INTRODUCCIÓN

El presente informe, se refiere a un tema muy interesante, El

equilibrio químico que es la base para interpretar numerosos fenómenos y

procesos en Fisicoquímica y en otras ciencias.

El propósito de dicho informe es estudiar estos puntos para

aprender más de los fundamentos del equilibrio. Para ello, se han desarrollado

los conceptos a partir de ideas elementales, utilizando un lenguaje sencillo y

directo.

El contenido está desarrollado en dos actividades. El primero trata

de la aplicación del principio de Le Chatelier y la determinación de la constante

de equilibrio, el segundo aborda la determinación de la constante del producto

de solubilidad del Acetato de Plata. Para que así se pueda comprobar el nivel

de conocimiento adquirido, al final de cada actividad se incluyen los resultados

correspondientes. El trabajo en un laboratorio de Fisicoquímica, requiere de la

ejecución de un conjunto de técnicas, las cuales los facilitan a desarrollar los

experimentos de una manera más adecuada. Estas técnicas poseen a su vez

su propio métodos y procedimientos.

DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO Y APLICACIÓN

DEL PRINCIPIO DE LE CHATELIER

I. OBJETIVOS

Estudiar el equilibrio químico desde el punto de vista cualitativo

(Principio de le Chatelier) y cuantitativo (determinación de la

constante de equilibrio).

II. MARCO TEORICO

Cuando una reacción química ha alcanzado el equilibrio, permanecen constantes las concentraciones de los reactivos y productos con el tiempo. Sin embargo sigue habiendo conversión entre las especies que constituyen los reactivos y las que constituyen los productos, por lo que se dice que el equilibrio es un estado dinámico.Para una reacción hipotética reversible:

aA+bB↔cC+dDLa constante de equilibrio a una determinada temperatura, aplicando la Ley de Acción de Masas resulta:

Kc=[C ]c [ D ]d

[ A ]a [B ]b

Los cambios en las condiciones experimentales pueden perturbar el balance y desplazar la posición del equilibrio, favoreciendo ya sea la reacción directa o inversa.Las variables que se pueden controlar experimentalmente son: temperatura, concentración y presión-volumen (para gases). La dirección hacia donde se desplaza la reacción cuando se altera alguna de las variables mencionadas está determinada por el “Principio de Le Chatelier”; una manera de expresar este principio es: “Si se aplica un esfuerzo externo a un sistema en el equilibrio, el sistema se ajusta por si mismo, de tal modo que el esfuerzo se contrarresta parcialmente”Un ejemplo de equilibrio químico es la disociación de un ácido débil:

H A (ac )+H 2 O(l)↔H 3 O(ac )+¿ +A(ac )

−¿ ¿¿La constante de quilibrio, en este caso sera la constante de disociación, Ka

Ka=¿¿

III. REACTIVOS Y MATERIALES

- KSCN 0.2 M - Gradilla con 10 tubos de ensayo- Fe ¿ - Vasos de precipitados de 150 mL- K2 Cr2 O7 0,1M - Cocinilla eléctrica

- K2 CrO4 0,1 M - Erlenmeyer de 150 mL de capacidad

- BaCl20,1 M - Pipeta graduada de 10 mL

- BiCl3 0,1 M - Equipo de titulación completo

- CH 3COOH 0,1M - Papel indicador universal- NaOH 0,1 M - Varilla de vidrio- HCl 0,1M - Probeta de 50 mL de capacidad- Indicador fenoftaleina

IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

4.1. ASPECTO CUALITATIVO (PRINCIPIO DE LE CHATELIER)

4.1.1. En un tubo de ensayo, colocar 3mL. De solución de BiCl3 0.1 M.

Este reactivo reacciona con el agua para dar un precipitado de

oxicloruro de bismuto de acuerdo a la ecuación:

BiCl3 ( ac )+H 2O(l )↔BiOCl ( s)+2H Cl (ac )

Añadir enseguida HCL concentrado gota a gota, hasta que el

precipitado se disuelva luego añadir agua hasta que el

precipitado vuelva a aparecer.

