Trabajo Practico 7

Informe Trabajo Práctico N° 7
Equilibrio Químico
Comisión: 196

Integrantes: Jerónimo Grimaux, Ramiro Suarez Paz y Pablo Fracas

Fecha: 22/8/2012

Objetivos:
- Observar e interpretar cualitativamente el efecto de distintos factores en el estado de equilibrio.
- Determinar la constante de equilibrio de la reacción de formación del ion complejo monotiocianato férrico.

A.PRIMERA PARTE
En esta parte del trabajo práctico se observaron algunas reacciones de equilibrio químico particulares, tales como el equilibrio ácido-base, el equilibrio de formación de iones complejos y el equilibrio de óxido-reducción, con el objetivo de reconocerlas y familiarizarnos con ellas.
Parte Experimental (ensayos cualitativos):
1) Se colocaron 2 cm3 de K2CrO4 0,1M (amarillo) en untubo de ensayos y se agregaron gotas de H2SO4 1M produciéndose un equilibrio acido-base. Observamos que la nueva solución se tornó de una coloración anaranjada. Luego se colocaron gotas de NaOH 1M y la coloración de la solución volvió a tornarse amarilla.
Reacciones involucradas:
H2O ⇋ H+ + OH-
CrO42- + H+ ⇋HCrO4- (Amarillo)
2HCrO4- ⇋ Cr2O72-+H2O (Naranja)
Análisis:
Al agregar un ácidofuerte estoy favoreciendo la última reacción ya que al agregar protones, la segunda reacción se traslada hacia los productos y se produce más HCrO4-. Sin embargo, al agregar una base fuerte, los oxidrilos neutralizan a todos los protones produciendo agua volviéndose así al equilibrio original de color amarillo.
2) Se elaboró una solución en un tubo de ensayo de 5cm3 de H2O, 5 gotas de soluciónFeCl3 0,01M y 5 gotas de KSCN 0,01M. Esta presentaba un color anaranjado muy leve. Se dividió en otros 4 tubos de los cuales uno permaneció como tubo testigo(I) y a los demás se le agregaron distintas soluciones y se tomó nota de los cambios:
II. Al segundo se le agregó más FeCl3: se tornó de color más anaranjado
III. Al tercero se le agregó más KSCN: se tornó de un anaranjado más intenso que IIIV. Al cuarto se le agregó SnCl2: se tornó transparente

Reacciones involucradas:

Fe3+ + SCN- ⇋ (FeSCN)2+ (rojo)
(FeSCN)2+ + SCN - ⇋ (FeSCN)+
(FeSCN)+ + SCN - ⇋ (FeSCN)
(FeSCN) + SCN - ⇋ (FeSCN)-
(FeSCN)- + SCN - ⇋ (FeSCN)2-
(FeSCN)2- + SCN - ⇋ (FeSCN)3-

2Fe3+ + Sn2+ ⇋ Sn4+ + 2Fe2+

Análisis:
En la solución del primer tubo (I – testigo) solo vamos a tener formado el complejo(FeSCN)2+ en equilibrio con el Fe3+ y el SCN-. En el segundo tubo (II) lo que observamos es que al poner más reactivo, la reacción para mantener el equilibrio (Kc), lo debe consumir y por tanto avanza hacia los productos. En el tercero (III) pasa algo parecido pero el naranja es más intenso ya que el que reacciona es el complejo ya formado de (FeSCN)2+ que se reduce a (FeSCN)+ por acción del SCN-agregado, y nuevamente, como agrego reactivos, para mantener el equilibrio, la reacción lo consume y avanza hacia los productos. En el último tubo (IV) el Sn funciona como destructor de reactivos reduciendo el Fe3+ a Fe2+ (que no reacciona con SCN-) y por tanto, y no se produjo la reacción deseada.

Conclusiones:
A través de estas dos experiencias podemos ver que existen muchos tipos deequilibrio: acido-base, oxido-reducción, etc. Además, la existencia de uno de estos equilibrios no impide la de los demás. Además comprobamos en los ejemplos como se rige la ley de Le Chartellier.

B. SEGUNDA PARTE
La reacción de formación del ion complejo monotiocianato férrico, Fe (SCN)2+, a partir de ion tiocianato, SCN-, e ion férrico, Fe3+, se describe mediante la siguiente ecuación:
SCN- (ac)+ Fe3+ (ac) ⇋ Fe (SCN) 2+ (ac)
Para determinar la constante de equilibrio, se debe conocer la concentración de cada una de las especies presentes en el equilibrio. El ion Fe (SCN) 2+ es la única especie coloreada que se forma en concentración apreciable en las condiciones de reacción de este trabajo práctico, y por lo tanto, es la única especie presente que muestra absorción en la región...