Laboratorio #3

 

C

  NIVERSIDAD DEL VALLE

“INGENIERIA INDUSTRIAL”

CHH S V

IIN

LABORATORIO Nº 3

“EQUILIBRIO QUÍMICO DE INDICADORES ” APELLIDOS Y NOMBRES:

Gabriel Cori Flores Jhoisy Chipana Ticona Richard Fernando Huanacu Condori Stephany Antonia Antonia Santander Montes Guillermo Roberto Vargas Jordan DOCENTE: PHD. JOSE CALDERON VALLE

NOTA

2020 1

 

INDICE 1. OBJETIVOS.......................................................................3 2. COMPETENCIAS..........................................................3 3. CONOCIMIENTO TEORICO REQUERIDO................3   Equilibrio químico............ ....................... ........................ ....................... ....................... ............3 3   Constante de equilibrio............ ....................... ....................... ....................... .................4 .....4   Cociente de reacción y sentido espontáneo. .....................4   Indicadores......................................................................4   Principio de Le Chatelier............ ...................... ....................... ..........................5 ..............5 Reacción estudiada............ ........................ ....................... ....................... ...............................5 ...................5 4. MATERIALES, REACTIVOS Y EQUIPOS..................6 5. TECNICA O PROCEDIMIENTO................................15 Experimento 1.......................................................................16 Experimento 2.......................................................................19 8. CONCLU CONCLUCION.... CION................ ........................ ....................... .......................................... ...............................19 19 9. CUESTIO CUESTIONARIO NARIO........... ....................... ....................... ....................... ................................19 ....................19 10. BIBLIO BIBLIOGRAFIA GRAFIA............ ........................ ....................... ........................................... ................................24 24 11. ANEX ANEXOS......... OS..................... ........................ ....................... ........................................... ................................25 25

2

 

Laboratorio Nº 3 EQUILIBRIO QUÍMICO DE INDICADORES  

1. OBJETIVOS • Identificar el punto de equilibrio de indicadores ácido – 

base, por observación de la variación de pH durante la neutralización de una base débil con un ácido fuerte. • Ve Veri rific ficar ar el desp despla laza zami mien ento to del del equi equili libr brio io co confo nform rmee el

Principio de Le Chatelier, por modificación de la concentración de las sustancias.

2. COMPETENCIAS • Analiza procesos acido – base, aplicando indicadores para determinar cantidades relativas de materia o visualizar condiciones, para controlar o estudiar procesos industriales reversibles.

3. CONOCIMIENTO TEORICO REQUERIDO El estudiante debe investigar los siguientes conceptos y escribir un resumen como marco teórico de su informe, el conocimiento de estos conceptos se evalúa con un examen previo a la práctica. 3

 

 

Equilibrio químico. Equilibrio químico es la denominación que se hace a cualquier reacción reversible cuando se observa que las cantidades relativas de dos o más sustancias permanecen constantes, es decir, el equilibrio químico se da cuando la concentración de las especies participantes no cambia, de igual manera, en estado de equilibrio no se observan cambios físicos a medida que transcurre el tiempo; siempre es necesario que exista una reacción química para que exista un equilibrio químico, sin reacción no sería posible.  

Constante de equilibrio.

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 siempre debe especificarse.

 

Cociente de reacción y sentido espontáneo.

El cociente de reacción Q es una medida de la cantidad relativa de productos y reactivos presente en una reacción en un determinado momento. Esta expresión parece terriblemente familiar, porque Q es un concepto que está estrechamente relacionado a la constante de equilibrio K. Un proceso espontáneo es, en termodinámica, la evolución en el tiempo de un sistema en el cual se libera energía libre, usualmente en forma de calor, hasta alcanzar un estado energético más estable. 4

 

 

Indicadores.

Un indicador posee la cualidad de indicar (por medio de colores) si una sustancia es un ácido o base débil. Si un indicador se añade a una muestra, generalmente una disolución, sobre la que se desea realizar el análisis, se produce un cambio químico en el que es apreciable, generalmente, un cambio de color en el indicador (el color y la fuerza del mismo variará dependiendo de diferentes factores como la constante de acidez). Este cambio ocurre porque estas sustancias sin ionizar tienen un color distinto al que tienen cuando están ionizadas. Desde un punto de vista molecular los Indi In dica cado dore ress son son colo colora rant ntes es con con una una estr estruc uctu tura ra re rela lati tiva vame ment ntee compleja cuyo color cambia según estén en presencia de un medio ácido o un medio básico. La variación de color se denomina viraje. El indicador puede alterar su estructura debido a cambios en el pH. Por ejemplo, si el medio es lo suficientemente suficientemente básico podría perder un prot protón ón y por por tant tantoo al modi modifi fica cars rsee su estr estruc uctu tura ra quím químic icaa cambiaría su color.  