En otro tubo de ensayo precipitar nuevamente BiOCl con la

mínima cantidad de agua (añadiendo gota a gota). Ensayar el

efecto de aumentar la temperatura.

4.1.2. En un vaso de 100 ml. Colocar 50 mL. de agua destilada, luego

adicionar 1mL. de Fe(NO3)3 y también 1mL. De solución de

KSCN.

Sé establecerá el siguiente equilibrio:

Fe( ac )+3 +6SC N (ac )

−¿↔Fe ( SNC )−3¿

Luego colocar porciones de 5 mL. de está solución coloreada en

tres tubos de ensayo: añadir al primero 1mL. de solución férrica,

al segundo 1mL. de solución de tiocianato y al tercer tubo servirá

como estándar. Anotar sus observaciones.

4.1.3. En un tubo de ensayo colocar 3 mL. de solución de K2Cr2O7 y

luego gota a gota una solución de NaOH hasta que observe

cambio de color.

Agregar luego HCl gota a gota a la solución anterior hasta

observar un nuevo cambio. Anotar sus observaciones.

El equilibrio iónico que se establece es:

Cr2O7−2+2OH (ac )

−¿↔ 2CrO 4 (ac )−2 +H 2O(l )¿

2Cr2 O4 ( ac )−2 +2H 3 O(ac )

+¿↔Cr2O7 (ac )−2 +3H 2O( l )¿

4.1.4. Colocar en un tubo de ensayo 3mL. de solución de K2CrO4 y en

otro tubo 3mL. de solución de K2Cr2O7. Añadir gotas de solución

BaCl2 a cada tubo. Observe y anote sus resultados.

Añadir gotas de solución de HCl a cada tubo y observe. Luego

añada gotas de solución de NaOH a cada tubo. Anote sus

observaciones.

Las reacciones químicas son:

K2 CrO4 (ac )+BaCl2 (ac ) →BaCrO4 ( ac )+2 KCl( ac )

K2 Cr2 O7 (ac )+BaCl2 (ac ) →BaCr2 O7 (ac )+2KCl (ac )

El cromato de bario y dicromato de bario al ser tratados con

ácidos y luego con hidróxidos, desplazan su equilibrio en uno u

otro sentido, tal igual como en las reacciones (4.1.3.)

4.2.ASPECTO CUANTITATIVO:

“DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE DE DISOCIACIÓN DEL

ÁCIDO ACÉTICO A TEMPERATURA DEL AMBIENTE”.

La ecuación de disociación del ácido acético es:

CH 3COOH ( ac )+H 2O(l )↔CH3 COO( ac )−¿+H 3O(ac )

+¿ ¿¿

Su expresión de equilibrio es:

Ka=¿¿

Las concentraciones de equilibrio para las especies presentes se

determinan de la siguiente manera:

4.2.1. CONCENTRACIÓN DE EQUILIBRIO DEL CH3COOH(ac).

Colocar en un matraz de 150 mL. de capacidad, una alícuota de

10 mL. de solución de ácido acético, medidos con una pipeta.

Agregar unos 50 mL. de agua destilada y tres gotas de

fenolftaleína.

Titular con una solución estándar de NaOH 0.1 M.

Realizar la operación por duplicado.

4.2.2. CONCENTRACIÓN DE EQUILIBRIO DE H3O+(ac) y CH3COO-

(ac)

Colocar en un vaso de precipitados de 100 mL. unos 10mL. de la

solución de ácido acético, adicionar 50 mL de agua destilada,

luego introduzca una tira de papel indicador universal (pH 0 a

14) y por comparación de colores determine el pH de la solución

de ácido acético.

Esta determinación también puede hacerse introduciendo en el

vaso con ácido acético el electrodo de un pHmetro, para conocer

el pH de la solución.

V. CALCULOS Y RESULTADOS

CALCULOS

5.1. ASPECTO CUALITATIVO (PRINCIPIO DE LE CHATELIER)

BiCl3 (ac) + H2O (l) ↔ BiOCl3 (s) + 2HCl (ac)

Precipitado blanco

Obs: Si le agregamos a este líquido transparenté H2O nuevamente formara un precipitado.

