Estudio de la formación del ion complejo monotiocianato férrico por espectrofotometría PDF

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Unidad de Aprendizaje: Termodinámica del Equilibrio QuímicoEquilibrio Químico IónicoEstudio de la formación del ion complejo monotiocianato férrico porespectrofotometríaEQUILIBRIO QUIMICOINTRODUCCIÓNTodos los procesos químicos evolucionan desde los reactivos hasta la formación de productosa una dete...

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Unidad de Aprendizaje: Termodinámica del Equilibrio Químico Equilibrio Químico Iónico Estudio de la formación del ion complejo monotiocianato férrico por espectrofotometría

EQUILIBRIO QUIMICO INTRODUCCIÓN Todos los procesos químicos evolucionan desde los reactivos hasta la formación de productos a una determinada velocidad hasta que la reacción se completa. Llegado ese instante, lo que ocurre en el proceso es que la velocidad de formación de los productos es igual a la velocidad de descomposición de éstos para formar nuevamente los reactivos de los que proceden. Es decir, se llega a la formación de un estado dinámico en el que las concentraciones de todas las especies reaccionantes (reactivos y productos) permanecen constantes. Ese estado se conoce con el nombre de «equilibrio químico». En la mayoría de las reacciones químicas los reactivos no se consumen totalmente para obtener los productos deseados, sino que, por el contrario, llega un momento en el que parece que la reacción ha concluido. Podemos comprobar, analizando los productos formados y los reactivos consumidos, que la concentración de ambos permanece constante. una reacción en equilibrio es un proceso dinámico en el que continuamente los reactivos se están convirtiendo en productos y los productos se convierten en reactivos; cuando lo hacen a la misma velocidad nos da la sensación de que la reacción se ha paralizado. Esto, en términos de velocidad, se puede expresar según consta en la Figura 5.1. Así pues, si tenemos una reacción:

Cuando ambas velocidades se igualan, se considera que el sistema está en equilibrio. Se puede deducir que el sistema evolucionará cinéticamente, en uno u otro sentido, con el fin de adaptarse a las condiciones energéticas más favorables. Cuando éstas se consigan, diremos que se ha alcanzado el equilibrio, esto es, ∆𝐺 = 0 0. En un sistema en equilibrio se dice que el mismo se encuentra desplazado hacia la derecha si hay más cantidad de productos (C y D) presentes en el mismo que de reactivos (A y B), y se encontrará desplazado hacia la izquierda cuando ocurra lo contrario. Se podrían tener, por tanto, las dos situaciones representadas en la Figura 5.2.

CONSTANTE DE EQUILIBRIO Guldberg y Waage, en 1864, encontraron, de una forma absolutamente experimental, la ley que relacionaba las concentraciones de los reactivos y productos en el equilibrio con una magnitud, que se denominó constante de equilibrio. Así pues, si tenemos un equilibrio de la forma:

En las expresiones anteriores, Kd y Ki son las constantes de velocidad específicas para ambas reacciones, derecha e izquierda respectivamente. Como, por definición, ambas velocidades son iguales en el equilibrio vd = vi, se cumple que:

Como a la temperatura a la que se ha realizado el proceso Kd y Ki es constante, se puede escribir que:

Esta constante, Kc, es la que se denomina «constante de equilibrio». La magnitud Kc mide el grado en que se produce una reacción, así: • Cuando Kc > 1, en el equilibrio la mayoría de los reactivos se convierten en productos. • Cuando Kc . `, en el equilibrio prácticamente sólo existen los productos. • Cuando Kc < 1, indica que, cuando se establece el equilibrio, la mayoría de los reactivos quedan sin reaccionar, formándose sólo pequeñas cantidades de productos.

OBJETIVOS 1. Determinar la concentración del ion complejo monotiocianato férrico formado en una reacción química. 2. Determinar la contaste de equilibrio de la reacción utilizando la técnica de análisis por espectrofotometría, mediante la obtención de la absorbancia. 3. Conocer las condiciones de equilibrio iónico de la reacción propuesta.

DESARROLLO EXPERIMENTAL PASO 1 *Preparar soluciones de: -KSCN 0.002 M -HNO3 2M -𝐹𝑒(𝑁𝑂3)3 0.2 M

PASO 3 *Tomar una alícuota de 2.5 ml de la solución preparada y colocarla en un vaso de precipitado.

PASO 5 *Agregar 0.3 ml de 𝐹𝑒(𝑁𝑂3)3 en 𝐻𝑁𝑂3 0.5 M utilizando una pipteta graduada de 1ml. Inmediatamente transferir a la celda espectrofotométrica.

PASO 7 *Calcular las concentraciones en el equilibrio en cada uno de los puntos a partir del principio de equivalencia.

