SISTEMA DE GESTIÓN DE LABORATORIOS FACULTAD DE CIENCIAS
TÉCNICA DE LABORATORIO ELABORADO POR: Josue Velez FECHA: NOVIEMBRE 2017 REVISADO: Lic. Fausto tapia
GUIA DE PRACTICA DE QUIMICA ANALITICA
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PRÁCTICA N°4 TÍTULO: Equilibrio Químico 1. Objetivos
1.1. General
Identificar los comportamientos de un sistema en equilibrio, al someter a diferentes perturbaciones siguiendo el Principio de de Le Chatelier.
1.2. E spe specífi cíf i cos cos
Preparar soluciones a diferentes concentraciones y experimentar los cambios que presentan al al reaccionar con otras otras sustancias. Establecer los efectos según el principio de Le Chatelier que sufren las reacciones hasta alcanzar el equilibrio. Determinar el pH promedio de una solución usando los indicadores de color ácido-base.
2. Marco Teórico Referencial
2.1. 2.1. M ar co Teó Teóri co: co:
2.1.1 2.1.1 E quilib uili brio ri o quími uími co El equilibrio es un estado en el que no se observan cambios conforme el tiempo transcurre. Cuando una reacción química llega al estado de equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en el tiempo, sin que se produzcan cambios visibles en el sistema. (Chang, 2010)
2.1.2 2.1.2 Const Consta ante nte de equilib uili br io La constante de equilibrio (K) se expresa como la relación entre las concentraciones molares (mol/l) de reactivos y productos. Su valor en una reacción química depende de la temperatura, por lo que ésta ésta siempre debe especificarse. especificarse. La expresión de una reacción genérica genérica es: ↔
2.1.3 2.1.3 R eacción cción r eversib rsi ble Una reacción reversible es aquella en la que los reactivos se convierten a productos y los mismos vuelven a convertirse en productos, es decir, los productos que se forman interactúan entre sí para reaccionar en sentido inverso (←) y regenerar los producto s. Luego de cierto tiempo, la velocidad de reacción directa (→) e inversa (← ) se igualan, estableciéndose entonces
el equilibrio químico. (Inorgánica, 2011) LABORATORIO
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2.1.4 Reacción irr eversible Una reacción irreversible es aquella que ocurre en un solo sentido, es decir, los reactivos se convierten en productos y estos no vuelven a reactivos. Generalmente ocurren cuando se forman precipitados, se liberan gases en recipientes abiertos o se forman productos muy estables que no reaccionan para formar las sustancias iniciales o reactantes. (Inorgánica, 2011)
2.1.5 Reacción endotérmica Es aquella que necesita energía para que se produzca, esto se debe a que el valor de la entalpía de los productos es mayor a la de los reactivos. Es un tipo de reacción que ocurre espontáneamente porque no ocurren naturalmente a condiciones ambientales. (Inorgánica, 2011)
2.1.6 Reacción exotérmica Es aquella reacción que desprende calor, es decir, que la energía de los productos es menor que la de los reactivos. En las reacciones químicas exotérmicas se desprende calor, el DH es negativo y significa que la energía de los productos es menor que la energía de los reactivos, por ejemplo, en las reacciones de combustión. (WikiSysop, 2009)
2.1.7 pH El pH se lo determina en una muestra. El pH es un indicador de la acidez de una sustancia. Se lo determina por el número de iones libres de hidrógeno (H+) que posee la misma. Es muy importante debido a que permite diferencias los iones más solubles en el agua. (Carey, 2006)
2.1.8 Ácido Es una sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H+”AH (en disolución acuosa) → + + − . Un ejemplo claro se tiene en la siguiente reacción: HCl (en disolución acuosa) → + −
2.1.9 Base Es una sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OH – “. BOH (en disolución acuosa) → + − . Ejemplo: NaOH (en disolución acuosa) → + − (Wade, 2011) LABORATORIO
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2.2. Marco Referencial: La práctica “Equilibrio químico” se realizó el día miércoles 15 de noviembre del presente año en el laboratorio de Química Analítica de la Facultad de Ciencias en la Escuela Superior Politécnica de Chimborazo ubicada en la Panamericana Sur, kilómetro 1½ de la ciudad de Riobamba, cuyas coordenadas son 78°40ꞌ20″ y una altura de 2815 msnm.
