Informe Nº3-Química General A2

PRÁCTICA Nº3 Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio

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RESUMEN En esta semana se ha trabajado con la constante de equilibrio, además de comprobar

la reversibilidad de una reacción a través de la experiencia del Cromato al pasarlo a

Dicromato y regresarlo a Cromato. Además de la reversibilidad con SCN y Fe.

Luego se aprendió una nueva técnica para obtener las concentraciones a partir de

diferencia de alturas, es allí que se muestra la colorimetría como el método nuevo a

emplear. Consiste básicamente en obtener concentraciones iniciales y luego por

comparación e igualación de colores de reacciones en los tubos de ensayo se obtiene

la diferencia de alturas. Luego conociendo esos datos es posible calcular la

concentración para cualquiera de sus derivados de la reacción o en soluciones mas

diluidas.


2

INTRODUCCIÓN El equilibrio químico es un estado del sistema en el que no se observan cambios a

medida que transcurre el tiempo. Así pues, si tenemos un equilibrio de la forma:

dDcCbBaA +⎯→⎯+

Se define la constante de equilibrio Kc como el producto de las concentraciones en el

equilibrio de los productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos,

dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas

a sus respectivos coeficientes estequiométricos, para cada temperatura

Los objetivos a cumplir son:

• Estudio cualitativo de sistemas en equilibrio

• Determinación cuantitativa de las especies presentes en un sistema en equilibrio

Establecer una expresión matemática que relacione las cantidades de las especies en el equilibrio


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PRINCIPIOS TEÓRICOS Analicemos una reacción sencilla para ver como alcanza un estado de equilibrio, una mezcla de reactivos y productos cuyas concentraciones ya no cambian con el tiempo. Comenzamos con 42ON , una sustancia incolora que se disocia para formar 2NO la cual es de color café. Para una reacción química en un sistema cerrado, la reacción alcanzará el equilibrio. El 42ON sólido se evapora conforme se calienta por arriba de su punto de ebullición (21.2 ºC), y el gas se vuelve cada vez más oscuro conforme el 42ON gaseoso incoloro se disocia en 2NO gaseoso de color café. Al final, aun cuando todavía exista 42ON en el tubo, el color deja de tornarse oscuro debido a que el sistema alcanza el equilibrio. Obtenemos una mezcla de equilibrio de 42ON y 2NO en la que las concentraciones de los gases ya no cambian conforme pasa el tiempo. Se forma una mezcla de equilibrio debido a que la reacción es reversible. El 42ON puede reaccionar para formar 2NO , y el 2NO puede reaccionar para formar 42ON . Esta situación se representa escribiendo la ecuación para la reacción con dos medias flechas que apunten en ambas direcciones:

32143421Café

g

Incoloro

g NOON )(2)(42 ⎯→←

Podemos analizar este equilibrio utilizando lo que sabemos sobre cinética. Llamemos reacción directa a la descomposición del 42ON . En este caso, tanto la reacción directa como la reacción inversa son reacciones elementales. Como se vio en la experiencia de “Velocidades de reacción”, las leyes de velocidad de las reacciones elementales pueden escribirse a partir de sus ecuaciones químicas:

Reacción directa: )(2)(42 gg NOON ⎯→⎯ [ ]42ONkVelocidad dd =

Reacción inversa: )(42)(2 gg ONNO ⎯→⎯ [ ]22NOkVelocidad ii = Donde dk y ik son las constantes de velocidad de las reacciones directa e inversa respectivamente. En el equilibrio, la velocidad a la que se forman los productos a partir de los reactivos es igual a la velocidad a la que se forman los reactivos a partir de los productos:

[ ] [ ]

4342143421inversaReacción

22

directaReacción

42 NOkONk id =

Si acomodamos de nuevo esta ecuación, obtenemos [ ][ ] ==

i

d

kk

ONNO

42

22 una constante

Como muestra esta ecuación, el cociente de dos constantes, como dk y ik es por si mismo una constante. Así en el equilibrio, la relación de los términos de concentración que involucran al 42ON o con 2NO , o incluso con alguna mezcla de ambos. En el equilibrio,


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la relación es igual a un valor específico. Así, en el equilibrio existe una restricción importante con respecto a las proporciones de 42ON y 2NO . Una vez que el equilibrio se establece, las concentraciones de 42ON y 2NO ya no cambian. Sin embargo, si la composición de la mezcla de equilibrio permanece constante con el tiempo, no quiere decir que el 42ON y 2NO dejen de reaccionar. Por el contrario, el equilibrio es dinámico; algo del 42ON continúa convirtiéndose en 2NO , y algo de 2NO continúa convirtiéndose en 42ON . No obstante, en el equilibrio, los dos procesos ocurren a la misma velocidad. LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO Las concentraciones de los gases se expresan en molaridad y se pueden calcular a partir del número de moles de gases presentes al inicio, del número de moles en el equilibrio y del matraz (en litros). En análisis de los datos en el equilibrio muestra que, aunque la proporción [ ] [ ]422 / ONNO presenta valores dispersos, la magnitud de la relación [ ] [ ]42

22 / ONNO es casi constante, en promedio es 31063.4 −× .