Fe +3 (ac) + 6SCN -

(ac) ↔ Fe (SCN) -3(ac)

1° 2° 3°

Solución férrica tiocianato Solución estándar (Rojo pardo) (Rojo paja claro) (Se aclara)

Obs: al calentar la solución estándar bajo su intensidad porque se aclaró.

K2Cr2O7 + NaOH → 2CrO4 -2

(ac) + H2O(l)

Cr2O7 -2

(ac) + 2OH - (ac ↔ 2CrO4

-2 (ac) + H2O(l)

Precipitado Precipitado Anaranjado Amarillo

Obs: Se presentó cambio de color en la precipitación

2CrO4 -2

(ac) + 2H3O + (ac) ↔ Cr2O

-2 (ac) + 3H2O(l)

Precipitado Precipitado Amarillo Anaranjado

Obs: Se presentó cambio de color en la precipitación

K2CrO4 (ac) + BaCl2 (ac) → BaCrO4 (s) + 2KCl(ac)

Precipitado Amarillo

K2Cr2O4 (ac) + BaCl2 (ac) → BaCr2O4 (ac) + 2KCl(ac)

Precipitado Anaranjado

RESULTADOS

5.1.1. Efecto de la temperatura en las dos primeras reacciones:

En ambos tubos de ensayo en los que se ha formado un

precipitado blanco de BiOCl(s) a la llama del mechero Bunsen,

notamos que dicho precipitado se disuelve; el aumento de

temperatura desplaza la constante de equilibrio hacia los

reactivos.

5.1.2. En la reacción “2”, explique:Tubo 1 + Fe+3: Coloración rojo pardoTubo 2 + SC N−¿ ¿: Coloración rojoTubo 3 + calor: Baja la intensidad con que se presenta la

coloración rojiza (se aclara)

5.1.3. En la reacción “3” explique el cambio de color:

o Después de añadir NaOH : El color que se obtiene es el amarillo debido a la formación del cromato de potasio.

o Después de añadir HCl: El color que obtendremos será el

anaranjado ya que al reaccionar con HCl, el cromato formará el

dicromato de potasio (color naranja).

5.1.4. En las reacciones “4”, anote sus observaciones en:Los tubos con cromato y dicromato de potasio a los que se le

añade BaCl2 forman un precipitado de color amarillo blanquesino.

Tubo 1 + HCl: Se disuelve el precipitado, Ke se mueve hacia la izquierda.

Tubo 2 + HCl: Se da la formación de un precipitado naranja (dicromato)

Tubo 1 + NaOH : Vuelve a aparecer el precipitado, el equilibrio se desplaza hacia la derecha.

Tubo 2 + NaOH : Se forma precipitado amarillo blanquecino

5.2. ASPECTO CUANTITATIVO

CALCULOS

La ecuación del ácido acético es:

CH3COOH(ac) + H2O(l)↔ CH3COO -

(ac) + H3O(ac)

Su expresión de equilibrio:

Ka=¿¿ …………… (β )

Calculamos las concentraciones en el equilibrio:[CH 3COOH ]eq = [CH 3COOH ]i – X = 0,12-X=0,119¿eq = X = 1,26 x10-3 M[CH 3COO ]eq = X = 1,26 x10-3 M

CONCENTRACIONES DE EQUILIBRIO DEL CH3COOH(ac)

(1°) GASTO = 12 mL

(2°) GASTO = 11,5 mL

SOLUCIÓN DE CH3COOH

C acido = ? V acido = 10 mL Calculamos “C acido” con la sgte. Formula:

Cácido xV ácido=Cbase xV base

Cacido=Cbase x V base

V acido

Para la titulación (1):

Cácido=0,1 M ×12mL

10mL

Cácido=0,12M Para la titulación (2):

Cácido=0,1 M ×11,5mL

10mL

Cácido=0,115 M

Rx Qca de titulación:

CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O1 mol de Ac. 1 mol de NaOH (1:1)

CONCENTRACION DE EQUILIBRIO DE H3O+(ac) y CH3COO-

(ac)

pH = 2,9pH = - log¿log¿ = - pHANTI. LOG.¿ = 10-pH = 10 -2,9

¿ = X = 1,26 x10-3 M[CH 3COO ] = X = 1,26 x10-3 M

REEMPLAZAMOS EN (β ) :Ka=¿¿ …………… (β )

