Diferentes Tipos de Equilibrio Iónico informe 2 PDF

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Laboratorio de Química Analítica I: Diferentes tipos de equilibrio iónico. Diferentes tipos de equilibrio iónico. Different types of ionic balance. A. D. García¹; J. G. Van-Strahlen¹. ¹ Grupo 2A de Química Analítica I, Universidad del Atlántico, Barranquilla. Resumen En esta experiencia se realizaron diferentes reacciones oxidación-reducción, ácido-base, formación de complejos, y solubilidad, tomando diferentes reactivos con características necesarias para que esto ocurra como lo es el Ácido Clorhídrico y el Hidróxido de Sodio para la reacción ácido-base, Nitrato Férrico y Yoduro de Potasio para la reacción de óxido-reducción, Nitrato Férrico, Tiocianato de Potasio y Nitrato de Plata para la formación de complejos y por último, Cloruro de Bario y Nitrato de Plata con Cloruro de Sodio y Sulfato de Potasio para la solubilidad, haciendo estás reacciones químicas que tiene las características necesarias para distinguir mediante ellas los tipos de equilibrio iónicos de gran importancia en la química analítica. Palabras claves: Oxidación, Reducción, Complejos, Neutralización, Solubilidad, Precipitados. Abstract In this experience, different oxidation-reduction, acid-base, complex formation, and solubility reactions were performed, taking different reagents with characteristics necessary for this to occur, such as hydrochloric acid and sodium hydroxide for the acid-base reaction, ferric nitrate and potassium iodide for the oxide-reduction reaction, Ferrous nitrate, potassium thiocyanate and silver nitrate for the formation of complexes and finally, barium chloride and silver nitrate with sodium chloride and potassium sulphate for solubility, making these chemical reactions that have the necessary characteristics to distinguish through them the types of ionic equilibrium of great importance in analytical chemistry. Keywords: Oxidation, Reduction, Complexes, Neutralization, Solubility, Precipitates.

1. Introducción. Dado que en la química analítica las reacciones nunca tienen una conversión completa de reactivos a productos, se introdujo el término de equilibrio químico, en el cual la relación de las concentraciones de reactivos y productos es constante, esto quiere decir, que la velocidad con la que los productos se forman es igual a la misma con la que los reactivos se forman.

Luego del término de equilibrio químico, y dado a que es una relación entre reactivos y productos se introdujo también el término de constantes de equilibrio, las cuales son ecuaciones algebraicas y estas describen la relación de a concentración de reactivos y productos en el equilibrio; estas constantes de equilibrio permiten obtener información acerca de la composición y las cantidades de las especies que conforman los sistemas en equilibrio químico.

Laboratorio de Química Analítica I: Diferentes tipos de equilibrio iónico. Este equilibrio químico sucede debido a que los sistemas responden espontáneamente a la alteración minimizando los efectos que lo alteran y logrando la posición de equilibrio en ese sistema en específico, este se puede evidenciar en el principio de Le Chantelier el cual plantea que el equilibrio siempre se desplaza hacia la dirección que tiende a aliviar el efecto de una tensión aplicada. Luego de alcanzado el equilibrio las reacciones entre las especies participantes continúan. En el equilibrio químico se dan varios tipos: 

Equilibrio de oxidación reducción:

En este tipo de equilibrio las especies participantes intercambian electrones; en este existe una especie oxidante, la cual es denominada “agente reductor” dado que esta se reduce y esto implica un aumento en el número de oxidación, y por otro lado se encuentra la especie reductora, la cual es llamada “agente oxidante”, debido a que hay una reducción del número de oxidación; estas dos reacciones ocurren simultáneamente. 

Equilibrio ácido-base:

Este tipo de equilibrio implica una transferencia de protones, esto según Brönsted y Lowry, dado que, para este el ácido es la especie que dona un protón y forma una base conjugada y la base es la especie que acepta un protón y forma un ácido conjugado. 

Formación de complejos metal-ligante:

En este tipo de equilibrio los iones metálicos reaccionan con donadores de pares de electrones, formando complejos o compuestos de coordinación. En este existe una especie donadora, la cual se le denomina “ligando” la cual debe tener disponible al menos un par de electrones no compartido para formar un enlace covalente dativo con el ión metálico.