3. Parte Experimental
3.1. Sustancias y Reactivos:
Tiocianato de potasio (KSCN 0.2M). Fe (NO3)3 0.2 M. Dicromato de potasio 0.1M. Cromato de potasio 0.1 M. Bi3Cl (Cloruro de bismuto (III)) 0.1 M. NaOH 0.1 M. Fenolftaleína. Indicador rojo de cresol. Indicador azul de timol. Indicador naranja de metilo. Indicador azul de bromo fenol. BaCl2 (cloruro de bario) 0.1 M. Ácido acético. Ácido clorhídrico (HCl) 0.1 M
3.2. Materiales y E quipos:
10 tubos de ensayo (con una gradilla). Pinza para tubo de ensayo 2 vasos de precipitado. Erlenmeyer de 150 ml. Equipo de titulación. Mechero bunsen. Pipeta graduada (10ml). Piceta Espátula
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3.3. Procedimiento: EXPERIMENTO 1 1. Colocar 3mL de una solución de BiCl3 en un tubo de ensayo y añadir agua hasta la formación de precipitado blanco lechoso
2. Añadir HCL al tubo de ensayo hasta disolver completamente el precipitado y observar los cambios.
3. Calentar el tubo que contiene el precipitado y experimentar el efecto que tiene el cambio de temperatura en el equilibrio.
EXPERIMENTO 2 1. Colocar 50mL de agua destilada en un vaso de precipitación: adicionar 1mL de solucion Fe(NO3)3 y 1mL de solucion de KSCN. (Solución coloreada).
2. Colocar 5mL de la solución coloreada en 3 tubos de ensayo. Al 1° tubo añadir 1mL de solucion ferrrica; al 2° 1mL de solucion tiocianato; calentar el 3° y comparar.
EXPERIMENTO 3 1. Colocar 3mL de K2Cr2O7 en un tubo de ensayo y añadir gota a gota una solución de KOH hasta observar cambios en la solución.
1. Colocar 3mL de solucion de K2CrO4 a un tubo de ensayo y otros 3mL de K2Cr2O7 a otro; añadir unas gotas de soución Bacl2 a cada tubo y anotar las observaciones
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2. Agregar a la solución anterior gota a gota una solución de HCl hasta registrar un nuevo cambio.
EXPERIMENTO 4 2. Añadir a ambos tubos gotas de solución de HCl
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3. Añadir nuevamente gota a gota una solucion de KOH a ambos tubos.
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ASPECTO CUANTITATIVO Experimento 1: Concentración de equilibrio del acido acético. 2. Titular la solución preparda con la base fuerte de KOH 0.1M; realizar 3 veces esta operación para estimar la cantidad media de concentración.
1. Colocar 10mL de ácido acético 0.1M en un matraz, añadir 30mL de agua destilada y 3 gotas de fenolftaleína.
Experimento 2: Concentración de equilibrio de H3O + y CH3COO−
1. Colocar emL de solucion de ácido acético en 4 tubos de ensayo: añadir 3 gotas de rojo de crisol al 1°, 3 de azul de timol al 2°, 3 de anaranjado de metilo al 3° y 3 de azul de bromofenol al 4°. Anotar las observaciones.
2. Usarlos indicadores de color acido-base para determinar el pH aproximado de la solución.
4. Datos:
4.1. Datos E xperimentales:
Solución de Cloruro de Bario a 0.1 M 0.1
244.28 99.82 100 = 2,44 1000 1 100
Solución de Cloruro de Bismuto 0.1 1000
315.34 1
97 100
1000 = 3,09
Solución de Tiocianato de potasio a 0.2 M 97
0.2
100 1000
97.17 g 100 = 1.89
Solución de Nitrato de Hierro (III) a 0.2 M 0.2 1000 LABORATORIO
241.58 1
98 100
100 = 4,74
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Solución de Dicromato de Potasio a 0.1 M 0.1 1000
294.18 1
1000
0.125 194.19
99.9 100
= 3,673
99.5 100
100 = 2,47
Solución Hidróxido de Potasio a 0.05M 98 100
125
Solución de Cromato de Potasio a 0.1 M 0.1
56.11 1
125 = 2,8
Solución de Ácido Acético 0.1 1000
60 1
100 100
100
1 0,97
= 0.618
5. Cálculos y Resultados 5.1. Colocar las reacciones que se dan en cada uno de los experimentos.
EXPERIMENTO 1 BiCl H O → BiOCl 2HCl BiCl 3HCl → BiH 3Cl
EXPERIMENTO 2 6KSCN 2Fe(NO ) ↔ 6KNO 2Fe(SCN)
EXPERIMENTO 3 K Cr O 2Na(OH) ↔ Na (Cr O ) K (Cr O ) H O 2Na (Cr O ) 2K (Cr O ) HCl ↔ Na (Cr O ) K (Cr O ) H O
a. b. c. d. e.