Ka=(1,26 x 10−3)(1,26 x10−3)

0.119 = 1,33x 10-5

RESULTADOS

5.2.1. Concentración de equilibrio del C H 3 COO H(ac)= 0,1195.2.2. Concentración del NaOH: 0,1 M

N° de TitulacionesGasto de

NaOH (mL)CH3COOH (M)

1° Titulación 12,0 0,12

2° Titulación 11,5 0,115

Molaridad promedio del CH3COOH (ac) 0,119

5.2.3. Concentración de equilibrio de los iones H 3 O(ac)+¿ ¿ y C H 3 COO(ac)

−¿ ¿pH medido en la solución de C H 3 COO H(ac )

Calcular: ¿ = 10 -2,9= 1,26 x10-3 M = X

Calcular: ¿ = X = 1,26 x10-3 M

Calcular la constante de disociación del ácido, Ka=1,33x 10-5

VI. CUESTIONARIO

1. ¿Qué entiende por equilibrio químico? De cinco ejemplos de equilibrio químico

El equilibrio se refiere a aquel estado de un sistema en el cual no se produce ningún cambio neto adicional. Cuando A y B reaccionan para

formar C y D a la misma velocidad en que C y D reaccionan para formar A y B, el sistema se encuentra en equilibrio.

Ejemplos:

(H 2+ I 2↔2HI )(N2+3 H 2↔2 N H 3 )

(2 NO+Cl2↔2 NOCl)(2 NaHCO3↔ Na2CO3+H 2O+CO2 )

(CaCO3↔CaO+CO2 )

2. ¿Por qué se dice que el equilibrio químico es dinámico?

Porque es una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce simultáneamente en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos). Es decir, se trata de un equilibrio dinámico.

3. En las siguientes reacciones químicas

I. CO(g)+C l2 (g)↔COC l2(g )+calor

II. PC L5(g )+calor↔ PC l3(g )+Cl2( g)

III. CO(g)+H 2 O+calor↔CO2 (g)+H 2(g )

Aumenta o disminuye el porcentaje de productos, cuando:a) Aumenta la presión

I. Favorece al aumento del porcentaje de COCl2 ; del producto

II. Disminuye el porcentaje de los productos PC l3 y del C l2

III. No aumenta ni disminuye el porcentaje de los productos

b) Aumenta la temperaturaI. Disminuye el porcentaje del producto COCl2

II. Aumenta el porcentaje de los productos PC l3 y del C l2

III. Aumenta el porcentaje de los productos CO2 y del H 2

c) Se extrae continuamente los productosI. Aumenta el porcentaje del producto COCl2

II. Aumenta el porcentaje de los productos PC l3 y del C l2

III. Aumenta el porcentaje de los productos CO2 y del H 2

C + D A + Bvi

vd

VII. CONCLUSIONES

Con el experimento realizado pudimos observar como se aplica el principio de Le Chatelier con la variación de la temperatura.

DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD

DEL ACETATO DE PLATA

I. OBJETIVOS

Determinar experimentalmente la constante del producto de

solubilidad del acetato de plata.

II. MARCO TEORICO

En una disolución saturada de una sal poco soluble en equilibrio con su sólido, la velocidad con que los iones abandonan el cristal solido es igual a la velocidad en la que se reintegran al mismo.

CH 3COO Ag(s )↔ Ag(ac)+¿ +CH 3COO(ac)

−¿ ¿¿Las concentraciones de las especies ionicas: Ag+ y CH3COO determinan el equilibrio de solubilidad. La constante de equilibrio llamada constante del producto de solubilidad se determina experimentalmente:

Kps=¿Puesto que la solubilidad de una sal varía con la temperatura, la constante del producto de solubilidad también depende de la temperatura.Es este experimento determinaremos la constante del producto de solubilidad “Kps” del asetato de plata a partir de soluciones saturadas, analizando la concentración de iones plata: Ag+, que existen en el equilibrio volumétricamente con solución estándar de tiocianato de potasio, empleando como indicador iones Fe3+ (procedentes de alumbre férrico saturado con HNO3 0.1M), que en el punto final reaccionaran con los iones SCN dando un color rojo intenso debido a la formación del complejo.

