Equilibrio Quimico

UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO

FALCULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES CUAUTITLÁN

QUÍMICA INDUSTRIAL

LABORATORIO DE METODOLOGÍA EXPERIMENTAL II

”ESTUDIO EXPERIMENTAL DEL DESPLAZAMIENTO DEL EQUILIBRIO QUIMICO DE UN SISTEMA DE METATÉSIS”

NOMBRES: MÁRQUEZ PRADO MARCOS MAURILIO

100%

GONZÁLEZ CAMACHO YENNY YAMILET

100%

SEMESTRE: 2016-II

GRUPO: 2251A

EQUIPO: 4

MARCO TEÓRICO En muchas reacciones químicas los reactivos no se transforman en su totalidad en los productos correspondientes. En esas reacciones se ha evidenciado la presencia de una reacción inversa, la cual los productos reaccionan para dar los reactantes iniciales. Tales se dice que son reversibles esto se indica con una doble semi-flecha en la ecuación ( ). La reacción que procede hacia la derecha se llama reacción directa y la que produce hacia la izquierda se llama de reacción inversa. Ambos ocurren simultáneamente. Por otra parte cada reacción química produce una cierta velocidad. La velocidad de una reacción es variable y depende de la naturaleza de la reacción, la concentración de los reactantes y las condiciones bajo las que tiene lugar. Cuando la velocidad es directa es igual a la velocidad de la reacción inversa existe una condición de equilibrio químico. Esto es, en el equilibrio, los productos reaccionan para formar reactantes a la velocidad con la que ellos se están procediendo. Así la concentración de la sustancias en el equilibrio no cambia, pero ambas pero ambas tanto la directa como la inversa ocurren al mismo tiempo. [Araneo: 1984,p.542] El principio de Le Chatelier relaciona los sistemas en equilibrio y establece que cuando se cambian las condiciones der un sistema en equilibrio, el sistema responde contrarrestando tales cambios. En estos experimentos observamos el efecto del cambio en la concentración de una o más sustancias en equilibrio. [Anglés: 1994] Consideramos el sistema hipotético en equilibrio: A+B

C+D

Cuando la concentración de alguna de las especies de este equilibrio cambia, éste se altera. Se produce cambios en la concentración en todas las sustancias, para establecer una posición de equilibrio. Por ejemplo, cuando la concentración de A disminuye y la concentración de C y D aumentan. Luego de cierto tiempo, que depende de la reacción y de las condiciones que ésta ocurre, las dos velocidades se hacen iguales y el sistema alcanza nuevamente el equilibrio. Las siguientes consideraciones reflejan las perturbaciones a las que se somete el equilibrio químico dela reacción anterior cuando la concentraciones de A, B, C y D se alteran. Un aumento de concentración de A o B hace que el equilibrio se desplace hacia la derecha, mientras que un aumento en la concentración de C o D hace que el equilibrio se desplace a la izquierda. Una disminución en la concentración de A o B origina que el equilibrio se desplace hacia la izquierda; una disminución en la concentración de C o D origina que el equilibrio se desplace a la derecha. Evidencias de un desplazamiento en el equilibrio debido a un cambio en la concentración de alguna de las sustancias pueden observarse si se monitorea alguna propiedad específica de alguna de las sustancias involucradas, por ejemplo la propiedad óptica. Si alguno de los compuestos que intervienen en la reacción tiene algún color en particular, su concentración se puede monitorear siguiendo la aparición o desaparición de tal color.

