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UNIVERSIDAD NACIONAL AUTONOMA DE MEXICO

FACULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES CUATITLAN

LABORATORIO DE METODOLOGIA EXPERIMENTAL II

INFORME DEL ESTUDIO EXPERIMENTAL DEL DESPLAZAMIENTO DEL EQUILIBRIO QUIMICO DE UN SISTEMA DE OXIDO-REDUCCION (REDOX).

PARTICIPANTES:

GALLARDO RUBIO JONATHAN RAFAEL PEREZ HERNANDEZ GUSTAVO VARA GARCIA ELIZABETH

LABORATORIO DE METODOLOGIA EXPERIMENTAL II

QUIMICA INDUSTRIAL

GRUPO: 2201 LABORATORIO: L-313 EQUIPO: N° 3

11/03/16

CONTENIDO

TEMA

PAG.

1. Introducción………………………………………………….…….3

2. Problema…………………………………………………………..6

3. Hipótesis………………………………………………………..….7

4. Método experimental…………………………………………...…8

5. Resultados……………………………………………………...…11

6. Análisis……………………………………………………...……..11

7. Observaciones……………………………………………………11 8. Bibliografía…………………………………………………………12

INTRODUCCION El equilibrio químico es un estado del sistema en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo. Así pues, si tenemos un equilibrio de la forma: aA + b B= c C + d D Se define la constante de equilibrio Kc como el producto de las concentraciones en el equilibrio de los productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiometricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiometricos, para cada temperatura. Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio en un proceso químico, como son la temperatura, la presión, y el efecto de la concentración. La influencia de estos tres factores se puede predecir, de una manera cualitativa por el Principio de Le Chatelier, que dice lo siguiente: si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores que influyen en el mismo (temperatura, presión o concentración), el sistema evoluciona de forma que se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha variación. 

Efecto de la temperatura: si una vez alcanzado el equilibrio, se aumenta la temperatura, el equilibrio se opone a dicho aumento desplazándose en el sentido en el que la reacción absorbe calor, es decir, sea endotérmica.



Efecto de la presión: si aumenta la presión se desplazará hacia donde existan menor número de moles gaseosos, para así contrarrestar el efecto de disminución de V, y viceversa.



Efecto de las concentraciones:un aumento de la concentración de uno de los reactivos, hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de productos, y a la inversa en el caso de que se disminuya dicha concentración. Y un aumento en la concentración de los productos hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de reactivos, y viceversa en el caso de que se disminuya.

Un sistema en equilibrio dinámico, es aquel en el que la reacción directa y la inversa, ocurren a la misma velocidad. El sistema en equilibrio, puede ser descrito a través del constante Kc. Si la constante es muy grande, la reacción directa se producirá casi exhaustivamente, mientras que la inversa no ocurre de forma apreciable. Si la constante es muy pequeña, la reacción que domina es la inversa. Si un sistema en equilibrio, es perturbado en su posición de equilibrio, se produce o bien la reacción directa o la inversa, con objeto de restablecer el equilibrio. Se puede utilizar el Principio de Le Châtelier para predecir de qué forma evolucionará el equilibrio sometido a una perturbación. 

Una disminución del volumen; hace que se produzca la reacción de modo que decrezca, el nº de moles de gas en el sistema.



Un aumento de la temperatura: hace que se produzca la reacción endotérmica.

Reacciones Redox. También llamados reacciones de reducción y oxidación. Son aquellas que ocurren mediante transferencia de electrones, por lo tanto hay sustancias que pierden electrones (se oxidan) y otras que ganan electrones (se reducen) La gran mayoría de reacciones que son de interés, en química son reacciones de reducción y oxidación, como ejemplos tenemos: la combustión de los hidrocarburos, la acción de los agentes blanqueadores de uso doméstico, la obtención de los metales a partir de sus minerales, el proceso de respiración, proceso de digestión, reacción que ocurre en la pila seca y baterías, etc. En las reacciones redox pueden intervenir, bien como reactivos o como productos de reacción, átomos, iones o moléculas que pueden encontrarse en estado sólido, en disolución y en forma gaseosa. La oxidación es un proceso en el que una especie pierde uno o más electrones, de forma que, cuando un elemento se oxida su estado de oxidación toma valores más positivos. Una especie oxidante es aquella que gana electrones, reduciéndose mediante el proceso. En la reducción hay ganancia de electrones; El elemento que se reduce toma valores más negativos de su estado de oxidación. Un agente reductor es aquel que pierde electrones en una reacción, oxidándose en el proceso. Ambos procesos, oxidación y reducción tienen que verificarse simultáneamente. Una reacción de óxido-reducción (redox) es una reacción de transferencia de electrones. La especie que pierde los electrones se oxida y la que los gana se reduce. Se llama reductor a la especie que cede los electrones y oxidante a la que los capta.

