UNIVERSIDAD NACIONAL AUTONOMA DE MÉXICO

FACULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES CUAUTITLÁN

CIENCIA BÁSICA

Participantes

De La Lama Ramírez Sara A. Flores Garcia Zayra Medina Tovar Fernando

Laboratorio de Ciencia Básica ll (1226)

Química (211)

Grupo: 2201 Equipo: 5

Fecha: 21-Feb-2014

Estudio experimental del desplazamiento del equilibrio

químico de un sistema de metátesis.

(Diseño Experimental)

CONTENIDO

PÁGINA

1 INTRODUCCIÓN………………………………………

2 PROBLEMA………………………………………………

3 OBJETIVOS……………………………………………… 3.1 GENERAL 3.2 PARTICULARES

4

VARIABLES………………………………………………. 4.2 ASIGNACION METODOLOGICA 4.1 VARIABLES XPERIMENTALES

5 HIPOTESIS…………………………………………………

6

MÉTODO………………………………………………….. 6.1 PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

7RESULTADOS…………………………………………….

8ANÁLISIS Y DISCUSIÓN………………………………

9 REFERENCIAS.............................................................

1. INTRODUCCIÓN.

En nuestra vida cotidiana estamos rodeados por diversos ejemplos de equilibrio químico, ya que este es un proceso dinámico puede considerarse análogo al movimiento de los esquiadores en un centro de esquí repleto de personas, donde el numero de esquiadores que asciende por el teleférico es igual al que desciende, aunque hay carreo constante de esquiadores, la cantidad de personas que sube a la cima y la que desciende no cambia.

Se observa que en el equilibrio participan distintas sustancias como reactivas y productos. Para un mejor entendimiento del equilibrio químico, resulta importante definir algunos conceptos:

Reacción química:

Para que sea posible una reacción química, es necesaria la presencia de dos compuestos químicos reaccionantes que darán origen a dos o más compuestos químicos resultantes o productos de la reacción. Estas reacciones pueden ser reversibles o irreversibles.

Reacciones químicas irreversibles:

Estas reacciones se producen cuando uno o ambos compuestos químicos reaccionantes se agotan y no es posible volver a obtener las sustancias originales, es una reacción que transcurre en un solo sentido (→).

Reacciones químicas reversibles:

Son aquellas en las que los reaccionantes dan origen a productos que a su vez se descomponen y dan lugar de nuevo a las sustancias que reaccionaron inicialmente. La reacción transcurre en ambos sentidos (↔). Las reacciones reversibles pueden conducir a un estado de equilibrio químico.

Equilibrio químico.

Técnicamente las reacciones químicas son reversibles, es decir, parte de los productos de la reacción se cambian para dar lugar a los reactivos. Generalmente, los reactivos no se consumen por completo, sino que se obtiene una mezcla donde coexisten reactivos y productos. Cuando dejan de producirse modificaciones en un sistema químico, se dice que ha alcanzado el estado de equilibrio.

A nivel microscópico donde el equilibrio químico es dinámico, en el sentido de que tanto los reactivos como los productos se forman con la misma velocidad a la que se consumen.

A nivel macroscópico, se caracteriza, porque a una temperatura determinada, las concentraciones de las distintas sustancias no varían con el tiempo

El equilibrio químico es un indicador que determinar la cantidad de producto que se puede obtener a una determinada temperatura y velocidad después de un lapso de tiempo; una vez ocurrido esto el resto permanecerá constante, es decir habrá alcanzado el equilibrio químico y si se presenta algún agente externo, el sistema reaccionara de tal manera que dicha perturbación se verá contrarrestada, alcanzando así, un nuevo estado de equilibrio. (Principio de Le Châtelier)

Tiene una infinidad de aplicaciones y es participe en casi todas las actividades de los seres vivos.

Por ejemplo, en la industria cervecera es muy usada para determinar el tiempo y velocidad de la fermentación.