Durante el siglo XIX los químicos realizaron estudios del tipo de sistemas químicos, antes del trabajo de Haber. En 1864, Cato Maximilian y Peter Waage postularon su ley de acción de masas, lo cual expresa, que para cualquier reacción, la relación entre las concentraciones de los reactivos y de los productos presentes en el equilibrio. Se tiene la siguiente ecuación de equilibrio general: aA + bB

bB + eE

Donde A, B, C, Y E son las especies químicas implicadas, y a, b, c y e son sus coeficientes en la ecuación química balanceada. De acuerdo con la ley de acción de masas, la condición de equilibrio está escrita por la expresión

[𝐷]𝑑 [𝐸]𝑒

Kc=[𝐴]𝑎[𝐵]𝑏 Está relación se considera de constante equilibrio de la reacción. La constante Kc, la constante de equilibrio, es el valor numérico que se obtiene cuando se sustituyen las concentraciones molares de equilibrio en la expresión de la constante de equilibrio, el subíndice c en K indica que se utilizan concentraciones expresadas como molaridad para evaluar la constante. [Burriel; 1998 p.1050]     

En equilibrio, las concentraciones de los reactivos y los productos no cambian con el tiempo. Para que se establezca el equilibrio, ni los reactivos ni los productos pueden salir del sistema. En equilibrio, una razón específica de los términos de concentración es igual a la constante. El tiempo necesario para alcanzar el equilibrio, que puede ser mayor o menor que el primer experimento Se deduce que la constante de equilibrio debe variar también con la temperatura [Burriel: 1998, 1050]

Característica de la reacción: FeCl3 (ac) + 3NH4SCN (ac)

Fe(SCN)3 (ac) + 3NH4Cl (ac)

Reacción química homogenea, debido al estado acuaso tanto de los productos como de los reactivos. Reacción química de doble sustitucíon, ya que existe un intercambio der iones y cationes por ambas partes de los reactivos formando productos del resultado de cambio de iones. Reacción química no redox, debido a que no existe un intercabio de electrones o de numero de oxidación por parte de los reactivos. Ecuación química colorimétrica debido a que la reacción produce un ión complejo; el complejo tiocianato de hierro; a continuacion la ecuacion neta Fe3+ (ac) + SCN- (ac)

Fe(SCN) 2+

Reacción química reversible, ya que no llegan a completarse totalmente los productos, en tales casos, la reacción puede desplazarse en ambas direcciones Fe3+=catión hiero (acuaso débilmente

[𝐹𝑒𝑆𝐶𝑁2+ ] K=[𝐹𝑒 3+][𝑆𝐶𝑁− ]

coloreado)

SCN- = anión tiocianato (acuso incoloro) Fe(SCN) 2+ = complejo tiocianato de hierro(acuoso color rojo sangre)

Muchas reacciones son acompañadas de algunos cambios de energía. Frecuentemente, la energía está en forma de calor. Cuando hablamos de reacciones endotermicas, entendemos que el calor es consumido durante la reacción. Por lo tanto, podemos considerar el calor como uno de los reacctivos. De manera contraria, el calor está involucrado en las reacciones exotérmicas. Por lo tanto, si calentamos una mezcla en equilibrio de una reacción endotérmica, será desplazado hacia la derecha; por otra parte, calentando una mezcla de reacción de una exotérmica en el equilibrio será desplazado hacia la izquierda. [Curtman: 1954, p.562] 







CLORURO FÉRRICO (FeCl3): las sales ferricas hidratadas son amarillas o pardas; éstas sales sufren hidrólisis mucho más acentuada para que las sales ferrosas. En solucion acuosa, el ión férrico es hidratado probablemente a ión hexa-acuoférrico. Sus soluciones acuosas tiene color amarillo a la presencia de Fe(OH)2 coloidal y la solución acuosa tiene reacción rápida porque el ión hidratado es un ácido. Las sales férricas corrientes son: cloruro férrico FeCl3 (H20)6. TIOCIANATO DE AMONIO (NH4SCN): las sales del ácido tiocianato son más estables que el ácido. Los tiocianatos alcalinos se puedenpreparar calentado el cianuro correspondiente con el azufre o con el plisulfuro amóniaco. Todos lo tiocianatos son solubles en agua, a excepción de las sales de plata, mercurio y cobre. Añadidos con sales férricas a la solición de tiocianato, producen una coloración rojo muy oscura, debido a la formación del ión complejo de tiocianato férrico. TIOCIANATO FÉRRICO (Fe(SCN)3): Se presenta como un ión complejo de tiocianato de hierro (lll) color rojo sangre, el color intenso depende de la concentración de hierro en estado férrico. CLORURO DE AMONIO (NH4Cl): Aspecto sólido blanco, inodoro, pH 4.5-5, puntode ebullición 520°C solubilidad g/L 370 a 20°C, nocivo por ingestión, irrita los ojos. [Normann: 1983, p.548]