PASO 2 *Preparar los sistemas establecidos (un sistema por mesa) para comprobar como varía la constante de equilibrio. *Ir agregando 5 ml de KSCN y 𝐻𝑁𝑂3 a un matraz volumétrico y aforarr a 25 ml con agua destilada.

PASO 4 *Correr el blanco en el equipo espectrofotométrico.

PASO 6 *Terminando la medición verter la muestra en el vaso de precipitado e ir repitiendo el paso 4, hasta completar 10 lecturas. *Tomar los datos de absorbancia.

OBSERVACIONES En la práctica anterior medimos la absorbancia de una solución, anteriormente señalada de la cual utilizamos una alícuota de 2.5ml, en el equipo espectrofotométrico corrimos el blanco para quitar interferencias de los reactivos, posteriormente de la alícuota tomada comenzamos a agregarle 0.3ml por cada medición que se hacía, en esta parte la primera medición se agregaron 0.35ml, haciendo que el valor de la primera medición de absorbancia se pudiera elevar, viéndose claramente en la Tabla del equipo 3 que se muestra a continuación. CÁLCULOS Para el cálculo de las concentraciones de [Fe3+]i y [SCN-]i, para todos los equipos es la misma: [𝐹𝑒3+]𝑖 =

(0.2𝑀)(𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝐹𝑒(𝑁𝑂3)3) 𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

[𝑆𝐶𝑁−]𝑖 =

(0.002𝑀)(𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝐾𝑆𝐶𝑁) 𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

Muestra #1 [𝐹𝑒3+]𝑖 =

(0.2𝑀)(0.3𝑚𝑙)

= 0.0214𝑀

2.8 𝑚𝑙 [𝑆𝐶𝑁−]𝑖 =

(0.002𝑀)(0.5𝑚𝑙 ) = 0.0004 2.8𝑚𝑙

Muestra #2 [𝐹𝑒3+]𝑖 = [𝑆𝐶𝑁−]𝑖 =

(0.2𝑀)(0.6𝑚𝑙) = 0.0387𝑀 3.1𝑚𝑙

(0.002𝑀)(0.5𝑚𝑙) = 0.0003 3.1𝑚𝑙

Muestra #3 [𝐹𝑒3+]𝑖 =

(0.2𝑀)(0.9𝑚𝑙)

= 0.0529𝑀

3.4 𝑚𝑙 [𝑆𝐶𝑁−]𝑖 =

(0.002𝑀)(0.5𝑚𝑙) = 0.0003 3.4𝑚𝑙

Para el cálculo de x e y. Se calcula a partir de la absorbancia determinada en el espectrofotómetro.

𝑥=

𝐴 [𝑆𝐶𝑁−]𝑖

𝑦 =

𝐴 [𝐹𝑒3+]𝑖[𝑆𝐶𝑁−]𝑖

Con los datos obtenidos graficamos y obtenemos la pendiente con la siguiente formula: 𝑁 ∑ 𝑥𝑖𝑦𝑖 − ∑ 𝑥𝑖 ∑ 𝑦𝑖 𝑚 = 𝑁 ∑ 𝑥2 − (∑ 𝑥 )2 𝑖

𝑖

Para Obtener la constante de equilibrio:

-m=K Por último, para obtener la concentración de [FeSCN2+]i [𝐹𝑒𝑆𝐶𝑁2+] 𝐾=

[𝐹𝑒𝑆𝐶𝑁2+] = 𝐾 ∗ [𝐹𝑒3+] ∗ [𝑆𝐶𝑁−]

∴

[𝐹𝑒3+][𝑆𝐶𝑁−]

Resultados #M

λmax

A

[Fe3+]i

Equipo 1 [SCN-]i

1

465

0.9402

0.0214

2

465

0.9066

3

465

0.8650

X

y

[FeSCN2+]i

0.0004

2632.56

122852.80

0.0017

0.0387

0.0003

2810.46

72603.55

0.0028

0.0529

0.0003

2941.00

55552.22

0.0035

m=-221.9611 K=221.9611

Equipo 1 140000 120000 100000 80000 60000 40000 20000 0 2600

2650

2700

2750

2800

2850

2900

2950

3000

#M 1 2

A 1.6348 1.2009

λmax 465 465

[Fe3+]i 0.0214 0.0387

Equipo 2 [SCN-]i 0.0004 0.0003

X 4577.44 3722.79

y 213613.86 96172.07

[FeSCN2+]i -----------------------

m=137.4151 K=-137.4151

Equipo 2 250000 200000 150000 100000 50000 0 3600

#M 1 2 3

λmax 465 465 465

A 1.018 0.9731 0.9017

3800

[Fe3+]i 0.0214 0.0387 0.0529

4000

4200

Equipo 3 [SCN-]i X 0.0004 2850.40 0.0003 3016.61 0.0003 3065.78

m=-344.3309 K=344.3309

4400

y 133018.66 77929.09 57909.17

4600

4800

[FeSCN2+]i 0.0026 0.0043 0.0054

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Equipo 3 140000 120000 100000 80000 60000 40000 20000 0 2800

