Universidad Nacional

Mayor de San Marcos

Escuela Profesional de Física

Laboratorio de Química General

Practica n° 9

Electrolisis

Profesora: Rosario Flores Centurión

Integrantes:

o Alayo Onton, Joel Telmo 14130108

o Churata Huamaní Paulo Cesar 14130011

o Trejo Fernandez , Braulio 1413

o Valverde Valladares , Darwin 14130105

Fecha de entrega: 09/11/15

INTRODUCCION

El equilibrio químico es un estado de un sistema en el que no se observan

cambios a medida que transcurre el tiempo, a pesar de que siguen

reaccionando entre si las sustancias presentes sustancias presentes.

En la mayoría de las reacciones químicas, los reactivos no se consumen

totalmente para obtener los productos deseados, sino por el contrario, llega

un momento en el que parece que la reacción ha concluido, podemos

comprobar, analizando los productos formados y los reactivos consumidos,

que la concentración de todos permanece constante. ¿Significa esto que la

reacción realmente ha parado? Evidente mente no; una reacción en

equilibrio es un proceso dinámico en el que continuamente los reactivos se

están convirtiendo en productos y los productos se convierten en reactivos;

cuando lo hacen a la misma velocidad nos da la sensación de que la reacción

se ha paralizado

Es decir, el equilibro químico se establece cuando existen dos reacciones

opuestas que tienen lugar simultáneamente a la misma velocidad

FUNDAMENTO TEORICO

Equilibrio químico

Es un estado estacionario que alcanza la reacción química reversible, en el cual la cantidad de reactantes y productos se mantiene constante con el paso del tiempo. El equilibrio químico se establece a determinadas condiciones de temperatura y presión. (g)

Características de los reactantes:

1. La concentración de los reactantes y productos se mantienen constante.

2. A nivel molecular las reacciones directas e inversas continúan desarrollándose, es decir el equilibrio es dinámico.

3. Las propiedades físicas. Como la temperatura presión total, densidad, viscosidad, etc. se mantienen constante, es decir desde el punto de vista físico es estático.

Constante de equilibrio: Es un parámetro que caracteriza el estado de equilibrio de una reacción reversible. El estado de equilibrio de una reacción química se evalúa con la constante de equilibrio cuyo valor depende de la temperatura.

(g) (g) (g) (g)

Características del equilibrio químico:

1. La concentración de los reactantes y productos se mantienen

constantes.

2. Se cumple VP=Vi

3. A nivel molecular las reacciones discretas e inversa continua

desarrollándose, es decir, el equilibrio es dinámico.

4. Las propiedades físicas, como la temperatura presión total, densidad,

viscosidad, etc. se mantienen contantes, es decir desde el punto de

vista físico es decir es estático.

Constante de equilibrio

Es un parámetro que caracteriza el estado de equilibrio de una reacción

reversible.

El estado de equilibrio de una reacción química se evalúa con la constante

de equilibrio cuyo valor depende de la estequiometria de la reacción y de

la temperatura.

La importancia de la constante de equilibrio consiste en poder analizar el

rendimiento de una reacción.

Esta constante se puede evaluar en función de las concentraciones

molares (Kc) y de las presiones parciales de los componentes gaseosos

(Kp).

Principio de le Chatelier

El químicos Henry Le Chatelier después de un estudio sistemático de muchos equilibrios químicos anuncio el siguiente principio. “Cuando un factor externo perturba un sistema en equilibrio, dicho sistema se desplaza en el

sentido que tiende a contrarrestar la perturbación y restablecer nuevamente el equilibrio”, el equilibrio se puede perturbar por:

1. Cambio en la concentración. 2. Cambio en la presión. 3. Cambio en el volumen. 4. Cambio en la temperatura

DETALLES EXPERIMENTALES

En los experimentos realizados hemos utilizado Instrumentos:

- 5 tubos de ensayo de igual dimensión (diámetro y altura)

- Gradilla

- Probeta

- Pipeta de 5 ml y 10 ml

- Vaso de precipitado

- Pisceta

- Gotero

- Regla

- Luz blanca difusa (fluorescente)

Reactivos:

- K2CrO4 (Cromato de Potasio) 0.1M

- K2Cr2O7 (Dicromato de Potasio) 0.1M

- NaOH (Hidróxido de Sodio) 1M

- HCl (Ácido Clorhídrico) 1M

- KSCN (Tiocianato de Potasio) 0.002M

- FeCl3 (Cloruro Férrico) 0.2M

- KCl (Cloruro de Potasio) sólido

- Agua destilada

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Principio de Le Chatelier

A. Sistema de equilibrio del ion cromato – ion dicromato 1. En medio básico

- Echar 1.0 de solución de cromato de potasio

K2CrO4 0.1M y de dicromato de potasio K2Cr2O7 0.1M en dos tubos de ensayo respectivamente.

