Determinación de constante de equilibrio

Química Industrial. Coloración iones. Colorimetría. Reacciones químicas. Reactivos

  • Enviado por: Julia Contreras Fortes
  • Idioma: castellano
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EXPERIMENTACIÓN EN INGENIERÍA QUÍMICA.

ESCUELA POLITÉCNICA SUPERIOR DE ALGECIRAS.

PRÁCTICA 2: DETERMINACIÓN DE UNA CONSTANTE DE EQUILIBRIO.

INTRODUCCIÓN______________________________________________________.

Esta práctica se centra en la obtención de la Kc por medición de la concentración de (FeSCN)2+ en el equilibrio. Para determinar dicha concentración se aprovecha la propiedad que tiene el ion de ser coloreado, utilizando una técnica llamada colorimetría.

Supóngase un elemento químico, que vamos a llamar A, que puede reaccionar con otro elemento químico, que vamos a llamar B; si se mezclan, al encontrarse una molécula de A con una molécula de B, pueden reaccionar; llamemos C y D a los elementos que resultan de la reacción; también supóngase que C y D pueden reaccionar entre sí, resultando, como productos de su reacción, los elementos A y B; la reacción de A con B sería esta:

A + B * C + D (1)

Dado que al principio solo hay moléculas de los elementos A y B, la reacción solo puede tener el sentido que indica la flecha de la expresión (1); instantes después de mezclar A y B, como existen aún pocas moléculas de C y D, la posibilidad de que se jumten y reaccionen es muy remota; no obstante, conforme transcurre el tiempo y aumenta el número de mléculas de C y D, aumenta la posibilidad de que se junten y reaccionen; cuando reaccionan C y D, lo harán según esta otra reacción:

C + D * A + B (2)

Conforme pasa el tiempo, al aumentar el número de moléculas de C y de D, comienza a apreciarse la existencia de la reacción (2); sin embargo, sigue produciéndose con mayor frecuencia la reacción (1) que la reacción (2) y sigue, por tanto, aumentando el número de moléculas de C y de D; como las moléculas de A y de B están reaccionando entre sí, cada vez hay menos moléculas de A y de B y cada vez se va produciendo con menos frecuencia la reacción (1); como se están formando moléculas de C y de D, cada vez hay más moléculas de C y de D, y cada vez se produce con más frecuencia la reacción (2); el proceso continua, existiendo cada vez menos moléculas de A y de B y más moléculas de C y de D, hasta que se alcanza un límite, y este límite se alcanza cuando se produce la reacción (2) el mismo número de veces que la reacción (1); las dos reacciones siguen produciéndose, pero el mismo número de veces una que la otra.

Obsérvese que si A y B, al ser mezclados, tenían unas concentraciones determinadas, cuando se está produciendo la reacción (1) sus concentraciones están disminuyendo; también obsérvese que, al mismo tiempo, las concentraciones de C y de D están aumentando; al llegar al límite, como la reacción (1) se realiza el mismo número de veces que la reacción (2), las concentraciones de los cuatro elementos permanecen constantes. A esta situación límite se la denomina equilibrio.

La idea de reacción química lleva a veces suponer que el proceso progresa de los reactivos a los productos, y que se detiene cuando se agota el reactivo que se encuentra en menor proporción. Este tipo de reacciones se denominan irreversibles. Sin embargo, con mayor frecuencia sucede que, a medida que los productos van haciendo su aparición en la reacción, tanto mayor es su capacidad para reaccionar entre sí regenerando de nuevo los reactivos. Cuando esto es posible en una reacción química, se dice que es reversible y se representa mediante una doble flecha, indicando así que la reacción puede llevarse a efecto tanto en un sentido como en el inverso:

Reactivo(s) * producto(s)

Cada proceso posee una velocidad propia que va variando con el tiempo. Así, en los comienzos, la velocidad de la reacción directa es mucho mayor que la de la reacción inversa, debido a la diferencia de concentraciones entre reactivos y productos; pero a medida que estos últimos se van formando los reactivos van desapareciendo, con lo cual ambas velocidades se aproximan hasta hacerse iguales. A partir de tal instante sucede como si la reacción estuviera detenida, pues las proporciones de reactivos y productos se mantienen constantes. Se dice entonces que se ha alcanzado el equilibrio químico.

