laboratorio 3

QUÍMICA INFORME TRABAJO PRÁCTICO N°3

Sotelo Nicolás, 60840/7; Grupo 7 Comisión: 1 de Abril de 2011

1. Objetivos PARTE A) Conocer el comportamiento del equilibrio químico en un sistema a través de perturbaciones. Aplicación del Principio de Le Chatelier. PARTE B) Estimación del pH de soluciones problema utilizando distintos indicadores en solución y cinta indicadora. Determinación del pH con un peachímetro.

2. Reconocimiento de materiales Para realizar las actividades propuestas se utilizaron los siguientes materiales: •

1 espátula

•

1 gradilla

•

10 tubos de ensayo

•

1 vidrio de reloj

•

1 vaso de precipitado

•

1 piseta

•

Solución de FeCl3

•

Solución de NH4SCN

•

Solución de K2Cr2O2

•

Solución NaOH

•

Solución de Na2CrO4

•

Solución de HCl

•

NH4Cl (sólido)

•

Azul de timol

•

Azul de bromotimol

•

Heliantina o anaranjado de metilo

•

Fenolftaleína

3. Datos experimentales y resultados 1

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PARTE A Experiencia 1 Colocamos en un tubo de ensayo 10ml de agua destilada, 6 gotas de solución de cloruro férrico (FeCl3) y 3 gotas de solución de tiocianato de azufre (NH4SCN), y agitamos para lograr la homogenización. La reacción que ocurre es la siguiente: FeCl3 + 3 NH4SCN Fe(SNC)3 + 3 NH4Cl Nota: La solución de FeCl3 es amarilla, la de NH4SCN incolora, la de Fe(SCN)3 roja y la de NH4Cl incolora. Repartimos el volumen obtenido en cinco partes iguales, cada una en un tubo de ensayo distinto, y a cuatro de los sistemas le realizamos distintas perturbaciones. Modificación

[FeCl3 ]

[NH4SC N]

[NH4Cl ]

[Fe(SCN )3]

Reacci ón

Q

K

a FeCl3

<

<

>

>

---->

Q

>

---->

Q

>

<

<

K

=

d Aumento T°

>

>

<

<

K

Consideraciones: Las gotas agregadas no modifican el volumen inicial. Perturbación A: Agregado de solución de FeCl3. El color del sistema obtenido era levemente más oscuro que el sistema testigo. Esto nos hizo suponer que la reacción ocurrió hacia la derecha, es decir hacia el lado de los productos. Lo que ocurre es que al aumentar la cantidad de reactivos, el equilibrio se rompe, éstos se deben consumir y, para ello, formar más producto. Q, entonces, es menor que K (ya que el denominador se agranda pero el numerador queda igual), y K no cambia. Perturbación B: Agregado de solución de NH4SCN. El color del sistema obtenido es marcadamente más intenso que el del testigo (mucho más rojo, muy oscuro). Al igual que en el caso anterior, estamos aumentando la concentración de unos de los reactivos, y por lo tanto el equilibrio se rompe. Para volver a estabilizarse, el sistema avanza hacia los productos, consumiendo los reactivos. Q, nuevamente, es menor que K. K no varía.

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Aclaración: La diferencia de intensidad del color entre A y B se debe a que, si nos guiamos por la estequiometria, cada tres moles de NH4SCN se consume uno de FeCl3. En el caso A, el FeCl3 se consume rápido, y se queda sin más NH4SCN con el que reaccionar. En B, en cambio, al agregar NH4SCN (que es el que más “necesita” la reacción) vemos un color más marcado porque se pudo formar más producto. Perturbación C: Agregado de NH4Cl sólido. El color del sistema obtenido es más claro que el del testigo. En este caso, estamos aumentando la concentración de uno de los productos. Entonces, para volver al equilibrio (que se pierde), la reacción necesita avanzar hacia la izquierda (es decir, para el lado de los reactivos). Q es mayor que K (el numerador aumenta, pero el denominador no cambia). K no varía. Perturbación D: Aumento de la temperatura. Para realizar esta perturbación colocamos el tubo de ensayo en un vaso de precipitado con agua hirviendo. El color del nuevo sistema fue más claro que el original. Deducimos, entonces, que la reacción avanzó hacia la izquierda para lograr nuevamente el equilibrio (hacia el lado de los reactivos). Q es mayor que K; y K disminuye.

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QUÍMICA INFORME TRABAJO PRÁCTICO N°3 Experiencia 2

En un tubo de ensayo colocamos 20 gotas de solución de K2Cr2O7. Lentamente incorporamos gotas de NaOH hasta que el sistema tomó color amarillo. La reacción que ocurre es la siguiente: Cr2O7-- + 2 (OH)- 2CrO4-- + H2O En otro tubo colocamos 20 gotas de K2CrO4 y fuimos agregando HCl, hasta que logramos el color naranja. Lo que concluimos es que la segunda reacción es igual que la primera, pero en sentido inverso. Aparece el CrO4, pero esta vez en los reactivos, y se consume para formar Cr2O7-- (por eso ahora a la vista el sistema pasa de ser naranja a amarillo, en vez de lo contrario). Lo que estamos haciendo en la reacción es bajar la concentración de oxhidrilos.