- Mida con la pipeta un volumen determinado de NaOH, después agrege gota a gota a los dos tubos hasta que uno de ellos cambie de coloración.

2. En medio acido

- Echar 1.0 de solución de cromato de potasio K2CrO4 0.1M y de dicromato de potasio K2Cr2O7 0.1M en dos tubos de ensayo respectivamente.

- Mida con la pipeta un volumen determinado de HCl, después agrege gota a gota a los dos tubos hasta que uno de ellos cambie de coloración.

B. Comprobación de la reversibilidad - En el tubo de medio básico agregar gota a gota HCl 1M hasta cambio

de coloración, anotando el volumen. - En el tubo de medio ácido agregar gota a gota NaOH 1M hasta

cambio de coloración, anotando el volumen.

C. Determinación cuantitativa de la constante de equilibrio mediante el método colorímetro - Añadir en 5 tubos (1, 2, 3, 4,5), 5,0ml de solución de tiocianato de

potasio (KSCN) 0,002. - Añadir al tubo 1, 0.5ml una solución de FeCl3 0.2M. - Prepare 4 soluciones de FeCl3 0.08M, 0.032M, 0.0128M y

0.00512M, a partir de la solución 0.2M por diluciones sucesivas. Así para obtener una solución 0.08M, se mide 10.0 ml de la solución 0.2M en la probeta graduada y se completa a 25 ml con agua

destilada, y vierta los 25 ml de la probeta al vaso de 150 ml limpio y seco, para mezclar bien.

- De la solución obtenida en el vaso de 150 ml, medir con la pipeta 5.0 ml y vierta al tubo 2. Luego medir 10.0 ml y verter a la probeta graduada limpia y seca para preparar la solución 0.032M de FeCl3, completar en la probeta con agua destilada hasta 25 ml. De esta solución separe 5.0 ml y vierta al tubo 3 y mida 10.0 ml para preparar la solución 0.0128M, así sucesivamente hasta completar el resto de soluciones.

- Comparar el color de la solución del tubo estándar, tubo 1 con la del tubo 2, envueltos en papel blanco, mirando hacia abajo a través de los tubos que están dirigidos hacia una fuente de luz blanca difusa. Extraer líquido del tubo estándar hasta que se igualen los colores, anotando la altura del líquido en el tubo estándar y la del tubo comparado.

- En igual forma se trabaja con los pares de tubos: 1 y 3; 1 y 4; y 1 y 5. Extrayendo líquido siempre del tubo estándar. Anotando las alturas de los dos líquidos en el momento que se igualen las intensidades del color.

RESULTADOS

1. Principio de Le Chatelier

1.1. Sistema de equilibrio del ion Cromato – ion Dicromato Al agregar Hidróxido de Sodio a los 2 tubos se dan las siguientes

reacciones: Tubo 1-A:

El color inicial era amarillo, y al reaccionar con el Hidróxido de Sodio se mantiene amarillo. Tubo 2-A:

El color inicial era anaranjado, y al reaccionar con el Hidróxido de Sodio, cambia a amarillo.

Al agregar Ácido Clorhídrico a los otros 2 tubos se dan las siguientes reacciones: Tubo 1-B:

El color inicial era amarillo, y al reaccionar con el Hidróxido de Sodio, cambia a naranja. Tubo 2-B:

El color inicial era anaranjado, y al reaccionar con el Hidróxido de Sodio se mantiene anaranjado.

Luego se separan los tubos que cambiaron de color: Tubo 2-A y Tubo 1-B

Al tubo que cambio de color con NaOH (Tubo 2-A) se le agrega HCl y volverá a su color original (anaranjado).

Al tubo que cambió de color con HCl (Tubo 1-B) se le agrega NaOH y volverá a su color original (amarillo).