EXPERIMENTO 4 K (Cr O ) BaCl ↔ Ba(Cr O ) 2KCl K Cr O BaCl ↔ Ba(Cr O ) 2KCl 2K (Cr O ) BaCl 2HCl ↔ Ba(Cr O ) 4KCl H O K Cr O BaCl 6HCl ↔ Ba(Cr O ) 2KCl 3H O K Cr O BaCl HCl Na(OH) ↔ Ba(Cr O ) 2KCl K (Cr O ) BaCl HCl Na(OH) ↔ Ba(Cr O ) 2KCl LABORATORIO
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Análisis Cuantitativo Titulación: CH COOH Na(OH) → CH COONa H O
5.2. Cálculos experimento 1 aspecto cualitativo Titulación con KOH: Equivalente del 3COOH = Equivalente del KOH (Molaridad del ácido) x (volumen) = (Molaridad de la base) x (volumen 1) (y) (40mL) = (0.1M) (17mL) Y = 0.0425M Titulación con KOH: Equivalente del 3COOH = Equivalente del KOH (Molaridad del ácido) x (volumen) = (Molaridad de la base) x (volumen 2) (y) (40mL) = (0.1M) (16.5mL) Y = 0.0413M Titulación con KOH: Equivalente del 3COOH = Equivalente del KOH (Molaridad del ácido) x (volumen) = (Molaridad de la base) x (volumen 3) (y) (40mL) = (0.1M) (16.4mL) Y = 0.0410M Titulación con KOH: Equivalente del 3COOH = Equivalente del KOH (Molaridad del ácido) x (volumen) = (Molaridad de la base) x (volumen promedio) (y) (40mL) = (0.1M) (16.63mL) Y = 0.0416M
5.3. Resultados 5.3.1. TABLA DE RESULTADOS DE EXPERIMENTO 1
Aumento de la concentración del HCl
Aumento de la concentración del H2O
Aumento de la temperatura
El equilibrio se desplaza hacia la izquierda
El equilibrio se desplaza a la derecha
La solubilidad aumenta
5.3.2. TABLA DE RESULTADOS DE EXPERIMENTO 2
Aumento de la concentración del +
Aumento de la concentración del −
Aumento de la temperatura
El equilibrio se desplaza a la derecha
El equilibrio se desplaza a la derecha
El equilibrio se desplaza hacia la izquierda
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5.3.3. TABLA DE RESULTADOS DE EXPERIMENTO 3 Adición de KOH Adición de HCL El equilibrio se desplaza hacia la izquierda El equilibrio se desplaza hacia la izquierda 5.3.4. TABLA DE RESULTADOS DE EXPERIMENTO 4 Adición de El equilibrio se desplaza hacia la izquierda
Adición de HCL El equilibrio se desplaza hacia la izquierda
Adición de KOH El equilibrio se desplaza hacia la izquierda
5.3.5. TABLA DE RESULTADOS DE EXPERIMENTO 1 CUALITATIVO Calculo 1 Calculo 2 Calculo 3 Promedio
Gasto de KOH 17 ml 16,5 ml 16,4 ml 16,63 ml
Molaridad del ácido 0.0425 M 0.0413 M 0.0410 M 0.0416 M
5.3.6. TABLA DE RESULTADOS DE EXPERIMENTO 2 Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3 Tubo 4
Color Amarillo Oscuro Transparente Rojo Amarillo claro
Rango 3 4 3 4
pH promedio: 4 6. Errores
6.1. Sistemáticos
En esta parte no se encontraron errores sistemáticos debido a que todos los equipos se encontraron en perfectas condiciones y la práctica no tuve mayor percance por los sistemas utilizados.
6.2. Aleatorios:
En cuanto a los errores aleatorios si se encontraron varios errores; entre ellos tenemos la falta de precisión para elaborar las sustancias a utilizarse en los tubos de ensayo. Otro de los errores fue la desorganización para la elaboración de las sustancias con los cálculos obtenidos. LABORATORIO
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Uno de los errores más comunes que se presentaron fue la mala interpretación de datos al mezclar sustancias o confundir cantidades para que se produzca la reacción. El tiempo fue un factor clave en esta práctica debido a que no se alcanzó a elaborar todos los equilibrios dentro del tiempo determinado, lo que provoco extender la practica más allá de lo acordado con el fin de evitar una nota bajo el 10.
