equilibrio ionico

LABORATORIO DE QUÍMICA ANALÍTICA I. SEMESTRE 2/2015

Informe de Laboratorio Nº2 Profesor: Jorge M. Ropero

DIFERENTES TIPOS DE EQUILIBRIO IÓNICO

María Buendía, Stefany De León, Deisy Jiménez.Facultad de Ingeniería, Departamento de Ingeniería Química

Universidad del AtlánticoBarranquilla - Atlantico

27 de Agosto 2015

En la presente práctica se hizo uso de sustancias con propiedades determinadas para hacerlas reaccionar de manera que se estableciese, en solución acuosa, un intercambio de cierta clase de partículas; es decir, un equilibrio químico de tipo iónico entre las especies involucradas. Para ello, se tuvo en cuenta además que se presentasen los diferentes tipos de dicho equilibrio: oxidación-reducción, ácido-base, formación de complejos metal-ligando y de solubilidad. Cabe notar, que el estudio de estos, es de gran importancia debido a que las reacciones utilizadas en química analítica nunca tienen como resultado la conversión completa de reactivos a productos, más bien alcanzan un estado en el cual la relación de las concentraciones de reactivos y productos es constante.

Palabras claves: Equilibrio iónico, intercambio, soluciones acuosas

1. Introducción

Generalmente, cuando una reacción se lleva a cabo todo el reactivo no es convertido en producto, sino que se llega a un punto de equilibrio en el que la relación de las concentraciones de reactivos y productos es una constante; la cual se puede expresar algebraicamente al describir la relación de la concentración de reactivos y productos en el equilibrio. Además, dicha constante permite obtener información acerca de la composición y de las cantidades de las especies que constituyen determinado sistema químico en equilibrio.

Una vez alcanzado el equilibrio, el sistema permanecerá en ese estado, así si se ve alterado por cualquier causa o fenómeno externo perturbador, espontáneamente minimizará los efectos que lo alteran y logrará una nueva posición de equilibrio. Tal como lo indica el principio de Le Chatelier, el cual permite predecir cualitativamente la respuesta del sistema para contrarrestar el cambio aplicado y así, las velocidades de la reacción directa e inversa se mantengan idénticas en ese estado dinámico.

Particularmente, el tipo de equilibrio químico de interés, para esta experiencia, son los iónicos, es decir, aquellos que se establecen en soluciones acuosas y se caracterizan por intercambiar una determinada de clase de partículas. Entre los cuales se destacan los siguientes tipos:

- Equilibrio de oxidación-reducción: La oxidación y la reducción ocurren simultáneamente; depende la una de la otra. Las especies participantes intercambian electrones, el oxidante recibe los electrones y el reductor cede los electrones.

Ce4+¿+Fe2 +¿↔ Ce3+¿+Fe

3+¿¿¿¿ ¿

- Equilibrio ácido-Base: Implica transferencia de protones. El ácido es una especie (ión o molécula) que en una reacción dona un protón y forma su base conjugada, y la base es la especie (ion o molécula) que acepta el protón del ácido y forma su ácido conjugado.

N H 3+H 2O ↔ NH 4+¿+OH−¿¿¿

- Formación de Complejos Metal-Ligando: Se forman, en su mayoría, por unión de los iones metálicos con donadores de pares de electrones (ligando) formando complejos o compuestos de coordinación.

Co2+¿+S2 O32−¿↔cos2O3 ¿¿

- Equilibrio de solubilidad: es un equilibrio heterogéneo en el que se produce una fase sólida (precipitado) que coexiste con una fase líquida (disolución acuosa), en la cual se encuentran las especies reaccionantes.

Ba2+¿+SO4

2−¿+Na2SO4( ac) ↔BaSO 4(s)+Na2 SO4(ac )¿ ¿

2. Objetivo

Distinguir mediante ensayos los distintitos tipos de equilibrio iónicos característicos de las reacciones ácido-base, de formación de complejos, de óxido-reducción y de solubilidad, de gran importancia en química analítica.

