INFORME LABORATORIO 5 QUIMICA 2 PUCP

1. Equilibrio químico

Ximena Gonzales Cruz              Mesa 58

Gianmarco Fernandez                  Mesa 59

Rafael Huaco                         Mesa 60

2. Resumen

El tema principal del laboratorio fue equilibrio químico y el principal objetivo fue analizar las reacciones en equilibrio en nuestra dieta diaria. El laboratorio se realizó en tres experimentos: en el primero preparamos una solución de la reacción de ion férrico con ion tiocianato y la dividimos en cuatro, tomamos como patrón una de ellas y la comparamos cualitativamente con las otras en las cuales se varía factores como la concentración o temperatura; en el segundo, determinamos el pH empleando papel indicador de pH y titulamos por duplicado con KIO3(ac) una solución de agua desionizada, HCl(ac) ,KI(ac) y C6H8O6(ac); por último, en el tercero, titulamos por duplicado con KIO3(ac) una solución de agua desionizada, HCl, KI y disolución de una pastilla que contenía C6H8O6. El resultado general fue que la pastilla contenía 24.12% de ácido ascórbico calculando un error de 7.58%. Este resultado es aceptable, pues los instrumentos con los que trabajamos presentan cierta incertidumbre. En este experimento aprendimos a aplicar los procedimientos de análisis cuantitativo y cualitativo  del equilibrio químico, así como a aplicar los conceptos de pH y de constante de ionización de un ácido débil. Aprendimos también a  aplicar la técnica de titulación.

3. Introducción

El equilibrio químico se presenta cuando reacciones opuestas ocurren con velocidades iguales; por lo tanto, la velocidad con la que se forman los productos a partir de los reactivos es igual a la velocidad con la que se forman los reactivos a partir de los productos^[1]. Se dice que una reacción alcanza un estado de equilibrio cuando las concentraciones dejan de cambiar, es decir, son constantes en el tiempo.  Cuando el equilibrio es perturbado, según el principio de Le Châtelier, el sistema desplazará su posición de equilibrio de manera que se contrarreste el efecto de la perturbación^[2]. A partir de este principio se puede determinar el desplazamiento del sistema cuando es perturbado por algún factor como la temperatura, presión, volumen o concentración. El efecto del cambio de concentración determina que el desplazamiento se realizará en el sentido que disminuya el efecto del cambio. De esta forma, si aumenta la concentración de reactivos o disminuye la concentración de productos el equilibrio se desplazará hacia la derecha, consumiendo los reactivos para producir más productos. Sin embargo, si aumenta la concentración de productos o disminuye la concentración de reactivos el equilibrio se desplazará hacia la izquierda, consumiendo los productos  para  producir reactivos. El efecto del cambio de temperatura ocasiona el cambio de la constante de equilibrio y el desplazamiento dependerá si la reacción es endotérmica o exotérmica. Para ello, se considera al calor como una especie presente en una reacción endotérmica como reactivo y en una reacción exotérmica como un producto. De tal manera, si se aumenta la temperatura el sistema se desplazará hacia donde se consuma calor; mientras que si disminuye la temperatura el sistema se desplazará hacia donde se desprenda calor. En un equilibrio ácido-base participan un ácido o base débil. La constante de ionización ácida indica la tendencia del ácido a ionizarse en agua: entre más grande el valor de Ka, más fuerte es el ácido^[3]. De manera análoga ocurre con la base y su constante de ionización básica (Kb).

4. Objetivos

Los objetivos principales del laboratorio fueron:

• Determinar el contenido de vitamina C en una pastilla.
• Comprender la técnica de titulación.
• Determinar la concentración presente en el equilibrio del ácido ascórbico.
• Calcular el pH de una solución de ácido ascórbico usando un papel indicador.
• Analizar cualitativamente las modificaciones que la concentración y la temperatura causan sobre un sistema en equilibrio.

En tanto el propósito final del experimento fue relacionar nuestros conocimientos de soluciones donde intervienen ácidos, bases y sales; conceptos básicos como el cálculo del pH; o conceptos nuevos como el proceso de titulación; para calcular datos como concentraciones en el equilibrio, constantes de ionización o la cantidad de vitamina C en una pastilla.

5. Método

Materiales:

• Bagueta
• Cuatro vasos precipitados de 250 ml
• Mechero
• Papel indicador
• Pipeta de 10 ml
• Propipeta
• Matraz de 250 ml
• Probeta de 100 ml y de 25 ml
• Bureta
• Equipo de tiutulación
• Fiola de 250 ml

Reactivos:

• Fe3+(ac)
• SCN-(ac)
• Fe(SCN)63-(ac)
• 400 ml de H2O des-ionizada
• 2 ml de FeCl3
• 2 ml de KSCN
• Na2HPO4
• KIO3 (ac)
• 10 ml de HCL 1M
• 5 ml de C6H8O6
• 2 g de KI

El experimento total se divide en varias partes (3); en la primera de ellas procedí a colocar 100 ml de agua des-ionizada en un vaso de 250 ml; luego agregué 2 ml de FeCl3 y también 2 ml de KSCN; esta solución la dividí en cuatro partes iguales (en vasos precipitados); el primero me sirvió como patrón para guiarme acerca de las características de la solución original. En el vaso 2 agregué un cristal de KSCN, en el 3 añadí un poco de Na2HPO4; finalmente el cuarto vaso lo calenté con ayuda del mechero. Luego de todo esto anoté las observaciones que obtuve de cada pequeño experimento. El fin de este era relacionar los procesos que se hicieron con la variación del equilibrio.

Para la segunda parte coloqué en un vaso de precipitado 5 ml de ácido ascórbico; luego usando el papel indicador calculé el pH de la solución (comparando el color que obtuve al introducirlo en la solución con los valores ya establecidos según el color). Posteriormente utilicé la técnica de titulación para calcular la concentración en el equilibrio del ácido ascórbico; primero llené una bureta con KIO3 y coloqué en un matraz 10 ml de esta solución ayudándome de una pipeta volumétrica; a continuación agregué  5 ml de HCL 1M, 1 g de KI y 50 ml de agua des-ionizada; ya en el matraz agité la mezcla hasta que esta adoptó una tonalidad ligeramente amarilla; al final anoté la lectura de la bureta. El fin de esta parte era darse cuenta de que el color cambiaba cuando se consumía todo el ácido ascórbico y así poder calcular las concentraciones en el equilibrio.

En la parte 3 pesé una tableta de Redoxon y anoté este valor; luego la coloqué en un vaso precipitado; añadí 200 ml de agua des-ionizada y la disolví ayudándome de una bagueta; a continuación trasladé la solución a una fiola  y añadí agua hasta que llegué al ras; posteriormente coloqué usando una pipeta 10 ml de la solución en un matraz; agregué luego 50 ml de agua des-ionizada, 5 ml de HCL y 1 g de KI; finalmente titule toda la solución hasta obtener una coloración ligeramente amarilla.

6. Resultados  

El resultado en el primer ensayo fue que la reacción era exotérmica y los factores que influyeron fueron la concentración y la temperatura. En la segunda reacción, el resultado fue que la constante de ionización del ácido ascórbico era 8.51x10-5 con un porcentaje de error de 21.57%. En el  tercer experimento, el resultado fue que la pastilla contenía 24.12% en peso de ácido ascórbico con un porcentaje de error de 7.58%.

1. Análisis cualitativo de la reacción de ion férrico con ion tiocianato

 Tabla 1

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