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Universidad Central del Ecuador Facultad de Ciencias Químicas Laboratorio de Fisicoquímica II Nombre: Diego Abad Carrera: Química Tema: Equilibrio Químico en Solución Objetivos: 1. Determinar la constante de equilibrio de la reacción redox en medio acuoso a 20, 25 y 30 ºC 2 FeCl3 + 2 KI = 2 FeCl2 + 2 KCl + I2 2. Estimar la entalpía de la reacción anterior mediante una regresión lineal adecuada. Marco Teórico: Vamos a analizar el equilibrio químico de la siguiente reacción, la cual es una reacción redox de la cual se desprende yodo molecular. 2 FeCl3 + 2 KI = 2 FeCl2 + 2 KCl + I2 El yodo molecular va a ser valorado con una solución de tiosulfato de sodio(Na2S2O3) y por medio de la función de avance de Dedonder se obtendrán las demás concentraciones. Por el momento se sabe que la constante de equilibrio se calcula de la siguiente forma. 2

Keq=

2

a

2

Keq=

2

a FeCl ⋅a KCl⋅a I 2 FeCl 3

2 KI

⋅a

2

Como estamos trabajando con concentraciones bajas puede aproximarse a:

2

[FeCl2 ] ⋅[ KCl] ⋅[I 2 ] 2

2

[FeCl 3 ] ⋅[ KI ] 2

Utilzando la función de avanze de Dedonder nos queda 2

[2ε] ⋅[2ε] ⋅[ε] Keq= [[FeCl3 ]0−2 ε]2⋅[[KI] 0−2 ε]2

en donde ε es la concentración de I2

Para Calcular el calor de reacción utilizamos la siguiente deducción:

∂ lnK ΔH )= ∂ T P R⋅T 2 lnK T ∫lnK d lnK = ΔRH ⋅∫T dT T2 K ΔH 1 1 ¿ ln ( )= ⋅[− + ] K0 R T T0 K ΔH 1 ΔH 1 ln ( )=− ⋅( )+ ⋅ K0 R T R T0 ΔH 1 ΔH Ec.2 ln K =− ⋅ +(ln K 0 + ) R T R⋅T 0 (

0

0

En la ecuación 2 permite calcular el calor de reacción mediante una regresión lineal graficando lnK en función de 1/T la pendiente de la recta sería reacción quedandonos Δ H=−a⋅R .

a=−

ΔH R

de donde se puede despejar el calor de

Procedimiento: 1. Preparar 50 ml de FeCl3 0.03 M y un volumen igual de KI 0.03 M y colocar las 2 soluciones en 2 erlenmeyer separados en el baño térmico durante 15 min. 2. Mezclar las 2 soluciones anteriores y dejar que el sistema reaccione durante 15 min, a partir de los cuales se toman alícuotas de 10 ml cada 15 min para valorar el I2 desprendido con tiosulfato de sodio y almidón como indicador. Repetir las valoraciones hasta que la concentración de I2 sea constante. 3. Calcular la constante de equilibrio de la reacción y la entalpía del proceso usando las ecuaciones del fundamento teórico. Datos Experimentales: Para la Keq: [KCl]= 0.0303 [FeCl3]= 0.0301 T0= 20.5 ºC [Na2S2O3]= 0.024175 M V Na2S2O3= 3.7 ml Para el calor de reacción: Keq 1.40E-004 0.03661

T

LnKeq 1/T 20.5 -8.871941421 0.0487804878 30.2 -3.307433852 0.0331125828

Cálculos:

[Na2 S 2 O3 ]⋅V Na2S2O3⋅1 mmol I 2 1 ⋅ 2mmol Na2 S2 O 3 V alicuota [0.024175]⋅3.7 ml⋅1mmol I 2 1 [I 2 ]= ⋅ 2mmol Na2 S 2 O3 10 ml mol [I 2 ]=4.472×10−3 L

[I 2 ]=

2

2

[2ε] ⋅[2 ε] ⋅[ε] Keq= 2 2 [[ FeCl3 ]0 −2ε] ⋅[[ KI]0 −2ε] −3 2

Keq=

−3 2

−3

[2×4.472×10 ] ⋅[2×4.472×10 ] ⋅[4.472×10 ] −3 2 −3 2 [0.0301−(2×4.472×10 )] ⋅[0.0303−(2×4.472×10 )] Keq=1.4027×10−4

f(x) = -0.0028156858x + 0.0237998882 0.06 0.05 0.04 0.03 0.02 0.01 0 -10

-9

-8

-7 Columna D

-6

-5

-4

-3

Linear (Columna D)

Δ H =−a⋅R a=−134.22 K Δ H=−(−0.002815 K⋅8.314 Δ H=0.02341

J ) K⋅mol

J mol

Conclusiones: 1. Podemos concluir que la constante de equilibrio de nuestra reacción es de 1.4027 x 10-4 lo cual nos dice que es una reacción lenta que está muy desplazada hacia los productos. 2. La entalpía de reacción es de 0.02341 J/mol Discusiones: 1. Estos resultados son un bastante erróneos, sobre todo en el calor de reacción esto se puede deber a que tal vez estabamos utilizando reactivos impuros lo cual va a hacer que esas concentraciones nos afecten en el cálculo de la constante. 2. Al estar el cálculo de la constante con un porcentaje de error algo el cálculo de la “entalpía” va a estar errado. Bibliografía: Cuaderno de Fisicoquímica II Cuaderno de Fisicoquímica I