Equilibrio de solubilidad:

Este tipo de equilibrio es un equilibrio heterogéneo en el cual se produce una fase sólida, el cual se denomina precipitado, que se encuentra en una fase líquida en la cual se encuentra las especies reaccionantes. 2. Detalle experimental. Para esta experiencia se trabajaron diferentes tipos de equilibrio químico. Equilibrio oxidación-reducción: En un tubo de ensayo con 3 mililitros de Nitrato Férrico 0.01M, se agregaron gotas de Yoduro de Potasio 0.40M se homogenizó y se anotaron cambios y resultados observados. Equilibrio ácido-base: En un beacker con aproximadamente 50 mililitros de agua destilada se adicionaron 5 gotas y HCl, luego de le agregaron 4 gotas de indicador Naranja de Metilo hasta que persistió una coloración del indicador, luego se me agregaron gotas de NaOH se homogenizó hasta que se observó un viraje de color de indicador. Formación de complejos metal-ligante: Esta parte se dividió en dos, una parte a y otra parte b, para la parte a, a 3 ml de Nitrato Férrico contenido en un tubo de ensayo se le agregaron gotas de Tiocianato de Potasio 0.1M, se homogenizó y se anotaron observaciones. Luego, se agregaron 10 gotas de Nitrato de Plata 0.1M, se mezcló y se anotaron resultados y cambios. Ahora, para la parte b, en un tubo de ensayo con 3 mililitros de Sulfato de Cobre 0.01M se agregaron gotas de Amoniaco concentrado hasta que se observó una intensificación de color, luego a este a mezcla se le adicionaron gotas de HCl hasta quedé observaron cambios. Formación de precipitados: En un tubo de ensayo se colocaron 3 mililitros de un solución de Cloruro de Bario se le agregaron gotas de Nitrato

Laboratorio de Química Analítica I: Diferentes tipos de equilibrio iónico. de Plata hasta ver una formación de precipitado, luego, este contenido se agitó y se pasó aproximadamente la mitad a otro tubo de ensayo, a una porción a, se le adicionaron gotas de Cloruro de Sodio hasta que se observaron cambios y a la porción b, se le agregaron gotas de Sulfato de Potasio hasta que se observaron cambios. 3. Resultados y discusión. Para esta experiencia denominada “diferentes tipos de equilibrio químico” se realizaron distintas pruebas descritas anteriormente en la sesión 2 de detalle experimental. Para la primera prueba denominada “equilibrio de oxidación-reducción” se obtuvo que al agregarle el Yoduro de Potasio KI (el cual era incoloro) al Nitrato Férrico Fe (NO3)3 (el cual era de un color amarillo claro) la mezcla se tornó de un color amarillo más intenso a comparación del color del Nitrato Férrico y al agregarle más de esta última sustancia a la mezcla, esta intensificó su color.

+¿ ¿ −¿+3 K ¿ −¿ → FeI 3+ 3 NO 3 ¿ +¿+ 3 I −¿+3 K ¿ ¿ 2+ ¿ + 3 NO 3 (ac ) ¿ Fe −¿ ↔ FeI 3 ( ac) ¿ 2+ ¿ + 3 I ¿ Fe 2+¿ Fe¿ ¿ −¿ ¿ I ¿ ¿ ¿ [ FeI 3 ] K 1= ¿ Para la segunda prueba llamada “equilibrio ácido-base” se obtuvo que al agregarle Ácido Clorhídrico HCl (incoloro) al beacker con agua esta mezcla se mantuvo incolora, y al agregarle el indicador Naranja de Metilo (naranja intenso) esta se tiñó de un color rojo y luego al verter a esta solución Hidróxido de Sodio NaOH (incoloro) está cambió su color a un amarillo brillante.

Fig. 1. Resultados del equilibrio oxidaciónreducción. En esta prueba de equilibrio de oxidaciónreducción ocurre la siguiente reacción:

Fig. 2. Resultados del equilibrio ácido-base. En esta prueba de equilibrio ácido-base ocurre la siguiente reacción:

Laboratorio de Química Analítica I: Diferentes tipos de equilibrio iónico. −¿+ H 2 O ¿ +¿+Cl −¿ → Na¿ ¿ + ¿+OH ¿ −¿+Na ¿ +¿+Cl ¿ H

En esta prueba de complejo metal-ligando ocurre la siguiente reacción:

2+¿ −¿ ↔ FeSCN ¿ ¿ + ¿+SCN ¿ −¿+K ¿ 3+ ¿ + 3 NO3 ¿ Fe

−¿ ¿ +¿+Cl ¿ NaCl↔ Na

2+¿ −¿ ↔ FeSCN ¿ ¿ 3+¿+SCN ¿ Fe

+¿¿ Na ¿ −¿ Cl¿ ¿ ¿ K sal =¿ Para la tercera prueba denominada “formación de complejos metal-ligante” se separó en dos diferentes pruebas; se obtuvo en la prueba 3ª que al agregarle Tiocianato de Potasio KSCN (incoloro) al Nitrato Férrico Fe (NO3)3 (color amarillo claro) esta solución se tiñó de un color rojo intenso y luego al agregarle más de Nitrato Férrico esta solución se tornó de un blanco lechoso.