1.2. Reversibilidad entre el Cloruro de Hierro (III) y el Tiocianato de Potasio.

Se estudiará la reacción:

Se obtiene FeSCN2+, al agregar a un vaso

con 20 ml de agua destilada, 3 gotas de FeCl3 y 3 gotas de KSCN (soluciones que contienen los iones que forman parte de la reacción reversible).

Luego la solución resultante, la dividimos en 4 tubos en partes iguales.

El primer tubo será el tubo estándar (o patrón).

Al segundo tubo se le añade 3 gotas de solución de FeCl3. Se observó que el color no cambia (naranja fuerte) ya que FeCl3 es el reactivo en exceso para la reacción.

Al tercer tubo se le añade 3 gotas de solución de KSCN Se observó que el color cambia a rojo.

Al cuarto tubo se le agrega 3 gotas de KCl Se observó que cambia de color a naranja pálido.

2. Determinación cuantitativa de la constante de equilibrio mediante el método colorimétrico. Se tendrá en cuenta la reacción que se formará en los tubos:

A cada uno de los 5 tubos se le agrega 5 ml de KSCN 0.002M. Se le añade al primer tubo, 5 ml de FeCl3

0.2M y éste sería el tubo estándar. Ahora se tendrá que preparar FeCl3

0.08M, a partir de la solución que ya tenemos: FeCl3 0.2M.

Se mide 10.0 ml de la solución FeCl3 0.2M y se agrega agua destilada hasta que hayan 25.0 ml. Entonces obtendremos FeCl3 0.08M, ya que:

Entonces 5 ml de esta nueva solución (FeCl3 0.08M) se añaden al

segundo tubo. Luego se procede de la misma manera con FeCl3 0.08M para

obtener FeCl3 0.032M, ya que:

Ahora 5 ml de esta nueva solución (FeCl3 0.032M) se agregan al

tercer tubo. Se procede de la misma manera una vez más con FeCl3 0.032M

para obtener FeCl3 0.0128M, ya que:

Ahora 5 ml de esta nueva solución (FeCl3 0.0128M) se agregan al

cuarto tubo. Se hace dilución por última vez:

Ahora 5 ml de esta nueva solución (FeCl3 0.00512M) se agregan al

quinto tubo. Luego se compara el color de los tubos: Para el par 1-2, se procederá a quitar sustancia del tubo estándar,

con el objetivo de que el color de los tubos se iguale. Se deberá evacuar el líquido que se quitará hacia un vaso de

precipitado, para que así en caso de quitar líquido de más, se pueda regresar parte del líquido para lograr que colores se igualen.

Una vez que se igualen los colores se medirá la altura del tubo 2 y el tubo 1.

En este caso se obtuvo:

Se procederá de la misma manera para los siguientes tubos:

Para el par 1-3:

Para el par 1-4:

Para el par 1-5:

Luego se operó de la siguiente manera:

DATOS Y CALCULOS 1.- Determine la razón o la altura experimental de cada par, dividendo la altura del líquido del tubo (1), entre las alturas de los líquidos de los tubos (2), (3), (4) y (5). Donde la altura del tubo estándar va como numerador y la altura del tubo comparado como denominador, siendo siempre la razón de alturas ( <1 , con i= 2,3,4 y 5 )

La altura de los tubos 1, 2, 3 4 y 5, al inicio, todos poseen una altura

inicial de 4.7cm, tomamos como tubo referencial al tubo N° 1, y vamos

desalojando el contenido hasta igualar al color del tubo 2, y así con el

resto de tubos, vamos anotando las alturas que vamos obteniendo del

tubo referencial (tubo N° 1) con respecto a los tubos 2, 3,4 y 5.

o 4.7 cm (Altura inicial, para los tubos 1,2,3,4 y 5)

o 4.0 cm (Para el tubo 1 y 2)

o 2.7 cm (Para el tubo 1 y 3)

o 1.7 cm (Para el tubo 1 y 4)

o 0.5cm (Para el tubo 1 y 5)

Luego, calculamos la razón entre estas alturas, según:

=

=

= 0.851

=

= 0.574

=

= 0.362

=

= 0.106

2.- La concentración inicial del ion , en los tubos 1 al 5, será diferente a 0.002M, ya que se ha diluido a 10.0mL, entonces la concentración del será de 0.001M, esta concentración inicial pasara mayormente al equilibrio ya que es el reactivo limitante.

Multiplicando la razón del espesor del liquido por la concentración del ion (constante), se calcula la concentración del ion complejo (acido) en el equilibrio.