Objeto de estudio: FeCl3 + 3 NH4SCN

Fe(SCN)3 + 3 NH4Cl

Justificación: Como estudiantes de química industrial que somos, el tema de equilibrio químico es funamental para la optimización en el rendimiento de la reacciones químicas empleadas en cualquier tipo de industria, de ésta manera este proyecto experimental ayudará a formar un pensamiento científico a través de bases químicas y poder analizar el comportamiento químico. Definición y asignación de variables: -

Variable independiente: concentración de los reactivos o productos Variable dependiente: el conportamiento del equilibrio químico Variables extrañas: errores aleatorios

Hipótesis: Sí, se aumenta la concentración de los reactivos el equilibrio quimico ira hacia la derecha, mientras que si aumenta la concentración de los productos el equilibrio ira hacia la izquierda, con esto podemos decir, que entre mayor sea la concentración ya sea de reactivos o de productos mayor será el desplazamiento del equilibrio químico. Objetivo general: Estudiar experimentalmente el desplazamiento de equilibrio químico de un sistema de metátesis en medio acuoso de la reacción que lo kodifican apoyandose en el principio de Le Chatelier FeCl3 + 3 NH4SCN

Fe(SCN)3 + 3 NH4Cl

Objetivos específicos: a) b) c) d) e) f) g) h) i)

Preparar disoluciones molares con base en las propiedades de los reactivos Escribir y balancear la ecuación química del sistema Describir el sistema químicamente y fisicoquímicamente Hacer uso adecuado del matetrial y equipo Aplicar adecuadamente los pasos del método científico Establecer la ley de accion de masas del sitema Estudiar el desplazamiento del equilibrio químico en función de la concentración Estudiar el desplazamiento químico en función de la temperatura Analizar el desplazamiento del equilibrio químico del sistema con base en la estequimetria, la ley de acción de masas y el principio de Lê Chatelier

Cálculos químicos: 𝑂.𝐼 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 NH4SCN

XgNH4SCN= 50mL dis.NH4SCN(1000𝑚𝑙 𝑑𝑖𝑠.NH4SCN)(

76.12𝑔 𝑅𝑃 NH4SCN ) 1 𝑚𝑜𝑙 NH4SCN

100𝑔 𝑅𝐴 NH4SCN

(97.5 𝑔 𝑅𝑃 NH4SCN)= 0.3904g

RA NH4SCN

Xg

FeCl3=

𝑂.𝐼 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 FeCl3 6H2O

291𝑔 𝑅𝑃 FeCl3 6H2O 1 𝑚𝑜𝑙 FeCl3 6H2O

50mL dis. FeCl36H2O (1000𝑚𝑙 𝑑𝑖𝑠.FeCl3 6H2O )(

100𝑔 𝑅𝐴 FeCl3 6H2O

) ( 98 𝑔 𝑅𝑃 FeCl3 6H2O )=

1.4849g RA FeCl3 6H2O

XgNH4Cl= 50mL dis. NH4Cl (

𝑜.1

𝑂.𝐼 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 NH4Cl 53.43𝑔 𝑃𝑅 𝑁𝐻4𝐶𝑙 100𝑔 𝑅𝐴 NH4Cl )( )( )= 1000𝑚𝑙 𝑑𝑖𝑠 NH4Cl. 1 𝑚𝑜𝑙 NH4Cl 98𝑔 NH4Cl