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Informe de Laboratorio Nº2 Profesor:

Jorge M. Ropero

3. Metodología:

MATERIALES Y REACTIVOS

5 tubos de ensayo 1 beacker de 250 ml Una varilla agitadora Gradilla Hisopo Frasco lavador (agua destilada) Nitrato Férrico 0.01 M Yoduro de Potasio 0.40 M Nitrato de Plata 0.1 M Ácido Clorhídrico 1 M Ácido Clorhídrico 37% Indicador Anaranjado de Metilo Hidróxido de Sodio 1 M Tiocianato de Potasio 0.1 M Amoniaco 28% Sulfato de Cobre 0.01 M: se prepara

disolviendo en agua 2.4g. Cloruro de Bario: La preparación del cloruro

de bario se hace pesando 24.4g de este compuesto y disolviéndolo en litro de agua.

Solución de Sulfato de Potasio Solución de Cloruro de sodio

PROCEDIMIENTO:

*En primer lugar, en tubo de ensayo se puso 5 ml de Fe(NO3)3 0.01 M y se le agrego algunas gotas de KI 0.40 M, se mezcló y se anotó las observaciones. Posteriormente se le adicionaron 20 gotas de Fe(NO3)3 0.01 M, se homogenizo y se escribió las observaciones; esto con el fin de observar un equilibrio de óxido-reducción.

*Luego para observar una reacción de Equilibrio Ácido-Base, se utilizó un beacker al cual se le agregó 50 ml de agua destilada, después se adiciono 5 gotas HCL; a esta solución se adiciono algunas gotas del indicador anaranjado de metilo; luego se adiciono gotas de NaOH y se usó la varilla agitadora para homogenizar la solución.

*En la Formación de Complejos Metal–Ligante, la práctica se dividió en dos partes: parte A y parte B. En la parte A se utilizó un tubo de ensayo al cual se le agrego 5ml de Fe(NO3)3 0.01M, luego se le adiciono KSCN 0.1 M se mezcló y se anotó las observaciones, posteriormente se agregó 10 gotas de AgNO3 se mezcló y se anotó las observaciones. En la parte B se le agrego 5ml de CuSO4 0.01M a un tubo de ensayo luego se les

adiciono unas gotas de NH3 CONCENTRADO hasta observar un cambio en el color, después se le adiciona unas gotas de HCl hasta observar cambios.

* Y por último para Formación de precipitados; A 5 ml de una solución de BaCl2 se adiciono unas gotas de AgNO3 hasta la formación de precipitado. Se agito y dividió en dos porciones: en la parte A se adiciono unas gotas de NaCl hasta que se observó cambios y en la parte B se adiciono KSO4 hasta observar cambios.

4. Resultados y Análisis de Resultados

Luego de realizar los procedimientos respectivos para cada uno de los pasos se obtuvieron los siguientes resultados.

Para el equilibrio Oxido-Reducción:

Al agregar unas gotas de Yoduro de Potasio 0.40M al nitrato férrico 0.01M, se obtuvo un color amarillo claro y al agregar Nitrato Férrico a la solución producida no hubo cambios en el color (Fig.1). La facilidad con la que un átomo, ión o molécula puede ser reducido u oxidado puede ser relacionado con su valor de potencial de oxidación o reducción, y cuando dos especies químicas interaccionan en una reacción de óxido-reducción, la diferencia entre sus potenciales da una medida del valor de la constante de equilibrio para la reacción que se lleva a cabo, como lo muestra la ecuación 1.

Fig. 1 Solución de Nitrato de hierro y Yoduro de plata




Jorge M. Ropero

Fe3+¿+I−¿↔FeI ¿ ¿ Ec. (1)

Para equilibrio Acido-Base:

Al agregar HCl 1M en el agua destilada, no se presentaron cambios (Fig.2) y al añadir el anaranjado de Metilo, este dio una coloración rosada (Fig. 3) y con la adición de NaOH se puso naranja transparente (Fig. 4). Durante esta parte de la experiencia se dio una reacción de trasferencia de protones donde el color rosado del indicador anaranjado de metilo confirma la presencia de H+ (iones hidronio), lo que me indica un pH inferior a 3,1 y luego al agregar las gotas de NaOH el color naranja permite ver el cambio en el pH el cual es mucho más básico.

