Practica 2 Equilibrio químico iónico

INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL
ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERIA QUIMICA E INDUSTRIAS EXTRAXTIVAS.
DEPARTAMENTO DE INGENIARIA QUIMICA INDUSTRIAL.
ACADEMIA DE FISICO QUIMICA.
LABORATORIO DE TERMODINAMICA DEL EQUILIBRIO QUIMICO.
Profesora: Eva López Mérida
PTACTICA 2.
EQUILIBRIO QUIMICO IONICO.
Martínez Romo Fátima
Navarro Campuzano Nicole
Trejo González Christian Ricardo
Velázquez Magaña Diana Mishelle
Grupo: 2IM41
Sección B
Fecha: 16/Marzo/2021
OBJETIVOS.
• Determinar la concentración del ion complejo
monotiocianato férrico formado en una reacción
química.
• Determinar la constante de equilibrio de la reacción
utilizando la técnica de análisis por espectrofotometría,
mediante la obtención de la absorbancia.
• Conocer las condiciones de equilibrio iónico de la reacción
propuesta.
INTRODUCCIÓN.
• ¿QUÉ ES EL EQUILIBRIO QUÍMICO?
DEBEMOS COMENZAR REPASANDO EL CONCEPTO DE EQUILIBRIO QUÍMICO. UN
EQUILIBRIO QUÍMICO ES EL ESTADO EN EL QUE LAS CONCENTRACIONES DE LOS
LOS REACTIVOS Y LOS PRODUCTOS DE UNA REACCIÓN QUÍMICA PERMANECEN
CONSTANTES EN EL TIEMPO.
EN ESTA EXPERIENCIA SE VA A ESTUDIAR EL EQUILIBRIO ENTRE EL ION HIERRO
HIERRO (𝐹𝑒 3+ ) Y EL ION SULFOCIANURO (𝑆𝐶𝑁 − ) PARA FORMAR UN COMPUESTO
COMPLEJO DE FORMULA 𝐹𝑒𝑆𝐶𝑁 2+.
𝐹𝑒 3+ + 𝑆𝐶𝑁 − ⟷ 𝐹𝑒𝑆𝐶𝑁 2+
SÍ EN UN RECIPIENTE SE INTRODUCE ION HIERRO Y ION SULFOCIANURO (PRESENTES
(PRESENTES EN LA DISOLUCIÓN ACUOSA DE SUS SALES SOLUBLES), INICIALMENTE
INICIALMENTE SÓLO TENDRÁ LUGAR LA REACCIÓN DIRECTA (DE IZQUIERDA A
DERECHA), PERO TAN PRONTO COMO SE FORME ALGO DEL COMPLEJO, TAMBIÉN
TAMBIÉN TENDRÁ LUGAR LA REACCIÓN INVERSA (DE DERECHA A IZQUIERDA). AL
AL PASAR EL TIEMPO, LA REACCIÓN DIRECTA VA DISMINUYENDO SU VELOCIDAD
VELOCIDAD PORQUE DISMINUYEN LAS CONCENTRACIONES DE LOS REACTIVOS,
MIENTRAS QUE LA REACCIÓN INVERSA VA AUMENTANDO SU VELOCIDAD AL IR
AUMENTANDO LA CONCENTRACIÓN DE COMPLEJO.
• ¿CÓMO DETERMINAR LA CONCENTRACIÓN
COMPLEJO COLOREADO? LEY DE BEER-LAMBERT
DEL
TODA SUSTANCIA TIENE LA CAPACIDAD DE ABSORBER CIERTAS LONGITUDES DE
DE ONDA CARACTERÍSTICAS DE RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA. EN ESTE
PROCESO, LA RADIACIÓN ES TRANSFERIDA TEMPORALMENTE A LA ESPECIE QUÍMICA
QUÍMICA Y, COMO CONSECUENCIA, DISMINUYE LA INTENSIDAD DE LA RADIACIÓN.
RADIACIÓN. DICHA DISMINUCIÓN PUEDE SER CUANTIFICADA EMPLEANDO LA
Absorción de radiación por una muestra.
Esquema de un colorímetro
La ley de Beer-Lambert relaciona la concentración de una sustancia en
disolución, con la disminución en la intensidad de la luz que la atraviesa. La
cantidad de luz de una determinada longitud de onda, absorbida por una
muestra, depende de la concentración de especie absorbente con la que se
encuentra la luz al pasar por dicha muestra y de otros factores como ahora
veremos:
𝐴=𝐸∙𝑙∙𝑐
𝐴 = 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑟𝑏𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎.