Principio de Le Chatelier.

Si un sistema químico que en principio este en equilibro experimenta un cambio en concentración, en la temperatura, en el volumen o en la presión parcial, variara para contrarrestar ese cambio. Este principio es equivalente al de la ley de masas.

Reacción estudiada Equilibrio ácido – base: El valor de pH de cambio de color de la fenolftaleína correspond correspondee a la siguiente reacción:

5

 

 

Na2CO3  + HCl

NaCl + NaHCO3 

El valor de pH de cambio de color del rojo de metilo corresponde corresponde a la siguiente reacción: NaHCO3  + HCl

NaCl + Na2CO3 

Equilibrio redox: 2CrO4 2 –   + 2H + 

Cr2O7 2 –   + H2O

K c = 1.6 x 10  – 2

Teniendo en cuenta que el BaCr 2O7 es soluble y el BaCrO4 es insoluble y amarillo, deducir y explicar.

4. MATERIALES, REACTIVOS Y EQUIPOS Item

Descripción

Cantidad por grupo cantida unidad d

Cantidad por grupos #de total grupos

MATERIALES 1

Vaso de precipitado de 250 mL

1

pieza

4

4

2

Tubos de ensayo

4

pieza

4

16 6

 

3

Gradilla

1

pieza

4

4

4

Vaso de precipitado de 100 mL

5

pieza

4

5

6

Balón aforado de 250 mL

1

pieza

4

2

7

 

7

Balón aforado de 25 mL

5

piezas

4

5

8

Pipetas 10 ml

1

pieza

4

4

9

Varillas de vidrio

1

pieza

4

4 8

 

10 Propipeta de goma

1

pieza

4

4

11 Gotero

2

pieza

4

8

12 Piseta

1

pieza

4

4

9

 

13 Bureta 50 mL

1

pieza

4

4

14 Embudo pequeño

1

pieza

4

4

15 Soporte universal

1

pieza

4

4

10

 

16 Pinza doble

1

pieza

4

4

5

mililitro s

4

20

0,2

gramos

4

0,8

REACTIVOS 1

Ácido Clorhídrico concentrado HCl

2

Carbonato de sodio P.A.

11

 

Na2CO3

3

Naranja de metilo (solución 0,1 %)

2

mililitro s

4

8

2

mililitro s

4

8

0,2

gramos

4

0,4

C14H14N3NaO3S

4

Fenolftaleína (solución 1 %) C₀  H₁₄O₄

5

Dicromato de potasio K2Cr2O7

12

 

6

Cromato de potasio

0,1

gramos

4

0,2

0,5

gramos

4

2

0,15

gramos

4

0,3

K CrO₄

7

Hidróxido de sodio P.A. NaOH

8

Cloruro de bario P.A. BaCl2

13

 

9

5

tiras

4

20

Balanza

1

pieza

4

2

pH – metro calibrado

1

pieza

4

2

Tiras de papel indicador de pH (0  – 14)

EQUIPOS

14

 

OBSERVACIONES: Esta práctica está planificada para 16 estudiantes repartidos en 4 grupos

5. TECNICA O PROCEDIMIENTO (a) Estudio de los puntos de equilibrio de 2 indicadores ácido – base Calcular y preparar 250 mL de solución 0,20 M de HCl. Nota: medir el ácido concentrado en volumen, para esto debe tener en cuenta la información de la etiqueta (pureza y densidad).

Introducir 0,15 g de Na 2CO3 0,2 M en un vaso de precipitado de 250 mL, añadir 20 mL de agua destilada y 2 gotas de fenolftaleína. Anotar el color y medir el pH inicial.

Introducir la solución de HCl 0,2 M en una bureta. Nota: enrasar a 0, nivelar parte inferior del menisco con 0.

Añadir gota a gota HCl a la solución de Na 2CO3, agitar continuamente, hasta observar cambio de color. Anotar el color y medir el pH. Añadir 1 mL de HCl(aq), agitar, dejar estabilizar y medir el pH. Repetir esta operación hasta que la solución cambie de color. Nota: disminuir volumen añadido a medida que se aproxima al cambio de color (a medida que se aproxima a pH 7), anotar el volumen exacto que se ha añadido de HCl.