Fig. 2 Solución de Agua y Ácido Clorhídrico.

Fig. 3 Solución de Agua y Ácido Clorhídrico con Anaranjado de metilo.

Fig. 4 Solución de Agua y Ácido Clorhídrico con

Anaranjado de metilo e Hidróxido de sodio.

NaOH+HCl → NaCl+ H 2O(l ) Ec. (2)

En la ecuación 2 es claro que en el equilibrio ácido-base el reactivo producido es sal más agua lo que indica la presencia de iones hidronio e hidroxilo en la solución. Esta reacción también se puede considerar como una reacción de doble desplazamiento en la que el ion hidrogeno del ácido se combina con el ion hidroxilo de la base para formar agua. Esto deja al ion sodio y al ion cloruro en la solución, la cual es una solución acuosa de cloruro de sodio. Para que se pueda visualizar que la reacción se lleva a cabo (ya que las dos soluciones son incoloras), se utiliza un indicador anaranjado de metilo que cambia a color rosado cuando se agrega inicialmente al ácido y a este se le va agregando la base dando así una colación naranja.

Para el equilibrio de formación de complejos Metal-Ligando:

a) Al agregar Tiocianato de Potasio al Nitrato Férrico 0.01M, se formó un color amarrillo palido al cual se le agregó Nitrato de Plata 0.1 y se obtuvo una solución de color gris(Fig. 5).




Jorge M. Ropero

Fig. 5 Solución de Nitrato férrico, Tiocianato de potasio y Nitrato de plata.

FeSCN+ A g+¿ NO3 ↔ Fe3 +¿( NO3)3−¿+AgSCN ¿¿ ¿ Ec. (3)

b) Al agregar Amoníaco concentrado a una solución de Sulfato de Cobre se formó una solución de color azul (Fig. 6). La solución de color azul formada por sulfato de cobre 0.01M y Amoníaco concentrado se le agregó Ácido Clorhídrico lo cual produjo un cambio en el color de la solución a un color trasparente (Fig. 7).

Fig. 6 Solucion de Sulfato de cobre y Amoniaco.

Fig. 7 Solucion de Sulfato de cobre y Amoniaco con Acido Clorhidrico.

Cu(N H 3)42+¿+2H +¿Cl

−¿→ CuCl2+4 N H

3+H

2+ ¿¿¿

¿¿ Ec. (4)

Los cationes pueden ejercer intensas acciones atractivas sobre los grupos negativos o sobre los extremos negativos de moléculas neutras polares, dando lugar a la formación de combinaciones de orden superior, que se denominan complejos. En estas reacciones los ligandos, se unen al ión central mediante un enlace covalente coordinado (coordinado dativo). En el enlace covalente coordinado que se forma en el complejo, el ión metálico es el aceptor de pares de electrones, en tanto que el ligando actúa donando los pares de electrones para establecer el enlace. Por tanto, la formación de complejos se puede explicar por la teoría ácido-base de Lewis. Así, el ión central es un aceptor de pares de electrones o ácido de Lewis y cada ligando un dador de pares de electrones o base de Lewis. Esto lo evidencian las ecuaciones 3 y 4.

Para el equilibrio de formación de precipitados:

Al mezclar Cloruro de Bario (BaCl2) con Nitrato de Plata (AgNO3), quedó una pequeña porción de precipitado la cual se dividió en dos porciones (Fig. 8):




Jorge M. Ropero

Fig. 8 Solución de Cloruro de bario con nitrato de plata divida en dos porciones.