2850

2900

2950

3000

3050

3100

x

y

[FeSCN2+]i

#M

λmax

A

[Fe3+]i

Equipo 4 [SCN-]i

1

465

0.9346

0.0214

0.0004

2616.88

122121.06

0.0015

2

465

0.9215

0.0387

0.0003

2856.65

73796.79

0.0025

3

465

0.8671

0.0529

0.0003

2948.14

55687.08

0.0031

m=-200.7508 K=200.7508

Valores Y 140000 120000 100000 80000 60000 40000 20000 0 2600

2650

2700

2750

2800

2850

2900

2950

3000

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ANALISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS

Los resultados de esta experimentación desde luego varían según el equipo que realiza la práctica, probablemente algún error o mal manejo de material ocasiona resultados muy distantes a los de la mayoría. Sin embargo, tomando a esta mayoría como un estándar, un pequeño análisis a los números y gráficas permiten observar un comportamiento similar de esta solución; a grandes rasgos, entre más HNO3 se agrega a la solución, el valor de la pendiente decrece en el eje de las equis, estando este comportamiento relacionado de igual manera con el valor de la constante de equilibrio químico.

CONCLUSIONES

En esta práctica se aprendió a deducir como calcular la constante de equilibrio por medio de las concentraciones obteniendo una pendiente de la recta, sin embargo, para realizar esto, se ocupó un espectrofotómetro el cual también se aprendió a manipular. Gracias a este aparato pudimos conocer tanto la longitud de nuestra onda como la absorbancia de nuestra solución. Con base en estos valores se obtuvieron los resultados y los cálculos específicos para realizar la gráfica de la pendiente. En la gráfica se observó una línea decreciente con los primeros valores. Una vez alcanzado el equilibrio químico de la sustancia, la absorbancia comienza a ser negativa donde se observa una pendiente con una dirección distinta a la de los primeros valores. Esta pendiente se realiza con la absorbancia negativa por lo que sería creciente esta línea. En el espectrofotómetro se observó que entre más titulábamos la sustancia, disminuía el color de la mima, por tanto, cuando esta se volvió transparente se alcanzó el equilibrio. Haciendo la comparación de nuestras constantes de equilibrio con la constante teórica obtuvimos cada equipo una constante muy diferente. Finalmente se comprobó que la constante de equilibrio está en función con la temperatura de este en la que observamos que entre mayor sea la temperatura menor será la constante de equilibrio. REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS https://www.mheducation.es/bcv/guide/capitulo/8448157133.pdf https://www.mheducation.es/bcv/guide/capitulo/844816962X.pdf

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ANEXO DE MAPAS CONCEPTUALES

EQUILIBRIO QUÍMICO IÓNICO

La mayoría de las reacciones químicas proceden a la finalización. Todas las reacciones químicas son reversibles.

Ley fundamental en la que se basan los métodos espectrofotométricos: BouguerBeer, Lambert y Beer. Estableciendo dos fundamentos:

1.-La relación entre la intensidad de la luz transmitida y la energía radiante incidente es una función del espesor de la celda a través del medio que absorbe.

2.-La cantidad de energía electromagnética monocromática absorbida por un elemento es directamente proporcional a la concetración de la especie que absorbe.

El término generalmente empleado en los análisis químicos basados en la medida de la absorción de la radiación es el de la absorciometría.

MARCIAL GALLEGOS MIRANDA JOCELYN

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EQUILIBRIO QUÍMICO IÓNICO

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Se basan en la Ley Bouguer-Beer, Lambert y Beer, que establece lo siguiente: *La relación entre la intensidad de la luz transmitida y la energía radiante incidente es una función del espesor de la celda a través del medio que absorbe. *2La cantidad de energía electromagnética monocromática absorbida por un elemento es directamente proporcional a la concetración de la especie que absorbe.

Constante de equilibrio: K=

[𝐹𝑒𝑆𝐶𝑁2+] 𝐹𝑒3+ [𝑆𝐶𝑁−]

Los equilibrios en que participan las especies iónicas son afectados por la presencia de todos los iones de la disolución.

Absorbancia: A= ɛb[FeSCN2+]

MARÍA FERNANDA MORALES TINOCO

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LÓPEZ PÉREZ DAVID

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MÉRIDA HERRERA UZIEL ISAÍ...