INFORME 9 EQUILIBRIO QUIMICO

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INTRODUCCION

El equilibrio es un estado en el que no se observan cambios durante el tiempo transcurrido. 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 estas a su vez reaccionan para formar moléculas de reactivos. El objetivo es el estudio de tales procesos dinámicos. Aqui se describen diferentes tipos de reacciones en equilibrio, el significado de la constante de equilibrio y su relación con la constante de velocidad, asi como los factores que pueden modificar un sistema en equilibrio. Pocas reacciones químicas proceden en una misma dirección. La mayoría son irreversibles, al menos en cierto grado. Al inicio de un proceso reversible, la reacción procede hacia la formación de productos. Tan pronto como se forman algunas moléculas del producto, comienza el proceso inverso: estas: moléculas reaccionan y forman moléculas de reactivo. El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes. El equilibrio químico es un proceso dinámico. Se puede comparar con el movimiento de los esquiadores en un centro de esquí repleto de personas, donde el número de esquiadores que suben a la montaña por el teleférico es igual al número de esquiadores que bajan deslizándose. Aunque hay un acarreo constante de esquiadores, la cantidad de personas que hay en el clima y la que esta en la base de la ladera no cambia.

I. PRINCIPIOS TEORICOS

¿QUÉ ES UN EQUILIBRIO QUÍMICO? Universidad Nacional Mayor de San Marcos

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Existen muchas reacciones químicas en las que los productos obtenidos en ellas son tan estables en las condiciones del proceso, que no ofrecen prácticamente tendencia alguna a reaccionar nuevamente entre si para regenerar los reactivos de los que proceden. Así, la reacción NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl es un proceso que continua hasta que precipite todo el AgCl, momento en el cual finaliza la reacción química. A este tipo de reacciones químicas se le denomina irreversible. Existen muchas reacciones químicas en las que no sucede esto. En ellas los productos son capaces de reaccionar entre si para regenerar los reactivos. Así, en la reacción N2 + 3H2 ↔ 2NH3 El NH3 se descompone en H2 y N2. A este tipo de reacción química se le denomina reversible. Al

comienzo

de

una

reacción

química

reversible,

como

las

concentraciones de los reactivos son mayores que las de los productos, la velocidad directa (Vd.) será también mayor en el sentido de izquierda a derecha, es decir, de reactivos a productos; pero a medida que vaya avanzando el proceso y existan concentración considerables de productos, irá aumentando, a su vez, la reacción en sentido contrario, de derecha a izquierda, es decir, de productos a reactivos. Llegará un momento en que ambas velocidades se igualen, formándose tantas moléculas como se destruyen por unidad de tiempo, y por consiguiente, no varían las concentraciones de las sustancias que intervienen. Cuando se cumple esta circunstancia se dice que existe equilibrio químico. El hecho de conseguir el equilibrio no supone en modo alguno que ya no exista reacciones entre las sustancias. Las dos reacciones, tanto la directa como la inversa, siguen produciéndose, pero con igual velocidad en los dos sentidos. El equilibrio químico n es un equilibrio estático, sino

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dinámico. En el equilibrio las condiciones macroscópicas del sistema no variarán, aunque la reacción no se detenga a nivel molecular. De otra forma dicha, 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).  CONSTANTE DE EQUILIBRIO (KC)

 Ley de acción de masa Sea una reacción química reversible, homogénea y que sucede en una etapa, A+B↔C+D La Vd. = K [A] [B]

y la Vi= K´ [C] [D].

Cuando se alcanza el equilibrio se cumple que: Vd. = Vi

es decir K [A] [B] = K’ [C] [D]

Expresión que nos indica que en toda reacción química reversible que transcurra en una sola etapa y en fase homogénea, una vez en equilibrio,

es

constante

el

cociente

entre

el

producto

de

las

concentraciones de productos de la reacción y el producto de las concentraciones de los reactivos.