Ba2+¿Cl 2−¿+2 Ag

+¿NO3

↔ Ba( NO¿¿3)2+2 Ag

+ ¿Cl−¿↓¿ ¿ ¿ ¿

¿ ¿

Ec. (5)

A la porción A: se le agregó Cloruro de Sodio (NaCl) y se formó una mayor cantidad de precipitado, además, la solución pasó de un color transparente a un color blanco pálido y transparente (Fig. 9).

Fig. 9 Solución de Cloruro de bario con nitrato de plata y Cloruro de sodio.

Ba2+¿+(NO3 )2−¿+2 Na+ ¿Cl

−¿↔ BaCl2+ 2N O

3−¿+ 2Na

+¿¿¿¿¿¿¿

Ec. (6)

A la porción B: se trató con Sulfato de Potasio (K2SO4) y también se formó una mayor cantidad de precipitado, pero la muestra no cambio de color (Fig. 10).

Fig.10 Solucion de Cloruro de bario con nitrato de plata y Sulfato de potasio.

Ba2+¿+(NO3 )

2−¿+K2

+¿SO¿4

↔ Ba ( SO4 ) ¿

¿¿ Ec. (7)

La aparición de una fase sólida en el seno de un líquido, bien por adición de un reactivo que forma un producto insoluble con algunos de los iones de la disolución, o bien por concentración del mismo líquido hasta sobrepasar la saturación, se llama precipitación y se denomina precipitado al producto sólido que se origina en la reacción dada en la ecuación 6 y 7.

5. Conclusiones

Gracias a los ensayos realizados con las sustancias utilizadas, se pudo distinguir cualitativamente el tipo de equilibrio iónico ocurrido al mezclar determinados reactivos, ya que presentaron cambios de color, y esto se debe a que todas las especies en solución acuosa intercambian partículas, que pueden ser electrones, protones, ligandos o iones.




Jorge M. Ropero

En caso del equilibrio en reacciones de óxido-reducción, el intercambio se presenta a nivel de electrones, en el de ácido-base, se utilizó un indicador, el cual es fundamental para la determinación de la basicidad o la acidez de una solución y que a su vez permite la determinación del punto de neutralización o formación de sal y agua, al retomar su color propio.

En la formación de complejos, los metales de transición forman iones complejos, que a su vez se combinan con otros iones o iones complejos para formar compuestos de coordinación. Y en la formación de precipitados, como su nombre lo indica, se denotan fases heterogéneas, debido a la formación de productos insolubles, en estado sólido, que cae al fondo de la solución.

Al agregar una tercera sustancia, como agente externo perturbador del equilibrio, se presentan cambios que hace que la solución experimente cambios en sus propiedades y a su vez se produzca un nuevo equilibrio en sentido contrario del agente perturbador, por lo que se pueden observar cambios físicos nuevamente.

6. Anexos

1. ¿Cuáles son sus observaciones sobre la evidencia de reacción química en cada caso?

R/.

*En el equilibrio oxido-reducción cuando se le agregó KI, al Fe(NO3)3, la disolución tenía un color amarillento , luego al adicionar otras gotas de Fe(NO3)3 se notó que la muestra se aclaró mínimamente, pero persistía el color amarillento.

*En el equilibrio ácido-base al HCl se le adicionaron unas gotas de naranja de metilo (indicador) y la disolución se tornó de un color rosadito , después se le agregó NaOH hasta lograr la neutralización del ácido y esto se da en el momento en que la solución retoma el color del indicador, que en este caso es de color naranja.

* En la formación de complejos se llevaron a cabo dos reacciones, en la parte A se le adiciono unas gotas de KSCN al Fe(NO3)3, la muestra se tornó de color amarillento, luego se añadieron unas gotas de AgNO3 y la solución tomo un color gris verdoso. En la parte B se colocó a reaccionar CuSO4 con NH3, la muestra tomo un color azul marino luego se le agrego HCl paso de color azul marino a transparente.