[ ][ ]

3

42

22 1063.4 −×==

ONNOK

donde K es una constante para la reacción en equilibrio )(2)(42 gg NOON ⎯⎯ →← ⎯→⎯ a 25ºC Observe que el exponente 2 para el valor de [ ]2NO en esta expresión es igual al coeficiente estequiométrico del 2NO en la reacción reversible. Este proceso puede generalizarse con la siguiente reacción reversible:

dDcCbBaA +⎯→←+ donde a,b,c y d son coeficientes estequiométricos de las especies reactivas A, B, C y D. Para la reacción a una temperatura dada:

[ ] [ ][ ] [ ]ba

dc

BADCK =

Donde K es constante de equilibrio. Esta ecuación es la expresión matemática de la ley de acción de masas, propuesta por los químicos noruegos Cato Guldberg y Meter Waage, en 1864. Esta ley estable que para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante, una relación determinada de concentración y productos tiene un valor constante K (la constante de equilibrio). Observe que aunque las concentraciones pueden variar, el valor de K para una reacción dad permanece constante, siempre y cuando la reacción esté en equilibrio y la temperatura no cambie. La validez de esta ecuación y de la ley de acción de masas quedó establecida al estudiar muchas reacciones reversibles. Por consiguiente, la constante de equilibrio se define mediante un cociente, cuyo numerador se obtiene multiplicando las concentraciones de equilibrio de los productos, cada una de las cuales está elevada a una potencia igual a su coeficiente estequiométrico en la ecuación balanceada. El denominador se obtiene aplicando este mismo procedimiento para las concentraciones de equilibrio de los reactivos. La magnitud de la constante de equilibrio indica si una reacción en equilibrio es favorable a los productos o a los reactivos. Si K es mucho mayor que 1 (K >>1), el equilibrio se desplazará hacia la derecha y favorecerá a los productos. Por lo contrario, si la constante de equilibrio es


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mucho menor que 1 (es decir, K<<1), el equilibrio se desplazará a la izquierda y favorecerá a los productos. En este contexto cualquier número superior a 10 se considera que es mucho mayor que 1, y un número menor que 0.1 significa que es mucho menor que 1. Aunque el uso de los términos “reactivos” y “productos” pudiera resultar confuso porque una sustancia que es un reactivo en la reacción directa, también es un producto de la reacción inversa, esta terminología es consecuente con la convención de las sustancias escritas al lado izquierdo de las flechas de equilibrio se consideran como “reactivos” y las que están al lado derecho como “productos”. PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER Cuando Haber desarrolló su proceso para producir amoniaco a partir de 2N y 2H , investigó los factores que podría variar para aumentar el rendimiento de 3NH . Utilizando los valores de la constante de equilibrio a diversas temperaturas, calculó las cantidades de equilibrio de 3NH formadas bajo diferentes condiciones. Podemos explicar estos efectos en términos de un principio propuesto por primera vez por Henri-Louis Le Châtelier, un químico industrial francés. El principio de Le Châtelier puede expresarse de la siguiente forma: si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura, presión o la concentración de uno de los componentes, el sistema desplazará su posición de equilibrio de manera que se contrarreste el efecto de perturbación. Consideraremos tres formas en las que es posible perturbar un equilibrio químico: (1) agregar o eliminar un reactivo o producto; (2) cambiar la presión mediante un cambio de volumen, y (3) cambiar la temperatura. Cambio en las concentraciones de reactivos o productos Un sistema en equilibrio es un estado dinámico de balance. Cuando las condiciones de equilibrio son alteradas, el equilibrio se desplaza hasta alcanzar un nuevo estado de balance. El principio de Le Châtelier estable que el desplazamiento será en el sentido que disminuya al mínimo o reduzca el efecto del cambio. Por lo tanto, si un sistema químico está en equilibrio y aumentamos la concentración de una sustancia (ya sea un reactivo o un producto), el sistema reacciona para consumir parte de la sustancia. Por el contrario, si disminuimos la concentración de una sustancia, el sistema reacciona para producir parte de la sustancia. Efectos de los cambios de volumen y presión Si un sistema está en equilibrio y su volumen disminuye, y por consiguiente aumenta su presión total, el principio de Le Châtelier indica que el sistema reaccionará desplazando su posición de equilibrio para reducir la presión. Un sistema puede reducir su presión disminuyendo un número total de moléculas gaseosas (menos moléculas de gas ejercen menos presión). De este modo, a temperatura constante, reducir el volumen de una mezcla de equilibrio gaseosa ocasiona que el sistema de desplace en el sentido que reduce el número de moles de gas. Por el contrario, aumentar el volumen ocasiona un desplazamiento en el sentido que produce más moléculas de gas.


