UNIVERSIDAD DE COSTA RICA ESCUELA DE QUIMICA LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL II QU-0103 I Semestre, 2017
INFORME DE LABORATORIO Estudiante: Luis Diego Araya Campos. Asistente: José Varela.
Carné: B60478. Grupo: 05.
Rubro a calificar
Puntos posibles
Introducción Validez de los conceptos conceptos Apoyo en bibliografía Redacción y ortografía Sección experimental Discusión Presentación resultados Validez de explicaciones explicaciones Veracidad de conceptos Apoyo en la bibliografía Redacción y ortografía Bibliografía Día de tardía (____ días) TOTAL
15 8 4 3 5 70 15 20 15 10 10 10 -20/día 100
Puntos obtenidos
Rúbrica de evaluación de reporte** **Se recuerda al estudiante que a todo reporte que se encuentre en condición de plagio o que constituya una copia total o parcial del reporte de CERO. otro, se le asignará una nota de CERO.
Nota Tra. Lab.:_____ Lab.:_____ Fecha del Lab:____________
Equilibrio Químico Introducción Para ciertas reacciones químicas las cuales en las cuales no ocurren al 100% existe un concepto conocido como equilibrio, el cual se define def ine como: “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. Sin embargo, a nivel molecular existe una gran actividad debido a que las moléculas de reactivos siguen formando moléculas de productos, y éstas a su vez reaccionan para formar moléculas de reactivos” (Chang & Goldsby, 2013). Algunos ejemplos de reacciones químicas en las cuales se establece un equilibrio son: +() − () ↔ []+ () (1) − () ↔ 2 () + () (2) () − [( ) ]+ () 4 4 − () ↔ () 6() + () − () ↔ ()() (4) + () − () ↔ () (5)
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−
(3)
Para las reacciones que involucran un equilibrio existe una constante la cual se define como: “la expresión de la constante de equilibrio se escribe como el cociente del producto de concentraciones de los productos dividido por el de los reactivos” (Petrucci & Herring, 2011). Sin embargo, “las reacciones en que intervienen una o más fases condensadas, sólidos y líquidos, en contacto con una fase gaseosa o una disolución se llaman reacciones heterogéneas. Una de las ideas más importantes sobre estas reacciones es que: Las expresiones de las constantes de equilibrio no contienen términos de concentración para las fases sólidas o líquidas de un solo componente (sólidos y líquidos puros)” (Petrucci & Herring, 2011). En el equilibrio químico existe un principio conocido como Le Chatelier el cual establece: si se produce una perturbación a una mezcla de reacción en equilibrio, la reacción neta avanza en la dirección que contrarresta esa perturbación” (McMurry & Fay, 2009).
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De las reacciones anteriores, se observa un ejemplo del compor tamiento típico del cromo: “el cromo se encuentra con frecuencia en disolución acuosa con estado de oxidación +6. En disolución básica el ion cromato amarillo (CrO42-) es la más estable. En disolución ácida se forma el ion dicromato (Cr2O72-)” (Brown & LeMay, 2009). Además, en las reacciones aparecen iones complejos, los cuales se definen como: “especies como el [Ag(NH3)2]+ que son interacciones formadas por un ion metálico central enlazado a un grupo de moléculas o iones circundantes se conocen como complejos metálicos, o simplemente complejos. Si el complejo tiene una carga neta, por lo regular se le llama ion complejo” (Brown & LeMay, 2009). Estos iones poseen una nomenclatura específica para nombrarlos, por ej emplo: “el ion [CoCl4]2- se nombra como ion tetraclorocobaltato(II)” (Brown & LeMay, 2009). Analizando una forma más completa de la primera reacción: [( ) ]+ () − () ↔ [( ) ]+ () () (6) (Royal society of chemistry, s.f) Se pueden observar en los reactivos al complejo de nombre hexaacuohierro (III) y en los productos al complejo hexaacuotiocianatohierro (III).
