Diseno Experimental Despalazamiento y Equilibrio Quimico (1)

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UNIVERSIDAD NACIONAL
AUTONOMA DE MEXICO
FACULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES
CUAUTITLAN CAMPO 1

Bioquímica diagnostica

Grupo: 2202- B

Integrantes:
Cruz Vázquez Jessica Mariana
Salinas Ramírez Natalia
Vilchis Escobar José Javier
Zarate Zavala Diana Belen

Laboratorio de Ciencias Experimentales II
Profesora: Ana Myriam Rivas Salgado
Practicas:
"Equilibrio y desplazamiento químico"

Ciclo escolar:
2016-II

Índice
Introducción..............................................................................................................3
Observaciones..........................................................................................................4
Equilibrio y desplazamiento químico.......................................................................6
Reversibilidad de las reacciones.
Equilibrio químico, constante de equilibrio y coeficiente de reacción.
Principio de Le Chatelier.
Producto de solubilidad e ion común.
Problemas...............................................................................................................10
Problema 1: Estudio experimental del desplazamiento del equilibrio de un sistema de metátesis.
Problema 2: Estudio experimental del desplazamiento del equilibrio de un sistema redox.
Problema 3: Estudio experimental del desplazamiento del equilibrio químico de disolución de un electrolito poco soluble.
Conclusiones....................................................................................................................14
Anexos..............................................................................................................................16
Referencias.......................................................................................................................17

INTRODUCCIÓN
La naturaleza y la química están unidas, ya que sin procesos químicos la naturaleza no existiría, dentro de estos procesos químicos se encuentran las reacciones y la naturaleza está llena de reacciones químicas que pasan en todo momento, la mayoría suceden enfrente de nuestros ojos sin darnos cuenta, el objetivo de la ciencia es estudiar estas reacciones para poder entender mejor a la naturaleza. Se estudiaran las reacciones, ¿Cómo suceden? ¿Qué cambios ocurren?, ¿Qué afectan a las reacciones?, ¿Por qué se llevan a cabo? Nuestro objetivo es estudiar la importancia de estas reacciones y como nos afectan a nosotros y nuestro entorno.
Al estudiar estos procesos químicos, intentaremos controlar su comportamiento y estudiarlo, para entenderlo mejor, para poder lograr este objetivo debemos entender la teoría del proceso, para eso estudiaremos, desde como representar una reacción y como balancearla, los factores fisicoquímicos que lo afectan (temperatura, solubilidad, presión, concentración de reactivos y productos), ¿Cómo identificar? si una reacción es reversible o no, si las reacciones han llegado a su equilibrio químico.
Se estudiara los tipos de reacciones que existen, enfocándonos en las reacciones de óxido- reducción y de ácido-base, para poder entenderlas se, estudiara ¿Qué reactivos se usan?, ¿Qué reactivos se oxidan? y ¿Cuáles se reducen?, sus cambios, químicos y físicos, así como que obtendremos en mayor cantidad, si reactivos o productos, para esto nos servirá estudiar el equilibrio químico en una reacción, también estudiaremos el comportamiento de un ácido al interactuar con una base, y el efecto del ion común.
Se estudiara a las reacciones químicas y aquello que afecta, modifica o concluye su proceso, para entender mejor los procesos químicos y su comportamiento, por medio de experimentación, observarlas, estudiarlas y comparar resultados, para determinar que reacción química realizamos, que es lo que obtuvimos, y poder demostrar la teoría en la práctica. Poder clasificarla, como oxido reducción, acido-base, u otro tipo de reacción, y estudiar su equilibrio químico, por medio de cálculos estequiométricos, y en caso de las reacciones acido-base, identificar si cambio a una base o a un ácido o una sal, por medio de indicadores.
El objetivo de estudiar estas reacciones es para el proceso de formación ya que en la naturaleza observaremos algunas de estas reacciones, y es importante entenderlas, para poderlas usar, o entender mejor procesos más complicados que incluya estas reacciones. De esta forma tener un panorama más amplio de lo que son las reacciones y su importancia dentro de nuestra formación en la carrera.
OBSERVACIONES

Vaso 2: se observa un rojo intenso que es el Cloruro de Fierro.
Vaso 3: (color naranja) se obtuvo el Tiocianato.
Vaso 4: (incoloro) se obtuvo el cloruro de amonio.