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Efecto de los cambios de temperatura Los cambias en las concentraciones o en las presiones parciales provocan desplazamientos en el equilibrio sin modificar el valor de la constante de equilibrio. Por el contrario, casi todas las constantes de equilibrio cambian de valor al cambiar la temperatura. ¿Cómo podemos explicar la dependencia de este equilibrio respecto de la temperatura? Podemos deducir las reglas de la dependencia de la constante de equilibrio con respecto de la temperatura si aplicamos el principio de Le Châtelier. Una forma sencilla de hacerlo es tratar al calor como si fuera un reactivo químico. En una reacción endotérmica (que absorbe calor) podemos considerar que el calor es un reactivo, mientras que en una reacción exotérmica (que libera calor) podemos considerar que el calor es un producto.

Endotérmica: productoscaloractivos ⎯→←+Re Exotérmica: calorproductosactivos +⎯→←Re

Cuando la temperatura de un sistema en equilibrio aumenta, el sistema reacciona como si se adicionara un reactivo a una reacción endotérmica o un producto a una reacción exotérmica. El equilibrio se desplaza en el sentido que se consume reactivo en exceso (o producto), es decir, el calor. Efecto de los catalizadores ¿Que sucede si agregamos un catalizador a un sistema químico en equilibrio?, un catalizador disminuye la barrera de activación entre los reactivos y los productos. La energía de activación de la reacción directa disminuye en la misma proporción que la reacción inversa. Por lo tanto, el catalizador aumenta las velocidades tanto de la reacción directa como de la inversa. Como resultado, un catalizador aumenta la velocidad a la que se alcanza el equilibrio, pero no modifica la composición de la mezcla de equilibrio.


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DETALLES EXPERIMENTALES 1. Materiales y Reactivos

1.1. Materiales

• Tubos de ensayo (5)( de igual dimensión: diámetro y altura)

• Gradilla

• Probeta de 25 mL

• Pipeta de: 5,0 y 10,0 mL

• Vaso de precipitado de 150 mL

• Piceta

• Goteros

• Regla milimetrada

• Etiquetas (5)

• Fuente de luz blanca difusa

1.2. Reactivos

• Cromato de Potasio 0.1M ( 42CrOK )

• Dicromato de Potasio 0.1M ( 722 OCrK )

• Hidróxido de sodio 1M ( NaOH )

• Ácido clorhídrico 1M ( HCl )

• Tiocianato de potasio 0.002M. ( KSCN )

• Cloruro Férrico 0.2M ( 3FeCl )

• Cloruro de potasio sólido ( )(sKCl )

• Agua destilada ( OH 2 )


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2. Procedimiento Experimental

2.1. Principio de Le Châtelier:

A. Sistema de equilibrio del ión cromato-ión dicromato

A.1. En medio básico:

• Se vertió 1.0 mL de solución de 42CrOK 0,1M y de 722 OCrK 0.1 M en

dos tubos de ensayo respectivamente.

• Luego con la pipeta se midió un volumen determinado de NaOH 1M.

• Se agregó gota a gota la solución de NaOH simultáneamente hasta que

una de las soluciones cambió de color. Se conservaron estas soluciones

para el paso A.3.

A.2. En medio ácido:

• Se vertió 1.0 mL de solución de 42CrOK 0,1M y de 722 OCrK 0.1 M en

dos tubos de ensayo respectivamente.

• Luego con la pipeta se midió un volumen determinado de HCl 1M.

• Se agregó gota a gota la solución de HCl simultáneamente hasta que una

de las soluciones cambió de color. Se conservaron estas soluciones para

el paso A.3.

A.3. Comprobación de la Reversibilidad:

• Se trabajó sólo con las soluciones que cambiaron de color en los A.1 y

A.2 respectivamente

• Al tubo de A.1 se agregó gota a gota HCl 1M hasta cambio de

coloración.

• Al tubo de A.2 se agregó NaOH 1M hasta cambio de coloración.

B. Reversibilidad entre el cloruro de hierro (III) y el tiocianato de potasio.

En esta parte se hará un examen cualitativo de la reacción: 2

)()(3

)( )( +−+ ⎯→←+ acacac FeSCNSCNFe

• En un vaso de precipitado se adicionó 20 mL de agua destilada y añadir 3

gotas de soluciones de 3FeCl y KSCN respectivamente de los goteros. La


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solución resultante dividir en parte iguales y trasvasar a cuatro tubos de

ensayo. Se observa el color rojo sangre proveniente del ión complejo 2

)()( +acFeSCN .

• El primer tubo es el tubo estándar (o patrón).

• Se añadió al segundo tubo 3 gotas de solución de KSCN . Se observó que el

color rojo sangre se intensificó.

• Se añadió al tercer tubo 3 gotas de solución de 3FeCl . Se observó

nuevamente que el color rojo sangre característico del 2)( +FeSCN se

intensificó.

• Se añadió al cuarto tubo cristales de cloruro de potasio y se agitó

vigorosamente. Ni se pudo observar cambio alguno.

