Practica 1 Equilibrio Quimico Ionico

Escuela Superior de Ingeniería química e Industrias Industrias Extractivas Extractivas Instituto Politécnico Nacional

Práctica 1 Iónico ” “Equilibrio Químico Iónico” Laboratorio de termodinámica termodinámi ca del equilibrio químico.

Alumnos : 

Albores Velazquez, Fernando Bárcenas Martínez Carlos Bravo Castulo verónica Villegas Franco , Sergio Sergio Daniel Daniel Gonzales Bernal Marisol Uribe Fernández Stephanie Anjuli Monterrubio Olguín José Eduardo Peña Ramos Edith Rocío Romero López Alonso 

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Grupo : 2IM55. Profesor : Carmen Reza México D,F., a 4 de Marzo de 2013

“Equilibrio Químico Iónico” Objetivos:

Marco teórico.

El espectrofotómetro de ultravioleta-visible (uv-vis) es un aparato que no permite identificar un compuesto, y su concentración, basados en la la ley de lambert -beer. En importante conocer el espectro electromagnético ya que las sustancias absoroben a ciertas longitudes de onda y nos permiten conoser sus propiedades. es una herramienta analaitica muy importante Espectro electromagnético. Se le denomina espectro electromagnético a la distribución de energía de conjunto de las ondas electromagnéticas, referido a un objeto se denomina espectro a la readeación magnética que emite es decir un espectro de emisión o si absorbe es espectro de absorcion a una subtancia .Dicha radiación sirve para identificar la subtancia de manera análoga a una guella particular. El espectro electromagnético cubre longitudes de onda muy variadas . Existen desde 30 hz y de menores aún que son relevantes para un estudio. Las logitudes de onda entre más grandes son menos energía presenta, y entre más pequeñas son más enegia tienen . cuando las longitudes de onda son muy pequeñas (rayos x o rayos gamma ) son energía dañinas para el cuerpo. Ley de lambert- beer Es la ley fundamental de espectrofotometros donde se propone que la absorbancia de una muestra a determinar la absorbancia de una muestra a determinada longitud de onda depende de la cantidad de especie absorbente con la que se encuentra la luz al pasar por la muestra, explicando de

forma matemática como la luz que es absorbida por la materia . Los fenómenos que presenta son 3 1. La cantidad de materia (concentración ) que absorbe el medio 2. La distancia que la luz tiene que viajar a través de la muestra (trayecto óptico) 3. L extinción molar o el coeficiente de absorción es la probabilidad de que l fotón sea absorbido por el material

Por lo que se deduce que:

A=εbc donde :  A= absorbancia ε= coeficiente de extinción molar [=] L/mol*cm b=espesor de la celda [=] cm C= concentración de compuesto en solución [=]mol^L-1

El equilibrio químico es un estado del sistema en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo. Así pues, si tenemos un equilibrio de la forma:

a A + b B= c C + d D

Se define la constante de equilibrio Kc como el producto de las concentraciones en el equilibrio delos productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, para cada temperatura.

EFECTO DE UN CAMBIO DE LAS CONDICIONES DE EQUILIBRIO.

Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio en un proceso químico,como son la temperatura, la presión, y el efecto de la concentración. La influencia de estos tres factores se puede predecir, de una manera cualitativa por el Principio de Le Chatelier, que dice lo siguiente: “Si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores que influyen en el mismo (temperatura, presión o concentración), el sistema evoluciona de forma que se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha variación.”

Efecto de la Temperatura: si una vez alcanzado el equilibrio, se aumenta la temperatura, el equilibrio se opone a dicho aumento desplazándose en el sentido en el que la reacción absorbe calor, es decir, sea endotérmica.

Efecto de la Presión: si aumenta la presión se desplazará hacia donde existan menor número de moles gaseosos, para así contrarrestar el efecto de disminución de V, y viceversa.

