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Reporte Laboratorios De Quimica Ucr


Enviado por   •  24 de Septiembre de 2012  •  2.983 Palabras (12 Páginas)  •  4.102 Visitas

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UNIVERSIDAD DE COSTA RICA

FACULTAD DE CIENCIAS

ESCUELA DE QUIMICA

LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL II

QU-0103

II SEMESTRE 2012

INFORME DE LABORATORIO

ESTUDIANTE: Jerry Briceño Montiel B21140

Victor Julio Rivas Calderón B25536

Andres Sancho Benavides B26271

ASISTENTE: Henry Fernández Barrios GRUPO: 02

EQUILIBRIO QUÍMICO

INTRODUCCIÓN:

Se habla sobre equilibrio químico cuando una mezcla de reactivos y productos en un sistema cerrado alcanzan un estado de equilibrio en sus concentraciones, es decir, no varían, se mantienen contantes con el tiempo. Se dice que una mezcla de equilibrio se forma debido a que su reacción es reversible, en donde las velocidades de las reacciones opuestas ocurren a la misma velocidad y las contracciones de esta manera no cambian. Cuando se menciona reacción inversa, se refiere a las reacciones en donde los reaccionantes que dan origen a los productos se comportan de manera reversible, esto quiere decir que se da lugar a la descomposición de los productos para la formación de las sustancias que reaccionaron al inicio, por tanto estas reacciones inversas las podemos diferenciar de las reacciones directas, ya que estas ultimas son solo el paso de los reactivos a productos, sin embargo, para que se dé un equilibrio químico la velocidad de la reacción inversa y la de reacción directa deben ser iguales. Las relaciones de concentración entre productos y reactivos presentes en el equilibrio está dada por la ley de masas, en donde se asocia una constante de equilibrio (Keq) mediante la siguiente expresión:

c C + a A ↔ d D + b B Keq = [D]d [B]b

[C]c [A]a

El principio de Le Chatelier establece que si una reacción en equilibrio es perturbada, el sistema contrarresta el efecto provocado por ese cambio. Entre las modificaciones que puede sufrir una reacción en equilibrio está el cambio de concentración de reactivos y productos, si se aumenta la concentración de uno de los reactivos, se aumenta la formación de productos y si se disminuye, la concentración de reactivos va a aumentar hasta encontrar de nuevo el equilibrio. Otra perturbación sería el cambio de presión o volumen, pero este solo influye en un sistema en el que intervienen sustancias en estado gaseoso, en donde un aumento de volumen, trae como consecuencia la formación de más moléculas de gas. Se tiene además los cambios de temperatura, en una reacción exotérmica la constante de equilibrio disminuye al aumentar la temperatura, debido a que la constante en este caso se involucra con reactivos, que es a donde se absorbe energía, pero si el aumento de temperatura se da en un proceso exotérmico sucede todo lo contrario. Cuando se da la presencia de catalizadores estos no afectan el estado en equilibrio, porque influyen por igual en las velocidades de las dos reacciones. En este experimento se pretende conocer sobre el equilibrio de una reacción, mediante la modificación del sistema, para establecer la importancia del equilibrio químico e identificar el comportamiento del sistema ante tales cambios. (Brown et al., 2009).

Sección Experimental

I Parte:

Para la primera parte en un beaker de 20mL se añadieron 20mL de agua destilada, 5 gotas de Tiocinato de Amonio y 5 gotas de Cloruro de hierro (III), en dicho beaker se formó una disolución de color amarillo. Posteriormente se separó dicha mezcla en4 tubos de ensayo, con 5mL de disolución cada uno. Uno de ellos era nuestro tubo de control, y en los otros 3 tubos se añadieron gota a gota cloruro de hierro (III), tiocinato de amonio e hidróxido de sodio respectivamente y se observó los cambios que se generaban en cada caso.

II Parte:

En esta sección del experimento se llenó un tubo de ensayo con 3mL de Dicromato de Potasio (1mol/L), posteriormente se le agregó gota a gota NaOH (3mol/L), después de observar algún cambio en la sustancia entonces se anotaron observaciones y se procedió a agregar H2SO4 (6mol/L) y se repitió el procedimiento de observar los cambios presentados.

III Parte:

La mezcla de CoCl2 y agua ya estaba preparada para ambas concentraciones. Los cambios se debían de observar con un fondo blanco, como la gabacha, detrás del tubo de ensayo ya que el cambio de color era difícil de percibir.

Para la concentración I se utilizó la mezcla de CoCl2 y 40mL de agua, se añadió 5mL en un inicio de dicha mezcla, posteriormente se redujo esta cantidad a 3mL debido a que la cantidad de gotas que se agregó de HCl generó un volumen mayor al del tubo de ensayo y comenzó a rebalsarlo. Posteriormente se añadieron gotas de agua y se observó si ocurrió algún cambio.

Para la segunda concentración, se debieron agregar al tubo de ensayo con 5mL de disolución de CoCl2 y 80mL de agua, gotas de HCl y gotas de agua, en cada caso se observó si ocurría algún cambio de color.

IV Parte:

A 5mL de CoCl2 y 40 mL de agua se le agregó 5mL de HCl concentrado y se sumergió en baño maría por un minuto, posteriormente se dejó enfriar el tubo de ensayo para evitar que este se reventara y se introdujo dicho tubo en un beacker con agua con hielo durante 1 minuto y en ambos casos se observó si se producía algún cambio.

Discusión de Resultados

II parte:

En esta parte al agregar NaOH la sustancia (K2Cr2O7), que es originalmente de color naranja, pasó a ser de color amarillo de la siguiente forma:

Color Cantidad de gotas

Amarillo únicamente en la parte superior 7 gotas

Amarillo más allá de la mitad del tubo de ensayo 15 gotas

Amarillo a lo largo del tubo de ensayo 21 gotas

Al agregar el acido sulfúrico el cambio se dio inversamente, es decir de amarillo

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