2.2. Determinación Cuantitativa de la Constante de Equilibrio mediante el método

colorimétrico.

INDICIONES

a) La concentración del ión tiocianato de hierro (III); [ 2)( +FeSCN ] se

determinará por un técnica calorimétrica (igualación de colores).

b) Una vez conocida la concentración del ión 2)( +FeSCN se puede calcular la

concentración de los demás componentes en el equilibrio: 2

)()(3

)( )( +−+ ⎯→←+ acacac FeSCNSCNFe

A partir de las concentraciones iniciales y los volúmenes empleados de las

soluciones de 3FeCl y KSCN se puede calcular la concentración inicial de los

iones: 3)(

+acFe y −

)(acSCN respectivamente.

c) La experiencia se plantea de manera que siempre se utilizará un exceso de

ión 3+Fe ; así el reactivo limitante siempre será ión −SCN . La concentración

de ión 3+Fe variará, mientras que la concentración del ión −SCN será

constante.


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d) La variación de la concentración del ión 3+Fe se observará por la diferencia

en la intensidad del color rojo (que se debe a la información del ión complejo

( 2)()( +

acFeSCN ). La concentración del tiocianato de hierro en equilibrio será la

misma que la concentración inicial del −SCN .

e) Es necesario suponer que la reacción en el primer tubo llega a completarse y

este será el estándar que se tiene para determinar la concentración del ión 2

)()( +acFeSCN en los demás tubos, como la intensidad del color depende de

este ión y de la profundidad del líquido, se puede igualar el color del tubo

estándar con el de los tubos, extrayendo líquido del tubo estándar.

PROCEDIMIENTO ESPERIMENTAL

• En cinco tubos de ensayos limpios y secos, rotulados con los números 1, 2,

3, 4 y 5 se añadieron 5.0 mL de solución de tiocianato de potasio ( KSCN )

0.002 M a cada uno.

• Se añadió 5.0 mL de 3FeCl 0.2M al tubo 1, éste será el tubo estándar.

• Se prepararon soluciones de 3FeCl 0.008 M, 0.032 M, 0.0128 M y 0.00512

M, a partir de la solución 0.2M por diluciones sucesivas. Así para obtener

una solución 0.08 M, se mide 10.0 mL de la solución 0.2 M en la probeta

graduada y se completa a 25 mL con agua destilada (V’ x M = V’’ x M’’), se

vertieron los 25 mL de la probeta al vaso de 150 mL limpio y seco, para

mezclar bien.

• De la solución obtenida en el vaso de 150 mL, se midió con la pipeta 5.0 mL

y se vertió al tubo (2). Luego se midió 10.0 mL y se vertió a la probeta

graduada limpia y seca para preparar la solución 0.032 M de 3FeCl (descartar

la solución que queda en el vaso), se completó en la probeta con agua

destilada hasta 25 mL, luego se vertió en el vaso de 150 mL para que se

mezclase bien. De esta solución se separó 5.0 mL y se vertió al tubo (3) y se

midió 10.0 mL para preparar la solución 0.0128 M, así sucesivamente hasta

completar el resto se soluciones.


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• Se compararon el color de la solución estándar, tubo (1) con la del tubo (2)

envueltos en papel blanco, mirando hacia abajo a través de los tubos que

están dirigidos a una fuente de luz blanca difusa. Extraer líquido del tubo

estándar hasta que se igualen los colores, anote la altura del líquido en el

tubo estándar y la del tubo comparado.

• El contenido que se extrajo con la pipeta de 5.0 mL del tubo estándar se

vertió en el vaso de 150 mL, ya que si por un mal cálculo visual se podría

extraer demasiado líquido, el cual se repone si es necesario hasta que se

igualen la coloración.

• En igual forma se trabajó con los pares de tubos: 1 y 3; 1 y 4; y 1 y 5.

Extrayendo líquido siempre del tubo estándar. Anotando las alturas de los

dos líquidos en el momento que se igualen las intensidades del color.

DATOS Y CÁLCULOS

1. Se determinó la razón de altura experimental de cada par, dividiendo la

altura del líquido del tubo (1), entre las alturas de los líquidos de los tubos

(2), (3), (4) y (5). Donde la altura del tubo estándar va como numerador y la

altura del tubo comparado como denominador, siendo siempre la razón de

alturas (r1 < 1, donde i=2, 3, 4, 5)

819.02.79.5

21 ==−r

674.02.785.4

31 ==−r

438.02.715.3

41 ==−r

167.02.72.1

51 ==−r

2. La concentración inicial del ión −SCN en los tubos 1 al 5 será diferente a

0.002 M ya que se ha diluido 10.0 mL, entonces la concentración


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del −SCN será de 0.001 M, esta concentración inicial pasará mayormente al

equilibrio ya que es el reactivo limitante.