Esta constante Kc, se denomina constante de equilibrio referido a concentraciones, depende de la temperatura del proceso. Para una reacción general: a A + b B + .... Á c C + d D + ...) Universidad Nacional Mayor de San Marcos

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se define la constante de equilibrio (KC) de la siguiente manera:

Que es la expresión matemática de la llamada ley de acción de masas, establecida por Guldberg y Waage, que dice: Para cualquier reacción química reversible en equilibrio químico a una T dada se cumple que el producto de las concentraciones molares de los productos de reacción, dividido entre el producto de las concentraciones molares de los reactivos, elevados al coeficiente estequiométrico, es una constante, denominada constante de equilibrio. Se denomina constante de equilibrio, porque se observa que dicho valor es constante (dentro un mismo equilibrio) si se parte de cualquier concentración inicial de reactivo o producto. 

Significado del valor de Kc 

La Kc es característica de cada reacción varía con la temperatura siendo las concentraciones medidas en el equilibrio (no confundir con las concentraciones iníciales de reactivos y productos)



El valor de KC, dada su expresión, depende

de cómo se ajuste la

reacción



El valor numérico de dicha constante es la expresión concisa de la tendencia de los reaccionantes a convertirse en productos. Así, un valor alto de K indica que el equilibrio esta muy desplazado hacia la formación de los productos, Un valor pequeño de K indica que la

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reacción directa apenas se realiza, siendo predominante la inversa. El valor de la constante puede variar entre límites bastante grandes: ¡ATENCIÓN!: Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución. Las especies en estado sólido o líquido tienen concentración constante, y por tanto, se integran en la constante de equilibrio. Ejemplo: Tengamos el equilibrio: 2 SO2(g) + O2(g) Á 2 SO3(g). Se hacen cinco experimentos en los que se introducen diferentes concentraciones iníciales de ambos reactivos (SO2 y O2). Se produce la reacción y una vez alcanzado el equilibrio se miden las concentraciones tanto de reactivos como de productos observándose los siguientes datos: Concentraciones al inicio

Exp Exp Exp Exp Exp

1 2 3 4 5

[SO2] 0,200 0,150 — — 0,150

(mol/l) [O2] 0,200 0,400 — — 0,400

[SO3] — — 0,200 0,700 0,250

Concentraciones en el equilibrio (mol/l) [SO2] [O2] [SO3] 0,030 0,115 0,170 0,014 0,332 0,135 0,053 0,026 0,143 0,132 0,066 0,568 0,037 0,343 0,363

Kc 279,2 280,1 280,0 280,5 280,6

Kc se obtiene aplicando la expresión:

Y como se ve es prácticamente constante.

 Cociente de reacción (Q) Se define una nueva magnitud, cociente de reacción, Q, que tiene la misma expresión que Kc, pero donde las concentraciones no son las del equilibrio. Así, en una reacción cualquiera: a A + b B Á c C + d D se llama cociente de reacción a:

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Tiene la misma fórmula que la KC pero a diferencia de ésta, las concentraciones no tienen porqué ser las del equilibrio. 

Si Q = Kc entonces el sistema está en equilibrio.



Si Q < Kc el sistema evolucionará hacia la derecha, es decir, aumentarán las concentraciones de los productos y disminuirán las de los reactivos hasta que Q se iguale con KC.



Si Q > Kc el sistema evolucionará hacia la izquierda, es decir, aumentarán las concentraciones de los reactivos y disminuirán las de los productos hasta que Q se iguale con KC.

 Constante de equilibrio Kx. Podemos expresar la constante de equilibrio en función de las fracciones molares. La ley de Dalton para gases ideales dice: , donde Xi es la fracción molar

Donde:

,es la constante de equilibrio referida a fracciones molares. Entonces queda Kp = Kx · P∆n que es la relación entre Kp y Kx

 Relación directa e inversa Si A(g) + B(g) ↔ C(g) + D (g) Universidad Nacional Mayor de San Marcos

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Kc del proceso directo es:

Kc del proceso inverso es:  MODIFICACIONES DEL EQUILIBRIO Si un sistema se encuentra en equilibrio (Q = K c) y se produce una perturbación: 

Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos.



Cambio en la presión (o volumen).