𝐸 = 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑟𝑡𝑖𝑣𝑖𝑑𝑎𝑑.
𝑐 = 𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖𝑜𝑛 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑒𝑠𝑝𝑒𝑐𝑖𝑒 𝑎𝑏𝑠𝑜𝑟𝑏𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛.
𝑙 = 𝐿𝑜𝑛𝑔𝑖𝑡𝑢𝑑 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎.
La absortividad (E) es la capacidad de una sustancia para absorber la luz y es
constante para una sustancia dada..
• ¿Qué longitud de onda absorbe una sustancia
coloreada?
Para contestar a esta pregunta nos fijaremos en la siguiente tabla en la cual el
término "color" se refiere a la parte del espectro que es absorbida por la sustancia,
mientras que el término "color complementario" se refiere a la parte de radiación
electromagnética que no absorbe la muestra y que es por tanto la transmitida y
observada como color de la disolución. De tal forma que una disolución de color
rojo absorbe la radiación de color verde-azulado y por tanto es esperable que
tenga un máximo de absorbancia en la zona de la longitud de onda de la banda
de 490-500 nm.
MATERIALES Y EQUIPO.
Material.
• Probeta de 25 ml
• Matraz aforado de 50 ml
• Pipeta de 10 ml
• Pipeta de 1 ml
• 3 vasos de precipitados de 50 ml
Reactivos.
• Tiocianato de Potasio 𝐾𝑆𝐶𝑁
• Ácido Nítrico 𝐻𝑁𝑂3
• Nitrato Férrico 𝐹𝑒(𝑁𝑂3 )3
Equipo.
• Espectrofotómetro UV-vis Lamda 365 y 265.
METODOLOGÍA.
Preparar las soluciones de:
KSCN a 0.001 M
HNO3 2 M
Calcular las concentraciones en el
equilibrio en cada uno de los puntos a
partir del principio de equivalencia
(V1N1=V2N2).
Completar la tabla con los cálculos
correspondientes
De acuerdo con la tabla preparar los
siguientes sistemas para comprobar la
constante de equilibrio.
Es necesario preparar los volúmenes
indicados de KSCN y 𝐻𝑁𝑂3 a un
matraz volumétrico y aforar a 25 ml
con agua destilada
De la gráfica obtenida por
espectroscopia UV, tomar los datos de
absorbancia y longitud de onda para
cada una de las curvas; el par de datos
será el correspondiente a cada una de
las mediciones.
Con los valores de x, y construir una
gráfica, efectuar la regresión lineal de
la gráfica obtenida y con la pendiente
obtener la constante de equilibrio a
partir de la ecuación:
−𝒎 = 𝑲
Tomar la alícuota de 2.5 ml de la
solución preparada y colocarla en un
vaso de precipitado
Terminada la medición verter la
muestra (alícuota) en el vaso de
precipitado y repetir el paso 4
agregando el volumen indicado en
cada caso de solución titulante
midiendo absorbancias entre cada
adición hasta completar 10 lecturas.
Comparar el valor de la constante de
equilibrio de cada sistema para
observar como varía con respecto a
los volúmenes agregados, así mismo
comparar con los datos a
continuación y concluir.
Se tendrá que correr el blanco en el
equipo espectrfotométrico para quitar
interferencias de los reactivos que
pudieran dar señales engañosas
Agregar el volumen indicado en cada
sistema de 𝐹𝑒(𝑁𝑂3 )3 0.2 M en 𝐻𝑁𝑂3
0.5 M (solución titulante), utilizando
una pipeta graduada de 1 ml, agitar
para homogeneizar, transferir a una
celda para la medición
espectrofotométrica..
𝐹𝑒(𝑁𝑂3 )3 0.2 M en 𝐻𝑁𝑂3 0.5 M
(solución titulante)
DATOS Y ANÁLISIS DE RESULTADOS.
• Datos.
𝐹𝑒(𝑁𝑂3 )3
𝐾𝑆𝐶𝑁
Alícuota.