Sección experimental Se realiza la práctica de equilibrio químico, adaptada por la escuela de química de la UCR, tomada del Manual de Laboratorio de Química General de Chaverri, G.
Resultados y Discusión En la primera parte del experimento llamada “Formación de un complejo” se obtuvieron los datos:
Cuadro 1. Efecto de agregar reactivos y productos al equilibrio de tiocianato de hierro.
Tubo Referencia Fe3+ SCNOH-
Observaciones Anaranjado rojizo claro Se puso rojo sangre Se puso un poco más rojo que la referencia Se hizo transparente y se formó precipitado café
La reacción química del equilibrio es: +() − () ↔ []+ () amarillo
incoloro
(1)
rojo
Al analizar los colores de las sustancias involucradas y compararlo con el color de la disolución referencia, se concluye que debido a las proporciones entre Fe3+ de color amarillo y [FeSCN]2+ de color rojo se obtiene un color anaranjado rojizo. Cuando se agrega Fe 3+ el cual es un reactivo, el mismo se consumirá produciendo más [FeSCN] 2+ según el principio de Le Chatelier. Además, debido a que el [FeSCN]2+ es de color rojo, la disolución se tornará más roja, lo cual concuerda con los resultados, en los cuales se observa que la disolución se volvió roja sangre. Luego, se añade SCN- el cual es un reactivo, el mismo se gastará produciendo más [FeSCN] 2+ según el principio de Le Chatelier. Además, debido a que el [FeSCN]2+ es de color rojo, igual que en el caso del Fe3+, la disolución se tornará más roja, lo cual concuerda con los resultados, pero en este caso, según el Cuadro 1, el rojo de esta disolución no fue tan intenso como con el Fe 3+, lo cual se puede explicar con que la cantidad de moles agregados de SCN - fue menor, por lo tanto, la perturbación al equilibrio no fue tan grande y el desplazamiento necesario para contrarrestar dicho efecto tampoco fue tan grande.
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Seguidamente, al agregar OH-, aparece el equilibrio secundario:
+ () − () ↔ ()() amarillo
incoloro
(4)
sólido café
Por lo tanto, se consumirá Fe 3+ produciendo Fe(OH)3, lo cual provoca que, en el equilibrio (1), se disminuya el Fe3+ de los reactivos, por lo tanto, según Le Chatelier, el equilibrio se de splazará hacia los reactivos para compensar la disminución de los mismos consumiendo el [FeSCN] 2+ de los productos. Entonces, como efecto total se disminuye la concentración de Fe 3+ de color amarillo y se disminuye la concentración de [FeSCN]2+ de color rojo, por lo tanto, la disolución se hará más transparente además se producirá el precipitado de color café Fe(OH)3, lo cual concuerda con los datos del Cuadro 1. En la segunda part e del experimento llamado “Cromato-dicromato” se obtuvieron los datos: Cuadro 2. Efecto de agregar reactivos y productos al equilibrio de dicromato.