Cambio en la temperatura.

el sistema deja de estar en equilibrio y trata de volver a él.



Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos. Si una vez establecido un equilibrio se varía la concentración algún

reactivo o producto el equilibrio desaparece y se tiende hacia un nuevo equilibrio. Las concentraciones iniciales de este nuevo equilibrio son las del equilibrio anterior con las variaciones que se hayan introducido. Lógicamente la constante del nuevo equilibrio es la misma, por lo que

si

aumenta

la

concentración

de

algún

reactivo,

crecería

el

denominador en Q, y la manera de volver a igualarse a KC sería que disminuyera la concentración de reactivos (en cantidades estequiometrias) y, en consecuencia, que aumentasen las concentraciones de productos, con lo que el equilibrio se desplazaría hacia la derecha, es decir, se obtiene más producto que en condiciones iníciales.

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De la manera, en caso de que disminuyera la concentración de algún reactivo: disminuiría el denominador en Q, y la manera de volver a igualarse a KC

sería que aumentase la concentración de reactivos (en

cantidades estequiométricas) y, en consecuencia, que disminuyesen las concentraciones de productos, con lo que el equilibrio se desplazaría hacia la izquierda, es decir, se obtiene menos producto que en condiciones iníciales. Análogamente,

podría

argumentarse

que,

si

aumentase

la

concentración de algún producto, el equilibrio se desplazaría a la izquierda, mientras que si disminuyese, se desplazaría hacia la derecha.



Cambio en la presión (o volumen) En cualquier equilibrio en el que haya un cambio en el número de

moles en sustancias gaseosas entre reactivos y productos, como por ejemplo en reacciones de disociación del tipo: A Á B + C, ya se vio que KC  c x 2 Al aumentar “p” (o disminuir el volumen) aumenta la concentración y eso lleva consigo una menor “”, es decir, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda que es donde menos moles hay. Este desplazamiento del equilibrio al aumentar la presión, hacia donde menos moles de sustancias gaseosas, es válido y generalizable para cualquier equilibrio en el que intervengan gases. Lógicamente, si la presión disminuye, el efecto es el contrario. Si el número de moles gaseosos total de reactivos es igual al de productos se pueden eliminar todos los volúmenes en la expresión de KC, con lo que éste no afecta al equilibrio (y por tanto, tampoco la presión). ¡CUIDADO!: El cambio de presión apenas afecta a sustancias líquidas (incluyendo disoluciones) o sólidas, por lo que si en una reacción no interviene ningún gas, estos cambios no afectarán al equilibrio.

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

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Cambio en la temperatura. Se observa que, al aumentar T, el sistema se desplaza hacia donde

se consuma calor, es decir, hacia la izquierda en las reacciones exotérmicas y hacia la derecha en las endotérmicas. Si disminuye T el sistema se desplaza hacia donde se desprenda calor (derecha en las exotérmicas e izquierda en las endotérmicas).  PRINCIPIO DE LE CHATELIER, VARIACIONES EN EL EQUILIBRIO Existe una regla, que permite predecir de forma cualitativa el sentido en el que se verá desplazado un

equilibrio cuando se modifican las

condiciones de reacción, es el llamado Principio de Le Chatelier, que dice: “Un cambio o perturbación en cualquiera de las variables que determinan el estado de equilibrio químico produce un desplazamiento del equilibrio en el sentido de contrarrestar o minimizar el efecto causado por la perturbación”.



∆[reactivos]

>0

→



∆[reactivos]

0

←



∆[productos] < 0

→



∆T > 0 (exotérmicas)

←



∆T > 0 (endotérmicas)

→



∆T < 0 (exotérmicas)

→



∆T < 0 (endotérmicas)

←



∆p > 0

Hacia donde menos nº moles de gases



∆p < 0

Hacia donde más nº moles de gases.