Equilibrio Homogéneo:

Se aplica a las reacciones en las que todas las especies reaccionantes se encuentran en las mismas fases.

Equilibrio Heterogéneo:

Se da en una reacción reversible en la que intervienen reactivos y productos en distintas fases.

La Ley del equilibrio químico se enuncia de la siguiente manera: En un sistema de equilibrio, el producto de las concentraciones (mol/L) de las sustancias resultantes, entre el producto de las sustancias reaccionantes, cada una de ellas elevada a una potencia igual al número de moles que intervienen en la reacción, es un valor constante para cada temperatura.

Constante de equilibrio

Es una medida de posición que indica si una reacción química está desplazada hacia los productos (reacción directa), es decir, mayor formación de productos; o, si está desplazada hacia los reaccionantes o reactivos (reacción inversa), en este caso mayor disociación de productos para volver a formar los reaccionantes.

Factores que modifican el equilibrio químico:

Cambios de temperatura Cambios de presión Cambios de concentración

Principio de Le Châtelier.

Este principio cualitativo establece que si se cambia la temperatura, la presión o las concentraciones de un sistema de reacción que se encuentre en equilibrio, el sistema se desplaza en la dirección que tiende a contrarrestar el cambio

Por ejemplo, Un ejemplo claro que involucra el principio de Le Châtelier es la fermentación de la cerveza ya que, depende de diferentes variables como la composición del mosto, la temperatura, la presión, la cantidad y tipo de cepa de levadura que se haya añadido.

Dependiendo de la cantidad de proteínas coaguladas contenidas en el mosto y de su composición, le será más o menos favorable a la levadura nutrirse y realizar los procesos de metabolización del azúcar.

La temperatura afecta directamente la velocidad de fermentación de las levaduras, cuanta más alta sea, más rápida será la fermentación. Cepas de levaduras de fermentación de superficie actúan a temperaturas ideales entre 20 y 24 grados centígrados produciendo ésteres y subproductos que aumentan la calidad de las cervezas. Si descendemos la temperatura, estas levaduras pasarían a un estado de hibernación cuya consecuencia es el cese del proceso de fermentación. En cambio, las cepas de levaduras de fermentación de fondo, si bien fermentan más rápido a temperaturas altas, los subproductos producidos no son de sabor y aroma deseable. Su temperatura ideal se sitúa entre un grado y diez grados centígrados.

La presión en tanques cerrados de fermentación afecta a la levadura, cuanta más presión más se frenará la fermentación. Los tanques abiertos liberan el CO2

producido por la levadura, los tanques cerrados no liberan este CO2

completamente, que tras disolverse en el mosto y convertirse en anhídrido carbónico dificulta la función fermentativa de la levadura.

Dada la importancia del equilibrio químico que tiene en la vida cotidiana es importante conocer y comprender los factores que modifican a dicho equilibrio.

Cambios de concentración.

Cuando cambian las concentraciones de los componentes de un sistema en equilibrio, no cambia el valor numérico de constante de equilibrio químico, pero el equilibrio se desplaza, porque se favorece la velocidad de reacción en uno u otro sentido.

Cambios de Presión.

Si cambia la presión total de una mezcla, y la reacción misma implica un cambio de volumen, se desplazara el equilibrio.

En la reacción un aumento en la presión desplaza el equilibrio hacia la izquierda porque hay un aumento en el número de moléculas cuando la reacción va hacia la derecha.

Cambio en la temperatura.

El efecto de un aumento de temperatura sobre un sistema en equilibrio es favorecer a la formación de los productos de una reacción endotérmica. Consecuentemente esto causa un cambio en el valor de la constante de equilibrio químico. La constante de equilibrio para la reacción.

En consecuencia, un aumento en la temperatura desplaza el equilibrio hacia la izquierda, como lo muestra en la magnitud decreciente de la constante de equilibrio químico, por lo que se puede deducir que la reacción hacia la derecha es exotérmica.