Sustancia K2Cr2O7 K2Cr2O7 + NaOH K2Cr2O7 + H2SO4 K2Cr2O7 + NaOH (segunda vez) K2Cr2O7 + H2SO4 (segunda vez)
Color Naranja Amarillo claro Naranja Amarillo claro Naranja
En este caso, la ecuación química asociada es:
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−
naranja
()
() ↔ 2
− ()
+ () (2)
amarillo
Según el Cuadro 2, el K2Cr2O7 solo posee un color naranja, por lo tanto, se puede concluir que el equilibrio (2) está desplazado hacia los reactivos, donde está el Cr2O72-, el cual presenta un color naranja. Cuando se agrega NaOH y H 2SO4 hay que tomar en cuenta el equilibrio secundario:
+ () − () ↔ ()
(5)
Cuando se agrega NaOH, se aumenta la concentración de OH -, el cual es un reactivo de la ecuación (5) por lo tanto, por Le Chatelier, el equilibrio se debe desplazar hacia los productos para compensar la perturbación, de esta manera, la concentración de H+ disminuye. Como consecuencia, debido a que el H + es un producto en la ecuación (2), el equilibrio debe desplazarse hacia los productos para compensar la perturbación de acuerdo al principio de Le Chatelier. De esta manera, se disminuye la concentración de Cr2O72- y aumenta la concentración de CrO42-, entonces la disolución se vuelve más amarilla, lo cual concuerda con los resultados del Cuadro 2. Cuando se agrega H2SO4, se aumenta la concentración de H+, el cual es un producto en la ecuación (2), entonces el equilibrio debe desplazarse hacia los reactivos para compensar la perturbación de acuerdo al principio de Le Chatelier. De esta manera, se disminuye la concentración de CrO42- y aumenta la concentración de Cr2O72-, entonces la disolución se vuelve más naranja, lo cual concuerda con los resultados del Cuadro 2. Cabe mencionar que la reacción (2) es reversible, por lo tanto, es posible agregar NaOH y que la disolución pase de color naranja a amarillo y que luego al agregar H2SO4 la disolución vuelva a su color naranja. En la tercera parte del experimento llamado “Desplazamiento del equilibrio a diferente concentración de reactivos y productos” se obtuvieron los datos:
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Cuadro 3. Efecto de la concentración en el equilibrio de cloruro de cobalto.
Disolución Co2+ concentrado +
Observaciones HCl
Co2+ diluido + HCl Co2+ concentrado + H 2O Co2+ diluido + H 2O
Conforme se iban agregando gotas la disolución iba perdiendo color rosado y pasó a transparente luego a azul, este adquirió un color azul antes que el diluido Al agregar 15 gotas cambió de color a transparente, logró ponerse de color azul más tarde que el concentrado Al agregar un chorrito de agua destilada adquiere rápidamente un color rosado de nuevo Al agregar considerable cantidad de agua pasó a transparente, pero no adquirió un color rosado
En este caso está la reacción:
[( ) ]+ () 4 − () ↔ − () 6() rosado
incoloro
(3)
azul
Al tomar en cuenta el principio de Le Chatelier, cuando se diluye una disolución, el equilibrio de desplazará hacia el sentido que contrarreste dicha perturbación, o sea, hacia donde haya más moles. En el caso de la reacción (3), el equilibrio se desplazaría hacia los reactivos al diluir. Al comparar la disolución de CoCl 2 0.25% m/v (diluido) con la disolución de CoCl2 0.5% m/v (concentrado), el equilibrio de la disolución diluida está más desplazado hacia los reactivos en comparación con la disolución concentrada. Al agregar HCl a las disoluciones, se está agregando un reactivo, entonces, según Le Chatelier, la reacción debe desplazarse hacia los productos para contrarrestar la perturbación. Sin embargo, para la disolución diluida se necesita más HCl que para la disolución concentrada, ya que inicialmente, para la diluida, el equilibrio estaba más desplaza hacia los reactivos. De todas formas, al agregar HCl a ambas disoluciones, la concentración de [Co(H 2O)6]2+ de color rosado disminuye y la concentración de CoCl42- de color azul aumenta, entonces como efecto total, la disolución se vuelve azul, lo cual concuerda con los datos del Cuadro 3. Luego, al agregar agua a las disoluciones anteriores, el equilibrio se volverá a desplazar hacia los reactivos por las mismas razones antes descritas, entonces la concentración de [Co(H 2O)6]2+ de color rosado aumenta y la concentración de CoCl42- de color azul disminuye, entonces como efecto total, la disolución se vuelve rosada, lo cual concuerda con los datos para la disolución concentrada del Cuadro 3. Sin embargo, la disolución diluida se volvió transparente, pero no logró adquirir el color rosado, lo cual se puede explicar como que, para una disolución concentrada, un cambio en volumen implica un cambio mayor en concentración que para una disolución diluida, para comprobarlo se puede observar el siguiente ejemplo: se toman 10mL de dos disoluciones, una 5mol/L y otra 10mol/L, al duplicar el volumen de ambas, las concentraciones bajan a la mitad, o sea, la primera tendría una concentración de 2.5mol/L y la segunda una concentración de 5mol/L, entonces la primera sufrió un cambio en concentración de 2.5mol/L y la segunda un cambio de 5mol/L, de esta forma se verifica lo propuesto. Entonces, para lograr un cambio en las concentraciones que desplace el equilibrio de la disolución diluida hacia los reactivos se necesita mucho más agua que para la disolución concentrada, al punto de que no fue posible agregar el agua suficiente a la disolución diluida para lograr dicho desplazamiento y generar suficiente [Co(H2O)6]2+ para que la disolución se vuelva de color rosado.