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 Importancia en procesos industriales. El saber qué condiciones favorecen el desplazamiento de un equilibrio hacia la formación de un producto es de suma importancia en la industria, pues se conseguirá un mayor rendimiento, en dicho proceso. Un ejemplo típico es la síntesis de Haber en la formación de amoniaco a partir de la reacción N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g), exotérmica. La formación de amoniaco está favorecida por altas presiones (menos moles gaseosos de productos que de reactivos) y por una baja temperatura. Por ello esta reacción se lleva a cabo a altísima presión y a una temperatura relativamente baja, aunque no puede ser muy baja para que la reacción no sea muy lenta. Hay que mantener un equilibrio entre rendimiento y tiempo de reacción.

II.

DETALLES EXPERIMENTALES

 MATERIALES  5 Tubos de ensayo de igual diámetro y altura.  Probeta de 25mL  Pipeta de 5.0 y 10.0mL  Vaso de precipitado de 150mL  Pisceta, goteros y gradilla  Regla milimetrada y etiquetas  Fuente de luz blanca  REACTIVOS    

Tiocianato de potasio(KSCN) 0.002M Cloruro férrico(FeCl3) 0.2M Cloruro de potasio solido Agua destilada.

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*

Procedimiento:



DETERMINACION CUANTITATIVA DE LA CTE DE EQUILIBRIO MEDIANTE EL METODO COLORIMETRICO.

1. La concentración de ion tiocianato de hierro (III); FeSCN +2 se determinara por una técnica colorimétrica (igualación de colores). 2. Una vez conocida la concentración del ion FeSCN +2(ac) se puede calcular la concentración de los demás componentes en el equilibrio. A partir de las concentraciones iniciales y los volúmenes empleados de las soluciones de FeCl3

y KSCN se puede calcular la concentración

inicial de los iones: Fe+3 y SCN – respectivamente. 3.

La experiencia se plantea de manera que siempre se utilizara un exceso de ion Fe+3; así el reactivo limitante siempre será el ion -

SCN

La concentración del ion SCN – será constante.

4. La variación de la concentración del ion Fe+3 se observara por la diferencia en la intensidad del color rojo. la concentración del tiocianato de hierro en equilibrio será la misma que la concentración inicial del SCN–. 5. Es necesario suponer que la reacción en el primer tubo llega a completarse y este será el estándar que se tiene para determinar la concentración del ion FeSCN+2

(ac)

en los demás tubos, como la

intensidad del color depende de este ion y de la profundidad del liquido, se puede igualar el color del tubo estándar con el de los tubos, extrayendo liquido del tubo estándar.

OBSERVACIONES Y CALCULOS  REVERSIBILIDAD ENTRE EL FeCl3 Y EL TIOCIANATO DE POTASIO FeCl3

+

KSCN

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(FeSCN)Cl2

+

KCl

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20ml de H2O + 3 gotas de FeCl3

1

Patrón



2

+ 3 gotas de KSCN

3

4

Patrón

Patrón

Patrón

+ KSCN

+ FeCl3

+ KCl(s)

Aquí se realiza la preparación de una solución de cloruro férrico y tiocianato de potasio. Luego dicha solución se divide en cuatro tubos de ensayo con una cantidad aproximadamente igual.



El tubo 1 le denominamos patrón, ya que este no va tener ninguna alteración. Observándose que su coloración es un rojo sangre.



Al tubo 2 se le agrega KSCN para su posterior reacción, observándose que el equilibrio tiende a irse a la derecha a producir más producto. Observándose que su coloración disminuye a un rojo tenue.

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

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Al tubo 3 se le agrega FeCl 3 para su posterior reacción, observándose que el equilibrio tiende a irse a la derecha a producir más producto. Observándose que su coloración es una rojo intenso.



Al tubo 4 se le agrega KCl, observándose que el equilibrio tiende a irse a la izquierda a producir más reactantes. Observándose una coloración rojo anaranjado.

 DETERMINACION CUANTITATIVA DE LA CTE DE EQUILIBRIO MEDIANTE EL METODO COLORIMETRICO.