2. PROBLEMA.

Estudiar experimentalmente el desplazamiento del equilibrio químico de un sistema de metátesis.

3. OBJETIVOS

3.1 OBJETIVO GENERAL

Estudiar experimentalmente el desplazamiento del equilibrio químico de un sistema de metátesis en medio acuoso y algunos factores que lo modifican.

3.2 OBJETIVOS PARTICULARES.

a) Preparar disoluciones molares con base en las propiedades de los reactivos.

b) Escribir y balancear la ecuación química del sistema.

c) Describir las propiedades fisicoquímicas de los componentes del sistema.

d) Describir el sistema química y fisicoquímicamente.

e) Establecer la ley de acción de masas para el sistema.

f) Estudiar el desplazamiento del Equilibrio Químico en función de la concentración.

g) Estudiar el desplazamiento del Equilibrio Químico en función de la temperatura.

h) Analizar el desplazamiento del equilibrio químico del sistema con base en la estequiometria, la ley de acción de masas y el principio Le Châtelier.

FENOMENO.

El desplazamiento del equilibrio químico.

4. VARIABLES.

Variable independiente: Factores que afectan el equilibrio químico (Temperatura (°C) Concentración (% m/v))

Variable dependiente: Desplazamiento del equilibrio químico.

5. HIPOTESIS

El desplazamiento del equilibrio químico de un sistema químico de metátesis en medio acuoso varía en función de la concentración y temperatura a una presión constante.

D.E.Q. = f(C, T) P

El desplazamiento del equilibrio químico de un sistema químico de metátesis en medio acuoso varía en función de la concentración a temperatura y presión constantes

D.E.Q= f(C) T, P

Desarrollo de formula

DEQ=f(C) DEQ C DEQ=KCKeq=¿¿

6. METODO

Sujeto de estudio

Sistema químico de metátesis

En química inorgánica, un sistema de metátesis se define como una reacción de desplazamiento doble o de doble sustitución, en el que los iones intercambian parejas.

FeCl3 + 3NH4SCN 3NH4Cl + Fe (SCN) 3

Se tiene un sistema abierto, que presenta una sola fase es decir que es homogéneo y se dice que es un sistema químico de metátesis ya que sus numeros de oxidación no cambian; en ese ejemplo nos damos cuenta de eso a partir del (Fe)+3

Fe+3Cl3-1 + 3NH4+1SCN-1 3NH4

+1Cl-1 + Fe+3 (SCN) 3-1

Reactivos Analíticos

Propiedades Fisicoquímicas de los R.A

Formula Nombre M.Mg/mol

Em/m

Dg/mL

Solubilidad Alotropía

FeCl3.6H2O Cloruro de hierro hexahidratado

270.5 97 1.820 91.620Caf-am,delic

NH4SCN Tiocianato de amonio

76 97.5 1.305 128° Incol,mn,delic

NH4Cl Cloruro de amonio

53.49 99.5 1.527 3720Incol,cub

Fe(NO3)3 . 9H20

Nitrato férrico monohidratado

404 98 1.68viol-am,delic

FeCl3.6H2O-------------------3g NH4SCN-----------------------1g NH4Cl--------------------------1

Materiales

100mL de disolución de FeCl3.6H2O a 0.1 M. 100mL de disolución de NH4SCN a 0.1 M. 100mL de disolución de NH4Cl a 0.1 M. 100mL de disolucion de Fe(NO3)3 a 0.1M

Cantidad Material2 Agitador1 Balanza analítica ± 0.0001 g1 Bote para baño maría1 Espátula

20 Frascos etiquetados1 Jeringa o propipeta1 Matraz volumétrico 100 mL1 Mechero1 Pinzas para crisol1 Pipeta (10mL) ± 0.1 mL1 Piseta1 Probeta graduada (50mL)1 Soporte1 Tela de asbesto1 Termómetro (0°C- 100°C) ± 0.1°C2 Vaso de precipitado (100/250 mL)

Preparación de disoluciones

1) Realizar cálculos químicos para preparar 100mL de disolución de Reactivos Analíticos a 0.1 M de acuerdo a su ensayo y masa molar específicos.