Multiplicando la razón del espesor del líquido por la concentración del

ión −SCN (constante), se calculó la concentración del ión

complejo 2)()( +

acFeSCN en el equilibrio.

[ ] [ ] )()(2

)()( inicioiequilibrioac SCNrFeSCN ×=+

[ ] [ ] )(21212

)()( inicioac SCNrFeSCN ×= −−+

[ ]( ) [ ] )(2121)(2

)()( inicioequilibrioac SCNrFeSCN ×= −−

+

[ ]( ) ( ) ( )MFeSCNequilibrioac 001.0819.0)(

21)(2

)( ×=−

+

[ ]( ) ( )MFeSCNequilibrioac 000819.0)(

21)(2

)( =−

+

[ ]( ) [ ] )(3131)(2


+


31)(2

)( =−

+

[ ]( ) [ ] )(4141)(2


+


41)(2

)( ×=−

+


41)(2

)( =−

+

[ ]( ) ( )MrFeSCNequilibrioac 001.0)( 5151)(

2)( ×= −−

+


51)(2

)( ×=−

+


51)(2

)( =−

+

3. Calcule la concentración del ión 3)(

+acFe (en equilibrio), restando la

concentración del ión 2)()( +

acFeSCN formado de la concentración inicial del

ión 3+Fe .


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[ ] 039181.0000819.004.0213 =−=−+Fe

[ ] 015326.0000674.0016.0313 =−=−+Fe

[ ] 005962.0000438.00064.0213 =−=−+Fe

[ ] 002393.0000167.000256.0213 =−=−+Fe

4. Calcule la concentración en equilibrio del ión −)(acSCN , en los tubos

respectivos restando la concentración del ión complejo

formado 2)( +FeSCN de la concentración inicial de −)(acSCN .

[ ] 000181.0000819.0001.0211 =−=−

−SCN

[ ] 000326.0000674.0001.0311 =−=−−SCN

[ ] 000562.0000438.0001.0411 =−=−−SCN

[ ] 000833.0000167.0001.0511 =−=−−SCN

5. Empleando las concentraciones en equilibrio que ha calculado para cada

especie, realice las operaciones matemáticas para obtener la expresión

adecuada que represente el equilibrio del sistema:

a) [ ] [ ] ( )[ ]23 +−+ ×× FeSCNSCNFe

( ) ( ) ( ) 921 10808.5000819.0000181.0039181.0 −

− ×=××=K

( ) ( ) ( ) 931 10367.3000674.0000326.0015326.0 −

− ×=××=K

( ) ( ) ( ) 941 10468.100438.0000562.0005962.0 −

− ×=××=K

( ) ( ) ( ) 1021 10329.3000167.0000833.0002393.0 −

− ×=××=K

b) [ ] ( )[ ][ ]−

++ ×SCN

FeSCNFe 23

( ) ( )( )

121 101773.1

000181.0000819.0039181.0 −

− ×=×

=K

( ) ( )( )

231 10169.3

000326.0000674.0015326.0 −

− ×=×

=K


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( ) ( )( )

241 10647.4

000562.000438.0005962.0 −

− ×=×

=K

( ) ( )( )

421 10797.4

000833.0000167.0002393.0 −

− ×=×

=K

c) ( )[ ][ ] [ ]−+

+

× SCNFeFeSCN

3

2

( )( ) ( ) 641.5

000819.0039181.0000181.0

21 =×

=−K

( )( ) ( ) 10156.3

000674.0015326.0000326.0

31 ×=×

=−K

( )( ) ( ) 10893.1

00438.0005962.0000562.0

41 ×=×

=−K

( )( ) ( )

321 10084.2

000167.0002393.0000833.0

×=×

=−K


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DISCUSIÓN DE RESULTADOS Para esta parte del informe, se ha de presentar el análisis e interpretación de los

resultados obtenidos para la experiencia realizada, se ha de comprara las partes y

describirá de una manera mas precisa cada uno de los resultados. Se citara los datos

numéricos necesarios y contrastara con datos teóricos.

Principio de Le Chatelier

A. Sistema de equilibrio del Ion cromato – Ion dicromato

Para esta parte de la experiencia, se nota que el cambio sucede para solo

dos tipos de tubos de ensayo, par dos medios y condiciones de acidez diferentes.

En el caso del medio ácido, el Ion cromato CrO42-, siempre se transforma a Ion

dicromato Cr2O72-. Este cambio, no implica una variación del numero de

oxidación, sino una capacidad de aumento de poder oxidante mayor, pues el Ion

dicromato Cr2O72-, es mas usado en las reacciones redox como un reactivo útil.

Además, la variación del número de oxidación, para la transición de color no es

justificada totalmente, pues como se ve, hay transición de color y cambio de

propiedades químicas diferentes, pero no numero de oxidación.