Fig. 3. Resultados de la formación de complejo metalligando parte a.

2+¿ FeSCN ¿ ¿ 3+¿ ¿ Fe ¿ −¿ ¿ SCN ¿ ¿ ¿ K =¿ Para la parte 3ᵇ al verter unas cuantas gotas de Amoniaco NH3 (incoloro) al Sulfato de Cobre CuSO4•5H2O (incoloro) la solución se tiñó de un azul oscuro y luego, al agregar Ácido Clorhídrico HCl (incoloro) esta solución se tornó de un azul más claro.

Laboratorio de Química Analítica I: Diferentes tipos de equilibrio iónico. Para la cuarta y última prueba llamada “formación de precipitados” se obtuvo que para una primera parte al agregar Nitrato de Plata (incoloro) al Cloruro de bario (incoloro) la mezcla se tornó de un color blanco lechoso y además de esto se formó un precipitado de color blanco.

Fig. 4. Resultados de la formación de complejo metalligando parte b.

En esta prueba ocurrió la siguiente reacción:

2+¿ 2+¿+ 4 NH 3 (ac) ↔ Cu( NH 3) ¿4 ¿ Cu(ac)

Fig. 5. Resultados de la formación de precipitados, primera parte.

2+¿ ¿ Cu( NNH 3 ) ¿ 2+¿ Cu¿ ¿ ¿ ¿ K 1=¿ −¿ ↔CuCl 2(ac) ¿ 2+ ¿+Cl(ac ) ¿ Cu(ac ) 2+¿ Cu¿ ¿ −¿ ¿ Cl ¿ ¿ [ CuCl2 ] K 2= ¿

En esta parte de la prueba ocurre la siguiente reacción:

BaCl 2(ac )+ 2 AgNO3 (ac) →2 AgCl( s) + Ba ( NO 3 )2(ac ) −¿ ↔ AgCl(s) ¿ +¿+Cl(ac ) ¿ Ag(ac ) +¿ ¿ Ag ¿ −¿ ¿ Cl ¿ ¿ 1 K= ¿ Para la segunda etapa se vertió la mitad de la solución obtenida en la primera etapa y se agregó Cloruro de Sodio NaCl (incoloro) y esta solución se tornó un poco más clara.

Laboratorio de Química Analítica I: Diferentes tipos de equilibrio iónico. Sulfato de Potasio K 2SO4 (incoloro) y la solución se tornó más blanca. En esta última parte de la experiencia ocurrió la siguiente reacción:

BaCl 2 (ac )+K 2 SO4 →2 KCl( ac) + BaSO4 ( ac ) 2−¿ ↔ BaSO 4 ( s ) 2+¿+ SO4¿ ( ac ) ¿ Ba (ac ) Fig. 6. Resultados de la formación de precipitados, segunda parte.

En esta parte de la prueba ocurre la siguiente reacción:

AgNO 3+ NaCl( ac) → AgCl( s) + NaNO3( ac) −¿ +¿+Cl ¿(ac ) NaCl→ Na ¿(aC )

2+ ¿ Ba¿ ¿ 2−¿ SO¿4 ¿ ¿ 1 K= ¿ 4. Conclusión.

−¿ ¿ +¿+ NO 3 ( ac) AgNO 3 → Ag¿( ac)

Gracias a todas estas pruebas se pudo distinguir las distintas reacciones que ocurren cuando se mezclan distintas sustancias para efectuar un equilibrio iónico.

−¿ ↔ AgCl (s ) +¿+Cl¿( ac) ¿ Ag( ac)

Para el equilibrio de oxidación-reducción se presenta un intercambio en los electrones de las sustancias. Para el equilibrio ácido-base la utilización de un indicador es esencial para determinar el punto de neutralización de la sustancia.