Efecto de las Concentraciones: un aumento de la concentración de uno de los reactivos, hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de productos, y a la inversa en el caso de que se disminuya dicha concentración. Y un aumento en la concentración de los productos hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de reactivos, y viceversa en el caso de que se disminuya. Kc y Kp Para proceder a relacionar la Kc y la Kp debemos relacionar previamente las concentraciones de las especies en equilibrio con sus presiones parciales. Según la ecuación general de los gases perfectos, la presión parcial de un gas en la mezcla vale:

Pi = (ni R T) / V = Ci R T

Una vez que hemos relacionados las concentraciones con las presiones parciales de cada especie, se calcula la dependencia entre ambas concentraciones, simplemente llevando estos resultados a la constante Kc. De esta manera llegamos a la expresión:

Kp = Kc (R T )An

Donde la An es la suma de los moles estequiométricos de todos los productos en estado gaseoso menos la suma de todos los moles de reactivos también gaseosos

Procedimiento experimental

En una probeta agregar 3.0 ml de KSCN 0.002M y 7.0mL de HNO3 0.5M y aforar a un volumen de 25 mL con agua destilada.

Tomar una alícuota de 5ml de la solución preparada y colocarla en un vaso de precipitado.

Agregar 0.1 ml de la solución titulante, agitar para homogeneizar e inmediatamente transferir a una celda para la medición espectrofotométrica.

Terminada la medición verter la muestra (alícuota en el vaso de precipitado y repetir e paso 4 agregando de 0.1 en 0.1 de solución titulante midiendo absorbancias entre cada adición hasta completar 10 lecturas.

De la gráfica obtenida por espectroscopia UV, tomar los datos de absorbancia y longitud de onda para cada una de las curvas.

Reporte : Tabla 1 Método 1 Muestra

Titulante

A

Fe+

SCN-

X=A/SCN-

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

0.1 0.2 0.3 0.4 0.5 0.6 0.7 0.8 0.9 0.9

.29868 .51324 .66424 .76476 .82478 .87878 .91683 .94497 .96418 .97742

1.96E-3 3.84E-3 5.66E-3 7.4E-3 9.09E-3 .01071 .01228 .01379 .01525 .0166

.0002353 .0002307 .0002264 .0002222 .00021818 .0002142 .0002105 .0002068 .0002034 .0002

1269.39 2224.04 2933.7267 3441.42 3780.2417 4100.9733 4354.9425 4567.355 4740.5517 4887.1

Y=A/(Fe+)*(SCN) 647647.9592 579177.08333 518326.2662 465056.7568 415868.1702 382910.6754 354637.0114 331207. 7592 310855.847 294403.6145

Calculos

[Fe3+]0

[SCN-]0 .(.)

1. [Fe3+] 1=

=1.96×10-3

. .(.)

1.

. .(.)

2.

[SCN-]2=

=2.30×10-4

. .(.)

3.

[SCN-]3=

=2.26×10-4

. .(.)

4.

[SCN-]4=

=2.2222×10-4

. .(.)

5.

[SCN-]5=

=2.1818×10-4

. .(.7)

6.

[SCN-]6=

=2.1428×10-4

7.

[SCN-]6=

=2.1052×10-4

=0.01379

8.

[SCN-]8=

=2.06896×10-4

=0.01525

9.

[SCN-]9=

2. [Fe3+] 2=

=3.84×10-3

3. [Fe3+] 3=

=5.66×10-3

4. [Fe3+] 4=

=7.40×10-3

5. [Fe3+] 5=

=9.09×10-3

6. [Fe3+] 6=

=0.01071

7. [Fe3+] 7=

=0.01228

.7 .(.8)

8. [Fe3+] 8=

.8 .(.9)

9. [Fe3+] 9=

10. [Fe3+] 10=

.9 .(.) .

=0.0166

.(.)

[SCN-] 1=

. .(.) . .(.) . .(.) . .(.) . .(.) . .(.) .7 .(.) .8 .(.)