En el caso del medio básico, es el Ion dicromato Cr2O72- el que cambia de

color naranja a amarillo por el incremento de la concentración de OH- en el

medio, la reacción se muestra para la transición de un estado en medio acido, a

un medio básico por el principio de Le Chatelier. Así, se tiene:

Tubo 1: 2CrO42-

(ac) + 2H+ (ac) Cr2O7

2-(ac) + H2O (l)

Tubo 2: Cr2O72-

(ac) + 2(OH)-(ac) 2CrO4

2-(ac) + H2O(l)


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Se toma como reacción base pues presenta a los componentes que participan en

el equilibrio. A condiciones de laboratorio, se logra el equilibrio, luego para cada caso

específico, se tiene:

A.1 Medio ácido: Para este medio, el que reacciona es el Ion CrO42-,, que cambia de

color amarillo a naranja por variar su atomicidad y formación con relación al

oxigeno, generando un poder mas oxidante. El Ion Cr2O72- es generado de esta

forma. Para la reacción planteada, al agregar mas acido, solo la solución de Ion

CrO42- (tubo 1) cambia de color, mientras que la solución de Ion Cr2O7

2- (tubo 2 ) no

cambia, pues por el principio de Le Chatelier al agregar mas acido, la solución

tiende a formar productos (contrarresta el exceso de reactante).

- Al agregar acido, la reacción en el tubo 1 es directa, pues se tiene exceso de

reactante y se genera la reacción cambiando de color amarillo a naranja.

- Al agregar ácido al tubo 2, la coloración se mantiene constante, pues para

contrarrestar el efecto de exceso de reactante, el Ion dicromato Cr2O72- no

cambia de color predominando la reacción directa, por ello, no se genera cambio

de color.

A.2 Medio básico: Este medio se contrapone, justamente al tipo de medio anterior,

pues se generan efectos inversos, ya que los iones OH- del NaOH, consumen el Ion

H+ de las soluciones para formar agua, por ello se genera una perdida de reactante

para contrarrestar el efecto, la reacción inversa es la que predomina.

- Para el tubo 1, el exceso de Ion OH- ocasiona que se pierda la cantidad de Ion

H+. Esta variación en la concentración del Ion OH- genera que la reacción

inversa se realice, transformando el color de la muestra de Cr2O72- de naranja a

amarillo, característico del Ion CrO42- que ha generado para restaurar el

equilibrio.

- En el tubo 2, el exceso de Ion OH- no afecta para el Ion CrO42- pues, al estar en

un medio e el cual no afecta la concentración del agua que es el solvente a la que

pertenece. Entonces, no hay u cambio neto en la concentración del Ion CrO42-, la


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reacción no se realiza y el color se mantiene, e incluso se puede hablar de una

reacción inversa en la cual el Ion CrO42- se produce mas por la aliteración de su

propia concentración de Ion OH- (los del agua, por ejemplo). Sin embargo, de

ninguna manera se ha alterado el color de la solución del tubo 2.

-

A.3 Comprobación de la Reversibilidad

En esta parte, se analiza el cambio de color pero en relaciona un exceso de acido

o de base en el medio.

- Ante un exceso de acido, el tubo que contener al Ion Cr2O72- no cambia, pues

por el principio de Le Chatelier, ante un exceso de reactante el sistema favorece

la reacción directa, es decir la producción de Cr2O72-. Se genera, ahora, una

mayor concentración del Ion mencionado.

- Ante un exceso de acido, el tubo que contiene al Ion CrO42- cambia de color de

amarillo a naranja, pues de la misma manera que el anterior, un exceso de

reactante genera la reacción directa. Es decir, la producción de Cr2O72-. Se

mantiene igual.

- Ante un exceso de base (iones (OH)-) la solución que contiene Ion Cr2O72-

cambia, para dar lugar a una solución amarilla de iones CrO42-. Este cambio

sucede, debido a que el medio en el que se encuentra el Cr2O72- contiene carácter

acido, y en el equilibrio, los iones H+ actúan como reactantes. Al agregar los

iones OH- la reacción se torna a la inversa para restaurar la concentración de

iones H+, pues estos se pierden al reaccionar con el OH- y formar agua.

- Ante un exceso de base (iones (OH)-). La solución que contiene al Ion CrO42- no

cambia, porque participan como producto (o medio) al Ion H+. Según las misma

s razones de la explicación anterior, disminuye la concentración de Ion H+

formando agua y la reacción directa, la que produce Cr2O72- se favorece..


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B. Reversibilidad entre el cloruro de hierro (III) y el tiocianato de potasio:

La reversibilidad se entiende como la capacidad para establecer el equilibrio a las

condiciones que determine el operador. En el caso de la experiencia, las condiciones a

las que se llega al equilibrio, son las de ambiente (aproximadamente 20ºC y 1 atm ).

El equilibrio para la reacción:

Fe3+(ac) + SCN-

(ac) ↔ (FeSCN)2+(ac)

Se tiene un tubo de referencia (estándar) para la comparación con los demás

sometidos a diversas variaciones.

Determinación de la constante de equilibrio mediante el método colorimétrico.