𝑚𝑜𝑙 𝑙

XM 1 gota= 1 gota (16 𝑔𝑜𝑡𝑎𝑠 ) = 6.25x10-3

𝑜.1

𝑚𝑜𝑙 𝑙

𝑜.1

𝑚𝑜𝑙 𝑙

XM 2 gotas= 2 gotas (16 𝑔𝑜𝑡𝑎𝑠 )= 0.0125

XM 3 gotas= 3 gotas (

16 𝑔𝑜𝑡𝑎𝑠

𝑜.1

)= o.1815

𝑚𝑜𝑙

𝑙 XM 4 gotas= 4 gotas (16 𝑔𝑜𝑡𝑎𝑠 )= 0.25

𝑚𝑜𝑙 𝑙

𝑚𝑜𝑙 𝑙

𝑚𝑜𝑙 𝑙

𝑚𝑜𝑙 𝑙

0.2386g RA NH4Cl

Equipo: -Balanza analítica Material de laboratorio: Cantidad 1 1 1 1 1 1 4 1 1 1

Nombre material Matraz volumétrico Vaso de precipitados Varilla de vidrio Pinzas para tubo de ensayo termómetro gotero Tubos de ensayo Gradilla Embudo Piseta con agua destilada

Especificación 50mL 50mL

Reactivos analíticos aforados a 50 mL: -0.3904g de tiocinato de amonio (NH4SCN) -1.4849g de cloruro férrico hexahidratado (FeCl3 6H2O) -0.2688g de cloruro de anonio (NH4Cl) Servicio luz Agua

color

Procedimiento: Parte 1 (disoluciones): 1. Revisar que todo el material de vidrio se encuentren limpios y en buen estado 2. Revisar que la balanza analítica esté correctamente nivelada, y que el platillo se encuentre totalmente límpio 2.1. Si no es así, proceder a nivelar la balanza girando los tornilos que se encuentran en la parte trasera de la balanza hasta que la burbuja se encuentre centrada 3. Encender la blanza y esperar a que se estabilize la pantalla 4. Abrir una de las compuertas y colocar el vaso de presipitados de 50 mL 5. Tarar la masa del vaso de presipitados, la balanza analítica 6. Abrir ambas compuertas introducuiendo ambas manos, con una se sostendrá el reactivo analítico, mientras que en la otra la espátula 7. Colocar la cantidad de reactivo necesario para preparar la disolución

8. Cerrar las compuertas y verirficar que la masa sea la que se requiere 9. Abrir una de las compuertas y retirar el vaso de presipitados con el reactivo 10. Verter el agua destilada capaz de sobrepasar el reactivo analítico 11. Con ayuda de una varilla de vidrio agitar la disolución, hasta que el agua disuelva el reactivo 12. Colocar sobre la boca del matraz un embudo 13. Verter la disolución del vaso de precipitados de 50 mL en el matraz volumétrico a través del embudo 14. Enjuagar el vaso de precipitados con agua destilada de forma que le agua caiga sobre el embudo 15. Llenar con agua destilada el matraz volumétrico hasta alcanzar la línea de aforo 16. Cerrar el matraz con la tapa esmerilada 17. Agitar suavemente la disolución 18. Verter la disolución en un recipiente para conservarlo, previamente etiquetado Parte 2(variacion de la concentración en rfeacción reversible): 1. Marcar cuatro tubos de ensayo del 1 al 4, de acuerdo a la relación de concentracion siguiente 1.1. Tubo #1 [FeCl3]=[NH4SCN], en este tubo se respetará las cantidades estequiométricas a la que llamaremos reacción testigo 1.2. Tubo #2 [FeCl3]=[NH4SCN], en este tubo se contendrá una concentración de FeCl3 mayor a la de NH4SCN 1.3. Tubo #3 [FeCl3]<[NH4SCN], siendo la concentración de FeCl3 menor que la de NH4SCN 2. Tomar la temperatura de cada uno de los reactivos 3. Con ayuda de un gotero agregar un número de gotas, respetando la concentración mencionada antes, registrar las observaciones en cuanto a tiempo, color y varicion de temperatura 4. A las muestras previamente analizadas agregar 3 gotas de NH4Cl a cada una de las disoluciones hechas y hacer observaciones 5. Agregar 2 gotas más de NH4Cl y registrar obsevaciones 6. Posteriormente se determinará la concentración de cada sistema, reactivo limitante y reactivo en exceso

