quimica 2

CURSO: QUIMICA II

LABORATORIO Nº 1: EQUILIBRIO QUIMICO

1. OBJETIVO

Determinar la constante de equilibrio utilizando dos procedimientos y demostrar

que su valor numérico no depende de la concentración inicial de los reactantes.

Evaluar las alteraciones del equilibrio.

2. TEORIA

Las reacciones químicas tienden a alcanzar un estado de equilibrio químico;

que pueden caracterizarse especificando su constante de equilibrio.

En el presente experimento el alumno determinará la constante de equilibrio de

la reacción iónica:

Fe+3 + SCN- FeSCN+2

ion férrico ion sulfocianuro ion sulfocianuro férrico

(marrón claro) (incoloro) (rojo oscuro)

cuya constante de equilibrio según la ley de acción de las masas es:

Kc = [ FeSCN+2 ] ……(1)

[ Fe+3] [ SCN-]

Para hallar el valor de Kc, se procederá de la siguiente manera :

1) Mediante el intercepto de una recta con el eje de ordenada cuyo valor es

igual a -Kc.

Fe+3 + SCN- FeSCN+2

Concentración inicial [ Fe+3 ]o [SCN-]o 0

Cambio concentración -x -x +x

Conc. de equlibrio ([ Fe+3 ]o – x) ([SCN-]o) – x) x

Reescribiendo la

ecuación (1), en función de x, se tendría:

Kc = x ……(2)

([ Fe+3]o – x ) ([ SCN-]o – x )

Es posible determinar x= [ FeSCN+2]eq mediante la Ley de Beer- Lambert :

X = A …(3)

ε b

donde:

A es la absorbancia de la solución en el equilibrio, medido en el colorímetro

ε es la absortividad molar(la absorbancia que tendría una solución 1M).

“b” es la distancia que atraviesa la luz en la cubeta o celda (1 cm)

De las ecuaciones (2) y (3), y asumiendo [ Fe+3]o >> x, obtenemos la recta:

Y = m X + a

1 = Kc ε b [ SCN-]o - Kc ….(4)

[ Fe+3]o A

Graficando en papel milimetrado y = 1/[ Fe+3] vs x= [ SCN-]o / A, se obtiene

el intercepto en “y” que es igual a -Kc

2) Otra forma de hallar Kc es a partir de la pendiente de la recta(4), para lo cual

se hallará primero el valor de “ε” conociendo que b = 1.

Con ayuda de ε se determinará las concentraciones x = [FeSCN+2]eq de la

ecuación (3) y mediante la ecuación (2) se volverá hallar nuevamente Kc.

Espectrometría

Si se ha observado alguna vez, con espíritu crítico, un vaso lleno de un líquido

coloreado como es el caso del té, café, vino, etc., se sabe que la intensidad del

color es mayor cuando más concentrado sea el líquido y también mayor

cuando se mira el vaso transversalmente

en comparación a la observada cuando se mira de arriba hacia abajo (por ello

la celda o cubeta de medición debe de ser colocada en una sola posición

siguiendo el triángulo como marca).

La espectrometría utiliza la luz para medir las concentraciones de las

sustancias químicas. Cuando una muestra absorbe luz, la intensidad del haz de

luz disminuye, y la intensidad radiante, I, se evalúa como energía por segundo

por unidad de área del haz de luz.

La técnica consiste en hacer pasar un haz de luz por un monocromador (un

prisma, una rejilla de difracción o un filtro ) que aísla una sola longitud de onda.

Esta ultima, de intensidad radiante Io, incide sobre la muestra. La intensidad

radiante del haz emergente es I, por tanto la muestra puede absorber una

fracción de luz de manera que I Io.

La transmitancia, T, se define como la fracción de la luz incidente que sale de

la muestra :

T = _I__

Io

Por lo tanto, T varía de cero a uno, la transmitancia porcentual es simplemente

100 e I e Io varían entre 0 y 100%

La absorbancia por otro lado, se define como:

A = log Io = - log T

I

Cuando no se absorbe luz, I = Io y entonces A = 0. Cuando se absorbe el 90%

de la luz, 10% de ella se transmite, entonces:

T = 10 = 0,1 A= -log 0,1 = 1

100

La importancia de la absorbancia

estriba en que es directamente proporcional a la concentración de especie

absorbente en la muestra y se conoce como ley de Beer- Lambert.

3. MATERIALES, REACTIVOS Y EQUIPOS

Los materiales y reactivos requeridos para cada grupo:

1. Gradilla de teknopor con 5 celdas descartables para espectrofotometria

(limpias y secas)

2. 02 pares de guantes de neopreno descartables

Materiales, reactivos y equipos de uso general:

1. 02 cajas de Papel Tissue.

2. 02 Colorímetros marca UNICO.

3. 05 Buretas de 50 mL con soporte y pinza.

4. 01 Repipeteadora

5. 01 Barómetro con termómetro.