=2.35×10-4

=2.03389×10-4

.9 .(.)

10. [SCN-]10=

.

=0.0002

X=

A

y =

[SCN− ]

1. x = 2. x = 3. x = 4. x = 5. x = 6. x = 7. x = 8. x = 9. x = 10. x =

  .988 2.35×104

  . 4

2.30×10

  . 2.26×104

=1270.9787 =2231.4782 =2939.1150

  .77 4

2.2222×10

0.82478 4

2.1818×10 

0.87878 4

2.1428×10 

0.91683 4 2.1052×10 

=3505.17 =3780.273 =4102.6143 =4355.48

0.94497 4

2.06896×10 

0.96418 4 2.03389×10 

=4569.48

 A [Fe

3+

−

][SCN ]

1. y1  = 0.29868

=648458.5323

(1.96×10 3 )(2.35×10 4 )

2. y2  = 0.51324

=581114.1304

(3.84×10 3 )(2.30×10 4 )

3. y3  = 0.66424

=519278.2764

(5.66×10 3 )(2.26×10 4 )

4. y4  = 0.76476

=465103.2671

(7.40×10 3 )(2.2222 ×10 4 )

5. y5  = 0.82478

=4740.3146

3

(9.09×10 

 0.97742

6. y6  =

0.0002

7. y7  =

=4887

=415871.6357

)(2.1818 ×10 4 )

0.87878

=383063.90

(0.01071)(2.1428 ×10 4 )

0.91683

=354681.3466

(0.01228)(2.1052×10 4 )

8. y8  = 0.94497

=331362.392

(0.01379)(2.06896 ×10 4 )

9. y9  = 0.96418

=310840.305

(0.01525)(2.03389 ×10 4 )

10. y10 = 0.97742

=294403.6145

(0.0166)(0.0002 )

Tabla 2 Método 2 Muestra 1 2 3 4 5 6 7 8

X=A/Fe 152.3878 133.6563 117.3569 103.3459 90.7349 82.0523 74.6604 68.5257

Y=A .29868 .51324 .66424 .76476 .82478 .87878 .91683 .94497

9 10

63.2249 58.8807

.96418 .97742

[SCN -]0

Cálculos

1.

[Fe

3+

]0

1.

  2.   3.   4.   5.   6.   7.   8.   9.  

[Fe [Fe [Fe [Fe [Fe [Fe [Fe [Fe [Fe 10.   [Fe

X=A/[Fe 1. 2.

3. 4.   5.

6. 7.

8. 9.   10.

3+

]1 = 0.1*0.2/10.2 = 1.9607*10-3 3+ ]2 = 0.1*0.4/10.4 = 3.8461*10-3 3+ ]3 = 0.1*0.6/10.6 = 5.6603*10-3 3+ ]4 = 0.1*0.8/10.8 =7 .4074*10-3 3+ ]5 = 0.1*1.0/11=9.0909*10 -3 3+ ]6 = 0.1*1.2/11.2 =0.0107 3+ ]7 = 0.1*1.4/11.4 =0.0122 3+ ]8 = 0.1*1.6/11.6 =0.0137 3+ ]9 = 0.1*1.8/11.8=0.0152 3+ ]10 = 0.1*2/12=0.0166

  [SCN-]1 = 0.002*1.2/10.2 =2.3529*10 -4 2.   [SCN-]2 = 0.002*1.2/10.4 =2.3076*10 -4 3.   [SCN-]3 = 0.002*1.2/10.6 =2.2641*10 -4 4.   [SCN-]4 = 0.002*1.2/10.8 =2.2222*10 -4 5.   [SCN-]5 = 0.002*1.2/11=2.1818*10 -4 6.   [SCN-]6 = 0.002*1.2/11.2 =2.1428*10 -4 7.   [SCN-]7 = 0.002*1.2/11.4 =2.1052*10 -4 8.   [SCN-]8 = 0.002*1.2/11.6 =2.0689*10 -4 9.   [SCN-]9 = 0.002*1.2/11.8=2.0338*10 -4 10.   [SCN-]10 = 0.002*1.2/12=2*10 -4