[ ] (Equilibrio) = x [ (inicial) Ahora pasamos a calcular para cada caso, recordando que: [ (Inicial) = 0.001M

Para el 1-2:

[ ] (Equilibrio) = 0.851x0.001 = 8.51x M (Tubo 2)

Para el 1-3:

[ ] (Equilibrio) = 0.574x0.001 = 5.74x M (Tubo 3)

Para el 1-4:

[ ] (Equilibrio) = 0.362x0.001 = 3.62x M (Tubo 4)

Para el 1-5:

[ ] (Equilibrio) = 0.106x0.001 = 1.06x M (Tubo 5) 3.- Calcule la concentración del ion (acido) en el equilibrio, restando la concentración del ion (Acido), formado de la concentración inicial del ion .

Para el 1-2:

[ ] = 0.004 - 8.51x = 3.149x M

Para el 1-3:

[ ] = 0.016 – 5.74x = 0.015426M

Para el 1-4:

[ ] = 0.064 – 3.62x = 0.063638M

Para el 1-5:

[ ] = 0.00256 – 1.06x = 2.454 M

4. Calcule la concentración en equilibrio del ion (Acido) en los tubos respectivos restando la concentración del ion complejo formado , de la concentración inicial de (Acido).

(Equilibrio) = (Acido) - [ ] (equilibrio)

(Acido) = 0.001M

Para 1-2:

(Equilibrio)= 0.001 – 8.51x = 1.49x M

Para 1-3:

(Equilibrio)= 0.001 – 5.74x = 4.26x M

Para 1-4:

(Equilibrio)= 0.001 – 3.62x = 6.38x M

Para 1-5:

(Equilibrio)= 0.001 – 1.06x = 8.94x M

CUESTIONARIO

1. Explique en qué consiste la técnica calorimétrica. La técnica que usamos en el laboratorio fue la técnica colorimétrica, esta técnica consiste en comparar una solución estándar con otras pero con una concentración menor, para ello se usa una luz difusa, extraemos muestra de tubo estándar hasta que la coloración se asemeje para luego usar los datos de las alturas de los tubos donde se encuentras las muestras, en una formula.

2. ¿Que información proporciona la constante de equilibrio obtenida? Sabemos que la magnitud de la constante de equilibrio indica si una

reacción en equilibrio es favorable a los productos ó a los reactivos. Si K

es mucho mayor que 1 (K>1), el equilibrio se desplazará a la derecha y

favorecerá a los productos. Por lo contrario, si K es mucho menor que 1

(K<1), el equilibrio se desplazará a la izquierda y favorecerá a los

reactivos. En este contexto, cualquier número superior a 10 se

considera que es mucho mayor que 1, y un número que es menor a 0.1

significa que es mucho menor que 1.

Observamos que Keq son mucho mayores que 1, entonces, y según lo

escrito más arriba, diremos que en el equilibrio habrá una mayor

cantidad de productos en comparación con los reactantes, y que

nuestro equilibrio se ha desplazado hacia la derecha.

3. ¿Cuál será la concentración en el equilibrio del ion complejo (acido) en el tubo numero 3? Y ¿Cuál del ion en el tubo numero 4?

Concentración del para el tubo N° 3 :

[ ] (Equilibrio) = x [ (inicial)

Con [ (inicial) = 0.001M

=

=

= 0.574

Entonces: [ ] (Equilibrio)= 0.574 x 0.001 = 5.74x M …. (a)

Concentración del ion en equilibrio del tubo N° 4:

(Equilibrio) = (Acido) - [ ] (equilibrio)

Pero [ ] (equilibrio), para el tubo 4, lo hallamos según:

[ ] (Equilibrio) = x [ (inicial)

= =

=

= 0.362

[ ] (Equilibrio)= 0.362 x 0.001= 3.62x

Y reemplazando en (a):

(Equilibrio) = 0.001 - 3.62x = 6.38x

4. ¿Qué conclusiones se pueden deducir del estudio cualitativo del

sistema en equilibrio ión Cromato – ión Dicromato?

Que ambos compuestos tanto el ion cromato como el dicromato presentan total reversibilidad al combinarse con el HCl y el NaOH esto descarta las dudas que teníamos al comenzar el experimento y comprueba los principios teóricos.