:
Vaso 1: Muestra piloto
Vaso 2:
Vaso 3:
Vaso 4:

Vaso 1: Piloto
Vaso 2: Se muestra un precipitado blanco por presencia de PbCl2
Vaso 3: Presencia de precipitado blanco en mayor cantidad debido a la identificación de ion Cl-.
Vaso 4: Se observa un precipitado amarillo debido al ion Pb+2

MARCO TEÓRICO
Equilibrio y desplazamiento químico
Reversibilidad de las reacciones
Una reacción irreversible es aquella en la que los reactivos se transforman en productos hasta consumirse uno o todos los reactivos, se realiza únicamente en una dirección:
aA + bB cC + dD
Si la reacción se verifica en ambos sentidos, es una reacción reversible y se representa:
aA + bB cC + dD
Las letras A y B representan a los reactivos, las letras C y D a los productos, las letras minúsculas sus respectivos coeficientes estequiométricos y la doble flecha nos indica que la reacción se verifica en ambas direcciones, es decir, reacción reversible.

Como se puede observar en la imagen anterior, al principio sólo se tienen reactivos que con el transcurso del tiempo se transforman en productos los que a su vez lo hacen a reactivos, hasta que se logra el equilibrio. En este punto la concentración de reactivos y productos permanece constante, no porque se haya parado la reacción, sino que al producirse productos, éstos se descomponen en reactivos y viceversa, es un equilibrio dinámico.

Equilibrio químico, constante de equilibrio y coeficiente de reacción
Se le llama equilibrio químico al estado de un sistema donde no se observan cambios en la concentración de reactivos o productos, al transcurrir el tiempo, éstas se mantienen constantes. Esto se da en reacciones reversibles, donde la velocidad de la reacción de reactivos a productos es la misma que de productos a reactivos.
Un equilibrio químico puede ser representado de la siguiente manera:
aA + bB cC + dD
Siendo A y B, los reactivos, C y D los productos, y las letras minúsculas de cada uno sus respectivos coeficientes estequiométricos.
En el equilibrio las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en determinadas condiciones de presión y temperatura. A la relación que hay entre estas concentraciones, expresadas en molaridad [mol/L], se le llama constante de equilibrio.
El valor de la constante de equilibrio depende de la temperatura del sistema, por lo que siempre tiene que especificarse. Así, para una reacción reversible, se puede generalizar:
[C]c [D]d
Keq =
[A]a [B]b
En esta ecuación Keq es la constante de equilibrio para la reacción a una temperatura dada. Ésta es una expresión matemática de la ley de acción de masas que establece: para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante Keq.
En el equilibrio, las concentraciones de los reactivos y productos pueden variar, pero el valor de Keq permanece constante si la temperatura no cambia.

De esta manera, el valor de la constante de equilibrio a una cierta temperatura nos sirve para predecir el sentido en el que se favorece una reacción, hacia los reactivos o hacia los productos, por tratarse de una reacción reversible.
Un valor de Keq > 1, indica que el numerador de la ecuación es mayor que el denominador, lo que quiere decir que la concentración de productos es más grande, por lo tanto la reacción se favorece hacia la formación de productos. Por el contrario, un valor de Keq < 1, el denominador es mayor que el numerador, la concentración de reactivos es más grande, así, la reacción se favorece hacia los reactivos.
* Cuando todos los reactivos y productos están en disolución, la constante de equilibrio se expresa en concentración molar [moles/L]: Keq=Kc
* Sí se encuentran en fase gaseosa es más conveniente utilizar presiones parciales: Keq=Kp
* Sí se estudia la constante del producto de solubilidad: Keq=Kps
* Sí es una reacción ácida: Keq=Ka
Los sólidos y los líquidos puros no intervienen en la constante, por considerar que su concentración permanece constante. Generalmente al valor de la constante no se le ponen unidades.
El coeficiente de reacción se designa con la letra Q y coincide con la expresión de la constante de equilibrio, pero con la diferencia de que puede ser evaluado en cualquier instante de la reacción y para cualquier valor de las concentraciones de los reactivos y/o de los productos. No es necesario el estado de equilibrio para calcular el valor de Q.
* Si Q = Keq, el sistema está en equilibrio.
* Si Q < Keq, significa que el cociente de las concentraciones iniciales es menor que el que debería ser en el equilibrio. La reacción directa se produce con mayor extensión que la inversa, hasta que se alcanza el equilibrio.
* Si Q > Keq, el valor del cociente de las concentraciones iniciales es superior al que corresponde al estado de equilibrio. La reacción inversa se produce con mayor extensión que la directa, hasta que el valor de Q se iguala con Keq.