0.16
0.0018
2.8
Experimento
𝑭𝒆(𝑵𝑶𝟑 )𝟑 𝐦𝐥
𝑨
𝑭𝒆
𝑺𝑪𝑵
X
Y
𝑭𝒆𝑺𝑪𝑵
1
0.1
0.1086
0.005517241
6.2069E-05
1749.66667
317127.083
5.7987E-05
2
0.2
0.1292
0.010666667
0.00012
1076.66667
100937.5
0.00021674
3
0.3
0.1397
0.015483871
0.00017419
801.981481
51794.6373
0.00045672
4
0.4
0.1422
0.02
0.000225
632
31600
0.00076199
5
0.5
0.1438
0.024242424
0.00027273
527.266667
21749.75
0.00111954
6
0.6
0.1449
0.028235294
0.00031765
456.166667
16155.9028
0.0015187
7
0.7
0.1445
0.032
0.00036
401.388889
12543.4028
0.00195068
8
0.8
0.1453
0.035555556
0.0004
363.25
10216.4063
0.00240825
Pendiente
𝐾
-169.33
169.33
Concentración para obtener K
2000
1800
1600
y = -169,33x + 1513
R² = 0,7872
1400
1200
1000
800
600
400
200
0
317127,0833
100937,5
X
51794,63735
31600
Линейная (X)
21749,75
Линейная (X)
16155,90278
12543,40278
Линейная (X)
10216,40625
CÁLCULOS.
(𝟎. 𝟏𝟔𝑴)(𝒎𝒍 𝒅𝒆 (𝑵𝑶𝟑 )𝟑 )
𝒎𝒍 𝒅𝒆 𝑺𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
(0.16𝑀)(0.1)
[𝐹𝑒 3+ ] =
= 0.00551
28.01
(0.16𝑀)(0.2)
[𝐹𝑒 3+ ] =
= 0.01066
28.02
(0.16𝑀)(0.3)
[𝐹𝑒 3+ ] =
= 0.01548
28.03
(0.16𝑀)(0.4)
[𝐹𝑒 3+ ] =
= 0.02
28.04
(0.16𝑀)(0.5)
[𝐹𝑒 3+ ] =
= 0.02424
28.05
(0.16𝑀)(0.6)
[𝐹𝑒 3+ ] =
= 0.02823
28.06
(0.16𝑀)(0.7)
[𝐹𝑒 3+ ] =
= 0.032
28.07
(0.16𝑀)(0.8)
[𝐹𝑒 3+ ] =
= 0.03555
28.08
[𝑭𝒆𝟑+ ] =
Sustituimos la molaridad de 𝐹𝑒(𝑁𝑂3 )3 que
se nos fue dada y la multiplicamos por los
mililitros gastados de la solución titulante y
la dividimos entre el volumen total de la
solución.
[𝑺𝑪𝑵− ] =
(0.0018𝑀)(2.8𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝐾𝑆𝐶𝑁)
[𝑆𝐶𝑁 ] =
= 6.2069 × 10−5
(2.8 + 0.1)𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
−
(0.0018𝑀)(2.8𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝐾𝑆𝐶𝑁)
[𝑆𝐶𝑁 ] =
= 0.00012
(2.8 + 0.2)𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
−
[𝑆𝐶𝑁 − ] =
[𝑆𝐶𝑁 − ] =
(𝟎. 𝟎𝟎𝟏𝟖𝑴)(𝒎𝒍 𝒅𝒆 𝑲𝑺𝑪𝑵)
𝒎𝒍 𝒅𝒆 𝑺𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
[𝑆𝐶𝑁 − ] =
(0.0018𝑀)(2.8𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝐾𝑆𝐶𝑁)
= 0.00027273
(2.8 + 0.5)𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
[𝑆𝐶𝑁 − ] =
(0.0018𝑀)(2.8𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝐾𝑆𝐶𝑁)
= 0.00031765
(2.8 + 0.6)𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
(0.0018𝑀)(2.8𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝐾𝑆𝐶𝑁)
= 0.00017419
(2.8 + 0.3)𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
[𝑆𝐶𝑁 − ] =
(0.0018𝑀)(2.8𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝐾𝑆𝐶𝑁)
= 0.000225
(2.8 + 0.4)𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
[𝑆𝐶𝑁 − ] =
(0.0018𝑀)(2.8𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝐾𝑆𝐶𝑁)
(2.8+0.7)𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
=0.00036
(0.0018𝑀)(2.8𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝐾𝑆𝐶𝑁)
= 0.0004
