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UNIVERSIDAD NACIONAL AUTONOMA DE MEXICO. FACULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES CUAUTITLAN. REPORTE

EXPERIMENTAL

DEL

DESPLAZAMIENTO

DEL

EQUILIBRIO QUIMICO DE UN SISTEMA REDOX LABORATORIO DE METODOLOGIA EXPERIMENTAL. QUIMICA INDUSTRIAL. GRUPO: 2201. EQUIPO 3. DEGANTE CRUZ KAREN MARLENE. LOPEZ FENTANES AZUCENA. MARTINEZ DELGADO WENDI NANCI. VARGAS GONZALEZ VERONICA KATE PROFESORA: MARINA LUCIA MORALES GALICIA. FECHA DE ENTREGA:

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Contenido PROBLEMA....................................................................................................................................... 3 INTRODUCCION .............................................................................................................................. 3 OBJETIVOS PARTICULARES ................................................................................................. 5 VARIABLES....................................................................................................................................... 6 HIPOTESIS ....................................................................................................................................... 6 SUJETO DE ESTUDIO.................................................................................................................... 6 MATERIAL Y METODOLOGIA. ..................................................................................................... 6 PROCEDIMIENTO. .......................................................................................................................... 8 RESULTADOS ................................................................................................................................ 10 ANÁLISIS DE RESULTADOS ...................................................................................................... 14 CONCLUSIONES ........................................................................................................................... 15 ANEXOS. ......................................................................................................................................... 16 HOJAS DE SEGURIDAD ..................................................................Error! Bookmark not defined. DIAGRAMA ECOLOGICO. ........................................................................................................... 17 GLOSARIO ...................................................................................................................................... 18 BIBLIOGRAFIA ............................................................................................................................... 18

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PROBLEMA

Estudiar experimentalmente el desplazamiento del equilibrio químico de un sistema redox en medio acuoso y algunos factores que lo modifican.

INTRODUCCION

En el presente experimento se analizara el desplazamiento del equilibrio químico en un sistema redox, se analizaran dos cambios en la temperatura: una aumentando la temperatura, y otra al disminuirla, se conservara una muestra a temperatura ambiente para comparar los resultados. También se estudiara el desplazamiento en el cambio de la concentración al agregar una mayor cantidad de reactivo y/o producto a la solución.

Marco teórico Una reacción oxido reducción (redox u oxidoreduccion) es aquella en la que los reactivos sufren cambios en su estado de oxidación. En esta reacción Ce4+ + Fe2+ → Ce3+ + Fe3+ Que sirve para determinar hierro, el cerio cambió sus estado de oxidación de 4+ a 3+ ganado un electrón; el hierro cambio de 2+ a 3+, perdiendo un electrón. Una ganancia de electrones, es un proceso de reducción, mientras que la oxidación es una pérdida de electrones. En una reacción redox ocurren ambos procesos; la reducción no puede tener lugar sin oxidación y viceversa. Además, el número total de los electrones ganados debe ser igual al número total de los que se pierden.

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La sustancia cuyo estado de oxidación decrece es el agente oxidante, aquella cuyo estado de oxidación aumenta, el agente reductor. El primero al reducirse origina la oxidación de la otra sustancia y al contrario, el segundo se oxida al reducirse la otra sustancia. Cuando mayor sea la fuerza del oxidante y del reductor, más completa será la reacción entre los dos, si no hay impedimentos cinéticos. Por el contrario cuanto mas cerca se encuentre el agente oxidante y el reductor, menos cuantitativa será la reacción entre ambas. Todas las reacciones redox están constituidas por la suma de dos semi-reacciones, las cuales, la mayoría de las veces son reversibles y las especies que intervienen en ella participan en un verdadero

equilibrio químico de oxido-reducción, formando lo que

denominamos un sistema redox, en los que una especie es oxidante y está en equilibrio, las reacciones en ambas direcciones ocurren a la misma velocidad. Sin embargo en los sistemas irreversibles solo una de las especies tiene carácter oxidante o reductor y no se puede hablar de un sistema redox. A pesar de ello un estado de equilibrio se mantiene mientras no se alteran las condiciones de sistema. Para ello en el principio de Le Chatelier se establece que “cuando una reacción ene equilibrio sufre un cambio de condiciones, las proporciones de los reactivos y los productos se ajustan de tal forma que el efecto de cambio se minimiza.(Chang,1995) Por otra parte, una característica importante de un sistema en equilibrio es la existencia de una constante de equilibrio la cual siempre tiene el mismo valor, a una temperatura dada por lo tanto al cambiar la temperatura, cambia el valor de la constante de equilibrio.