Fe(ac)3+¿+6CNS(ac)

−¿ ↔ Fe(SCN )6 (ac)3−¿ ¿¿¿

III. REACTIVOS Y MATERIALES

- Solución de AgNO3 0,2 M - Bureta de 50 mL

- Solución de C H 3 COONa0,3 M - Soporte metálico- Solución de KSCN 0,1 M - Agitador de vidrio (varilla)- Solución de alumbre férrico - Embudo de vidrio

saturado con HN O3 1M - Vasos de precipitación de 100 mL- Erlenmeyer de 100 ó 50 mL- Probeta de 25 mL- Papel filtro

IV. PARTE EXPERIMENTAL

Preparar dos soluciones saturadas de acetato de plata:

Solución N°01: Colocar en un vaso de 100 ml, unos 20 ml de solución 02M de AgNO3 y 15 ml de solución 0.3M de C H 3 COONaSolución N°02: Colocar en un vaso de 100 ml unos 20 ml de solución de AgNO3 y 25 ml de solución 0.3M de C H 3 COONa. Las mediciones deben realizarse con una probeta graduada y con una aproximación de 0.2 ml. Agitar las soluciones para inducir la precipitación, continuar agitando

intermitentemente durante 20 minutos para que se establezca un equilibrio entre el acetato de plata y disuelto.

Filtrar cada disolución a través de un papel de filtro y embudos secos a un recipiente seco. Los filtrados serán soluciones saturadas de iones

A g+¿¿ y C H 3 COO−¿ ¿

Montar dos buretas limpias y secas en un soporte metálico, colocar en una de ellas solución de tiocianato de potacio estandar 0.1M y en la otra,

la disolución saturada de iones A g+¿¿ y C2 H 3 O2−¿¿ numero N°1. Anotar

las lecturas iniciales de la bureta. Dejar caer a un vaso o matraz Erlenmeyer de 100 ml, 20 ml de la

solución de acetato de plata saturada, midiendo su volumen con aproximación de 0.1ml. Añadir 2 ml de solución indicador (alumbre férrico saturado de HNO3 1M)

Dejar caer en la solución saturada gota a gota solución de tiocianato. Observar que se forma un color rojo que desaparece al agitar. Continuar añadiendo gota a gota solución de tiocianato hasta que una gota de un color rojo permanente. Cada vez que adiciones solución de tiocianato agite el erlenmeyer. Anote el consumo de KSCN.

El sobrante de solución de acetato de plata saturado N°1 regresala al vaso correspondiente. Enjuague la bureta unas dos veces con agua destilada y unas dos veces con pequeñas porciones de solución de acetato de plata saturada N°2. Llene la bureta con solución de acetato de plata saturada N°2. Anote su lectura inicial.

Deje caer a un vaso o matraz erlenmeyer 20 ml de solución de acetato de plata saturada N°2 y proceder de la misma manera que con el anterior.

V.

CALCULOS Y RESULTADOS

CALCULOS

CALCULANDO LA CONSTANTE DE PRODUCTO DE SOLUBILIDAD DEL ACETATO DE PLATA

C H 3−COOAg (s )↔ A g(ac )+¿+C H 3CO O( ac)

−¿¿ ¿

K c=¿¿

Si [C H 3 COOAg ]=¿constante

KC × [C H 3 COOAg ]=¿

K PS=¿

K PS→ Constante del producto de solubilidad

Solución N° 1 Solución N° 2

20 ml de AgNO3 0,2 M 20 ml de AgNO3 0,2 M 15 ml de C H 3 COONa 0,2 M 25 ml de H 3 COONa 0,2 M

C H 3 COON a( ac )+AgNO 3( ac )→C H 3 COOAg (s )↓ +NaN O3 ( ac )

Precipitado de color Blanco (20 min de precipitación)

C H 3 COOA g( s) ↔ A g( ac )+¿+C H3CO O(ac )

