LABORATORIO QUÍMICA GENERAL GUIA 8-1. Equilibrio iónico y PH. FeSCN +2

Transcripción

1 LABORATORIO QUÍMICA GENERAL GUIA 8-1. Equilibrio iónico y PH I. El Problema: - Estudiar el efecto de la temperatura sobre el equilibrio químico del siguiente sistema 2+ Co(H 2 O) 6 (ac) + 4Cl (ac) CoCl 4 2-(ac) + 6H 2 O (l) Rosa pálido azul intenso - Estudiar el efecto de la concentración sobre el siguiente equilibrio: Fe +3 + SCN - (amarillo) FeSCN +2 (roja) - Observar el efecto del ión común - Conocer los diferentes métodos para determinar el ph de una solución - Observar el comportamiento de las soluciones buffer o reguladoras - Realizar la titulación potenciométrica de los sistemas HCl NaOH y ácido acético NaOH II. Fundamento Teórico: La mayoría de las reacciones químicas son reversibles, esto es que cuando se mezclan los reactivos en cantidades estequiométricas, no se convierten completamente en los productos, esto es que la reacción no llegan a completarse. Las reacciones reversibles se pueden representar con una doble flecha, lo que indica que la reacción directa y la inversa ocurren simultáneamente. El sistema está en equilibrio cuando las velocidades de ambas reacciónes son iguales. aa + bb cc + dd Los equilibrios químicos son dinámicos, las moléculas están reaccionando constantemente aunque la composición global de la mezcla no cambia. En 1864 los químicos noruegos Cato Guldberg y Peter Waage, establecen la ley de acción de masas la cual dice para una reacción reversible en equilibrio y a temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante K (la constante de equilibrio). Las concentraciones pueden variar pero el valor de K permanece constante, siempre y cuando la reacción esté en el equilibrio y la temperatura sea estable. Así la constante de equilibrio se define como un cociente cuyo numerador se obtiene de multiplicar las concentraciones en el equilibrio de los productos, cada uno de los cuales está elevado a una potencia igual a su coeficiente estequiuométrico en la ecuación balanceada. El denominador se obtiene aplicando el mismo mecanismo anterior pero con la concentración en equilibrio de los reactivos.

2 K = c d [ C] [ D] [ A] a [ B] b Existen los equilibrios homogéneos que se aplican a las reacciones en la que todas las especies reactivas se encuentran en la misma fase, como ejemplo tenemos: N 2 O 4 (g) 2 NO 2 (g) CH 3 COOH (ac) + H 2 O (l) CH 3 COO - + H 3 O + Los equilibrios heterogéneos es en la que intervienen reactivos y productos en distintas fases, ejemplo: CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) III. Búsqueda de información: Cuales son los factores que afectan el equilibrio químico Conceptos básicos sobre ácido-base e indicadores, titulación ácido-base Consulte sobre manejo y los cuidados del potenciómetro. IV. Materiales y equipo: material por grupo de laboratorio: Dos tubo de ensayo con tapa rosca Siete tubos de ensayo Pinza para tubo de ensayo Dos vasos de precipitados de 250ml Dos vasos de precipitados de 100ml Una pipeta aforada de 10ml Bureta de 25ml o 50 ml Una pinza para bureta. Una gradilla Una placa calefactora Material y reactivos generales: (volúmenes calculados para sesión con 10 grupos) - Cinco vasos de precipitados de 250ml - Una pipeta graduada de 5ml - Cuatro agitadores magnéticos - Cuatro planchas con agitación - Cuatro potenciómetros - Solución buffer patrón ph 7.0 y Papel indicador universal - Papel tornasol rojo - Papel tornasol azul