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En el caso de las reacciones redox su tratamiento cualitativo se efectúa a partir de los potenciales redox y una de las constantes de equilibrio de las reacciones. Sin embargo pueden relacionarse estos parámetros basándose en sus relaciones termodinámicas. La fuerza impulsora de una reacción se expresa por la ecuación de Nernst cuyos dos términos representan la fuerza impulsora en condiciones estándar (E°, que se aplica cuando toda actividad vale 1) y un término que expresa la dependencia de las concentraciones de los reactivos. (Burriel,2008) OBJETIVO GENERAL. Determinar experimentalmente el equilibrio químico de un sistema redox en medio acuoso y algunos factores que lo modifican. OBJETIVOS PARTICULARES. 

Preparar disoluciones molares con base de las propiedades de los reactivos.



Escribir y balancear la ecuación química del sistema.



Describir las propiedades fisicoquímicas de los componentes del sistema.



Describir el sistema química y fisicoquímicamente.



Establecer la ley de acción de masas para el sistema.



Estudiar el desplazamiento del equilibrio químico en función de la concentración.



Estudiar el desplazamiento del equilibrio químico en función de la temperatura.



Calcular la constante de equilibrio del sistema con base en los potenciales normales redox (E°).



Analizar el desplazamiento del equilibrio químico del sistema con base en la estequiometria, la constante de equilibrio y el principio de Le Chatelier.

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VARIABLES Variable dependiente: Desplazamiento de equilibrio químico de un sistema. Variable independiente: Temperatura y concentración

HIPOTESIS

Si se tiene un sistema redox en equilibrio químico, entonces el desplazamiento de este será afectado según el cambio en la temperatura y la concentración. En cuanto a la concentración el desplazamiento tendera hacia los productos si se agrega una mayor concentración de reactivos y si aumentamos la concentración de los productos el desplazamiento será hacia los reactivos. Con respecto a la temperatura si se aumenta esta el desplazamiento tendera hacia los reactivos y con la disminución a los productos.

SUJETO DE ESTUDIO

3FeSO4+3AgNO3

3 Ag°+ Fe(NO3)3 +Fe2(SO4)3

MATERIAL Tabla 1: Material de laboratorio para una reacción redox en equilibrio químico Material

de Equipo

Reactivo analítico

Disolución

Sustancias

laboratorio 1 matraz volumétrico 1 de 5 Ml

balanza analítica

Hielos AgNO3

10mL

0.1M

AgNO3

1 matraz volumétrico de 10mL 1 chinela 6

1 vaso de precipitado

FeSO4*7H2O

de 250mL 5

vasos

10mL

0.1M

FeSO4*7H2O de

precipitado de 100mL

Fe(SO4)3

1 probeta graduada de 100mL 1 agitador de vidrio Fe(NO3)3 9H2O

3 propipetas 2 pipetas graduada

5mL

1M

Fe(NO3)3 9H2O

de 5mL 1 pipeta de 1 Ml

50 mL HCl 0.1M

1 pinzas para tubo de

50 mL K4Fe(CN)6

ensayo

0.1M

1 mechero bunsen

50 mL K3Fe(CN)6

1 tripie

0.1M

1 piseta 1 lata 12 tubos de ensayo 1 gradilla 1 espátula 5 frascos ámbar 1 gotero de 1Ml 1 placa de porcelana 1

triangulo

de

porcelana 7

1 trozo de papel filtro 1 tela de asbesto 1 embudo de talle corto

PROCEDIMIENTO.

