Lab. Esquilibrio Quimico Y Ph

TRABAJO PRÁCTICO DE LABORATORIO N° 5 EQUILIBRIO QUÍMICO Y pH Alumno: Ezequiel J. Zimmel Matricula: 33382573

Año 2014

Introducción La mayor parte de las reacciones parece completarse, es decir, que si se encuentran en proporción estequiométrica, los reactivos se consumen para dar los correspondientes productos. Sin embargo, en realidad ninguna reacción química se completa cien por ciento, sino que todas ellas en alguna medida son reversibles, aunque parecieran no serlo, solo que en estas últimas el grado de reversibilidad es casi despreciable. En las reacciones que presentan un grado de reversibilidad evidente se establece, al cabo de cierto tiempo, un equilibrio dinámico de tipo químico, el cual es regulado por el principio de Le Chatelier. En las siguientes experiencias se trabajará con reaciones cuya reversibilidad puede evidenciarse fácilmente por un cambio de color de los componentes del sistema en equilibrio, producido por modificaciones en distintas variables que lo afectan.

Objetivos Analizar sistemas en equilibrio y verificar experimentalmente el efecto de diferentes perturbaciones sobre el sistema. Interpretar las experiencias fundamentando con los principios teóricos abordados en clase. Medir el pH de algunas sustancias mediante el uso de electrodos específicos (peachimetros) interpretando los conceptos de acidez y basicidad.

Materiales Tubos de ensayo; gradilla; pinza; tapon; vasos de precipitados; pipeta y propipeta; peachimetro; calentador; virutas de cobre metálico; solución de HNO3 1 M; disolución de CuSO4 1% p/v; solución de NH3 20% p/v; H2SO4 0,25 M; detergente, gaseosa cola, leche, suspensión de loess y suspensión de suelo orgánico.

Procedimiento Experiencia N° 1: Influencia de la variación de la temperatura en un sistema en equilibrio En un tubo de ensayos colocar viruta de cobre (un alambre) y agregar varias gotas de HNO3 concentrado y tapar el tubo. Interpretar lo observado de acuerdo a las reacciones producidas: Cu (s) + 4 HNO3 (ac)  Cu(NO3)2 (ac) + 2 NO2 (g) + 2 H2O (l) 2 NO2 (g)  N2O4 (g) Pardo-

incoloro

naranja

Variar la temperatura del tubo de ensayos que contiene el gas y analizar el equilibrio presente. I- De acuerdo a lo observado, indique si la reacción en fase gaseosa es endo o exotérmica. Fundamente utilizando los conceptos teóricos correspondientes. Al comenzar la reacción, a temperatura ambiente, primero se generó el dióxido de nitrógeno, mostrando su color pardo-naranja, y luego se comenzó a formar el tetraóxido de dinitrógeno, mostrando, al llegar al equilibrio, un suave color pardo-naranja. Para saber si la reacción es exotérmica o endotérmica, aumentamos su temperatura. Si suponemos que es exotérmica, el equilibrio se debería desplazar hacia la izquierda, aumentando la concentración de dióxido de nitrógeno y mostrando un color pardo-naranja intenso. Si, en cambio, fuese endotérmica, al aumentar su temperatura, se vería favorecida la formación de tetraóxido de dinitrógeno, aumentando la concentración del mismo y mostrando una fase gaseosa prácticamente incolora. Al aumentar la temperatura, la fase gaseosa comenzó a tomar un color pardonaranja muy intenso. Esto nos indica que aumentó la concentración de dióxido de nitrógeno notablemente, y por lo tanto, la reacción es exotérmica. II- Explique cómo varía el valor de la constante de equilibrio en esta experiencia. K= Al ser una reacción exotérmica, el aumento de la temperatura favorece la formación de reactivos. Esto ocasiona una disminución de la constante de equilibrio K. Si hubiéramos disminuido la temperatura de la reacción, se

hubiese favorecido a los productos, con lo cual aumentaría la constante de equilibrio K.

Experiencia N° 2: Influencia de la variación de la concentración de un componente en un sistema en equilibrio. En tres tubos de ensayo limpios colocar aproximadamente 1,5 mL de solución CuSO4 1% p/v en cada uno. Rotular cada uno como Tubo 1, Tubo 2 y Tubo 3. El Tubo 1 será utilizado como testigo de color. Agregar a los Tubos 2 y 3, gota a gota, solución de amoníaco 20% p/v hasta lograr un color azul intenso. CuSO4 + 4 NH3  Cu(NH3)42+ + SO42turquesa

azul intenso

Al Tubo 3, agregar 5 o 6 gotas de solución H2SO4 0,25 M hasta que cambie de color. Posteriormente agregar, gota a gota, solución de amoníaco al 20% p/v hasta que cambie nuevamente de color. Interprete los resultados mediante el equilibrio descripto en la ecuación. Tubo N°

Reactivo Agregado

Color observado

1 2 3 3 3

--NH3 NH3 H2SO4 NH3

turquesa azul intenso azul intenso turquesa azul intenso

Sentido del desplazamiento --derecha derecha izquierda derecha

I- Interpretar y explicar las modificaciones que ha sufrido el equilibrio en estudio con respecto al tubo testigo (aplique el principio de Le Chatelier). En el Tubo 2, se lleva a cabo la reacción descripta. Esto genera una disolución de color azul intenso. El Tubo 3, nos permite aplicar el principio de Le Chatelier. Al agregar el H2SO4 estamos aumentando la concentración del ión SO42- en los productos; según el principio de Le Chatelier, para disminuir esta aplicación externa, el sistema se desplaza hacia la izquierda, aumentando la concentración de reactivos, hasta alcanzar el equilibrio, y mostrando un color turquesa nuevamente. Luego se agrega amoníaco; esto

aumenta la concentración de reactivos. Según el principio, el sistema buscará equilibrarse nuevamente, aumentando la formación de productos y mostrando, una vez más, un color azul intenso.

Experiencia N° 3: Determinación de pH en diferentes sustancias y en dos tipos de sedimentos. Determinar el pH de las siguientes sustancias y suspensiones: Gaseosa cola; detergente; leche; suspensión de Loess; suspensión de suelo orgánico. Calcule la [H+] y [OH-] para cada una de las sustancias. [H+] = 10-pH Sustancia Gaseosa cola Leche Detergente Suspensión Loess Suspensión suelo org.

[OH-] = pH 1,46 6,12 8,78 6,09 6,32

Kw = 1 x 10-14 [H+] 0,035 7,59 x 10-7 1,66 x 10-9 8,13 x 10-7 4,79 x 10-7

[OH-] 2,88 x 10-13 1,32 x 10-8 6,03 x 10-6 1,23 x 10-8 2,09 x 10-8