Para esta parte de la experiencia, se tiene que utilizar una fuente de luz difusa

blanca para la comparación de los colores en necesidad de determinar la relación de las

alturas entre las soluciones que se han de manipular para alcanzar imágenes e colores

iguales. Esta parte, a pesar de todo, es muy relativa pues el color depende solo de la

capacidad de diferenciar del observador, siendo esta ultima, la causa de error más

común para el método colorimétrico en esta experiencia.

Se tienen las siguientes alturas y explicaron para cada una de ellas.

Experiencia

(tubo)

Altura de tubo

estándar (cm)

Explicación

Tubo 1 7.2 cm El tubo estándar, es el que tiene la altura de

referencia, y presenta mayor uniformidad con

respecto a los otros tubos.

Tubo 2 5.9 Es el tubo conseguido de la reacción entre el

FeCl3 0.08 M y el KSCN. Su altura es

considerable, pues la solución se diluye poco,


19

entonces la posibilidad de alcanzar el color

modelo es mas difícil, pero rápida.

Tubo 3 4.85 Proveniente de la reacción entre FeCl3 0.032

M, la solución se ha diluido mucho, por ello

el cambio de coloración es claramente

perceptible, la altura es menor porque se

desea disminuir el campo de penetración de

la luz.

Tubo 4 3.15 La altura es ya, baja con relación al inicio, la

diferencia de color es más notable para este

tubo proveniente del FeCl3 0.0128 M. La

dilución hace que se tenga que sacar aun mas

liquido para igualar los colores.

Tubo 5 1.2 La solución se extrae a mas de la mitad para

igualar los colores, pues la solución de FeCl3

0.00512M ya muy diluida, es fácil de

diferenciar a comparación de los tubos

anteriores. La gran dilución necesita que se

extraiga a una mas la solución.

Luego, se tiene la relación de alturas dependiente de la tabla anterior:

Experiencia (tubo) Altura de tubo estándar

(cm)

R (Relación de alturas)

Tubo 1 7.2 cm 1.0000

Tubo 2 5.9 0.819

Tubo 3 4.85 0.674

Tubo 4 3.15 0.438

Tubo 5 1.2 0.167


20

Según esta relación, mientras más diluida este la solución que se compara, la

relación de alturas es menor, por ello, la concentración en el equilibrio de FeSCN2+

también sera menor.

Para el equilibrio, se tienen las siguientes concentraciones de los tubos:

Experiencia

(tubo) [ ]eqFeSCN +2)( [ ]eqSCN −)( [ ]eqFe +3

Keq

Tubo 1 0.001M 0.000000M 0.099 M No existe

Tubo 2 0.0008714 0.0001286 0.0391286 173.17

Tubo 3 0.0007286 0.0002714 0.01527 175.79

Tubo 4 0.0005714 0.0004286 0.005829 171.57

Tubo 5 0.0004429 0.0005571 0.002117 175.53

Se observan valores muy parecidos para la constante de equilibrio en cada

condición de dilución. Esto comprueba, que independiente de la concentración o

cantidad de reactante, el equilibrio se establece en este sistema para un valor cercano a

170. Además, este valor positivo y alto, indica que la reacción se realiza directamente y

su tendencia a formar productos es necesaria, en el equilibrio hay más productos que

reactantes y la forma de optimizar la reacción seria incrementando más los reactivos, o

aumentando su concentración. Luego, por el método grafico, se obtiene la pendiente de

la recta que es 160.87, el cual se acerca mucho al valor teórico que es 136. El porcentaje

de error, también muestra, que a pesar de ser una prueba muy relativa, su eficacia es

inminente para este tipo de mediciones en el cual se necesita obtener relaciones de

alturas para rescatar colores diferentes en comparación a un parámetro, útil para hallar,

en el caso, la constante de equilibrio.


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CONCLUSIONES • Las constantes de equilibrio que obtuvimos no tienen relación alguna entre ellas.

• La molaridad varía en forma inversa con el volumen de la solución; mientras

más cantidad tomemos al Fe (NO3)3, su molaridad disminuirá en forma

considerable.

• En nuestros cálculos observamos que la constante de equilibrio de cada creación

es diferente y va en aumento, debido a que hacemos variar la concentración

de Fe (NO3)3.

• En esta reacción en especial notamos que la constante de equilibrio varía en

forma inversa con las concentraciones de los reactantes.

• El Cromato solo reacciona con ácidos (ion H+) convirtiéndose en Dicromato

• El Dicromato solo reacciona con bases (ion OH-) convirtiéndose en Cromato.

• Se observa la reversibilidad del cambio de ion Cromato a ion Dicromato.

• Pero el precipitado se observa tanto en el tubo que contiene Cromato de Potasio

como en el tubo que contiene Dicromato de Potasio; y dado que el Cromato

de bario se forma a partir del ion bario y el ion Cromato ; se concluye que el

ion Cromato esta presente en la solución de Dicromato de potasio. Entonces

se observa que existe equilibrio químico entre el ion Cromato y el ion

Dicromato. También existe equilibrio entre el Cromato de Bario y una

solución saturada de sus iones.