* En la formación de precipitados se utilizaron los reactivos de BaCl2 y AgNO3 esta solución se dividió en dos partes: a la parte A se le agregó NaCl y se formó precipitado, además, la solución paso de un color transparente a un color blanco pálido y transparente; la parte B se le agrego unas gotas K2SO4 y también se formó una gran cantidad de precipitado, pero la muestra no cambio de color. Por lo tanto la evidencia más común en estos equilibrios es la formación de precipitados.

2. Escriba las ecuaciones iónicas de las reacciones que suceden en cada uno de los cuatro procedimientos y exprese las constantes de equilibrio.

R/.

I.EQUILIBRIO OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

FeNO3+KI ↔ KN O3+FeI

Fe3+¿(NO3 )3−¿+K+¿ I

−¿↔ Fe2+¿+I

2+( NO

3)3−¿+K

+¿¿¿¿¿¿ ¿¿

Quedando así:

Fe3+¿+I−¿↔Fe2+ ¿+ I

20¿¿ ¿

¿

¿

2 Fe3+¿+2 e−¿+2I −¿↔ 2Fe2+¿+I

20+2e−¿¿¿

¿ ¿¿

Y la ecuación iónica:

Fe3+¿+I−¿↔FeI ¿ ¿

Su constante de equilibrio, k=[ FeI ]¿¿

II. EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE

HCl+H 2 O→ Cl−¿+H 3 O+¿→NaOH NaCl+2 H2 O ¿¿

H 3 O+¿+OH−¿↔2 H 2O ¿¿

Sucede que:




Jorge M. Ropero

HCl+H 2 O→ Cl−¿+H 3 O+¿¿¿

Cl−¿+NaOH → NaCl+OH ¿

H 3 O+¿+OH↔ 2 H 2 O¿

NaOH+HCl →NaCl+ H 2O(l )

Donde k=[ NaCl ]

¿¿

III. FORMACIÓN DE COMPLEJOS METAL-LIGANTE

a) Fe3+¿(NO3 )3

−¿+K+¿SCN−¿↔ Fe

3+¿SC N−¿+K

+¿ (NO3)3−¿¿¿

¿¿¿¿¿¿

Así, la ecuación iónica es:

Fe3+¿+SCN−¿↔ Fe SCN 2+ ¿¿ ¿¿

Con k=¿¿

Luego, al agregarle AgNO3

FeSCN+ A g+¿ NO3 ↔ Fe3 +¿( NO3)3−¿+AgSCN ¿¿ ¿

Con ecuación iónica:

SCN−¿+Ag+¿↔ AgSCN ¿ ¿

Con k=[ AgSCN ]

¿¿

b) Cu2+¿+SO4−¿+4 N H 3↔Cu( N H 3)4

2+ ¿¿¿¿

Con k=¿¿

Al agregarle HCl:

Cu(N H 3)42+¿+2H +¿Cl

−¿→ CuCl2+4 N H

3+H

2+ ¿¿¿

¿¿

Quedando la ecuación iónica:

Cu2+¿+2 Cl−¿↔CuC l2 ¿¿

Con k=[Cu Cl2 ]

¿¿

IV. FORMACIÓN DE PRECIPITADOS

Ba2+¿Cl 2−¿+2 Ag

+¿NO3

↔ Ba( NO¿¿3)2+2 Ag

+ ¿Cl−¿↓¿ ¿ ¿ ¿

¿ ¿

a) Ba2+¿+(NO3 )2−¿+2 Na+ ¿Cl

−¿↔ BaCl2+ 2N O

3−¿+ 2Na

+¿¿¿¿¿¿¿

Con k=[Ba Cl2 ]

¿¿

b)Ba2+¿+(NO3 )

2−¿+K2

+¿SO¿4

↔ Ba( SO4 ) ¿

¿¿

Con k=[Ba ( S O4 ) ]

¿¿

3. Cuándo se agrega: Fe(NO3)3 0.010M en el procedimiento 1; gotas de NaOH en el procedimiento 2; AgNO3 0.01 M en el procedimiento 3a; gotas de HCl en el 3b; gotas de NaCl en el 4a y gotas de K2SO4 en el 4b, se producen perturbaciones a los equilibrios establecidos. Explique a qué se deben estas perturbaciones y hacia dónde se desplaza el equilibrio en cada caso.