6. Solución de Fe (NO3)3 0,0050 M acidificada con 1 M HNO3 en bureta.




10. Solución de KSCN 0,002 M en fiola de 500 mL con repipeteadora.

4. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

4.1 Determinación de la Constante de Equilibrio

a) El colorímetro deberá ser encendido 15 minutos antes de ser usado.

b) Como los colores en las celdas o cubetas varían de rojo oscuro al naranja,

verificar que el filtro usado sea el de 470 nm de longitud de onda en caso

contrario moverlo con ayuda del selector.

c) Para la medición de la absorbancia

(ABS), seleccionarla esta mediante la tecla MODE.

d) Adicionar los reactivos que se encuentran en las buretas directamente a las

celdas ó cubetas de acuerdo al siguiente orden en el cuadro:

CELDA O CUBETA SCN-

1mL Fe+3

1mL

1 0,002 0,0050

2 0,002 0,0040

3 0,002 0,0030

4 0,002 0,0025

Antes de iniciar las mediciones y una sola vez por grupo

e) Colocar la cubeta con solución 1M HNO3 y presionar la tecla OA/100%T ó

CAL (este es el blanco). El display se pone a cero. Ahora el equipo está listo

para medir.

f) Insertar cada cubeta en el colorímetro, de acuerdo a la orientación del

triángulo como marca y esperar por 5 segundos, leer y anotar el valor de

absorbancia en la hoja de registro de datos.

UNIVERSIDAD DE LIMA

ESCUELA UNIVERSITARIA DE INGENIERIA

FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL

CURSO QUIMICA II

INFORME DE LABORATORIO

LABORATORIO Nº 1: EQUILIBRIO QUIMICO

Integrantes del Equipo Sección:

1. REGISTRO DE DATOS

Condiciones del laboratorio: Temperatura = ……. ºC

Celda ó cubeta Nº 1 2 3 4

[ Fe+3 ] 0.0050 0.0040 0.0030 0.0025

[SCN-] 0.0020 0.0020 0.0020 0.0020

[ Fe+3 ]o

[SCN-]o

Absorbancia, A

Intercepto en “y” para x = 0 Kc =

Kc teórico 130 ± 2 % Desviación =

Pendiente = Kc ε b ε =

[Fe SCN+2]eq=x

([ Fe+3]o – x)

([SCN-]o) – x)

Kc

Kc

promedio

Kc teórico 130 % Desviación =

2. CUESTIONARIO

De acuerdo a sus resultados:

a) Identificar cuál de las soluciones enumeradas recomendaría Ud. si se quiere

maximizar la producción de Fe(SCN)+2.

b) Indicar hacia donde se desplaza el equilibrio cuando se disminuye la

concentración de ión Fe+3 y de acuerdo a la siguiente información adicional ,

explicar si la reacción de equilibrio es endotérmica ó exotérmica y determine su

valor en kJ/mol.

T(ºC) 5 10 15 20 25 30 35 40 45

Kc 155 147 139 134 130 126 122 119 118

c) Graficando los valores obtenidos de [Fe(SCN)+2]eq vs Absorbancia, verificar

si se cumple la Ley de Beer-Lambert.

d) Indicar como determinaría la presencia del ión SCN- en la saliva, sangre y

orina de los fumadores, sabiendo que éstos tienen un contenido de ión SCN-

de 110,86 ± 6,34 μmol/L significativamente mayores que los no fumadores,

23,38 ± 2,2 μmol/L.

e) Comentarios al respecto de la Ley Nº 28705 en referencia a este tema.

f) Nombrar y describir mediante ecuaciones químicas dos procesos industriales

relacionados con los conceptos teóricos verificados en el presente laboratorio.

3. CONCLUSIONES

Mencionar dos conclusiones que pueden ser obtenidas de las experiencias.

4. RECOMENDACIONES

Mencionar dos recomendaciones que pueden ser obtenidas de las

experiencias.

5. BIBLIOGRAFIA

a) Spectrophotometric

determination of an Equilibrium Constant. Online Lab System, USNA - General

Chemistry Laboratory Manual. United States Naval Academy. Chemistry

Departament.

http://www.usna.edu/ChemDept/plebeChem/manual/EX19.PDF

b) Spectrophotometric Determination of an Equilibrium Constant. Exp 11. Gwen

Sibert

Roanoke Valley Governor's School. Virgin Tech

http://www.chem.vt.edu/RVGS/ACT/lab/Experiments/Exp_11-Equil_Const.html

c) Using Spectrophotometric Methods to Determine an Equilibrium Constant.

Penn State Chemistry

http://chemistry.bd.psu.edu/jircitano/Keq09.pdf

d) Measuring an Equilibrium Constant I:

Using Color to Analyze an Equilibrium Mixture. Laboratory Techniques II, CHY

116

Chemistry Department, University of Southern Maine.

http://usm.maine.edu/chy/manuals/116/text/KeqSpec.html

e) Determining an Equilibrium Constant. Preston Miles. College.

http://web.centre.edu/miles/che135/che135labs/Equilibrium%20constant.htm

f) Determination of the Equilibrium Constant For Ferric Thiocyanate. New

Mexico Tech. Dpto. Chemistry

http://infohost.nmt.edu/~jaltig/FerricThiocyanate.pdf

g) Lister M. W. and D.E. Some measurements on the iron(III) – Thiocyanate

system in aqueous solution. University of Toronto. Canada. Jun 30, 1955.

http://article.pubs.nrc-cnrc.gc.ca/ppv/RPViewDoc?issn=1480-

3291&volume=33&issue=10&startPage=157

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