−¿ ¿¿

K ps=¿

V= 20 ml de la solución de C H 3 COOAg

KCNS→ K+¿+CN S−¿ ¿¿

[ KCNS ]=¿

Reacción de titulación con tiocianato

A g+¿+CN S−¿↔ AgCNS↓ ¿¿

Precipitado de color blanco

TITULACIÓN

SOLUCIÓN N° 1

V= 20 ml de Ag = 0.02 L

KCNS (datos)[KCNS]=0.1 M = [CNS]V=12.6 ml = 0.0126 L

[ KCNS ]=nv

→n=[]×v

nKCNS=0.1×0.0126

nKCNS=0.00126

En el punto de equilibrio se conoce que por cada mol de KCNS obtendremos un mol de Ag

¿moles de KCNS=¿moles de Ag

¿moles de A g+¿=0.0012 ¿

Calculo de ¿

¿

¿

Hallando la constante de producto de solubilidad

K ps=¿K ps=[ 0.06 M ] [0.06 M ]

K ps=0.0036=3.6×10−3

SOLUCIÓN N° 2

V= 20 ml de Ag = 0.02 L

KCNS (datos)[KCNS]=0.1 M = [CNS-]V= 8.5ml = 0.0085 L

[ KCNS ]=nv

→n=[]×v

nKCNS=0.1×0.0085

nKCNS=0.00085

En el punto de equilibrio se conoce que por cada mol de KCNS obtendremos un mol de Ag

¿moles de KCNS=¿moles de Ag

¿moles de A g+¿=0.00085 ¿

Calculo de ¿

¿

¿

Hallando la constante de producto de solubilidad

K ps=¿K ps=[ 0.0425 M ] [0.0425M ]

K ps=0.0018=1.8×10−3

RESULTADOS

1. Ecuación de precipitación:

C H 3 COON a( ac )+AgNO 3( ac )→C H 3 COOAg (s )↓ +NaN O3 ( ac )

2. Valoracion de la solución N°1 C H 3 COOAg KSCN

Lectura inicial de la bureta 20 mL 20 mLLectura final de la bureta 7.4 mLVolumen utilizado 12,6 mL

3. Valoración de la solución N°2 C H 3 COOAg KSCN

Lectura inicial de la bureta 20 mL 20 mLLectura final de la bureta 11,5 mLVolumen utilizado 8,5 mL

4. Concentración de ión A g+¿¿ Solución N°1Solución N°2

Numero de moles 0,0012 moles 0,00085 molesConcentración: mol/L} 0.06 M 0.0425 M5. Cálculo del Kps 0.0036=3.6×10−3 0.0018=1.8×10−3

VI. CUESTIONARIO

1. Las concentraciones del ión A g+¿¿ en las dos disoluciones ¿Son iguales o diferentes? Explique

Son diferentes, esto se debe a que el gasto utilizado en cada una de las

soluciones son diferentes, es decir para cada volumen de acetato de

sodio.

2. Los manuales dan para el acetato de plata una solubilidad de 1.02g/100 ml a 20°C calcular Kps.

S=1.02 g100 mL

=6 .11×10−3mol /100mL×100mL /0 .1 L=0 . 0611mol /L

Kps=[ Ag+ ][CH 3COO− ]Kps=(0 .0611)2

Kps=3. 73×10−3molL

3. ¿Por qué precipita acetato de plata en las disoluciones que Ud. A preparado?

Porque las concentraciones de sus iones disminuyen, es decir habrá

precipitación hasta que la disolución se sature. Ademas por el cambio

del estado de oxidación.

4. En la valoración de iones A g+¿¿ con solución de KSCN se forma un precipitado blanco de AgSCN ¿Por qué mientras existe iones A g+¿¿ no se forma el color rojo permanente con iones Fe3+¿¿ del indicador?.

Porque el hierro no se oxida con los iones plata, pero cuando se le

agrega el tiocianato de potasio el hierro este se oxida y forma el color

rojo.

BIBLIOGRAFÍA

RAYMOND CHANG2009 FISICOQUIMICAQUIMICA 3ra Ed.[Libro]. Consultado el 06/02/14.