Si al neutralizar ambas reacciones se volvió a obtener los reactantes, a pesar que estos reactantes realizaron una reacción química. Entonces se está frente a una reacción en equilibrio. En la cual a pesar de haber utilizado los reactantes, los productos de la reacción pueden recobrar las sustancias iniciales. Todo esto si la reacción ha alcanzado el equilibrio.

El ion Cromato (amarillo) reacciona con H + (de cualquier ácido)

para dar ión Dicromato (naranja)

Añadiendo una base a este equilibrio se observa un desplazamiento

hacia la izquierda, porque al absorber la base, los protones

presentes en el equilibrio, según Le Chatelier el sistema buscarán

producir más iones hidronio, y se volverá de color amarillo la

disolución. Si una vez alcanzado el equilibrio añadimos un ácido, el

exceso de protones volverá a desplazar el equilibrio hacia la

derecha y la disolución tomará el color naranja original.

5. A 800 k se mescla en fase gaseosa 2 moles de NO con 1 mol de O2. La reacción es: + la reacción llega al equilibrio con

una presión total de 1 atm. El análisis del sistema muestra que hay 0,71 moles de O2 en el equilibrio. ¿ calcule la constante de equilibrio para la reacción?

Solución: 2NO + O2 ----------- 2NO2

Moles

iniciales

2 1 -

Moles que

reaccionan

2X X -

Moles que

se forman

- - 2X

Moles en

equilibrio

2-2X=1,42 1-X=0,71

X=0.29 2X=0,58

Presión parcial= fracción molar X presión total Entonces: P NO=(1.42/2.29)X1=0,62 PO2=(0,29/2,29)X1=0,12 PNO2=(0,58/2,29)X1=0,25 Luego:

=

= 1,35

6. La disociación de N2 O4 en NO2 es de 16.7% a 298 K y 1 atm. En

un recipiente de volumen constante según:

N2O4(g) →← 2 N O2(g)

Calcular:

La constante de equilibrio

Inicio 1 –

Reacción -0.167 +0.167

Equilibrio 0.833 0.167

K eq = (0.167)2/(0.833) = 0.033

Considerando que ∆H° = 58.04 KJ x mol -1 para dicha reacción

prediga que sucede con el sistema en el equilibrio de acuerdo al

principio de Le Chatelier si:

1) Se eleva la temperatura

La reacción se desplaza hacia la derecha, por ser reacción

endotérmica.

2) Se incrementa la presión del sistema

La reacción se desplaza hacia la izquierda

3) Se añade al sistema un gas inerte a presión constante

La reacción se desplaza hacia la izquierda.

4) Se añade un catalizador al sistema

La velocidad de reacción aumenta, pero la reacción no se desplaza a

ninguna dirección.

5) Si se añade más N2O4(g)

La reacción se desplaza hacia la derecha.

RECOMENDACIONES

- Procure comparar los tubos de ensayo con la luz blanca, en lugares

cerrados para que la observación se mejor.

- No manipular ningún producto químico directamente con las

manos, utilice siempre guantes de laboratorio.

- Lavar bien los instrumentos para trasportar líquidos como la pipeta,

antes de introducirlos en frascos de reactivos, ya que la mala

limpieza puede ocasionar la contaminación del reactivo.

CONCLUSIONES

- Una reacción al pasar al equilibrio químico, no necesariamente ya no se presenta ninguna reacción, al contrario los producto y reactantes siguen reaccionando, pero a una proporción que las concentraciones no varían.

- El método colorimétrico es muy relativo pues el color depende solo de la capacidad de diferenciar del observador, causando un margen de error muy significativo.

- Si la constante de equilibrio para una reacción química tiene un valor muy grande, el grado de conversión de reactivos a productos es muy alto. Por el contrario, valores muy pequeños indican que el grado de conversión de reactivos a productos es muy pequeño.

- Existen factores que afectan tan el equilibrio químico, como por ejemplo la temperatura, al suceder eso el sistema se inclinara a producir más producto o reactante, para regresar al estado inicial, el equilibrio químico.

BIBLIOGRAFÍA

- http://es.wikipedia.org/wiki/Equilibrio_químico

- http://www.monografias.com/trabajos15/equilibrio-quimico/equilibrio-quimico.shtml

- http://www.uv.es/~baeza/cqtema3.html

- Química General 7ma edición (2002) Raymond Chang Ed. Mc Graw-Hill Interamericana