1. Realizar los cálculos para preparar las disoluciones molares. 2. Lavar y enjuagar con agua destilada el material y posteriormente secarlo. 3. Con respecto a los resultados obtenidos de los cálculos pesar la cantidad de reactivo correspondiente en la balanza analítica con ayuda de la chinela. 4. Posteriormente verter el reactivo en un vaso de precipitado y agregar un poco agua destilada diluir bien con ayuda del agitador, enseguida con ayuda del agitador verter el contenido del vaso al matraz volumétrico. Volver a colocar un poco de agua destilada en el vaso de precipitado y verter al matraz volumétrico, repetir dos veces la acción anterior y llenar hasta el aforo al matraz volumétrico. 5. Repetir el paso 3 y 4 con los siguientes reactivos. 6. Mezclar 3 mL de AgNO3. 0.1 M con 3 mL de FeSO4*9H2O 0.1M en un vaso de precipitados. Anotar las observaciones. 7. En la placa de porcelana agregar en cada uno de los orificios superiores dos de la mezcla estudiada en los orificios inferiores de la placa agregar dos gotas de los reactivos que nos ayudaran a identificar los iones deseados (vaya a la tabla 3.) 8. Escribir la ecuación química que represente la reacción anterior. 9. Explicar si reaccionan en su totalidad los reactivos y los productos. 10. En términos de estequiometria de la reacción puede contestar el punto anterior.

8

11. ¿Cuántos mililitros de solución de AgNO3 se requieren para que reaccionen en su totalidad? 12. Diluir a la solución obtenida 100 Ml de agua destilada a la muestra obtenida en el paso 6 y dividir por igual en 4 vasos de precipitado. 13. Numerar los cuatro vasos de precipitados del 0 al 3. 14. El vaso 0 se deja como testigo 15. Añadir al vaso 1 , 1mL de AgNO3 y anotar las observaciones. 16. Añadir al vaso 2, 1 mL de FeSO4 y anotar las observaciones. 17. Añadir al vaso 3 , 1 mL de Fe(NO3) y anotar las observaciones 18. De cada disolución (0,1,2,3) dividir en 3 partes iguales y verter en los tubos de ensaye quedando un total de 12 tubos. 19. Etiquete cada tubo de ensayo, según su número de vaso de precipitado y asigne un tubo para TA (temperatura ambiente), ΔT (temperatura alta)

T (temperatura baja)

de cada disolución (0,1,2,3) 20. Colocar los cuatro tubos de ensaye correspondientes a ΔT a baño maría. Anotar sus observaciones. 21. Colocar los cuatro tubos de ensaye correspondientes a

T en una lata de aluminio

con hielos. Anotar las observaciones. 22. Comparar los resultados de los cambios en las distintas temperaturas

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RESULTADOS

Tabla 2: Solución FeSO4+AgNO3 Reactivos mezclados

Características Al formar la solución 3 mL de AgNO3 0.1 M +3 mL FeSO4 0.1M se tardó en reaccionar , fue lento, por lo que se dejó reposar unos segundos , y conforme fue pasando el tiempo se torno un color grisáceo en la solución

TABLA 3. PRUEBAS DE IDENTIFICACIÓN Ion a Ion o Reacción identificar catión que lo identificara

Ag+

Cl-

Ag + Cl

Resultados teóricos

Resultados Observaciones experimentales

Al agregar dos gotas de la disolución de Ag + 2 gotas de HCl se formara un precipitado blanco(Gomez,2002)

Se agregó una gota de HCl y se formó un precipitado blanco que cambio a color lila.

El precipitado blanco que en pocos instantes cambio a un lila muy tenue y conforme paso un lapso corto de 10

tiempo la tonalidad se intensifico.

K4

Fe+ K4 Fe (CN)6

Fe2+

K3

K4

Fe+ K3 Fe (CN)6

Fe+ K4 Fe (CN)6

Fe3+

K3

Fe+ K3 Fe (CN)6

Una solución de Fe2+ reacciona con K4 Fe (CN)6 se obtiene un precipitado blanco de K4 Fe (CN)6) y que rápidamente toma el color azul porque el Fe2+ se oxida gradualmente a Fe3+ hasta formar el azul de Prusia (Araneo,). Fe2+ reaccionan con K3 Fe (CN)6 dando un precipitado azul, llamado "azul de Turnbull (Araneo) Al agregar dos gotas de la disolución de Fe2+ + dos gotas de K4 Fe (CN)6 se formara un precipitado azul oscuro. (Gomez) Al agregar dos gotas de la solución K3 Fe (CN)6 se formó un color verde oliva. (Gómez)

Cuando se agrega una gota de K4 Fe (CN)6 se presenta una coloración azul marino con una visible precipitación.