3+

]0

X =0.29868/1.9607*10 -3 X =0.51324/3.8461*10 -3 X=0.66424/5.6603*10 -3 X=0.76476/7.4074*10 -3 X =0.82478/9.0909*10 -3 X = 0.87878/0.0107 X =0.91683/0.0122 X =0.94497/0.0137 X=0.96418/0.0152 X =0.94742/0.0166

y= A 1. y1=0.29868 2. y2=0.51324 3. y3=0.66424 4. y4=0.76476 5. y5=0.82478 6. y6=0.87878 7. y7=0.91683 8. y8=0.94497 9. y9=0.96418 10. y10=0.94

tabla 3 Calculos [Fe SCN2+] = [Fe

3+

]0 * [SCN -]0 * K

# experimento

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

[Fe SCN2+] 1

4.68E5

8.99E5

.00013

.000167

.000201

.000233

.000262

.00029

.000315

.000337

[Fe SCN2+] 2 K método 1 K método 2

3.07E- 5.91 7 E-7 101.527 .666699

8.54 E-7

1.096 E-6

1.322 E-6

1.530 E-6

1.724 E-6

1.902 E-6

2.068 E-6

Los resultados de K se realizaron con T-inpire Texas intrument. 1. Los valores son inscritos en un hoja de calculo 2. 2 entras a menú selecciona regresión lineal 3. Se abre un venta que pide los valores en las columnas , pones el nombre de la columna que tienes lo datos 4. Seleccionas nuevas columnas 5. Das aceptar y genera los datos

tabla 1 m=k=-101.527 b=799792

tabla 2 k=0.666699 b=-62.1981

2.213 E-6

Gráficas Grafica absorbencia contra longitud de onda

Y1 contra x1

Yy contra x

Conclusión. Todos los procesos químicos evolucionan desde los reactivos hasta la formación de los productos a una velocidad que cada vez es menor, ya que a medida que transcurren, hay menos cantidad de reactivos. Por otro lado, según van apareciendo moléculas de los productos, estas pueden reaccionar entre si y dar lugar nuevamente a reactivos, y lo hacen a una velocidad mayor, porque cada vez hay más. El proceso continua hasta que la velocidad de formación de los productos es igual al a velocidad de descomposición de estos para formar nuevamente los reactivos. Es decir, se llega a la formación de un estado dinámico en el que las concentraciones de todas las especies reaccionantes (reactivos y productos) permanecen constantes. Este estado se conoce como Equilibrio Químico. Se puede deducir que el sistema evolucionara cinéticamente, en uno u otro sentido, con el fin de adaptarse a las condiciones energéticas más favorables. Cuando esto se consiga se dice que se ha alcanzado el equilibrio, es decir, ∆G=0.

Las concentraciones de las sustancias que intervienen en el proceso, cuando este llego al “equilibrio”, son las mismas, independientemente de la concentración inicial.

Guldberg y Wagge establecen una ley que relacionaba las concentraciones de los reactivos y productos en el equilibrio con una magnitud la cual se le conoce como constante de equilibrio (Kc). Kc siempre es constante, independientemente de las concentraciones de las sustancias reaccionantes en el equilibrio. Siempre es igual a Kd/Ki, el cociente de dos cantidades que en sí mismas son constantes a una temperatura dada. Como las constantes de velocidad dependen de la temperatura, se deduce que la constante de equilibrio debe variar con los cambios de temperatura.

Nombre: Sergio Daniel Villegas Franco.

