Equilibriotp7 1

TP N°7: Equilibrio químico
Objetivos
Observar e interpretar cualitativamente el efecto de distintos factores en el estado de equilibrio.
Determinar la absortividad molar del monotiocianato férrico.
Obtener las concentraciones de reactivos y productos en el equilibrio para la reacción de formación del monotiocianato férrico.
Determinar la constante de equilibrio de la reacción de formación delmonotiocianato férrico.
Parte cualitativa
Introducción
Se busca aprender a reconocer algunas reacciones de equilibrio químico particulares, tales como el equilibrio ácido-base, el equilibrio de formación de iones complejos y el de óxido-reducción.
Experiencia 1: Equilibrio ácido-base
2ml sc. K2CrO4 0,1M + gotas de sc. H2SO4
Cambios observados
Inicialmente el color era amarillo debido al reactivoión CrO42-, al ir agregando gota a gota el H2SO4 la solución fue tomando un color anaranjado, hasta que finalmente luego de ponerle un exceso del ácido, el color fue un naranja fuerte. Luego dispusimos a agregarle una base fuerte, como es el NaOH. Durante la reacción el color naranja de la solución comenzó a aclararse hasta que finalmente volvió al color amarillo inicial perteneciente al ión CrO42-.Equilibrios químicos involucrados
2 CrO42- (ac) + 2 H + (ac) Cr2O72- (ac) + H2O (ac)
Amarillo Naranja
Interpretación de los resultados
En esta experiencia se puede observar lo que se conoce como equilibrio ácido-base. En presencia de un ácido fuerte como el H2SO4 (el cual se disocia completamente y aporta los H+ a lasolución) la reacción evoluciona hacia los productos, formando el ión Cr2O72-,el cual aporta un color naranja a la solución. Pero cuando se le agrega una base fuerte como el NaOH, (ésta se disocia completamente, aportando OH- a la solución), se produce una neutralización reduciéndose la cantidad de H+los cuales establecen enlaces con los OH- y dan lugar a la aparición de moléculas de agua. De ésta manera, el equilibrio se desplaza hacia la formación de reactivos, en estecaso hacia la formación del ión CrO42- el cual aporta el color amarillo de la solución.
Experiencia 2:Formación de complejos
5 ml H2O + 5 gotas de sc. FeCl3 0,01M + 5 gotas de sc. KSCN 0,01M
Cambios observados
Inicialmente se preparó la solución, y se dividió en 4 tubos de ensayo:
1. Testigo: Presentaba un color anaranjado a rojo.
2. Tubo A: Se le agregó gotas de FeCl3 0,01M, la solución tomo unanaranja intenso, un color más fuerte que del tubo testigo.
3. Tubo B: Se agregó gotas de KSCN, la solución tomo un color anaranjado más intenso que el testigo, pero menos que el tubo A.
4. Tubo C: Se agregó SnCl2, la solución tomo un color anaranjado claro.
Equilibrios químicos involucrados
En todas las soluciones:
Fe3+(aq) + SCN-(aq) ↔ [Fe(SCN-)]2+(aq)
Tubo B:
[Fe(SCN-)]2+(aq) + SCN-(aq) ↔[Fe(SCN-)]2+1(aq)
[Fe(SCN-)]2+(aq) + SCN-(aq) ↔ [Fe(SCN-)]3(aq)
[Fe(SCN-)]2+(aq) + SCN-(aq) ↔ [Fe(SCN-)]4-(aq)
[Fe(SCN-)]2+(aq) + SCN-(aq) ↔ [Fe(SCN-)]52-(aq)
[Fe(SCN-)]2+(aq) + SCN-(aq) ↔ [Fe(SCN-)]63-(aq)
Tubo C:
2Fe3+(aq) + Sn2+(aq) ↔ Sn4+(aq) + 2Fe+2(aq)
Interpretación de los resultados
- Testigo: La coloración de la solución se debió a la formación de complejos hidratados entre el ión SCN- y el iónFe3+.
- Tubo A: Tomó una coloración más fuerte que el tubo que se utilizó como testigo debido a que al agregarle más reactivo (Fe3+) la reacción se desplaza hacia la formación de productos para alcanzar el equilibrio, es decir a la formación de los complejos hidratados que dan una coloración rojiza a la solución.
- Tubo B: Tomó un coloración más intensa que el testigo pero menos que en el tubo Adebido a que, al igual que lo ocurrido en éste último, se le agregó más reactivo a la solución, por lo que la reacción para llegar al equilibrio tiene que desplazarse a la formación de productos; en este caso como el reactivo agregado era el KSCN, no solo se da el primer complejo, sino además, complejos de menor color.
- Tubo C: Con el agregado de SnCl2, se produjo una reacción redox en el ión...