La reacción ocurrió muy rápido y se presentó un color azul marino que se esperaba

Cuando se agrega una gota de K3 Fe (CN)6 se visualizó un color azul rey. Cuando se agregó una gota de K4 Fe (CN)6 se presentó un color azul marino. Cuando se agrega una gota de K3 Fe (CN)6. En todo el contorno de la gota se formó una tonalidad verdosa, verde esmeralda.

Se obtuvo el resultado que se esperaba, era un precipitado azul rey. Se obtuvo el resultado que se esperaba. Era un precipitado azul marino. Se presentó un color verde esmeralda que no se esperaba teóricamente

Tabla 3: Disolución Solución FeSO4+AgNO3

Cambios 11

Se observa una disminución en la coloración de la solución, un amarillo caqui pero con la misma precipitación de la plata.

FeSO4+AgNO3 Se observo una coloración un poco mas intensa, que la de la muestra testigo pero con un pequeño aumento en la precipitación de plata.

FeSO4+AgNO3 + 1 mL Ag(NO)3 La solución se torna en una coloración más intensa que las dos anteriores un amarillo hielo y tuvo un aumento de plata.

FeSO4+AgNO3 + 1 mL FeSO4 Se presenta un precipitado amarillo y disminuyo su precipitado de plata.

FeSO4+AgNO3 Fe(NO3)3 Tabla5. Cambio de temperatura.

+

12

Vaso de TA precipitado 0

1

2

3

ΔT

T Se observa una disminución en la coloración de la solución, un amarillo caqui pero con la misma precipitación de la plata.

Se observó una tonalidad más clara casi transparente.

Se observo una coloración amarilla más obscura con un mayor precipitado de plata

Se observo una coloración un poco más intensa, que la de la muestra testigo pero con un pequeño aumento en la precipitación de plata. La solución se torna en una coloración más intensa que las dos anteriores un amarillo hielo y tuvo un aumento de plata.

El tono de la solución fue un amarillo más claro al anterior.

Se observa coloración amarillo obscuro y aumento precipitado plata.

Se observo una coloración amarillo claro casi transparente.

Se observo una coloración amarillo más concentrado y un precipitado mayor de plata

Se presenta un precipitado amarillo y disminuyo su precipitado de plata

El tono de la solución es amarillo claro transparente.

Se observo un precipitado naranja con un obscurecimiento de la parte liquida.

una

un de de

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ANÁLISIS DE RESULTADOS Se obtiene una solución completamente transparente al filtrar el sulfato ferroso FeSO4, antes del filtrado de esta solución presentaba un precipitado amarillo, siendo este el Fe2+ sin disolver. Cuando se mezclan 3mL de AgNO3 0.1 M con 3 mL de FeSO4 0.1M, el tiempo en reaccionar lento y esto se debe a que los potenciales redox son muy cercados entre sí, el hierro con 10.77 y la plata con 0.8. Si los potenciales están muy lejanos la reacción ocurre demasiado rápido. Se dejó reposar la solución un tiempo y conforme pasó más tiempo se hace más visible la presencia de plata sin reaccionar, esto se debe a que la plata posee una alta masa atómica de 107.8 lo cual provoca que se precipite en el fondo del vaso de precipitado, también la mezcla se uniformemente un color amarillo muy tenue que indica la presencia del Nitrato férrico Fe(NO3)3. Con las pruebas de identificación se comprobó la existencia de todos los reactivos y productos: el ion plata Ag+ se identificó con el ion Cl- cloruro, se formó un precipitado blanco que indica la presencia del ion plata, unos instantes después el color de la mezcla cambio se observó una tonalidad lila esto se debe a la fotosensibilidad que posee la plata por eso entre más tiempo pase expuesto a la luz se torna más lila. Se presentó un color verde esmeralda que no se esperaba teóricamente esta coloración se debió a que el reactivo K3Fe(CN)6 reacciono con ambos iones Fe3+ Fe2+. En cuanto a las demás pruebas de identificación se obtuvieron los resultados experimentales descritos en la teoría. Después se procede a la dilución de la mezcla que se hizo de 3 mL de AgNO3 0.1 M con 3 mL de FeSO4 0.1 M. Cuando se realiza el cambio en la concentración, en el primer vaso de precipitado se agrega 1 mL de AgNO3 siendo este uno de los reactantes presentes en la reacción, lo que provoca que se produzca una mayor cantidad de plata metálica lo que nos indica que le desplazamiento tiende hacia los productos. En el segundo vaso de precipitado al que se le agrego 1 mL FeSO4 que es otro de los reactantes se observó más precipitado de plata metálica sin reaccionar, esto significa que el desplazamiento tiende hacia la derecha. Al tercer vaso de precipitado se agregó 1 mL de Fe(NO3)3 el precipitado color amarillo que se formó se debe al FeSO4 que se está formando esto significa que el desplazamiento tiende hacia los reactivos.