15

 

Añadir 4 gotas de naranjado de metilo. Anotar el color. Continuar con la adición de solución de HCl(aq) y medir el pH, hasta que ocurra un nuevo cambio de color. Anotar el color final y el volumen total de HCl añadido hasta este punto. (b) Estudio del desplazamiento del equilibrio en una reacción Preparar las siguientes soluciones: • • • • •

25 mL de solución 0,02 M de K 2Cr2O7(aq). 25 mL de solución 0,02 M de K 2CrO4(aq). 25 mL de solución 0,5 M de NaOH(aq). 25 mL de solución 0,5 M de HCl(aq). 25 mL de solución 0,02 M de BaCl 2(aq).

Introducir K 2Cr2O7(aq) en 6 tubos de ensayo, 1 mL en cada uno. Añadir gota a gota HCl (aq). Observar y anotar los cambios. Sobre la solución anterior, añadir gota a gota NaOH(aq). Observar y anotar los cambios. En otro tubo de ensayo, colocar 2 mL de KCrO4(aq) y algunas gotas de HCl.

Añadir solución de BaCl2(aq) 0,02 M. Observar y anotar cambios. 6.

TIEM TIEMPO PO DE DU DURA RACI CIO ON DE DE L LA AP PR RAC ACTI TIC CA 100 minutos.

7.

MEDI MEDIC CIÓN ÓN,, C CAL ALCU CULO LOS S Y GRA RAFI FICO COS S

Experimento 1 •

(5 puntos) Dibujar el montaje utilizado y nombrar todos los materiales. 16

 

V  HCL( ml ) 

 pH 

2ml 5ml 10ml 15ml 20ml 25ml

11 10 9 8 8 8

30ml 7 4 gotas de naranja de melo 24ml-5ml=19ml 4

 

¿ ¿ 

 

Azul claro celeste oscuro celeste celeste celeste celeste claro verde (pH neutro) amarillo

(5 puntos) Escribir las reacciones (equilibradas).

HCl + Na2CO3 → H2O + CO2 + NaCl  

(1 (10 0 pu punt ntos os)) Escr Escrib ibir ir lo loss dato datoss (mas (masaa de so solu luto tos, s, volú volúme mene ness prep prepar arad ados os,, concentraciones reales), volumen en cada viraje y volumen gastado en total (Vg), pH de equilibrio de cada indicador (viraje) m=15g Na2CO3 0.2M 14.93g Balanza con el precipitado. 20ml H2O sobre la solución 2 gotas de fenolaleína Titulamos con 25ml de Ácido Clorhídrico 0.2M          

 

4 gotas de naranja de melo. 49ml de soluto HCl en total para neutralizar la base. 17

 

 

(10 puntos) Llenar el siguiente cuadro con las observaciones realizadas:

(5 puntos) Calcular la concentración del HCl a parr del volumen ulizado (Vg) en la neutralización.

 V  HCL( ml ) 

 pH 

2ml 11 5ml 10 10ml 9 15ml 8 20ml 8 25ml 8 30ml 7 4 gotas de naranja de melo 24ml-5ml=19ml 4

¿ 

 

1 × 10

−11

−10 1 × 10 −9 1 × 10 −8 1 × 10 −8 1 × 10 −8 1 × 10 −7 1 × 10 −4 1 × 10

Experimento 2 •

  (5 pu punt ntos os)) Dibu Dibuja jarr el mo mont ntaj ajee util utiliz izad adoo y no nomb mbra rarr todo todoss los los materiales.

•

(5 puntos) Escribir las reacciones reacciones (equilibradas).

K 2CrO4 + 2 Na OH = Na2CrO4 + 2 KOH •

(10 puntos) Escribir los datos (masa de solutos, volúmenes preparados, preparados, concentraciones concentrac iones reales). •

4 tubos de ensayo contienen 1 ml en cada uno de K2Cr2O7

• •

4 tubos de ensayo contienen 1 ml en cada uno de K2 Cr O4 A 2 tubos de K2Cr2O7 se añaden 5 gotas de HCl 18

 

• •

A 2 tubos de K2 Cr O4 se añaden 5 gotas de NaOH

(10 puntos) Realizar un cuadro con las observaciones obtenidas. K 2CrO4  puro

K 2CrO4 + NaOH

K 2Cr2O7 puro

K 2Cr2O7  + HCl

Amarillo Naranja Ph 3

Verdoso  Rojo  Ph 2

Naranja claro  Naranja  Ph 5

Verdoso  Violeta  Ph 13

Color de la solución Precipita con BaCl2    • (15 puntos) indicar el sentido de la reacción cuando se añade HCl o NaOH.

