Reporte Laboratorios De Quimica Ucr

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 a naranja de la siguiente manera:

Color Cantidad de gotas

Naranja en la parte superior 10 gotas

Completamente Naranja 20 gotas

Parte III:

Concentración I) al agregar HCl concentrado comenzó a emanar pequeñas cantidades de humo al caer las gotas de HCl la mezcla se tornaba de color lila-azul de la siguiente manera:

Color Cantidad de gotas

Se tornó completamente lila a lo largo del tubo de ensayo 86 gotas (alrededor de 4mL)

La sustancia se tornó de color azul 97 gotas (alrededor de 5mL)

Además fue interesante observar que al caer cada gota se observaba un cambio de color cuando la gota se mezclaba con el agua y luego se diluía.

Al agregar gotas de agua a la mezcla el cambio de color se produjo de azul a rosado de la siguiente manera:

Color Cantidad de gotas

La parte superior de la mezcla se tornó de color rosado 52 gotas (alrededor de 2.5mL)

La sustancia se separó en 3 colores:

• La parte superior de color transparente

• Una franja de color rosado

• El fondo de color azul

102 gotas (alrededor de 5mL)

Parte IV:

La sustancia al agregarle los 5mL de HCl se tornó completamente de color azul claro, al calentarlo después de 2 minutos aproximadamente se tornó de un color azul más oscuro de manera uniforme.

Después de dejar enfriar el tubo de ensayo se procedió a introducir el tubo de ensayo en agua con hielo, al hacerlo, se produjo un cambio rápido de color; la mezcla pasó de ser de color azul a ser de color rosado claro (similar al de la mezcla de CoCl2 pura) el cambio se produjo del fondo del tubo de ensayo hasta la parte superior de la mezcla, aproximadamente 40s después de haber introducido la mezcla.

Discusión de resultados:

Parte II:

En esta parte se produce un cambio de color lo cual es indicador de que ocurrió un cambio químico en una reacción, generalmente se asocia el cambio de color con un cambio en el Ph de una reacción.

En este caso el cambio de color se relaciona con el equilibro de la reacción y su tendencia a formar reactivos o productos. La reacción de esta parte es la siguiente:

En este caso el Dicromato es la sustancia que posee el color naranja en la reacción y al agregarle OH- entonces la sustancia si vuelve amarilla debido a que favorece la formación de productos nuevos, como el H+. Esto ocurre al agregarle el NaOH que posee iones OH; mientras que al agregar H2SO4 se añade a la mezcla iones H+ por lo que la reacción favorece la formación de reactivos.

Esto puede explicarse gracias a la constante de equilibrio (valor numérico que obtenemos mediante la fórmula ; siendo C y D los productos, Ay B los reactivos y Kc la constante de equilibrio) este valor nos permite determinar el sentido de la ecuación química, lo cual es importante ya que el equilibrio puede alcanzarse en cualquier sentido de la reacción. Según Brown (2009) esto puede hacerse mediante la comparación del cociente de reacción (Q) y la contante de equilibro (Keq) de la siguiente manera:

Tabla .Comparación entre los valores de Q y K.

Q<K La reacción forma productos, ya que la concentración de los productos es menor que la concentración de reactivos, entonces el sistema alcanza el equilibrio al desplazarse hacia la derecha.

Q=K El sistema ya está en equilibrio

Q>K La reacción forma reactivos, ya que la concentración de los productos es mucho mayor que la de los reactivos entonces la reacción alcanza el equilibrio se desplaza hacia la izquierda.

También se puede predecir el sentido de la reacción

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