3 - 200ml solución cloruro de cobalto (II) al 1% (propanol-agua 90:10) - 150ml solución HCl (0,1N) - 250ml solución ácido acético (0,1N) - 300ml Solución NaOH (0,1N) - 250ml solución acetato de sodio (0,1N) - Solución fenolftaleina - Solución metilnaranja - 100ml Solución amoniaco 0,01N - 100ml solución cloruro de amonio (0,01N) - 200ml solución cloruro férrico en medio ácido (0,01M) - 200ml solución de tiocianato de potasio (0,004M) - 200ml solución de cloruro de magnesio 0,05M - cloruro de amonio sólido. - 50ml de tiocianato de sodio - 50ml de nitrato férrico - 50ml de ácido oxálico - hielo - agua destilada. V. Procedimiento: 1. Efecto de la temperatura sobre el equilibrio: A dos tubos de ensayo con tapa rosca adicione 5 ml de la solución de cloruro de cobalto (II), coloque uno de los tubos en un vaso con agua con hielo por 5 min y observe comparando con el segundo tubo a temperatura ambiente; luego coloque el tubo en un vaso con agua caliente y observe comparando con el que se encuentra a temperatura ambiente. 2. Efecto de la concentración: Marque y adicione a cada uno de los cuatro tubos de ensayo, 3ml de solución de FeCl 3 y 3ml de solución de KSCN y homogenice. Deje el tubo uno en la gradilla como control de comparación y a los otros cuatro adicione lo siguiente: - adicione al tubo No 2, cinco gotas de la solución de NaSCN y observe, luego adicione otras 5 gotas y observe. - Adicione al tubo No 3, cinco gotas de nitrato férrico y observe, luego adicione otras 5 gotas y observe. - Adicione al tubo No 4, cinco gotas de H 2 C 2 O 4 y observe, luego adicione otras 5 gotas y observe. 3. Efecto del ión común: Mida en un tubo de ensayo 3,0ml de la solución diluida de MgCl 2 y adicione lentamente unas gotas de la solución de amoniaco hasta observar un precipitado blanco de Mg(OH) 2 ; agitar y observar. Luego adicione unos cristales de NH 4 Cl, agite y observe. 4. Determinación del ph: Impregnar un trozo de papel tornasol azul, tornasol rojo y universal en las soluciones de amoniaco y cloruro de amonio y observe el cambio de color; para el papel universal compare la coloración en la escala respectiva para determinar el intervalo aproximado de ph de cada solución. Por medio del potenciómetro ya calibrado, determine el ph para ambas soluciones. Realice en mismo procedimiento para las soluciones de HCl y ácido acético.

4 5. Soluciones reguladoras: En un vaso de precipitados de 100ml adicione 10ml de solución de ácido acético y 10ml de solución de acetato de sodio, agite y mida el ph con el potenciómetro. Luego adicione cinco porciones de 1ml cada una de HCl, agite y mida nuevamente el ph en cada adición con el potenciómetro. En otro vaso de precipitados de 100ml adicione 10ml de ácido acético y 10ml de acetato de sodio y mida el ph con el potenciómetro. Luego adicione cinco porciones de 1ml cada una de NaOH, agite y mida nueva mente el ph en cada adición. 6. Titulación potenciométrica de HCl y ácido acético: Medir con una pipeta aforada 20 ml de ácido clorhídrico (HCl) y colocarlo en el erlenmeyer de 250ml y adicionar tres gotas de indicador fenolftaleina. Medir el ph inicial con el potenciómetro y adicionar pequeños volúmenes de NaOH (0,1N) por medio de una bureta según las indicaciones de la tabla No1. Para cada adición agite la solución y mida el ph y observe el cambio de color. Continuar el procedimiento hasta la lectura final. Repita el procedimiento anterior con 20ml de ácido acético adicionando tres gotas de indicador metil naranja. Volumen (ml) NaOH ph Color 0, , ,0 22, (NOTA: Recuerde que los volúmenes de NaOH son totales, estos es que si pasa de 1ml a 3ml de NaOH adicionados, tiene que adicionar 2ml del reactivo.) TABLA No1.

5 VI. VII. Tablas de datos: Elabore la tabla de datos de las observaciones de las primeras experiencias, Para el análisis de la práctica: - Explique el cambio de comportamiento del sistema en estudio con respecto a la variación de temperatura y explique si la reacción es endotérmica o exotérmica. - Explique el cambio de comportamiento del sistema en estudio con respecto a la variación de concentración y al efecto del ión común. - Determine el ph de la solución de amoniaco, cloruro de amonio, ácido clorhídrico y ácido acético de acuerdo a los métodos utilizados. - Explique el comportamiento de la solución reguladora o buffer. - Realice una gráfica en papel milimetrado de las titulaciones potenciométricas de HCl y ácido acético con NaOH (ph vs volumen de NaOH). En la gráfica identifique el punto de equivalencia para las dos titulaciones y calcule la concentración de ambas soluciones; además para el ácido acético identifique el pka y calcule luego la Ka. - Explique si los indicadores ácido base utilizados son adecuados o no para hallar el punto de equivalencia de las titulaciones realizadas. VIII. Bibliografía: - Brown, T., Lemay, H.E y Bursten, B.E Química: La Ciencia Central, séptima edición, Pearson-Prentice HaLL, México. - Budavari, S. The Merck Index: an encyclopedia of chemical, drugs and biologicals. Guide for safety in the Chemical Laboratory. - Chang,R y College,W. 2002, Química, Mc Graw Hill, Bogotá. - Skoog, D.A y West, D.M Química analítica, sexta edición, Ma Graw Hill, México.