(2.8 + 0.8)𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
𝑿=
0.1086
= 1749.66667
6.2069 × 10−5
0.1292
𝑋2 =
= 1076.66667
0.00012
𝑋1 =
𝑋3 =
0.1397
= 801.98148
0.00017
𝑋4 =
0.1422
= 632
0.00023
𝑋5 =
0.1438
= 527.2667
0.00027
𝑋6 =
0.1449
= 456.16667
0.00032
𝑋7 =
0.1445
= 401.38889
0.00036
𝑋8 =
0.1453
= 363.25
0.0004
𝑨𝒃𝒔
[𝑺𝑪𝑵− ]
𝒚=
𝑌1 =
0.1086
(0.00551)(6.2069×10−5 )
= 317127.083
𝑌2 =
0.1292
= 100937.5
(0.01067)(0.00012)
𝑌3 =
0.1397
= 51794.6373
(0.01548)(0.00017)
𝑌4 =
0.1422
= 31600
(0.02)(0.00023)
𝑌5 =
0.1438
= 21749.75
(0.02424)(0.00027)
𝑌6 =
0.1449
= 16155.9028
(0.02824)(0.00032)
𝑌7 =
0.1445
= 12543.4028
(0.032)(0.00036)
𝑌8 =
0.1453
= 10216.4063
(0.03556)(0.0004)
𝑨𝒃𝒔
[𝑭𝒆𝟑+ ] ∗ [𝑺𝑪𝑵− ]
[𝑭𝒆𝑺𝑪𝑵𝟐+ ]=K*([𝑭𝒆𝟑+ ] ∗ [𝑺𝑪𝑵−])
[𝐹𝑒𝑆𝐶𝑁 2+ ]=169.33*(0.005517∗ 6.2069 × 10−5 )= 5.7987 × 10−5
[𝐹𝑒𝑆𝐶𝑁 2+ ]=169.33*(0.01066 ∗ 0.00012)=0.00021674
[𝐹𝑒𝑆𝐶𝑁 2+ ]=169.33*(0.01548∗ 0.0001741)=0.00045672
[𝐹𝑒𝑆𝐶𝑁 2+ ]=169.33*(0.02∗ 0.000225)=0.00076199
[𝐹𝑒𝑆𝐶𝑁 2+ ]=169.33*(0.2424∗ 0.0002727)=0.00111954
[𝐹𝑒𝑆𝐶𝑁 2+ ]=169.33*(0.028235∗ 0.0003176)=0.0015187
[𝐹𝑒𝑆𝐶𝑁 2+ ]=169.33*(0.032 ∗ 0.00036)=0.00195068
[𝐹𝑒𝑆𝐶𝑁 2+ ]=169.33*(0.035555 ∗0.0004)=0.00240825
OBSERVACIONES.
• Al comparar el valor obtenido de nuestra K, el cual fue de 169.33; con el valor
bibliográfico reportado de Frank y Oswald, de 137.4 se observa una diferencia de 30;
obteniendo un porcentaje de error del 23.23%. Aunque se debe de tener en cuenta que la
constante de equilibrio esta función de la temperatura experimental.
• En base al valor de K que se obtuvo, y respecto al incremento de mililitros de los
reactivos (KSCN y Fe(NO3)3), podemos deducir que la reacción tiene un progreso de
reactivos a productos.
• Se observa que conforme se agregan mililitros la absorbencia va aumentando y con ello
la concentración de los productos.
CONCLUSIONES.
Al finalizar la práctica 2 sobre el Equilibrio Iónico podemos concluir que se puede
obtener la concentración del ión monotiocianato férrico siempre y cuando se realice
en un medio ácido para evitar la formación del hidróxido férrico.
Se analizó y se comprobó la relación entre la pendiente que se forma al graficar las
concentraciones y la absorbancia para obtener la constante de equilibrio y también
poder observar el progreso de reacción.
La absorbancia es directamente proporcional a las concentraciones de los productos,
es decir, si la primera aumenta los otros también aumentaran.
Se obtuvo conocimiento sobre que es un espectrofotómetro, la manera correcta de
utilizarlo y los cuidados y observaciones que se tiene que tener al trabajar de
manera presencial con ellos.
Se destaca la importancia de saber preparar una solución y conocer las
concentraciones de los reactivos para poder llevar a cabo una reacción química en el
sentido deseado, relacionado con la constante de equilibrio,