8. CONCLUCION  

1er. EXPERIMENTO

En la primera fase de este laboratorio, pudimos observar la variación de pH con la titulación del ácido clorhídrico (HCl) 0.2M neutralizando una base débil diprotica como el carbonato sódico (Na 2CO3) 0.2M con ayuda del indicador de fenolftaleína ya que es el indicador más utilizado en las valoraciones ácido-base, observamos el cambio de colores en el papel torn tornas asol ol,, ob obse serv rvam amos os qu que e pa para ra ll lleg egar ar a la ne neut utra rali liza zaci ción ón de 15 15g g de carbonato de sodio 0.2M utilizamos 30ml de ácido clorhídrico tomando 5 virajes iniciando de un pH 11 con 2 ml de HCL aun con el color rosado y mostrando el papel papel tornasol d de e color azul, llegando llegando así al p pH H 7 con 30ml de HCL, mostrando la solución incolora y el papel de color lila o purpura. Vimos como partimos un pH básico y llegar a un pH acido.  

2do. EXPERIMENTO

Al observar el cambio de color en el papel tornasol tomado por los cuatro tubos de ensaño podemos concluir que el primer tubo de ensayo de la sustancia pura del dicromato con hidróxido de bario tiene un pH= 3. En el segundo tubo que además tiene acido clorhidrico tiene un pH=2 en el tercerr tubo de ensaño de croma terce cromato to de potasio pur puro o vimos el precip precipitado itado de hidróxido de sodio y mostrando un pH en la escala de colores igual a 5. En el 4to tubo de ensaño ya añadido hidróxido de sodio observamos un color oscuro y comparando en la escala de colores con el papel tornasol observamos un pH = 13. Observamos como llegar de un pH acido a un pH básico.

19

 

9. CUESTIONARIO a) Un recipiente cerrado que contiene Pentacloruro de fósforo, PCl5, se calienta hasta alcanzar equilibrio en el sistema. El análisis del contenido del reactor indica PCl5 0,40M; PCl3 = 0,095 M, y Cl2 = 0,035 M. Calcular la constante de equilibrio KC para la reacción.  PC l 5 ↔ P C l3 + C l 2

 

 Kc =

inicial

C

0

x

0 x

reacción equilibrio

0,4

0,095

0,035

x

[ PC l ] [C l ] [ PC l ] 3

2

5

 Kc =

(0.095 )( 0.035 ) (0.4 ) −3

 Kc =8.3125 × 1 0

b) La reacción química: COCl2(g) CO(g) + Cl2(g), tiene una Kc = 0,046. (i) Se introducen 0,40 moles de COCl2 en un recipiente de 5,0 L. ¿cuáles serán las concentraciones en el equilibrio? Si en el equilibrio el volumen se reduce repentinamente a la mitad ¿Cuáles

serán

 

las

nuevas

concentraciones?

COCl 2 ( g) ↔CO ( g) + Cl2 ( g)

inicial

0,4

0

0

reacción

x

x

x

equilibrio

0,4-x

x

x

0.4

 

− x

  V 

 x

 x

  V 

 x V 

2

[CO ][ C l ] V   Kc =  = [ COCl ] 0.4 − x 2

2

2

V 

20

 

2

  x 0.046 = V   (( 0.4 − x )

   x

2

+ 0.23 x −0.092=0

 x =0.209

[ COCl ]= 0.0382 M  2

[ CO ] =0.0418 M  [ C l ]=0.0418 M  2

Si el volumen se reduce a la mitad: 5

 V = =2.5   2

[ COCl ]= 0.0764 M  2

[ CO ] =0.0836  M 

[ C l ]=0.0836 M  2

c) En un recipiente de 250 ml se introducen 5,2 g de PCl5 y se deja alcanzar el equilibrio: PCl5(g) PCl3 (g) + Cl2(g). KC a la temperatura del experimento es 0,48; determinar la composición molar del equilibrio. V = 250 ml → 0.25 litros m PCl 5 =5.2 g  Kc =0.48  M  PCL 5=208.239 5.2 g PC l

5

×

 g mol

1 mo l PC l

= 0.025 mo l PC l

5

208.23 g PCl

5

5

 PC l 5 ↔ P C l3 + C l 2

inicial

0,025

0

0

reacción

x

x

x

equilibrio

0,25-x

x

x

21

 

0.025

 