PARTE B Experiencia 1 a) Preparamos dos series de cuatro tubos cada una. A cada serie le agregamos una cierta cantidad de solución I y solución II para, con el uso de indicadores de pH, estimar su nivel de acidez. Serie 1 Indicador

Color obtenido

Valores de pH

Fenolftaleína

Incoloro

< 8,3

Azul de bromotimol

Amarillo

10

Azul de timol

Azul

> 9,6

Heliantina

Amarillo

> 4,5

Azul de bromotimol

Azul

> 7,6

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En base a los resultados obtenidos (indicado por los distintos colores que fueron tomando los sistemas al incorporar distintos indicadores), estimamos que la serie 1 es de una solución ácida con pH entre 1,2 y 2,8. En cuanto a la segunda serie, es una solución alcalina con pH mayor que 10. b) Colocamos agua de la canilla en 4 tubos de ensayo, y fuimos utilizando los distintos indicadores para estimar el nivel de pH. Agua de la canilla Indicador

Color obtenido

Valores de pH

Azul de timol

Amarillo

> 2,8 ; < 8

Heliantina

Amarillo

> 4,5

Azul de bromotimol

Verde

Entre 6 y 7,6

Fenolftaleína

Incoloro

< 8, 3

En base a los resultados obtenidos, estimamos que el pH está entre 6 y 7,6; seguramente esté más bien cerca de 6 porque cuando utilizamos el azul de bromotimol el sistema tomó color más bien azulado.

Experiencia 2 En este caso intentaremos estimar el nivel de acidez de la solución 1, de la solución 2 y del agua utilizando cintas indicadoras. Para ello sumergimos trozos de cinta en distintos vasos de precipitado (cada uno contenía una solución distinta), y luego comparamos el color que tomó cada cinta con la escala de colores-pH que figuraba en el contenedor de la cinta. Los valores, ahora, son más cercanos al pH verdadero de las sustancias (porque utilizamos un instrumento más preciso). La solución 1 tenía pH entre 1 y 2; la segunda pH 10 y el agua de la canilla tenía nivel de pH entre 6 y 7.

Experiencia 3 a) Para tener el valor más exacto posible del pH de las soluciones y del agua de la canilla utilizamos un peachímetro. Nota: Previo a cada medición debimos calibrar oportunamente el dispositivo, utilizando sustancias llamadas “buffer”, cuyo pH nos es conocido y, por lo tanto, podemos ajustar el peachímetro.

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QUÍMICA INFORME TRABAJO PRÁCTICO N°3 Los resultados obtenidos fueron: Solución 1

pH 1,69

Solución 2

pH 11,8

Agua de la canilla

Aproximadamente pH 7

b) Utilizando el peachímetro estimamos el pH de algunos productos de uso diario. Product o

pH

Vinagre

2,5 9

CocaCola

2,5 3

7-UP

3,1

Cif

10, 3

Conclusiones PARTE A •

Mediante la experimentación con reacciones cuyos colores de reactivos y productos sean distinguibles, se puede verificar que se cumple el Principio de Le Chatelier.

•

Cuando se cambia una de las concentraciones de las soluciones, siempre el equilibrio se rompe y el sistema avanza en alguna de las direcciones para volver a lograr el equilibrio.

•

El cambio de concentraciones no altera la constante de equilibrio (K). La Q sí cambia.

•

Las constantes de equilibrio son particulares para cada temperatura.

•

A través de experiencias cualitativas es posible comprobar el sentido de las reacciones, no hace falta saber exactamente las cantidades que incorporamos ya que siempre que solo aumentemos la concentración de una especie cada vez, el equilibrio se romperá y la reacción avanzará.

PARTE B 6

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•

Existen diversas maneras de estimar el nivel de pH. Acorde al propósito que tengamos a la hora de medir, se utilizará el instrumento adecuado. Con los indicadores que utilizamos al comienzo, teníamos rangos muy amplios de niveles de pH, con el uso de las cintas el margen era más acotado y, finalmente, el peachímetro nos dio un valor sumamente preciso. (Por ejemplo si solo nos interesara saber qué tipo de medio es cada uno, bastaría con utilizar los indicadores o la cinta, no nos haría falta la exactitud de un peachímetro).

•

Es muy complejo obtener el nivel de pH verdadero, solo podemos hacer aproximaciones (según el instrumento utilizado cada vez mejores); pero hasta cuando se utiliza el peachímetro el valor obtenido sigue siendo una estimación, puesto que los centésimos del valor obtenido suelen oscilar.

X Sotelo, Nicolás 60840/7

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