Principio de Le Chatelier
Un sistema en equilibrio puede ser alterado si se modifican las condiciones que se establecieron para lograr el equilibrio. Esto es, puede haber cambios en las concentraciones de los reactivos y/o productos, la presión, el volumen y la temperatura del sistema y romper el equilibrio.
Estos cambios en los sistemas en equilibrio fueron estudiados por el químico industrial Henri Louis Le Chatelier, quien estableció: si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración, el sistema se desplazará en la dirección que contrarreste al mínimo dicha perturbación, lográndose un nuevo estado de equilibrio.
* Efecto de la temperatura. Un aumento de la temperatura causará un desplazamiento del equilibrio en el sentido de la reacción que absorba calor, es decir, en el sentido endotérmico de la reacción. Por el contrario, una disminución en la temperatura causará un desplazamiento en el sentido exotérmico de la reacción.
* Efecto de la presión: Si aumenta la presión, el equilibrio se desplazará hacia el lado de la reacción donde haya menor número de moles gaseosos, contrarrestando de esta manera la disminución de volumen. Si la presión disminuye, ocurrirá lo contrario.
* Efecto de la concentración: El aumento de la concentración de los reactivos causará un desplazamiento del equilibrio hacia la formación de productos. Un aumento en la concentración de productos determinará un desplazamiento del equilibrio hacia la formación de reactivos. La disminución en la concentración de reactivos o productos causa un desplazamiento hacia la formación de mayor cantidad de reactivos o productos, respectivamente.
Producto de solubilidad e ion común
Es el producto de las concentraciones molares (de equilibrio) de los iones constituyentes, cada una elevada a la potencia del coeficiente estequiométrico en la ecuación de equilibrio:
CmAn m Cn+ + n Am-
Donde C representa a un catión, A a un anión y m y n son sus respectivos índices estequiométricos. Por tanto, atendiendo a su definición su producto de solubilidad se representa como:
Kps = [Cn+]m [Am-]n
El valor de Kps indica la solubilidad de un compuesto iónico, es decir, cuanto menor sea su valor menos soluble será el compuesto. También es fácilmente observable que si aumentamos la concentración de uno de los componentes o iones (por ejemplo, añadiendo una sustancia que al disociarse produce ese mismo ion) y alcanzamos de nuevo el equilibrio, la concentración del otro ion se verá disminuida (lo que se se conoce como efecto ion común).
Hay dos formas de expresar la solubilidad de una sustancia: como solubilidad molar, número de moles de soluto en un litro de una disolución saturada (mol/L); y como solubilidad, número de gramos de soluto en un litro de una disolución saturada (g/L). Todo esto ha de calcularse teniendo en cuenta una temperatura que ha de permanecer constante y que suele ser la indicada en las condiciones estándar o de laboratorio (P=101 kPa, T=25ºC).
El efecto del ion común se basa en el producto de solubilidad (Kps) según el cual, para disminuir la solubilidad de una sal se agrega uno de los iones. Al aumentar la concentración de uno de los iones que forman el precipitado, la concentración del otro debe disminuir para que el Kps permanezca constante, a una temperatura determinada. Este efecto es el que permite reducir la solubilidad de muchos precipitados, o para precipitar cuantitativamente un ion, usando exceso de agente precipitante.
PROBLEMAS
Estudiar experimentalmente el desplazamiento del equilibrio químico de un sistema de metástasis.
Objetivo
Estudiar experimentalmente el desplazamiento de equilibrio químico de un sistema de metástasis en medio acuoso y algunos factores que lo modifican.
Variables:
Variable dependiente: Equilibrio químico (desplazamiento).
Variable independiente: Reactivos y productos de la reacción (concentración).
Sujeto de estudio: Sistema de metástasis en medio acuoso
Hipótesis:
El equilibrio químico de un sistema de mestastasis en medio acuoso cambiará de forma directamente proporcional con respecto a los reactivos y productos de la reacción manteniendo una temperatura constante y asi llegar al equilibrio químico.
Materiales:
5 Matraz Volumétrico de 10 ml - 10 ml.
6 Vasos de precipitado de 50 ml - 10 ml.
1 Vaso de precipitado de 150 ml - 30 ml.
1 Probeta graduada de 100 ml - 1 ml.
1 Pipeta volumétrica de 5 ml - 0.1 ml.
1 Propipeta.
2 Agitador de vidrio.
1 Balanza analitica.
3 Tubos de ensaye.
1 gradilla.
Reactivos:
3NH4SCN
FeCl3
Fe(SCN)3
3NH4Cl