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RECOMENDACIONES • Manipular con mucho cuidado los materiales y de esa manera evitar algún

accidente.

• Mantener un comportamiento adecuado en el transcurso de la práctica para

obtener el conocimiento.

• Cuando se caliente un tubo de ensayo que contenga un líquido hay que hacerlo

suavemente y de modo que el tubo NO MIRE al operador ni a ninguno de sus

compañeros, pues pueden producirse proyecciones de líquido con peligro de

quemaduras.

• No hay que introducir pipetas, varillas de vidrio ni cualquier otro objeto en los

frascos de los reactivos, salvo que se le indique específicamente. Ello puede

producir la contaminación de los productos.

• Los ácidos fuertes concentrados deben manejarse con precaución, ya que pueden

producirse proyecciones de líquido con peligro de quemaduras peligrosas.

Siempre se echan sobre el agua, nunca al revés.

• Nunca caliente líquidos inflamables directamente en una placa.

• Nunca caliente un recipiente cerrado.

• No deben olerse directamente los vapores desprendidos en ningún proceso, ni

probar ningún producto.

• No manipule ningún producto químico directamente con las manos


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BIBLIOGRAFÍA

• CHANG, Raymond. Quimica general. Editorial Mc Graw - Hill. Novena

edición. 2007.

• BROWN-LEMAY. Química “La ciencia central”. Editorial Prentice Hall.

Decimoprimera edición. 2009.


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ANEXOS

CUESTIONARIO

1. Explique en que consiste la técnica colorimétrica. Consiste a la igualación de colores mediante comparación con un tubo patrón donde el que determina la coloración es un complejo formado, que en este caso es el 2)( +FeSCN .

2. ¿Qué información proporciona la constante de equilibrio obtenida? Nos indica las concentraciones en el equilibrio de las sustancias participantes en la reacción, calcular el porcentaje de disociación por parte de los reactantes, el rendimiento de la reacción.

3. ¿Cuál será la concentración en el equilibrio del ión complejo 2)()( +

acFeSCN en el tubo

(3)? Y ¿Cuál será la del ión −SCN en el tubo (4)?

4. ¿Qué conclusiones se pueden deducir del estudio cualitativo del sistema en equilibrio ión Cromato – ión Dicromato? El ión Cromato (amarillo) reacciona con +H (de cualquier ácido) para dar ión Dicromato (naranja)

OHOCrHCrO 2272

24 22 +⎯→←+ −+−

Añadiendo una base a este equilibrio se observa un desplazamiento hacia la izquierda, porque al absorber la base, los protones presentes en el equilibrio, según Le Châtelier el sistema buscarán producir más iones hidronio, y se volverá de color amarillo la disolución. Si una vez alcanzado el equilibrio añadimos un ácido, el exceso de protones volverá a desplazar el equilibrio hacia la derecha y la disolución tomará el color naranja original.

−24CrO y −2

72OCr (E.O = +6, fuertes oxidantes) OHOCrOHCrO 2

2723

24 322 +⎯→←+ −+−

Cromato y Dicromato: solubles en agua. 5. A 800 K se mezcla en fase gaseosa 2 moles de NO con 1 mol de 2O . La reacción es:

)(2)(2)( 22 ggg NOONO ⎯⎯←+ La reacción llega al equilibrio con una presión total de 1 atm. El análisis del sistema muestra que hay 0.71 moles de 2O en el equilibrio. Calcule la constante de equilibrio para la reacción.


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)(2)(2)( 22 ggg NOONO ⎯⎯←+ Inicio 2 1 -

Reacción -0.58 -0.29 +0.58 Equilibrio 1.42 0.71 0.58

( )

( ) ( )71.042.158.02

2

=eqK

234.0=eqK 6. La disociación de 42ON en 2NO es de 16.7% a 298 K y 1 atm. En un recipiente de

volumen constante según: )()(42 2 gg NOON ⎯→←

Calcular: a) La constante de equilibrio

Inicio 1 - Reacción -0.167 +0.167 Equilibrio 0.833 0.167

( )( )833.0

167.00 2

=eqK

033.0=eqK

b) Considerando que 104.58º −×=∆ molKJH para dicha reacción prediga que sucede con el sistema en el equilibrio de acuerdo al principio de Le Châtelier si:

1) Se eleva la temperatura

La reacción se desplaza hacia la derecha, por ser reacción endotérmica.

2) Se incrementa la presión del sistema

La reacción se desplaza hacia la izquierda

3) Se añade al sistema un gas inerte a presión constante

La reacción se desplaza hacia la izquierda.

4) Se añade un catalizador al sistema

La velocidad de reacción aumenta, pero la reacción no se desplaza a ninguna dirección.

5) Si se añade más )(42 gON

La reacción se desplaza hacia la derecha.

Documents

Informe Nº3-Química General A2