Tipos de Reacciones Redox: Las reacciones redox pueden ser clasificadas en tres grupos: 1 Reacción Redox Intermolecular: Son las más comunes, se caracterizan porque el elemento que se oxida y el elemento que se reduce se encuentran en sustancias químicas diferentes, por lo tanto el agente oxidante y el agente reductor son sustancias también diferentes. 2 Reacción Redox Intramolecular: En este caso, el elemento que se oxida y el elemento que se reduce se encuentran en el mismo compuesto, por lo tanto el agente oxidante y el agente reductor es la misma sustancia

3 Reacción Redox de dismutación o desproporción: Llamada también de autorreducción - oxidación, es aquella donde un mismo elemento se oxida y se reduce. Por lo tanto una misma sustancia química es oxidante y reductor.

PROBLEMA Estudio experimental del desplazamiento del equilibrio químico de un sistema redox. Hipótesis El desplazamiento del equilibrio químico de un sistema Redox varía en función de su concentración y temperatura debido a que el problema es de corte cualitativo establecemos que: D = f (C, T) Donde: El desplazamiento del equilibrio químico en un sistema Redox está en función de la concentración y temperatura del sistema METODO EXPERIMENTAL Sujeto de estudio: Desplazamiento químico Materiales Matraces Volumétricos Vidrio de reloj Vaso de precipitados Probeta graduada Agitadores de vidrio Propipeta Pinzas para tubo de ensayo Pipetas graduadas

Reactivos Balanza Analítica Termómetro Mechero Bunsen Tripie Tela de asbesto Pinzas para crisol Piseta Baño maría

Nitrato de Plata AgNO3 Sulfato FerrosoFeSO4 Sulfato Férrico Fe2(SO4)3 Nitrato Férrico Fe(NO3)3

Procedimiento para la preparación de disoluciones Sólidos 1. Calcule la masa de sólido que debe pesar para preparar el volumen deseado de la disolución de molaridad. 2. Pese a continuación el sólido, de acuerdo con las siguientes instrucciones: - Los reactivos sólidos nunca deben ponerse directamente sobre el platillo de la balanza, ya que se puede contaminar el sólido. (utilizar la balanza analítica) 3. Pese, con la precisión requerida, en un vaso de precipitado y anote la lectura.

4. Guarde el peso del vaso (o el recipiente utilizado) y agregue el sólido que se va a pesar. Tenga siempre cuidado para no añadir s y "extraña" al recipiente ya pesado, evitando por ejemplo, posarlo sobre una superficie sucia o mojada. Usar la espátula para agregar el sólido sin dejarlo caer sobre el platillo de la balanza y anote la lectura. 5. Después disuelva el sólido con agua destilada en el vaso de precipitado 6. Una vez disuelto vacié en el vaso matraz volumétrico} 7. Enjuagar el vaso de precipitado y vaciar en el matraz volumétrico, repetirlo 3 veces más. 8. Añadir agua destilada hasta llenar el matraz a 100ml, aforar hasta integrar. 9. La disolución estará lista. 10. Todas las disoluciones deben guardarse en frascos debidamente etiquetados para su posterior utilización.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Mezclar 9 mililitros de nitrato de plata 0.1 molar con 3 mililitros de sulfato ferroso .1molar y anotar observaciones, escribir su ecuación Verificar si reaccionan en su totalidad los reactivos y escribirlo en términos estequiometricos Repartir la solución obtenida en 4 Tubos de ensayo    

1er vaso añadir 1 ml de solución 0.1 molar de nitrato de plata 2do vaso 1ml de solución 0.1 molar de sulfato ferroso 3er vaso 1 ml de disolución 0.1 molar de nitrato de hierro 4to vaso 1 ml de disolución 0.1 molar de sulfato férrico