3 AgNO3 + 3 FeSO4 3 Ag0 + Fe(NO3)3 + Fe2(SO4)3
Objetivo general:
Estudiar experimentalmente el desplazamiento del equilibrio químico de un sistema redox en medio acuoso y algunos factores que lo modifican.
Variables:
Variable dependiente: Equilibrio químico (desplazamiento).
Variable independiente: Reactivos y productos de la reacción (concentración).
Sujeto de estudio: Sistema redox en un medio acuosa.
Variable de control: Temperatura.
Hipótesis:
El equilibrio químico de un sistema redox en medio acuoso cambiará de forma directamente proporcional con respecto a los reactivos y productos de la reacción manteniendo una temperatura constante.
Materiales:
5 Matraz Volumétrico de 10 ml - 10 ml.
6 Vasos de precipitado de 50 ml - 10 ml.
1 Vaso de precipitado de 150 ml - 30 ml.
1 Probeta graduada de 100 ml - 1 ml.
1 Pipeta volumétrica de 5 ml - 0.1 ml.
1 Propipeta.
2 Agitador de vidrio.
1 Balanza analitica.
3 Tubos de ensaye.
1 gradilla.
Reactivos:
AgNO3
FeSO4 * 7 H2O
Fe(NO3)3 * 9 H2O
HCl
K4[Fe(CN)6].
Agua destilada.
Tratamiento de datos
No. Vaso
Disolución
Al agregar
Agrega
( 5 gotas)
observación
Imagen
1
AgNO3
FeSO4
H2O

Vaso testigo
Vaso testigo
Tonalidad café

2
AgNO3
FeSO4
H2O
AgNO3
K3[Fe(CN)6]
Precipitado azul marino

3
AgNO3
FeSO4
H2O
FeSO4
HCl
Precipitado azul marino

4
AgNO3
FeSO4
H2O
Fe(NO3)3
HCl
Precipitado blanco

Análisis de datos
Se utilizó una muestra de 3ml del segundo vaso de precipitado y se agrego 5 gotas de K3[Fe(CN)6] (Ferrocianuro de Potasio), para identificación del catión Fe3+, si el resultado es correcto se teñirá la solución de color azul. De igual forma se tomó una muestra de 3ml del tercer vaso y se agrego 5 gotas de HCl dentro de la misma, nos dará como resultado una solución color azul por presencia del ión Fe3+.
Para finalizar tomamos una muestra de 3ml del cuarto vaso colocamos 5 gotas de HCl dentro de la muestra, esto nos identificara al ion Ag+ que formará un precipitado blanco.
Conclusión
Se llevo a cabo el estudio de una reacción redox donde se analizó la reacción 3AgNO3 + 3 FeSO4 3 Ag0 + Fe(NO3)3 + Fe2(SO4)3 , por lo cual se agrego productos para desplazar a reactivos y se adicionó reactivos para desplazar a productos.
La presencia de precipitado con coloración, nos indica la presencia del ion a identificar de acuerdo a los reactivos utilizados.
PbCl2(s) Pb+2 + 2Cl
Objetivo
Estudiar experimentalmente el desplazamiento del equilibrio químico de solución de un electrolito poco soluble y algunos factores que lo modifican.
Variables
Variable dependiente: desplazamiento químico de la reacción.
Variable independiente: solubilidad de un electrolito poco soluble.
Hipótesis
La solución de PbCl2 y agua destilada mostrara más solubilidad a temperatura alta que a temperatura ambiente, y al realizar la identificación de iones la solución mostrara un precipitado junto con una coloración.
Material
5 vasos de precipitado de 50 ml
1 pipeta 10 ml
1 probeta
2 matraz aforado de 10ml
1 pizeta
1 probeta
1 espátula
1 agitador de vidrio
1 balanza analítica
1 termoagitador
Reactivos
PbCl2
HCl
AgNO3
KI
Tratamiento de datos
No. Vaso
Disolución
Al agregar
Observación
Imagen
1
H2O
PbCl2
Vaso piloto
Vaso piloto