2) Se mide la cantidad necesaria de reactivo en la balanza analítica, con ayuda de una espátula se mide en un vaso de precipitado

3) Al tener el reactivo en el vaso se le agrega la cantidad necesaria de agua destilada para disolver el reactivo, sin sobrepasar los 100mL

4) Se trasvasa la disolución a un matraz volumétrico 5) Se realizan lavados al vaso para evitar la menor perdida de reactivo y para

aforar e matraz6) Una vez que se haya llegado a la marca de aforo del matraz, se trasvasa la

disolución a un frasco previamente etiquetado.

Cálculos químicos

Realizar los cálculos químicos para preparar 100 mL de disolución 0.1M

XgdisFeCl3.6H2O=100mLdisFeCl3.6H2O( 0.1mol FeCl3.6H 2O1000mLdis FeCl3.6H 2O )( 270.5 g FeCl3.6H 2ORP1molFeCl 3.6H 2O )(100 g FeCl3.6H 2ORA97 gFeCl3.6H 2OR P )=

2.7886g dis FeCl3.6H2O XgdisNH4SCN=100mLdisNH4SCN( 0.1mol NH 4 SCN1000mLdis NH 4SCN )( 76 g NH 4 SCN RP1mol NH 4SCN )( 100g NH 4 SCNRA97.5 g NH 4 SCN RP )=

0.7794g dis NH4SCN Xgdis NH4Cl =100mLdisNH4Cl( 0.1mol NH 4Cl1000mLdis NH 4Cl )(53.49 g NH 4Cl RP1mol NH 4Cl )( 100 g NH 4ClRA99.5 g NH 4Cl RP )=

0.5375g dis NH4Cl

XgdisFe(NO3)3.9H2O=100mLdisFeCl3.9H2O( 0.1mol Fe (NO3)3 .9H 2O1000mLdis Fe(NO3)3 .9H 2O )( 404 g Fe(NO 3)3 .9H 2ORP1mol Fe (NO3)3.9H 2O )(100 g Fe(NO 3)3 .9H 2ORA98 g Fe(NO3)3 .9H 2ORP )=

4.1224g dis FeCl3.9H2O

6.1 Procedimiento Experimental

Frasco 1

a) Con ayuda de una pipeta graduada se toman 3mL de FeCl3 y se colocan en un frasco

b) Posteriormente se agrega una gota de NH4SCN y sin agitar se observa la reacción

c) Se observan y registran los cambios ocurridos

Frasco 2

a) Con la pipeta graduada se toman ahora 3mL de NH4SCN y se colocan en un frasco

b) Luego se agrega una gota de FeCl3 y sin agitar se observa la reacción c) Se observan y se registran los cambios ocurridos

Frasco 3 (Sistema testigo)

FormulaVolumen100mL

M M.Mg/mol

E%m/m

Masa teórica

gFeCl3.6H2O 100 0.1 270.5 97 2.7886

NH4SCN 100 0.1 76 97.5 0.7794

NH4Cl 100 0.1 53.49 99.5 0.5375

Fe(NO3)3.9H2O 100 0.1 404 98 4.1224

a) En un vaso de precipitado se agrega 1mL de FeCl3 y después se agregan 3mL de NH4SCN

b) Se observa la reacción que ocurre c) Finalmente se almacena la disolución en un frasco etiquetado como

“sistema testigo”.