7. Discusión En la realización del proceso titulación con ácido acético (CH3COOH) y con Hidróxido de Potasio KOH, demostró que para el cambio de color del indicador fenolftaleína a un color morado que determina la existencia de un pH básico entre 8,2 y 9,8 se requirió en promedio 16.63 ml de KOH, cantidad que revela que la solución de ácido acético añadida los 30 ml de agua sigue siendo una solución con concentración alta. Este volumen demuestra que para próximas practicas el ácido debe tener una concentración menor, ya sea en la solución, o añadiendo más agua previa a la ejecución del mismo, así el volumen que se requerirá de base será menor en comparación con lo anterior y se podrán manejar valores inferiores que permitirán tener resultados quizá más eficaces y evitar un gasto excesivo de la solución básica. En cuanto al análisis de pH del ácido acético mediante el papel indicador y los indicadores líquidos, demostraron que sus cambios de tonalidad tienden a un pH acido, los cuales oscilaban entre 3 y 4. Al llegar a tener un promedio de 4 en la escala de pH se determina que el ácido acético es un ácido débil, pues lo ácidos más fuertes como el HCl tienden a un pH inferior o próximo a 1.
8. Conclusiones y Recomendaciones
8.1. Conclusiones:
Se identificaron los comportamientos de un sistema en equilibrio, mediante la observación de los experimentos realizados que al ser sometidos a diferentes perturbaciones se evidenció el efecto del Principio de Le Chatelier. Se prepararon soluciones a diferentes concentraciones que al ser combinadas con otras sustancias se experimentaron las variaciones físicas y químicas que sufrieron las mismas, tales como cambio de color, formación de fases, formación y pérdida de precipitado y formación de gases (al ser sometidas al calor). Se establecieron los efectos que sufrieron las soluciones para alcanzar el equilibrio al finalizar cada experimento, concluyendo que las tensiones debidas a la temperatura y concentración fueron contrarrestadas, presenciando de esta manera el cumplimiento del Principio de Le Chatelier. Se determinó el pH promedio de una solución de ácido acético a 0.1M usando cuatro indicadores de color ácido-base, mismo que al realizar las observaciones respectivas de acuerdo a tablas, dio un resultado de 4. LABORATORIO
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8.2. Recomendaciones:
Se debe usar en todo momento el equipo de protección personal con el fin de evitar algún daño o perjuicio en la salud. Se recomienda ser más ágil y ordenado al momento de realizar la práctica con el fin de evitar retrasos en la misma. Se debe etiquetar los materiales a utilizar con las sustancias correspondientes para que no existan confusiones ni errores.
9. Referencias Bibliográficas
9.1. Citas
(Carey, 2006) (Chang, 2010) (Inorgánica, 2011) (Wade, 2011) (WikiSysop, 2009)
9.2. Bibliografía
Carey, F. (2006). Química Orgánica. México: McGraw-Hill Interamericana.
Chang, R. (2010). Química. México: McGraw-Hill Interamericana.
Wade, L. (2011). Química Orgánica. Volumen 1. Mèxico: Pearson Educacion.
9.3. I nternet
Inorgánica, Q. Q. (06 de 11 de 2011). Química/ Química Inorgánica . Obtenido de Química/ Química Inorgánica: http://www.fullquimica.com/2011/11/reaccionesquimicas.html
WikiSysop. (12 de 08 de 2009). EcuRed . Obtenido de EcuRed: https://www.ecured.cu/index.php?title=EcuRed:Enciclopedia_cubana&action=info
10. Cuestionario 11. Anexos
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ANEXO I
a.
b.
NOTAS:
c. ESCUELA SUPERIOR POLITECNICA DE
LABOARATORIO DE QUIMÍCA ANALÍTICA
CHIMBORAZO a. Solución de BaCl2 a 0.1M b. Solución coloreada de agua destilada, Fe(NO3)3 y KSCN c. Solución de K2Cr2O7 d. Solución de K2Cr2O7 con solución de HCl
Aprobado
Preliminar
Certificado
Por
Información
Por calificar
LABORATORIO
d.
