Comprobar la reversibilidad de algunas reacciones químicas, por medio de la modificación de las condiciones de equilibrio.

Transcripción

1 Laboratorio de Análisis Cuantitativo Hoja 1 de 5 Elaboró: M.C. Yolanda Ángeles Cruz 1. OBJETIVOS. Demostrar que un estado de equilibrio puede alcanzarse haciendo reaccionar a los reactivos para formar los productos, o a los productos para obtener los reactivos. Comprobar la reversibilidad de algunas reacciones químicas, por medio de la modificación de las condiciones de equilibrio. 2. FUNDAMENTOS Los sistemas que experimentan un cambio espontáneo, siempre lo hacen en una dirección definida. Esta dirección depende de las condiciones en las cuales el fenómeno se efectúa. Por ejemplo, un objeto caliente que se pone en contacto con uno frío, le cede calor y abate por ello su temperatura, mientras que el frío se calienta y su temperatura se eleva. De los procesos espontáneos que ocurren, en algunos existe tendencia al equilibrio. El equilibrio es uno de los conceptos fundamentales en la química y por ello ha sido ampliamente estudiado. Cuando un sistema se encuentra en un estado de equilibrio, no se observan cambios macroscópicos, sin embargo existen cambios microscópicos, reversibles a nivel molecular, cuyo resultado global no altera las propiedades que caracterizan el estado de equilibrio. Si una reacción química sucede en forma espontánea y alcanza el equilibrio, no significa que el cambio de reactivos a productos sea total, siempre existirán restos de reactivos sin transformar. La presencia de este remanente dependerá entre otras cosas de la energía involucrada en el proceso y de la temperatura. 3. MUESTRAS, MATERIALES Y EQUIPO Material 1 Agitador de vidrio 1 Perilla 1 Pipeta graduada de 10mL 1 Pipeta graduada de 5 ml 1 Vasos de precipitado de 100 ml 2 Probetas de 50 ml 3 Matraces Erlenmeyer de 250 ml Papel indicador de ph.

2 Laboratorio de Análisis Cuantitativo Hoja 2 de 5 Sustancias. Acido sulfúrico 1.0 M H 2 SO 4 Acido sulfúrico 2.0 M. H 2 SO 4 Amoniaco 1.0 M. NH 3 Almidón. (C 6 H 10 O 5 )n Arsenito de Sodio 0.1 M. Na 3 AsO 3 Hidróxido de Sodio 2.0 M. NaOH Sulfato de Cobre II 0.1 M. CuSO 4 Iodo 0.1 M. I 2 4. PARTE EXPERIMENTAL Experimento A. El equilibrio siempre se alcanza, no importando el orden de adición de los reactivos. 1. Colocar 5 ml de la disolución de arsenito de sodio en probetas de 25 ml. Identificarlas como Ay B. 2. Agregar a la disolución A, 3.1 ml de yodo 0.1 M. Estimar el ph de la disolución A, mediante papel indicador. Anotar lo observado en cada experimento. 3. Adicionar a la disolución B, 3.1 ml de ácido sulfúrico 2.0 M. Estimar el ph de la disolución B, mediante papel indicador, antes y después de la adición del ácido. 4. Agregar simultáneamente; 3.1 ml de yodo 0.1M a la disolución B y 3.1 ml de H 2 SO M a la disolución A. Estimar el ph de ambas disoluciones, mediante papel indicador, después de la adición de los reactivos. 5. Observar durante 20 ó 30 minutos los fenómenos ocurridos en las dos probetas. Registrar lo observado. Estimar el ph después de este tiempo mediante el papel indicador. Experimento B. El equilibrio depende de la concentración de H + 1. Colocar 5 ml de disolución de arsenito de sodio 0.1M en un matraz Erlenmeyer, agregar 3.1 ml de yodo 0.1 M. 2. Agregar 1.5 ml de disolución de almidón. 3. Adicionar poco a poco H 2 SO 4 0.1M, hasta que se presente un cambio visible. Registrar las observaciones 4. A continuación agregar poco a poco disolución de NaOH 2.0M, hasta observar un cambio visible. Registrar las observaciones. 5. Repetir lo anotado en el número tres.

3 Laboratorio de Análisis Cuantitativo Hoja 3 de 5 Experimento C. El equilibrio se desplaza en uno u otro sentido, dependiendo de la concentración de reactivos y productos. 1. Colocar en un vaso de precipitados de 100 ml, 3.1 ml de disolución 0.1 M de sulfato cúprico. 2. Agregar poco a poco 2.5 ml de disolución 1.0 M de amoniaco. Anotar las observaciones. 3. Adicionar 2.5 ml de disolución 1.0 M de H 2 SO 4. En caso de que el sistema no tenga el color que tenía en (1), agregar un poco más de ácido. 4. Agregar 2.5 ml de disolución 2.0 M de NaOH. 5. REGISTRO Y ANÁLISIS DEL RESULTADO. Experimento A. Revisar el siguiente diagrama y anotar lo que se solicita: Arsenito de sodio Arsenito de sodio + I 2 + I 2 Experimento B 1. Anotar en forma iónica la reacción de arsenito de sodio con iodo y reflexionar de acuerdo con el principio de Le Chatelier, sobre el desplazamiento de la condición de equilibrio y el factor que lo provoca. Anotar los razonamientos correspondientes. 2. Cuál fue el objetivo del Experimento A y cuál el del B? Compararlos y anotar la diferencia entre ellos.

4 Laboratorio de Análisis Cuantitativo Hoja 4 de 5 Experimento C 1. Revisar el siguiente diagrama y anotar lo que se solicita de él. Solución de CuSO 4 + NH 3 + NaOH 2. Anotar en forma iónica la reacción entre el Cu 2+ y el NH 3 y reflexionar de acuerdo al Principio de Le Chatelier, sobre el desplazamiento de la condición de equilibrio y el factor que lo provoca. 5. CUESTIONARIO 5.1 Identifique a los oxidantes y reductores que intervienen en los experimentos descritos, especificando el número de oxidación, en las reacciones químicas ocurridas. 5.2 Qué ocurre cuando un sistema en equilibrio constituido por una disolución saturada de azúcar, pierde agua por evaporación? Explicar tomando en cuenta el Principio de Le Chatelier. 5.3 Describir la relación entre los procesos espontáneos en la naturaleza y la tendencia al equilibrio. Citar algunos ejemplos.

5 Laboratorio de Análisis Cuantitativo Hoja 5 de 5 6. BIBLIOGRAFIA. Ruiz A. G., Vizcaino S. C., Vázquez R. S., de Mota R. S., (1991) Prácticas de Química. México: Subsecretaría de Educación e Investigación Tecnológica. Skoog D. A., West D. M., Holler F. J., Crouch S. R., (2004) Química Analìtica (8a. ed) Mexico: Thomson. Maron S. H., Pruton C. F. (l994) Fundamentos de Físico Química (20a, reimpresión). México: Limusa. 7. CAMBIOS Control de cambios Nivel de revisión Fecha de la emisión Razón de cambio 1 20 de Enero 2011 Generación de documento