Enfriar y calentar el contenido de los tubos, anotar observaciones Repetir los pasos anteriores para el resto de los reactivos TESTIGO = 3AgNO3+3FeSO4. 3Ag+(feNO)3+Fe2(SO4)3 A cada una de estas muestras se largó 10 gotas de los siguientes reactivos que se muestran a la derecha de la tabla a una temperatura ambiente

3AgNO3+3FeSO4

AgNO3

3AgNO3+3FeSO4

FeSO4

3AgNO3+3FeSO4

Fe2(SO4)3

3AgNO3+3FeSO4

FeNO3)3

A cada una de estas muestras se largó 10 gotas de los siguientes reactivos que se muestran a la derecha de la tabla a una temperatura de 80°C

3AgNO3+3FeSO4

AgNO3

3AgNO3+3FeSO4

FeSO4

3AgNO3+3FeSO4

Fe2(SO4)3

3AgNO3+3FeSO4

FeNO3)3

A cada una de estas muestras se largó 10 gotas de los siguientes reactivos que se muestran a la derecha de la tabla a una temperatura de 0 °C

3AgNO3+3FeSO4

AgNO3

3AgNO3+3FeSO4

FeSO4

3AgNO3+3FeSO4

Fe2(SO4)3

3AgNO3+3FeSO4

FeNO3)3

ANÁLISIS DE RESULTADOS Al observar la primera tabla observamos que en una temperatura ambiente el agregarle más de los reactivos que tenemos en la tabla en algunas muestras se observaba un mayor precipitado comparada con la del testigo esto es que aún había más reactivo para reaccionar con la soluciónes En la tabla 2 cuando se somete cada una de las muestras a temperatura de 80 grados centígrados se observa que ya no hubo más precipitado en alguna de las muestras solamente en la que se le agregó más nitrato de plata ahí hubo un mayor precipitado que las demás Cuando cada una de las muestras se sometió a una temperatura de 0 grados centígrados se observó aquella nube precipitado en ninguna de ellas puesto que sabemos que con lo estudiado una reacción de óxido-reducción es una reacción que libera calor y no es reversible puesto que el precipitado que teníamos que en cada una de las muestras no se volvería a integrar en la solución que habíamos preparado CONCLUSIONES

Al realizar estos procedimientos experimentales se concluye con quién la temperatura y la concentración de una sustancia en una sustancia de disolución acuosa en un sistema de dos la temperatura como la concentración afecta el equilibrio químico del sistema y esta no es una reacción reversible solamente se desprende calor.

BIBLIOGRAFIA. 1-Ander Paulu, Anthony J. Sonnesa. Principios de Química. Introducción a los conceptos teóricos; Limusa; México; 1973; 587p. 2.- Díaz Peña M., A. Roig Montanero. Química Física; 2°ed; Alhombra, España; 1984; 975p. 3.- Farrington Daniels. Fisicoquímica; Continental S .A de C. V. ; España; 1977; 736p. 4.- GastonCharlot. Curso de Química Analítica General Tomo II: Soluciones Acuosas y no acuosas; Faraday Masson; España; 1971; 282p. 5.- Gordus A. Aden. Teorías y Problemas de Química Analítica; Mc Graw – Hill Latinoamericana; Bogotá; 1987; 905p. 6.-Harwey David. Química Analítica Moderna; Mc Graw – Hill; Colombia; 2002; 875p. 7.- López Cancio José Antonio. Química General; Iberoamericana; México; 1983; 944p. 8.-Masterton William L. , Emil J. Slowinski. Química General Superior; 4° ed.; Interamericana; México; 1989; 874p. 9.-Meiser H. John. , Laidher J. Keith. Fisicoquímica; 2°ed; Continental; México; 1995; 753p. 10.-Skoog Douglas A. , Donald M. West. Química Analítica; 6° ed.; Mc Graw – Hill; México; 1995; 753p. 11.-Written W. Kenneth. Química General; 3° ed; McGraw – Hill; México; 1992; 1060p. 12.-Written W. Kenneth. Química General; Nueva Editorial; Interamericana; México; 1985; 736p.