TEMA: EQUILIBRIO QUÍMICO
FACULTAD DE CIENCIAS ESCUELA DE INGENIERIA QUIMICA
aprobar
LÁM:
ESC:
FECHA:
1
1:1
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ELABORADO POR: GRUPO DE TRABAJO
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ANEXO II
a.
b.
NOTAS:
LABOARATORIO DE QUIMÍCA ANALÍTICA
a. Solución de K2CrO4 y K2Cr2O7 con HCL y KOH b. Soluciones de CH3COOH con los indicadores ácido-base c. Titulación ácido-base
Aprobado Certificado
Información
LABORATORIO
Preliminar Por aprobar
Por calificar
c.
ESCUELA SUPERIOR POLITECNICA DE CHIMBORAZO FACULTAD DE CIENCIAS ESCUELA DE INGENIERIA QUIMICA ELABORADO POR: GRUPO DE TRABAJO
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TEMA: EQUILIBRIO QUÍMICO LÁM:
ESC:
FECHA:
2
1:1
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ANEXO II
a.
b.
NOTAS:
LABOARATORIO DE QUIMÍCA ANALÍTICA
a. Solución de K2CrO4 y K2Cr2O7 con HCL y KOH b. Soluciones de CH3COOH con los indicadores ácido-base c. Titulación ácido-base
Aprobado Certificado
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c.
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RESUMEN Parte 1: En la presente práctica se realizó experimentos con diferentes soluciones y reactivos, las mismas que al reaccionar cambiaron de color y se formaron precipitados respectivamente, es decir, se realizaron análisis cualitativos por ejemplo en el experimento 3 se colocó 3mL de en un tubo de ensayo y se añadió gota a gota una solución de NaOH y se observó el cambio de color de un tono naranja intenso a amarillo, posteriormente se añadió al mismo, y su color fue nuevamente naranja. Los 3 experimentos faltantes se los realizó de manera similar con diferentes sustancias. Parte 2: Experimento 1: Concentración de equilibrio del ácido acético. En esta segunda parte, se realizó la titulación ácido-base, la cual se procedió colocando en un matraz 10 mL de ácido acético 0.1 M, se añadió 30 mL de agua destilada y 3 gotas del indicador fenolftaleína. Al empezar a titular se observó el cambio de color del indicador a un tono violeta pálido, este procedimiento se lo repitió 3 veces para evitar errores en la titulación. Experimento 2: Concentración de equilibrio de H3O + y CH3COO
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RESUMEN Parte 1: En la presente práctica se realizó experimentos con diferentes soluciones y reactivos, las mismas que al reaccionar cambiaron de color y se formaron precipitados respectivamente, es decir, se realizaron análisis cualitativos por ejemplo en el experimento 3 se colocó 3mL de en un tubo de ensayo y se añadió gota a gota una solución de NaOH y se observó el cambio de color de un tono naranja intenso a amarillo, posteriormente se añadió al mismo, y su color fue nuevamente naranja. Los 3 experimentos faltantes se los realizó de manera similar con diferentes sustancias. Parte 2: Experimento 1: Concentración de equilibrio del ácido acético. En esta segunda parte, se realizó la titulación ácido-base, la cual se procedió colocando en un matraz 10 mL de ácido acético 0.1 M, se añadió 30 mL de agua destilada y 3 gotas del indicador fenolftaleína. Al empezar a titular se observó el cambio de color del indicador a un tono violeta pálido, este procedimiento se lo repitió 3 veces para evitar errores en la titulación. Experimento 2: Concentración de equilibrio de H3O + y CH3COO En 4 tubos de ensayo se colocaron 3mL de ácido acético en solución respectivamente, se añadió 3 gotas de rojo de crisol al primero, 3 gotas de azul de timol al segundo, 3 gotas de naranja de metilo al tercero y 3 gotas de azul de bromofenol al cuarto Una vez terminados los experimentos se procedió a medir el pH de cada experimento, cuyos valores se encontraban entre 3 y 4, siendo así, soluciones ácidas. Determinar las características cualitativas y cuantitativas de las sustancias es muy importante, al igual que su pH, pues mediante esta información se conoce la acidez o basicidad del mismo o capacidad de formar precipitados, por lo cual se podrá manipular de manera eficiente dichas sustancias.
DESCRIPTORES REACCIÓN // SOLUCIONES // EQUILIBRIO QUÍMICO // pH // TITULACIÓN // PRECIPITADOS // TEMPERATURA // CAMBIOS DE COLOR
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