DEQ= f(C)T, P

Ahora se pretende observar el desplazamiento del equilibrio químico en relación a la concentración de cada reactivo

a) Se prepara otra disolución como el sistema testigo y se le agregan 100mL de agua destilada

b) Con ayuda de una pipeta se separa la disolución en 4 frascos con 25mL cada uno marcado con A1,A2,A3 y A4 respectivamente

En A1 se agregara primero 1mL de FeCl3, se agita y se observa el cambio, después se vuelve a repetir el proceso hasta llegar a 3mL

En A2 se agregara primero 1mL de NH4SCN, se agita y se observa el cambio, después se vuelve a repetir el proceso hasta llegar a 3mL

En A3 se agregara primero 1ml de NH4Cl, se agita y se observa el cambio, después se vuelve a repetir el proceso hasta llegar a 3mL

En A4 se agregara primero 1ml de Fe (NO3)3, se agita y se observa el cambio, después se vuelve a repetir el proceso hasta llegar a 3mL

DEQ= f(C, T) P

a) Se repite el proceso anterior, los frascos se etiquetan como B1,B2,B3 y B4 respectivamente

b) Después se pone a calentar un bote con agua para baño maríac) Cada una de las disoluciones se ponen a calentar en el baño maría,

registrando la temperatura antes y después de calentar; observando si existe algún cambio de color.

7. RESULTADOS

Indicadores

FeCl3 Amarillo

NH4SCN Incoloro

NH4Cl Incoloro

Fe(NO3)3 Amarillo

Cuadro 1. Observaciones

# deFrasco

FeCl3(mL)

+ NH4SCN(mL)

Observaciones

1 3 + 0.05Al agregar una gota de tiocianto de amonio se observa un cambio de coloración de amarillo a rojo, sin embargo la velocidad de reacción es lenta

2 0.05 + 3Al agregar una gota de cloruro férrico se observa un cambio de coloración de incoloro a rojo, con una velocidad de reacción lenta

3 1 + 3Al realizar la mezcla se observa un cambio de coloración inmediato y sin necesidad de agitar la mezcla se torna rojo

Cuadro 2. Observaciones DEQ= f(C) T, P

(C) Observaciones

A1 FeCl31mL rojo (++)1mL rojo (+++)1mL rojo (+++)

A2 NH4SCN1mL rojo (+)1mL rojo (++)1mL rojo (++)

A3 NH4Cl1mL amarillo (+)1mL amarillo (++)1mL amarillo (++)

A4 Fe(NO3)3

1mL rojo (+++)1mL rojo (+++)1mL rojo (+++)

Cuadro 3. Observaciones DEQ= f(C, T) P

FeCl3 + 3NH4SCN 3NH4Cl + Fe (SCN) 3 + CALOR

Productos

Productos

Reactivos

Productos

Esquemas

(T) Observaciones

B1 FeCl3 21-60 °C

No se observan cambios

B2 NH4SCN21-63°C

Rojo (++) / amarillo (++)

B3 NH4Cl21-65°C

Amarillo (+++) / amarillo (+)

B4 Fe(NO3)3

21-60°CNo se observan cambios

8. ANÁLISIS Y DISCUSION

9. REFERENCIAS

1) Ander, Paul. Principios de Química, Limusa, México, 1973.

2) Araneo Antonio. Química Analítica Cuantitativa, McGrawHill, México, 1981.

3) Ayres, Gilbert H. Análisis Químico, Cuantitativo, 2ed; Harper and Row

Latino Americana, México, 1970.

4) Brumblay U. Ray. Análisis cuantitativo, Continental, México, 1988.

5) Chang Raymond, Química General, McGrawHill, 4ed; 2008.

6) Flaschka H.A. A.J. Bernard y P.E. Sturrock. Química Analítica Cuantitativa.

Vol. 1. Introducción a los principios, Continental, México, 1982.

7) Petrucci Ralph H. Química General, 8a Edición, Pretince Hall, México, 2003.

8) Seese S. William y G. William Daub. Química, 5ed, Prentice-Hall, México,

1989.

9) Whitten W. Kenneth, Kenneth D. Gailey y Raymond E. Davis. Química

General, McGrawHill, 3ed; 1992.

Fichas de Resumen De La Lama Ramírez Sara A. Flores Garcia Zayra Medina Tovar Fernando

Equipo: 5

Fecha: 21-Feb-2014

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