+¿ ¿ Ag ¿ +¿ ¿ Cl ¿ ¿ 1 K= ¿ Para la tercera parte de esta prueba se utilizó la mitad restante de la primera prueba y se agregó

Para la formación de complejos metal-ligante ocurre que los metales de transición forman iones complejos, los cuales reaccionan con otros iones y forman compuestos de coordinación. Y por último, para la formación de precipitados, la reacción de dos sustancias forma una mezcla heterogénea en la cual se puede evidenciar una fase líquida y una sólida la cual representa los precipitados que se quieren obtener en esta prueba.

Laboratorio de Química Analítica I: Diferentes tipos de equilibrio iónico. Preguntas. 1. ¿Cuáles son sus observaciones sobre la evidencia de reacción química en cada caso? Equilibrio de oxidación-reducción.

+¿ ¿ −¿+3 K ¿ −¿ → FeI 3+ 3 NO 3 ¿ +¿+ 3 I ¿ −¿+3 K ¿ 2+¿+3 NO 3( ac ) ¿ Fe

Equilibrio ácido-base.

El ion I- es fácilmente oxidado por el Fe2+, el cual se reduce. El cambio de coloración se debe a que el equilibrio de la reacción procede hacia los productos.

Equilibrio ácido-base.

−¿+ H 2 O ¿ +¿+Cl ¿ −¿ → Na ¿ + ¿+OH ¿ −¿+Na ¿ +¿+Cl ¿ H En esta reacción se evidencia una reacción de neutralización, debido a que la presencia de un ácido en disolución dará lugar a un aumento de la concentración de iones [H+], mientras que la presencia de una basa dará lugar a un aumento en la concentración de iones [OH-]; gracias al indicador, esta reacción de neutralización se pudo evidenciar. 2. Escriba las ecuaciones iónicas de las reacciones que suceden en cada uno de los cuatro procedimientos y exprese las constantes de equilibrio. Equilibrio de oxidación-reducción.

Formación de complejos metal-ligante.

Laboratorio de Química Analítica I: Diferentes tipos de equilibrio iónico.

3. Cuando se agrega Fe (NO) 3 0.010 M en el procedimiento 1; gotas de NaOH en el procedimiento 2; AgNO3 0.01 M en el procedimiento 3ª; gotas de HCl en el 3b; gotas de NaCl en el 4ª y gotas de K 2SO4 en el 4b, se producen perturbaciones en los equilibrios establecidos. Explique a qué se deben estas perturbaciones y hacia donde se desplazará el equilibrio en cada caso. Formación de precipitados.

Equilibrio oxidación-reducción: Al agregar Fe (NO) 3 aumenta la concentración de este en la reacción alterando el equilibrio en la misma, por tanto, este equilibrio se verá desplazado hacia la derecha, es decir, hacia la formación de productos; con el fin de volver a estar en equilibrio la reacción. Equilibrio ácido-base: Se trata básicamente de una neutralización. Posterior a la disociación del HCl, al agregar el NaOH a la solución se empieza a formar la sal y el agua (neutralización), desplazando el equilibrio hacia la formación de productos. Formación de complejos metal-ligando: En la parte a, al agregar AgNO3 a la reacción de Fe (NO) 3 y KCN, este se descompone en sus iones,

Laboratorio de Química Analítica I: Diferentes tipos de equilibrio iónico. aumentando la concentración del ión NO 32- en los productos, lo cual lleva a que el equilibrio se desplace hacia la izquierda, donde se encuentran los reactivos. En la parte b, a la reacción de CuSO 4 y NH3 se le agrega HCL lo que altera el pH desplazando el equilibrio hacia los productos. Formación de precipitados: Para la parte a, al agregar el NaCl este se disocia en iones, por efecto del ion común aumenta la concentración de ion Cl- en los productos desplazando el equilibrio a los reactivos; mientras que la parte b, la adición de K2SO4 evidencia nuevamente la formación de precipitado lo cual permite restablecer el equilibrio. 4. ¿Qué se puede concluir en cada uno de los equilibrios estudiados? Se puede concluir que en los equilibrios en solución acuosa se encuentran intercambios de partículas, y que estas partículas pueden ser electrones, protones, ligandos o iones, además, se produce de forma constante reacciones a base de intercambio de dichas partículas entre los reactivos y los productos hasta el punto de llegar a la condición en la cual existe una igualdad en la velocidad de la reacción de forma directa favoreciendo la formación de producto y de la forma reversible favoreciendo la formación de reactivos, es posible decir que la reacción está en equilibrio químico. También se puede afirmar que los equilibrios químicos pueden ser afectados por un agente externo o perturbador que hace que la solución experimente cambios en sus propiedades y a su vez produzca un nuevo equilibrio en sentido contrario del agente perturbador....