1

2

5mL de 5mL de KSCN

KSCN 5mL de KSCN

0.002M

0.002M

+

+

5mL de FeCl3

3

0.002M +

5mL de FeCl3

5mL de FeCl3

0.032M

0.0128M

0.2M 

En tres tubos de ensayos limpios y secos, añadir 5ml de solución de

 

tiocianato de potasio 0.002M a cada uno. Añada 5mL de FeCl3 0.2M al tubo 1, este será el tubo estándar. Prepare soluciones de FeCl3 0.032M y 0.0128M, a partir de la solución 0.2M por diluciones sucesivas.

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Así para obtener una solución 0.032M, se mide 4mL de la solución 0.2M en la probeta graduada y se completa a 25mL con agua destilada (V1*M1=V2*M2), vierta los 25mL de la probeta al vaso de 150 mL limpio y seco, para mezclar bien.



De

la

solución

obtenida en el

vaso de 150mL,

medir

pipeta

y

vierta al tubo 2.

medir

10mL y verter a

5ml

Luego

con

la

la probeta graduada limpia y seca para preparar la solución 0.0128 de FeCl3 (descartar la solución que queda en el vaso), completar en la probeta con agua destilada hasta 25ml. Mezcle bien un vaso de 150ml. De esta solución separe 5ml y vierta al tubo 3. Descarte lo que queda en el vaso. 

Comparar el color de la solución del tubo estándar, el tubo 1 con la del tubo 2 envueltos en papel blanco, mirando abajo a través de los tubos que están dirigidos a una fuente de luz blanca difusa. Extraer liquido del tubo estándar hasta que se igualen los colores, anote la altura del liquido en el tubo estándar y la del tubo comparado



El

contenido

que se extrae con la

pipeta de 5mL

del

se vierte en el

vaso de 150mL, ya

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tubo

estándar

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que si por un mal cálculo visual se podría extraer demasiado liquido, el cual se repone si es necesario hasta que se iguale la coloración.



En igual forma se trabaja con el par de tubos: 1 y 3. Extrayendo líquido siempre del tubo estándar. Anotando las alturas de los líquidos en el momento que se igualen las intensidades del color.

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IV. DISCUSION DE RESULTADOS

Al añadir 3 gotas de FeCl 3 y KSCN (de color naranja e incoloro respectivamente) al vaso precipitado con 20 mL de agua destilada la solución resultante toma un color rojo. Al dividirlo en los cuatro tubos (3) con exceso de FeCl3 (3 gotas) se puso más rojo y en el cuarto tubo al adicionarse el KCl (cloruro de potasio) se aclaró bastante parecido al color del FeCl3 pero mucho más claro.

Al realizarse el experimento se tiene que el reactivo limitante que es el [SCN-] por eso su concentración inicial en los 5 tubos será la misma mientras que la concentración del [Fe+3] cambiará.

Para hallar la

concentración del ión [FeSCN+2] se utilizará la igualación de colores llamada técnica colorimétrica.

La concentración del [Fe+3] y del [SCN-] (tiocianato) se hallaron restando la concentración del [FeSCN+2] a la concentración inicial de cada uno en los respectivos tubos.

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V. CONCLUSIONES

Al agregar sólidos al sistema en equilibrio, este se desplaza hacia donde el lado donde hay defecto de cantidad, eso ocurre sin afectar a la constante de equilibrio. Al aumentar sustancias, ya sea reactantes o productos, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda o derecha, donde se encuentra el defecto. La constante de equilibrio solo se altera cuando se afecta la temperatura en la reacción. La colorimetría es un método no muy recomendable, debido a que depende de la buena visión del observador. Al preparar las soluciones con las concentraciones que pedían, estas derivaban de la concentración de la solución patrón.

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VI. RECOMENDACIONES

 Numerar los tubos de ensayo, u otro material que se rija a algún orden, para así evitar confusiones y obtener resultados no deseados.  Al momento de comparar los tubos por colorimetría, debemos envolverlos en un papel blanco, dándoles forma de “binoculares”

y

colocarse frente al fluorescente.  Se debe observar detenidamente la diferencia de colores y al momento de sacar gotas del patrón, éstas no se deben desechar, sino más bien, debemos conservarlas en un vaso aparte para volverlas a agregar al patrón en caso de que hayamos sacado más de las gotas necesarias para obtener el color deseado.  Al momento de realizarse las soluciones, se obtener volúmenes casi exactos como los obtenidos de manera teórica. Universidad Nacional Mayor de San Marcos

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 Las concentraciones deben ser como indica la guía, debido a que alguna variación estas te llevara a un error.