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En cuanto al cambio de temperatura en los tubos de ensaye que a un aumento en esta, los precipitados de plata aumentaron al igual que la coloración lo que nos demuestra que el desplazamiento del equilibrio va hacia los productos. Al descender la temperatura los precipitados de plata disminuyen al igual que la coloración demostrando que el equilibrio se desplaza a hacia los reactivos.

CONCLUSIONES Se prepararon exitosamente las disoluciones molares correspondientes. La ecuación química del sistema se escribió y balanceo correctamente. La concentración de las soluciones es una de las propiedades que determinan su comportamiento. Es una reacción endotérmica Con el aumento de concentración en los reactivos el desplazamiento tiende hacia los productos. Al aumentar la concentración de los productos el desplazamiento tiende hacia los reactivos. Si se aumenta la temperatura el desplazamiento tiende hacia los productos. Cuando se disminuye la temperatura el desplazamiento tiende hacia los reactivos. Se calcula la constante de equilibrio del sistema: Keq:10 Keq:4.64150

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ANEXOS.

CÁLCULOS QUÍMICOS

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DIAGRAMA ECOLOGICO.

Estudio experimental del desplazamiento del equilibrio químico de un sistema redox.

Estudiar experimentalmente del desplazamiento del equilibrio químico de un sistema redox

Reactivos utilizados AgNO3 Fe(SO4)3*9H2O

FeSO4*7H2O Fe(NO3)3

Disoluciones preparadas. AgNO3 + FeSO4*7H2O

Procedimiento experimental

Reactivos sobrantes. AgNO3 FeSO4*7H2O

Disoluciones sobrantes.

Producto.

Todos los residuos se depositaran en los contenedores de residuos según sea el caso. Residuos de Ag se depositaran a los contenedores de residuos de Ag y los de Fe se depositaran a los contenedores de los residuos de Fe.

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GLOSARIO Medida de potencial: se emplea un voltímetro de corriente continua al hacer pasar la corriente a través de él, se registraran cambios en las concentraciones en las especies reaccionantes la cual provocara un cambio en el potencial redox

BIBLIOGRAFIA

ARANEO, A. (1981). Quimica Analitica Cualitativa. (8° ed.). Colombia. Mc Graw-Hill Americana S.A. BURRIEL, F. (2008). Quimica Analitica Cualitativa. (8°. ed.). España. Thomson. CHANG, R. (1995). Química (4° ed.). Mc Graw-Hill. GARRITZ, A. (1998.). Química. México.Pearson Educación. GÓMEZ, M. (2001.). Prácticas de Analisis Químico Cualitativo y Cuantitativo. (2°. ed.). España.: Universidad Nacional de Educacion a Distancia. LIPTROT, G. (1983). Química Organica Moderna. (4° ed.). México. Continental. PIETRZIK, D. (1983.). Química Analitica. (2° ed.). México. D.F Interamericano.

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