R/.

*Con respecto a la primera reacción, al agregar una cantidad adicional de Fe(NO3)3, aumenta su volumen en la reacción, se altera el equilibrio de esta y trata de llegar a un nuevo equilibrio desplazando la reacción hacia la derecha.

Fe(N O3)3+KI → Fe2+¿+I2+(N 03)3−¿+K+ ¿¿ ¿¿

*La segunda reacción se trataba de una neutralización entre un ácido y una base fuerte. Primero el ácido (HCl) se encontraba disociado en sus iones (disociación completa), al agregar el NaOH, lo que ocurre es que se empieza la forma de la sal y el agua (la reacción también es directa y se dirige hacia los productos)

Cl−¿+H 3 O+¿+NaOH →NaCl +2H 2O ¿ ¿

*En esta reacción al agregarle el AgNO3 a una reacción en equilibrio entre el Fe(NO3)3 y el KSCN, el nitrato de plata se disocia en sus iones. En esta reacción se produce un Ion común EL NITRATO el cual aumenta el volumen de nitrato en los productos.




Jorge M. Ropero

AgN O3 ↔ Ag+¿+(NO¿¿3)−¿¿¿ ¿

Luego se le agrega AgNO3 obteniéndose un ion común el nitrato:

Fe ¿

La reacción llega a un nuevo equilibrio cuando se empieza a consumir el exceso de (NO3 )- desplazando la reacción hacia los reactivos; por lo tanto, la concentración de las especies en los reactivos aumenta y la concentración en los productos disminuye.

*En esta reacción al agregar las gotas de HCl comienza a afectar el PH de la solución de una manera drástica. El equilibrio se desplaza hacia los productos.

Cu ¿

*En esta reacción se produce un ion común el Cl−¿¿

NaCl ↔Na+¿+Cl−¿¿ ¿

Luego se le agrego NaCl a la solución de BaCl2 y AgNO3:

BaCl2+ AgN O3← Ba¿

El Ion cloruro se consume en los productos con las demás especies que se encuentran también en los productos disminuyendo la concentración de las especies en los productos y aumentando la concentración delas especies en los reactivos, por tanto esta reacción se da hacia los reactivos.

*En esta reacción se formó un precipitado inicialmente de Ba(NO3) (reacción en equilibrio) y luego al agregar el K2SO4, la reacción llega a un nuevo equilibrio formando otro precipitado de Ba(SO4). El equilibrio se desplazó hacia los productos.

BaCl2+ AgNO3+ K2 SO4 → Ba SO 4+AgCl+(NO¿¿3)−¿¿¿

4. ¿Qué se puede concluir en cada uno de los equilibrios estudiados?

Se puede concluir que en los equilibrios en solución acuosa se encuentran intercambios de partículas, y queestas partículas pueden ser electrones, protones, ligándos o iones, además, que a partir de estos intercambios entre reactivos o productos se producen

reacciones, en donde se llega a una igualdad de entre la velocidad de la reacción directa (formación de productos) y la reacción reversible (formación de reactivos), donde ésta reacción reversible se presenta por el aumento en las concentraciones (hay mayor choque entre las moléculas presentes), entonces, cuando la reacción llega a este punto es posible decir que la reacción esta en equilibrio químico. También se puede afirmar que los equilibrios químicos pueden ser afectados por un agente externo o perturbador que hace que la solución experimente cambios en sus propiedades y a su vez se produzca un nuevo equilibrio en sentido contrario del agente perturbador.

7. Referencias

C. Caicedo, Laboratorio de química analítica I. –Diferentes tipos de equilibrio iónico, práctica no.2, 2014.

Equilibrio iónico. Universidad de Valencia. Web: <www.uv.es/equilibrio-iónico

Luzardo, M. Química analítica para ingenieros químicos. Unexpo. Cap.2: Equilibrio iónico.


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