VII. APENDICE CUESTIONARIO:

1. Explique en qué consiste la técnica colorimétrica.

Existe una necesidad de estandarizar el color para poderlo clasificar y reproducir. El procedimiento utilizado en la medida del color consiste sustancialmente en sumar la respuesta de estímulos de colores y su normalización a la curva espectral de respuesta del fotorreceptor sensible al color. Como referencia, se utiliza la curva espectral codificada de la Comisión Internacional de Iluminación, (conocida por sus siglas CIE en francés), la llamada función colorimétrica. Debe notarse que el color es

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una característica subjetiva, pues solo existe en el ojo y en el cerebro del observador humano, no siendo una característica propia de un objeto. Los fotorreceptores del ojo humano son los conos de la retina, de los que existen diferentes tipos, con sensibilidades diferentes a las distintas partes del espectro luminoso. El matemático alemán Hermann Grassmann enunció unas leyes sobre la mezcla aditiva del color. Ellas muestran que cualquier color puede expresarse como suma de tres colores primarios, es decir, de tres colores en los cuales uno no puede obtenerse por la mezcla de los otros dos. Aplicando sus leyes, se obtiene la denominada ecuación unitaria del color, que representada, da una forma parecida a un triángulo, el triángulo internacional de color. El área dentro de las tres curvas que se obtienen al fin del procedimiento dan origen a tres valores: las coordinadas triestímulo” X”, “Y” y “Z” ligadas a las coordinadas de cromaticidad x e y por relaciones lineales. El paso de un espacio de colores a otro son datos de relaciones de transformación de coordenadas. El tono es el estado puro del color: rojo, amarillo, azul... La saturación de un color es su grado de pureza. Un color está más saturado cuanto menor sea su contenido de grises o de blancos. Los colores de la naturaleza siempre son más o menos saturados. La intensidad, o luminosidad de un color, es la característica que hace que este aparezca más claro, independientemente de su saturación. En nuestro experimento la técnica colorimétrica consistió en comparar el color del tubo patrón con cada uno de los colores de los otros dos tubos frente a un fluorescente; luego extraer gotas del tubo patrón hasta que los colores del tubo patrón y el tubo con el que se lo está comparando se aproximen lo más que se pueda.

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2. ¿Cuál será la concentración en el equilibrio del ión complejo (FeSCN) +2

(ac)

en el tubo número 2?

Según los cálculos que hemos realizado en la parte experimental llegamos al siguiente resultado:

Altura del líquido en el Tubo Patrón:

4.7cm

Altura del líquido en el Tubo #2:

7.1cm

Hallemos “x” con la fórmula: x = h1[SCN-](inicial) / h2 x = (4.7 x 0.001) / 7.1 x = 6.61 x 10-4M

[FeSCN2+] = x = 6.61 x 10-4M

3. ¿Cuál será la concentración en el equilibrio del ión SCN - en el tubo número 3? Según los cálculos realizados en la parte experimental, obtuvimos: Altura del líquido en el Tubo Patrón:

3.1cm

Altura del líquido en el Tubo #3:

7.1cm

Hallemos “x” con la fórmula: x = h1[SCN-](inicial) / h2

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x = (3.1 x 0.001) / 7.1 x = 4.36 x 10-4

[SCN-] = 0.001 – x = 0.001 – 4.36 x 10-4 = 5.64 x 10-4M

4. ¿Qué información proporciona la constante de equilibrio obtenida?

Sabemos que la magnitud de la constante de equilibrio indica si una reacción en equilibrio es favorable a los productos ó a los reactivos. Si K es mucho mayor que 1 (K>1), el equilibrio se desplazará a la derecha y favorecerá a los productos. Por lo contrario, si K es mucho menor que 1 (K