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En la cuarta parte del experimento “Efecto de la temperatura” se obtuvieron los datos:
Cuadro 4. Efecto de la temperatura en el equilibrio de cloruro de cobalto.
Disolución CoCl2 0.5% m/v con HCl en baño maría CoCl2 0.5% m/v con HCl en baño de hielo CoCl2 0.5% m/v con HCl en baño maría CoCl2 0.5% m/v con HCl en baño de hielo hasta la mitad
Observaciones Pasó de color rosa a color azul Pasó de color azul a color rosa Pasó de color rosa a color azul La mitad dentro del hielo pasó de color azul a rosa, la mitad que permaneció afuera se mantuvo azul
La reacción asociada endotérmica es:
[( )]+ () 4 − () ↔ rosado
incoloro
− ()
6 ()
(3)
azul
Según el principio de Le Chatelier, en una reacción endotérmica, el calor se puede tomar como un reactivo el cual genera perturbaciones en el equilibrio cuando su valor cambia, o sea, si la temperatura varía. De esta forma, cuando se aumenta la temperatura al sumergir la disolución en el baño maría, se agrega calor, entonces el equilibrio debe desplazarse hacia los productos, entonces se disminuye la concentración de Co(H2O)62+ de color rosado y aumenta la concentración de CoCl 42- de color azul, entonces la disolución se vuelve azul, lo cual concuerda con los datos del Cuadro 4. Luego, al sumergir la disolución en el baño de hielo, se disminuye la temperatura y se extrae calor, por lo tanto, el equilibrio debe desplazarse hacia los reactivos para contrarrestar la perturbación, de esta manera, se disminuye la concentración de CoCl 42- de color azul y aumenta la concentración de Co(H 2O)62+ de color rosado, entonces la disolución se vuelve rosada, lo cual concuerda con los datos del Cuadro 4. Es posible hacer que la disolución pase de color rosado a color azul al sumergir la disolución en un baño maría y que luego pase de color rosado a color azul al sumergir la disolución en un baño frío debido al carácter reversible de la reacción (3).
Bibliografía Brown, T.; LeMay, H. Química la ciencia central, 11º Edición; Pearson Educación: México, 2009, pp. 1002, 1014, 1026. Chang, R.; Goldsby, K. Química, 11º Edición; McGraw-Hill: México, 2013, p. 624. Chaverri, G. Química General. Manual de Laboratorio. 2da ed, Editorial Universidad de Costa Ri ca: San José, Costa Rica, 1983. McMurry, J.; Fay, R. Química General, 5 º Edición; Pearson Educación: México, 2009, p. 517. Petrucci, R.; Herring, F. Química General Principios y Aplicaciones Modernas, 10º Edición; Pearson Educación: Madrid, 2011, pp. 659, 667. Royal society of chemistry. (s.f). Http://wwwrscorg/. Tomado el 20 de mayo, 2017, de http://www.rsc.org/learn-chemistry/resource/download/res00000906/cmp00001180/pdf
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