: 2 H+ +2e¯ -> H₂

2.     Oxidación: Zn = Zn2+ + 2e-

Reducción: Cu2+ + 2e- = Cuº

2.    Re-escriba la ecuación 5 sustituyendo zinc por aluminio.

CuSO4 + H2SO4 + Al ---> AlSO4 + Cuº + H2SO4

3.    El sulfato de cobre (II) penta-hidratado pierde el agua de hidratación al calentarse por encima de 100ºC.  ¿Cuántos gramos de sulfato de cobre (II) se obtienen al calentar 10.5 g de la sal hidratada?

6.72gr de sulfato de cobre y se evaporan 3.78 gr de agua

4.    Escriba y balancee cada ecuación; indique el estado de oxidación de cada elemento; diga a qué clase de reacción química pertenece:

Reactivos	Productos	Tipo de reacción
a) hidróxido ferroso + peróxido de hidrógeno	Fe (OH)3	Oxidación
b) plomo + ácido sulfúrico	PbSO4	Oxidación
c) amoníaco + óxido cuproso	[Cu(NH3)2]+	Oxidación
d) óxido de nitrógeno (V)
e) hidróxido de magnesio + cloruro de amonio	MgCl2 + 2NH4OH	Oxidación

5.    Una muestra de 12.6 g de cobre al 95% se hace reaccionar con exceso de ácido nítrico. ¿Cuántos gramos de nitrato de cobre (II) se pueden obtener si la eficiencia del procedimiento es de 98%?

1.005 x 10^-3

6.    Se trataron 7.00 g de una muestra X para analizar su contenido de cobre; con ese procedimiento, la obtención de cobre tiene un rendimiento del 98.5 %. La masa del producto obtenido fue de 6.35 g, pero se demostró que tenía 1.00% de impurezas. ¿Cuál es el porcentaje de cobre de la muestra X?

90.7%

3. Conclusiones

Esta fue la segunda práctica realizada fuera del laboratorio y con diferentes equipos. Sin embargo, este procedimiento se dió muy diferente al primero. Se buscó trabajar con más orden, limpieza y claridad. Como se puede ver en los resultados, se cumplieron casi a la perfección los objetivos, a pesar de que era una práctica complicada. Claro que preferimos trabajar en el laboratorio con nuestro propio equipo para llevar todas las cosas más en orden, pero queda demostrado que se pueden hacer las cosas correctas. Nuestra recomendación es una mejor organización entre equipos, aunque no sean los mismos de siempre. Si entre nosotros nos ayudamos, siempre nos desarrollaremos mejor, no solo en la escuela, si no también en lo laboral.

4. Referencias

Crutchfield, C. (1999, Mayo 30). Reaction of management. Retrieved from http://www.madsci.org/posts/archives/1999-06/928124413.Ch.r.html

Reacciones entre compuestos inorgánicos. (n.d.). Retrieved from http://www.itescam.edu.mx/principal/sylabus/fpdb/recursos/r73524.PDF