El equilibrio químico tiene un carácter dinámico, pues no implica que la reacción se paralice en ambos sentidos como podría pensarse, sino que, en cada unidad de tiempo, se forman y desaparecen el mismo número de moléculas de cualquiera de las sustancias que intervienen en el proceso. Si algunos de los productos pueden desprenderse y abandonar el sistema, se rompe el equilibrio y la reacción se verifica sólo en un sentido, hasta que los reactivos se hayan transformado totalmente.

Una de las propiedades que tiene un equilibrio es la relación siguiente:

[productos]

[reactivos] (3)

es igual a una constante, Kc; recuérdese que la concentración de un elemento se expresa colocándolo entre corchetes; esta relación suele denominarse “ley de acción de masas”, y también “ley de Guldberg y Waage”; la constante se designa por la nomenclatura Kc, con el subíndice c, que es la letra inicial de la palabra concentración, para distinguirla de otra constante, la Kp, con el subíndice p, que es la letra inicial de la palabra presión, porque para los gases también se cumple una relación análoga a la (3), pero con presiones; es la que sigue:

Pproductos

Preactivos

Otra propiedad de los equilibrios es que la constante Kc permanece invariable siempre que la temperatura sea constante; para cada temperatura existe una constante de equilibrio distinta; si la temperatura es fija la constante también es fija; esta propiedad es muy importante y, por eso, interesa tenerla siempre presente.

Otra propiedad de los equilibrios, es que el sistema en equilibrio es independiente de su origen; quiere decirse que se alcanza el mismo equilibrio si se parte de C y de D, que si se parte de A y de B.

Existe un principio muy general que determina las posibilidades de variación de los equilibrios químicos. Fue propuesto a finales del siglo pasado por el químico francés Henri-Louis Le Chatelier (1850-1936), por lo que se conoce como principio de Le Chatelier. Se puede enunciar en los siguientes términos:

“cuando sobre un sistema químico en equilibrio se ejerce una acción exterior que modifica las condiciones del sistema, el equilibrio se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar la perturbación introducida.”

Si en un sistema en equilibrio químico se aumenta la concentración de los reactivos, el equilibrio se desplazará hacia la derecha a fin de provocar la transformación de aquéllos en productos y recuperar así la situación inicial.

Una modificación de la temperatura del sistema en equilibrio puede producir igualmente un desplazamiento del mismo en un sentido o en otro.

El principio de Le Chatelier permite predecir en qué manera se desplazará el equilibrio químico de una reacción reversible, pero no en qué medida. Una descripción cuantitativa del equilibrio fue efectuada por primera vez en 1870 por lo químicos noruegos Guldberg (1836-1902) y Waage (1833-1918), que la expresaron en forma de ley. Así, para una reacción genérica del tipo:

AA + bB * cC + dD

la ley de Guldberg y Waage se expresa matemáticamente en la forma:

[C]C [D]d

[A]a [B]b

en la cual los coeficientes estequiométricos a, b, c y d que se obtienen tras ajustar la reacción, aparecen como exponentes de las concentraciones de los reactivos y productos; K toma, para cada reacción, un valor constante y característica que sólo depende de la temperatura y que se denomina constante de equilibrio.

La ley de Guldberg y Waage se conoce también como Ley de acción de masas debido a que, en el enunciado original, sus autores aludieron a conceptos tales como “fuerzas de acción” y “masas activas”. Aunque el descubrimiento de esta ley fue el resultado de análisis de datos experimentales, algunos años más tarde pudo ser explicada teóricamente a partir de las leyes de la termodinámica.

La Ley de acción de masas permite hacer cálculos y predicciones sobre el equilibrio. Así, el efecto de la concentración puede explicarse como sigue: si en un sistema en equilibrio se aumenta la concentración de un reactivo, la reacción ha de desplazarse hacia la derecha en el sentido de formación de los productos para que el cociente representado por K se mantenga constante.

La colorimetría es parte de la óptica que se dedica a la medición del color que difunde o refleja la superficie de un objeto. Para medir un color compuesto debe fijarse la intensidad de cada uno de los tres colores primarios cuya superposición da el color examinado. Esto se lleva a cabo de forma visual, comparando el color problema con el que se forma por mezclas selectivas de focos cromáticos, o por métodos fotoeléctricos, mediante tres células fotoeléctricas en las que se hace incidir la luz procedente del objeto y que dan directamente la intensidad de cada color primario.