2
H2O
PbCl2
HCl
Poco precipitado
blanco

3
H2O
PbCl2
AgNO3
Precipitado blanco

4
H2O
PbCl2
KI
Precipitado
amarillo

Análisis de resultados
Al someter la solución a calentamiento por medio del termoagitador, comenzó a solubilizar hasta que alcanzó una temperatura de 63°C en una cantidad de 40 ml, posteriormente se llevo a baño de hielo, provocando formación de cristales. Esto nos indica que la solubilidad aumenta al incrementar la temperatura y disminuye a temperaturas bajas.
A cada vaso de precipitado se le agrego un compuesto a excepción del vaso piloto, con el fin de identificar iones. En el caso del vaso no. 2 se le agrego HCl para realizar el desplazamiento a PbCl2, causando la formación de un precipitado color blanco, en cambio el vaso no.3 llevo la presencia de precipitado blanco con más abundancia por la identificación del ion cloro por la adición de AgNO3. Finalmente el vaso no. 4 tuvo un precipitado de color amarillo por la presencia de iones Pb+2 al agregar KI.
Conclusión
Después de realizar el procedimiento experimental concluimos que la hipótesis cumplió satisfactoriamente ya que el desplazamiento químico de la reacción, se vio afectado al ser agregado a la disolución de PbCl2 un ion común que mandó el equilibrio químico de nuevo a su forma sólida, disminuyendo su solubilidad, y al aumentar la temperatura aumentó su solubilidad.

CONCLUSIONES FINALES
Cuando el sistema llega a un equilibrio químico las propiedades de este ya no cambian.
Anexos
Preparación de disoluciones
Calcular la cantidad necesaria de soluto a disolver
Lavar los materiales que se utilizaran con agua y jabón y enjuagarlos con agua destilada.
Pesar la cantidad de soluto sobre un vidrio de reloj en la balanza granataria.
Ya pesado vaciar a un vaso de precipitado y agregar la menor cantidad e agua posible.
Disolver con agitando con una varilla de vidrio, en seguida verter la mezcla en el matraz aforado.
Enjuagar con agua destilada el vaso y vaciarla al matraz.
Con la pizeta agregar agua hasta la marca de enrrase el matraz aforado y aforrar.
Poner el tapón al matraz y homogeneizar la mezcla girándolo.
Fichas técnicas

Ácido Clorhídrico (HCl)
Puntos de ebullición de disoluciones acuosas: 48.72 ºC
Punto de ebullición del azeótropo con agua conteniendo 20.22 % de HCl: 108.58 ºC.
Composición: Cl: 97.23 % y H: 2.76 %.
Reacciona con la mayoría de metales desprendiendo hidrógeno.
Soluble en agua, desprendiendo calor.
Con agentes oxidantes como peróxido de hidrógeno, ácido selénico y pentóxido de vanadio, genera cloro, el cual es muy peligroso.
Se ha informado de reacciones violentas entre este ácido y los siguientes compuestos:
permanganato de potasio o sodio y en contacto con tetranitruro de tetraselenio.
1,1-difluoroetileno.
Aleaciones de aluminio-titanio.
Ácido sulfúrico.

REFERENCIAS
Andrés Cabrerizo, Dulce María y Antón Bozal, Juan Luis. (2008) Física y química. EDITEX. México.
D. Reboiras (2006) Química. La ciencia básica (2ed) Thomson. España.
Douglas, A.(1985) Introducción a la química analítica. REVERTÉ. Barcelona.
E. Dickerson, Richard. (1993) Principios de química (3ed) REVERTÉ. Barcelona.
Peña Díaz, Antonio. (2004) Bioquímica. (2 ed) LIMUSA Mèxico, D.F
Hoja de Seguridad III. Ácido Clorhídrico.(s.f) Recueprado el 7 de marzo de 2016 en http://www.quimica.unam.mx/IMG/pdf/3hshcl.pdf

Diseno Experimental Despalazamiento y Equilibrio Quimico (1)

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