ANÁLISIS DE RESULTADOS: En este experimento pudimos observar que la reacción se veía afectada de distinta manera según le añadiéramos distintas concentraciones de cada uno de los reactivos. Al añadir una misma cantidad de gotas de ambos la reacción fue muy colorimétrica dándonos un color rojo-naranjado de apariencia acuosa transparente homogénea, al ir aumentado la cantidad pero respetando la concentración según las cantidades estequiometrias observamos que el color rojo era más dominante en la disolución y que entre más intenso era el rojo más difícil era el paso de la luz llegando a un punto en que la disolución se hizo opaca pero siempre mantenía la misma temperatura o variaba por muy poco de 20°C. Aquí pudimos ver que el equilibrio químico se iba hacia la derecha. Posteriormente en otro tubo le agregamos más cantidad de gotas de tiocianato de amonio (NH4SCN) que de cloruro férrico (FeCl3) esta vez observamos que la reacción nos dio un color más anaranjado y la temperatura subía un poco a 20.1° C, después probamos aumentado la concentración de NH4SCN el color anaranjado era aún más dominante que la anterior. Al momento de diluir la disolución y separarla en cuatro tubos más pudimos apreciar de mejor manera cómo se afectaba la reacción y así poder determinar cuál era el reactivo limitante que era uno de nuestros propósitos ordenándolos de la siguiente manera en uno no le agregaremos nada ya que este nos servirá como testigo para ver los cambios en las otras, al siguiente le agregamos FeCl3 observamos que esta tubo una coloración bastante intensa en el tubo no. 3 agregamos NH4SCN dándonos como resultado de igual manera mayor coloración en la disolución pero esta fue menor a la que presento el tubo no. 2 y por ultimo al tubo no. 4 le agregamos 1 gota de NH 4Cl en este en vez de subir el color disminuyo pero el cambio era casi imperceptible puesto que no se notaba mucho y al agregarle más no hubo más cambios. Por ultimo decidimos agregar más cantidad a cada uno de los tubos hasta que dejaran de presentarse cambios y lo que observamos que a la que agregamos mayor cantidad de FeCl3 llego a su equilibrio químico mucho más rápido que la que contenida NH4SCN y así pudimos deducir que el reactivo limitante era el FeCl3.

CONCLUSIONES: Gracias a la experimentación pudimos deducir que el reactivo limitante era el FeCl3 como anteriormente se había mencionado; observando cual reaccionaba primero haciendo que el equilibrio se fuera hacia la derecha y de igual manera que si agregábamos mayor cantidad de los productos el equilibrio químico se iba hacia la izquierda de esta manera se pudo comprobar la veracidad del principio de Le Chatelier ya que por más que les agregáramos a los tubos estos ya no cambiaban esto nos indicó que la reacción había llegado a su equilibrio químico.

REFENCIAS BIBLIOGRAFICAS: 1. ARANEO, Antonio: Química Analítica Cualitativa. 1ed. México: Mc Graw-Hill: 1984.542 2. ANGLÉS, Miguel y Andrés Juan: Solubilidad y Equilibrios. 1ed. México: REPRONAL,1994, 103 3. BURRIEL Martí, Fernando. Química analítica Cualitativa. 16ed. España. Paraninfo: 1998,1050 4. CURTMAN J. Luis. Análisis Químico Cualitativo. España: Manuel Marim y C/A, Editores 1959,562 5. NORMANN, Joseph. Análisis cualitativo y Química inorgánica. 17ed. México: CIA CONTINENTAL editorial; 1983,548