Si comparamos dos tubos 1 y 2 (de igual sección) que contienen disoluciones de distinta concentración, a través de ambos veremos la misma intensidad de color si en ambos hay igual número de especies que interaccionan con la luz; es decir, si C * h = C *h.

PROCESO EXPERIMENTAL___________________________________________.

Para realizar esta práctica necesitamos hacer una serie de disoluciones; una de ácido nítrico 0,5 M y de volumen 250 + 100 ml; otra de KSCN 0,002 M y de volumen 100 ml (disuelto en ácido nítrico 0,5 M); una de Fe(NO ) 0,002 M, de dos volúmenes uno de 100 ml y otro de 50 ml (ambos disueltros en ácido nítrico 0,5 M). Como de todas las disoluciones conocemos su concentración y el volumen que se pide de cada una de ellas sólo tenemos que mirar sus pesos moleculares en los botes y aplicar la siguiente ecuación:

M = C* V * Pm

donde m es la masa que se necesita de cada reactivo, C y V la concentración y el volumen que se pide; y Pm el peso molecular que será distinto para cada reactivo.

ácido nítrico

ácido nítrico

KSCN

Fe(NO )

Fe(NO )

Masa (gramos)

0

0

0,019

0,08

4,04

Volumen (ml)

9,51

5,25

0

0

0

Una vez conocido las cantidades de cada reactivo tendremos que tomar un matraz aforado para cada disolución. Las dos disoluciones de ácido nítrico la preparamos cogiendo el volumen indicado anteriormente de ácido nítrico y enrasándolas con agua destilada hasta el valor pedido.

Las demás disoluciones las preparamos mezclando cada reactivo con la disolución de ácido nítrico ya preparada anteriormente.

Una vez preparadas las disoluciones se mezclan según la tabla del guión en cinco tubos de ensayo.

Primero tenemos que preparar una disolución patrón que nos va a servir de referencia, respecto a las intensidades de los colores de los cinco tubos. Para realizarla, en un vaso de precipitado añadimos 5 ml de la solución Fe(NO ) 0,2M con un volumen de 50 ml y 1 ml de la solución de KSCN, y luego completamos hasta 20 ml con ácido nítrico. Cogemos 10 ml de disolución patrón y lo añadimos al tubo de ensayo patrón. Dándonos una intensidad en el color anaranjado más fuerte que los colores de los cinco tubos de ensayo.

A los 5 tubos de ensayo le hemos añadido 5 ml de solución de Fe(NO ) 0,002M con un volumen de 100 ml, también le añadimos tantos ml de solución de KSCN como su número de tubo de ensayo (al tubo 1, 1 ml; al tubo 2, 2 ml, etc), aquí ya obtenemos un color anaranjado desde el tubo de ensayo 1 al 5 con un color de menos a más oscuro. A cada tubo de ensayo tenemos que añadirle, hasta completarla con 10 ml, la solución de ácido nítrico ya preparada anteriormente. Nos salen colores de más claro a más oscuro.

Ahora cogemos y comparamos cada uno de los tubos de ensayo con el patrón. Para ello es mejor empezar por comparar el tubo de ensayo nº 5, ya que posee el color más oscuro de los cinco. Colocamos los dos tubos de ensayo paralelos y lo situamos sobre un papel blanco, para notar la diferencia. Miramos a través de los tubos, por encima y comparamos la intensidad de color de ambos tubos. Con el cuentagotas extraemos líquido del tubo patrón hasta que las intensidades de los colores coincida ( echamos el líquido extraído en el vaso de precipitado patrón). En este momento medimos con una regla las alturas correspondientes a los tubos. Con los demas tubos procedemos de la misma forma.

Tubos de ensayo

1

2

3

4

5

Altura (cm)

1,2

2,2

3

3,8

5,1

Inicialmente todos los tubos de ensayo tienen una altura de 7,1 cm.

CALCULOS___________________________________________________________.

a) Concentración de (FeSCN)2+ en el patrón.

La concentración de SCN inicial derá igual a la concentración de (FeSCN) , debido al gran exceso de Fe3+

Sabemos que la Ca * Va = Cb * Vb. Entonces calculamos Ca, porque sabemos Va, Cb y Vb.

0,020 * Ca = 0,002 * 0,001

Ca = 10-4 M

b) Concentración de (FeSCN) en el equilibrio en cada uno de los tubos.