CONCLUSION Por medio de la espectrofotometría pudimos determinar la concentración de los elementos de nuestra reacción. En este caso el monotiocianato ferrico absorbió la luz UV. al tener la absorbencia de la solución en 10 puntos pudimos determinar la constante de equilibrio Ke , por lo tanto la absorbencia es directamente proporcional a la concentración de los elemento. Y en la tabla uno es inversamente proporcional. BRAVO CASTULO VERONICA ELENA

CONCLUSION PRACTICA 1 EQUILIBRIO QUIMICO IONICO

En esta practica se determino la constante de quilibrio mediante la técnica de la espectrofotometría la cual es una técnica de medición de concentración de la maasa de elementos y compuestos químicos, cuyo principio es la interaccion entre la energía electromagnética con la materia, es el método de análisis óptico más usado en las investigaciones químicas y bioquímicas. El espectrofotómetro es un instrumento que permite comparar la radiación absorbida o transmitida por una solución que contiene una cantidad desconocida de soluto, y una que contiene una cantidad conocida de la misma sustancia. Utilizamos la ley de Lambert y Beer en donde utilizamos la absorbancia de nuestra muestra, la cual a una determinada longitud de onda depende de la cantidad de especie absorbente con la que se encuentra la luz al pasar por la muestra y esto nos muestra como la luz es absorbida por la materia. Se llevaron a cabo los objetivos ya que obtuvimos la absorbancia a través de la espectrofotometría en la parte experimental y en base a eso realizamos los cálculos para conocer las concentraciones de los compuestos que utilizamos en nuestra practica que fueron el ion ferrico y el ion tiocianato para obtener un ion tiocianato ferrico y poder conocer la constante de quilibrio.

URIBE FERNANDEZ STEPHANIE ANJULY Conclusiones Puedo concluir que 









Que la velocidad de reacción es directamente proporcional a la concentración Que el espectrofotómetro es una herramienta que nos permite encontrar concentraciones a través de la ley de labert  –beer  Que de pendiendo de la velocidad de de reacción era la cantidad de producto analizado La constante de equilibrio no indica las condiciones de reacción Los elementos tiene una radiación que permite absorber a cierta longitud de onda









La observancia es directamente proporcional a la concentración de los iones El método uno nos permite comprender como se lleva acabo la reacción mediante la concentración de los dos tipos de iones presentes. Mientras que la tabla 2 no dice el comportamiento de la reacción con respecto a ion hierro Es conveniente ver como de los dos lados se lleva la reacción para poder controlarla o dirigir la reacción a cierto punto. La regresión lineal nos permite tener un grafico cuantificable con respecto a la concertación ya que el grafico de absorbencia es un grafico cualitativo  Albores Velázquez Fernando.

CONCLUSIÓN Esta práctica sirvió para la medición de la constante de equilibrio de la reacción de formación del monotiocianato férrico a partir de la medición también de la absorbancia de esta misma especie, ya que cabe mencionar que dentro de la reacción que se lleva a cabo dentro de la experimentación, la única especie que absorbe luz es el monotiocianato férrico. Para poder conocer la absorbancia de la solución se utiliza un espectrofotómetro el cual nos marcara si la absorbancia aumenta o disminuye. La absorbancia es la cantidad de luz que un cuerpo o en este caso una especie de nuestra reacción absorbe, la otra parte de luz es la que traspasa el cuerpo. En el caso de nuestra práctica a la solución se le fue agregando 0.1 mL de solución titulante y cada vez que se medía en el espectrofotómetro la absorbancia fue aumentando, esto debido a que la concentración de la solución fue en aumento también, esto se pudo comprobar al ver la absorbancia y longitud de onda que presentaba cada curva al realizar cada medición en el espectrofotómetro. De acuerdo a la ley de Lambert y Beer la absorbancia de una disolución es directamente proporcional a la concentración de la especie absorbente, y como vimos esto se pudo comprobar en nuestra experimentación. Al calcular las concentraciones de fierro y tiocianato se pudo observar cómo fue que la concentración del fierro fue aumentando y la del tiocianato fue disminuyendo. La constante de equilibrio se obtuvo por dos métodos utilizando la técnica espectrofotométrica y utilizando la ley Lambert y Beer. La constante de equilibrio en el primer método fue menor comparada con la que se obtuvo en el segundo método, la del segundo método estuvo más cerca de la bibliográfica, por lo que en mi opinión la ley de Lambert y Beer se comprueba.