V 

− x

 

 x

  V 

 x V 

nt =0.025 − x + x + x nt =0.025 + x  x

2

[ PC l ] [ C l ] V   Kc = [ PC l ]   = 0.025− x 2

3

2

5

V  0.046

 x

2

=

 

x

2

V  (  ( 0.025− x )

+ 0.12 x −3 × 1 0− =0 3

 

 x =0.021

Composición molar:  X  PC l = 5

 X  PC l = 3

 X C l = 2

− x 0.025−0.021 =0.086956 × 100=8.69 8.6956 56 % PC l  = 0.025 + x 0.025 + 0.021

0.025

  x 0.025

+ x

  x 0.025

+ x

=

=

 

0.021

0.025  

+ 0.021

0.021

0.025

+ 0.021

5

= 0.456521 × 100 =45. 45.6521 6521 % PC l

=0.456521 × 100= 45. 45.6521 6521 %C l

3

2

Concentraciones:

[ PC l ]=0.016 M  5

[ PC l ]=0.084 M  3

[ C l ]=0.084 M  2

d) En el siguiente equilibrio la constante Kc es 2,5: C2H5 OH + HOOC2H3

C2H5OOC2H3 + H2O

¿Si se hace reaccionar 3 moles de etanol con 2 moles de ácido acético, cuántos gramos de etanol quedan en el equilibrio sin reaccionar?

C 2 H 5 OH + HOO C 2 H 3 ↔ C 2 H 5 OO C 2 H 3 + H 2 O

inicial

3

2

0

reacción

x

x

x

equilibrio

3-x

2-x

x

22

 

Para sab Para saber er cuá cuánto ntos s gr gramo amos s de eta etanol nol que no reacc reaccion ionan, an, hal hallam lamos os el exceso con la teoría de Reactivo Limitante: C 2 H 5 OH + HOO C 2 H 3 ↔ C 2 H 5 OO C 2 H 3 + H 2 O

gramos

138,21

120,104

moles

3

2

 

R. Limitante

R. Exceso 46.07

3 mo l C   H  OH  × 2

gC   H  OH  2

2

=138.21 g C   H  OH  2

2

3

1 mol HOOC   H 

3

5

5

60.052 g HOOC   H 

moll HOOC   H  × 2 mo 2

5

1 mol C   H  OH 

5

2

=120.104 g HOOC   H  2

3

3

Hallamos el reactivo limitante: 2 mo l HOOC   H  2

3

1 molC   H  OH 

×

2

5

1

×

46.07 g C   H  OH  2

5

1

=92.14 gC   H  OH  R . EXC EXCESO ESO 2

5

mol mol Hallamos el exceso restando lo que tenemos menos lo que realmente reacciona: C 2 H 5 OH 

 HOOC 2 H 3

−92.14 gC   H  OH = 46.07 gC   H  OH 

138.21 g C   H  OH  2

5

2

5

2

5

46.07g de etanol no reaccionaran.

e) ¿Cuál será el efecto sobre el equilibrio de las reacciones si: (a) se aumenta la temperatura; (b) se disminuye la presión (c) Se aumenta la concentración del C.  A(g) Se aumenta la temperatura

+

2 B(g)

– 41,2 Kcal 

41.2 Kcal

 

+ A ( g) + 2 B( g) ↔ 5 C 

 

→

endotérmica

Disminuye la presión

Aumenta la concentración de C

5C

 

 ↓ P ↑ V   ( Donde haya mayor cantidad de moles )

 

→

A( g) + 2 B( g) ↔ 5 C  ←↑  

 

←

23

 

10. BIBLIOGRAFIA hps://squiweb.es/Videos/EquilibrioQ/index.htm#:~:text=Equilibrio%20qu hps://squiweb.es/Videos/EquilibrioQ/index.htm#:~:text= Equilibrio%20qu %C3%ADmico.,Principio%20de%20le%20Chatelier&text=El%20Principio%20de%20Le %20Chatelier,los%20efectos%20de%20dicha%20perturbaci%C3%B3n.. %20Chatelier,los%20efectos%20de%20dicha%20perturbaci%C3%B3n hps://www.goo ww.google.com/ gle.com/search? search?   hps://w q=ph+11+laboratorio&rlz=1C1CHBF_esBO911BO911&sxsrf=ALeKk01O6bNDVEudaLB 5EzL0c8vZYM2FYA:1601611135402&source=lnms&tbm=isch&sa=X&ved=2ahUKEwj7

 

 

 

 

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11. ANEXOS

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