Conocida la concentración del apartado a) y las alturas anotadas en cada tubo, se calculan las concentraciones, según la relación:

Ca * Ha = Cb * Hb

1

2

3

4

5

concentraciones

1,69*10

3,09*10

4,22*10

5,35*10

7,18*10

Lo hacemos de la siguiente manera:

10-4 * altura de los tubos de ensayo = Cn * 7,1

c) Concentraciones iniciales de SCN-- y de Fe3+en cada tubo.

Sabiendo la concentración de los reactivos, el volumen añadido de ellos y el volumen total de cada tubo, es fácil calcular las concentraciones iniciales.

Siguiendo la relación: Cm * Vm = Ch * Vh.

Tubos

1

2

3

4

5

[SCN ] inicial

2*10

4*10

6*10

8*10

1*10

[ Fe ] inicial

1*10

1*10

1*10

1*10

1*10

La concentración de Fe3+ la hemos calculado: 0,005 * 0,002= 0,01 * C.

La concentración de SCN- la calculamos:

0,001 * 0,002 = C * 0,01

0,002 * 0,002 = C * 0,01

0,003 * 0,002 = C * 0,01

0,004 * 0,002 = C * 0,01

0,005 * 0,002 = C * 0,01

d) Concentraciones en el equilibrio de Fe3+ y SCN- en cada tubo.

De la estequiometría de la reacción tendremos:

SCN- = SCN- inicial - (FeSCN)2+ equilibrio

Fe3+ = Fe3+ inicial - (FeSCN)2+ equilibrio

1

2

3

4

5

Fe

9,83*10

9,69*10

9,57*10

9,45*10

9,27*10

SCN

1,83*10

3,68*10

5,57*10

7,46*10

9,27*10

CUESTIONES_________________________________________________________.

  • Reunir en una tabla las concentraciones iniciales y en el equilibrio de todas las sustancias reaccionantes en cada tubo.

  • 1

    2

    3

    4

    5

    Fe iniciales

    2*10

    4*10

    6*10

    8*10

    1*10

    SCN iniciales

    1*10

    1*10

    1*10

    1*10

    1*10

    Fe equilibrio

    9,83*10

    9,69*10

    9,57*10

    9,45*10

    9,27*10

    SCN equilibrio

    1,83*10

    3,68*10

    5,57*10

    7,46*10

    9,27*10

  • Calcular la constante de equilibrio de la reacción.

  • SCN- + Fe3+ * (FeSCN)2+

    __[FeSCN2+]__

    [SCN-] [Fe3+]

    1

    2

    3

    4

    5

    Kc

    95,06

    87,91

    80,29

    76,94

    84,83

    _*Kc_

    n

  • ¿Es este experimento un ejemplo de desplazamiento del equilibrio variando la concentración de uno de los reaccionantes? ¿Ocurre el desplazamiento en el sentido provisto por el principio de Le Chatelier?

  • Este experimento es un ejemplo de desplazamiento del equilibrio, ya que variando la concentración de una de las dos especies reaccionantes; el equilibrio se desplazará de modo que se contrarreste esta variación. Según Le Chatelier el equilibrio se desplazará hacia la derecha, produciéndose la siguiente reacción:

    SCN- + Fe3+ * (FeSCN)2+

    El equilibrio se desplaza según esta reacción, porque el efecto de la acción externa es aumentar la cantidad de uno de los reactivos y, según el principio de Le Chatelier, el equilibrio tiene que alterarse de forma tal que se intente anular el efecto de esta acción externa, y este efecto de la acción externa se intenta anular mediante esta reación ya que, con esta reacción, desaparecen moléculas de los reaccionantes.

  • En esta reacción se pueden formar complejos con más de un tiocianato por cada Fe (aunque en proporción muy pequeña). Escriba la expresión de Kc para algún equilibrio de este tipo.

  • 3 SCN- + Fe3+ * FeSCN2+

    __[FeSCN2+]__

    [SCN-]3 [Fe3+]

    2 SCN- + Fe3+ * FeSCN2+

    __[FeSCN2+]__

    [SCN-]2 [Fe3+]

    BIBLIOGRAFÍA_______________________________________________________.

    Alvarez Jurado. Tomo II Equilibrios. Cinética química. 2ª Edición.

    Enciclopedia Planeta DeAgostini.

    Enciclopedia Encarta.

    Enciclopedia Vox.