González Bernal Marisol.

Conclusiones.-

Con la terminación de esta práctica se concluye que las constantes de equilibrio pueden variar dependiendo de los reactivos y los productos ya que se pueden considerar distintos. Una constante de equilibrio puede ser favorable o desfavorable para que se realicen los productos por lo que la K (constante de equilibrio) puede ser variado por la temperatura y la presión que la reacción tendrá presente.

Con base a la absorbancia obtenida a partir del espectrofotómetro se propuso la calculación de la pendiente de la grafica y a partir de los resultados salientes de ella calcular la constante de equilibrio.

Barcenas Martínez Carlos Conclusión En esta práctica calculamos la concentración del ion tiocianatoferrico a partir de la absorbancia de una serie de mezclas de ambos iones, esto se pudo calcular ya que se uso un espectrofotómetro, que con ciertas propiedades de la luz pudo determinar la absorbancia de las mezclas a distintas concentraciones. Esta clase de experimentos pueden probar la importancia de la luz en ciertos cálculos o reacciones químicas, recordando que muchas especies pueden cambiar de comportamiento con la luz o pueden reaccionar con esta e incluso llegan a cambiar totalmente de propiedades, algo de importancia en la industria fotográfica y relativas. También se puede mencionar que las constantes de equilibrio pueden ser distintas dependiendo de las concentraciones de los reactivos, y con esto se puede llegar a cambiar el curso de una reacción hacia donde nos sea conveniente. Así, con esta práctica aprendimos conceptos importantes sobre la concentración de las especies químicas y también sobre la importancia de la luz en la química.

CONCLUSIONES Se determinó la constante de equilibrio de la reacción a partir de la medición de la absorbancia de una de las especies presentes en el equilibrio. Los resultados obtenidos corresponden con los valores esperados ya que realizo la medición de manera correcta siguiendo el procedimiento

adecuado. El método uno muestra cómo se lleva a cabo la reacción mediante la concentración de iones presentes y la tabla 2 el comportamiento de la reacción para poder controlar o dirigir la reacción a cierto punto. El método 2 es más aplicable a este sistema Se demostró la ley de Lambert y ver se propone que la absorbancia de una muestra a determinada longitud de onda depende de la cantidad de especie absorbente con la que se encuentra la luz al pasar por la muestra. Explicando de forma matemática como la luz es absorbida por la materia. La grafica de absorbancia es un gráfico cualitativo y se obtuvo una línea curva en la gráfica 1 y una línea recta en la gráfica 2.

PEÑA RAMOS EDITH ROCIO

Conclusión El equilibrio es necesario en cualquier tipo de reacción, donde interacciona la constante de equilibrio, para calcular se usa un método de espectrofotometría regida por la ley de Lambert y Beer, donde la absorbancia será fundamental para conocer dicha constante. Al terminar la espectroscopia UV se arrojaron datos de absorción por cada muestra, estos datos son de gran importancia ya que despejando de la ecuación de Lambert y Beer podríamos conocer la concentración que es vital para conocer la constante de equilibrio. Sin embargo los datos no se pueden obtener de manera directa es necesario hacer una regresión lineal diferida a una recta donde -m=k, posiblemente esta reacción química no se podría llevar acabo sino se tomara en cuenta que el ión férrico puede formar otros productos por eso es esencial llevar a cabo dicha reacción en medio ácido. Este método fue de vital importancia para arreciar la constante de equilibro, aunque como todo reacción se comporta de manera diferente no podemos generalizar que todas siguen un patrón. Romero López Alonso