Estudio de los Diferentes Tipo de Equilibrio Iónico Quimica 2017 PDF

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Informe de: Estudio de los Diferentes Tipo de Equilibrio Iónico, 2017...

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ESTUDIO DE LOS DIFERENTES TIPOS DE EQUILIBRIO IÓNICO Hernán Noriega Barros Facultad de ciencias básicas; programa de química Universidad del atlántico

Resumen: esta experiencia se dividió en cuatro partes, se considera cada división como un equilibrio, así: (1). Equilibrio de oxidación-reducción, (2). Equilibrio ácido-base, (3). Formación de complejos metal-ligante, (4). Formación de precipitados; se pudieron observar cambios durante cada reacción para cada cual se destinó un reactivo, en su orden respectivo: nitrato férrico yoduro de potasio; hidróxido de sodio y ácido clorhídrico ( indicador, anaranjado de metilo); nitrato férrico, tiocinato de potasio, nitrato de plata y sulfato de cobre, amoniaco y ácido clorhídrico; cloruro de bario, nitrato de plata, cloruro de sodio , sulfato de potasio.

Palabras claves: transferencia electrónica, protones, complejos, reacción reversible, ion, principio de Le Chatelier. Objetivos: Introducción y marco teórico: Cuando en un proceso, reactivos y productos se consumen y se producen al mismo tiempo, se puede hablar de una reacción reversible, y por medio de esto también se puede llegar a concluir que el sistema ha alcanzado una situación de equilibrio químico (dinámico). Esto es, la relación de las concentraciones de reactivos y productos es constante. Los equilibrios iónicos se caracterizan por la presencia de especies en solución acuosa y que producen iones. En general el estado de equilibrio puede verse como la igualación de la transferencia protónica o electrónica en el curso de la reacción.

1. Distinguir los tipos de equilibrios iónicos 2. Observar los cambios efectuados durante la reacción 3. Comprender los equilibrios en solución acuosa Generales: Analizar y comparar las reacciones químicas (equilibrio iónico). Metodología: 1. Equilibrio de oxidación-reducción Se tomó 2ml de nitrato férrico 0.01 M y se hizo reaccionar con yoduro de potasio 0.40M, seguidamente se procedió añadiendo 20 gotas de nitrato férrico.

2. Equilibrio acido-base Se tomaron 3 ml de agua destilada a la que le añadió 5 gotas de HCl 1M, unas cuantas del indicador anaranjado de metilo; luego unas gotas de NaOH 1.0 M.

a la que se desplazaría el equilibrio químico para disipar perturbación presente. Equilibrio de oxidación-reducción: Fe3+(NO3)- + IK-

Fe+I-3 +3KNO3Fe3+I3-

Fe3++ 3I3. Formación de complejos metalligante a. A 2 ml de nitrato férrico se le agregó una gota de tiocinato de potasio0.1 M; luego de homogeneizar la solución, se le adiciono 10 gotas de nitrato de plata 0.1 M b. Se tomó 2 ml de sulfato de cobre 0.01 M y se le adicionó unas gotas de amoniaco concentrado; luego se le agregó HCl a la solución. 4. Formación de precipitados Se observó la formación de precipitado, luego de añadir 4 gotas de nitrato de plata a 2 ml de una solución de cloruro de bario y se dividió en y se añadió: a. Porción a; cloruro de sodio. b. Porción b; sulfato de potasio. En todos los pasos de la experiencia se detuvo y se hizo énfasis en la observación de virajes. Discusión y resultados En una demostración experimental de equilibrio químico es necesario que los compuestos a utilizar se encuentren en soluciones acuosas, ya que estos tienen una característica de intercambiar una determinada clase de partícula. Así como también algunos factores que perturban al sistema en equilibrio, y que por el principio de Le Chatelier puede predecirse la dirección

K c=

⦋ Fe I3 ⦋ ⦋ Fe ⦋ ⦋ I ⦋3

El I2 que se forma es poco soluble en agua, pero en presencia del I- que existe en la disolución (pues se ha puesto en exceso) su solubilidad aumenta mucho como consecuencia de la formación del complejo lineal, de color rojizo Fe3+I3I2 que es muy estable: I2 + I-

I3

Al agregarle unas gotas de nitrato férrico al producto este no se afecta la estabilidad de la reacción ya que solamente aumenta el volumen del reactivo produciendo mayor cantidad de producto; cabe resaltar que al agregar las gotas de yoduro de potasio este se torna un rojizo más oscuro y al momento de agregar las gotas de nitrato férrico esta retorna a su color. Equilibrio de transferencia acido-base Al agregar HCl en un beacker y adicionándole indicador de anaranjado de metilo, éste adopta un color rojo; al titular o equilibrar con NaOH empieza a sufrir un cambio de color y culmina en un color amarillo, esto se debe al cambio de pH que sufre al agregar el indicador anaranjado de metilo. HCl + NaOH

NaCl + H2O

H+(ac)+Cl- (ac)+Na+(ac)+OH- (ac) +H2O H+(ac)+ OH-(ac)

Na+(ac)+Cl-(ac)

H2O(l)

⦋ NaCl ⦋ K c= ⦋ HCl ⦋ ⦋ NaOH ⦋

El tiocianato de hierro es un complejo formado a partir del nitrato de hierro con tiocianato de potasio. Fe3+(NO3)3

Fe3+ + 3NO3K++ SCN-

KSCN

El color rojo intenso que presenta el precipitado de la mezcla, se debe la 2+ formación del complejo (FeSCN ) Fe3+ + SCN-

K c=

FeSCN2+

⦋ FeSCN ⦋ ⦋ Fe ⦋ ⦋ SCN ⦋

Algunos otros complejos que se pueden formar a partir de la unión de los iones anteriores: FeSCN2+ , Fe(SCN)2 + , Fe(SCN)3 El tiocianato de hierro se disuelve fácilmente en agua, y da como resultado una solución de color rojo debido a la presencia del ion FeSCN2+ hidratado. El equilibrio establecido entre el ion disociado y los iones Fe3+ y SCNestá dado: FeSCN2+

Fe3++SCN-

Al agregarle nitrato de plata

Formación de complejos metal-ligando Un complejo es la unión entre un ion central (metálico) y otro compuesto químico conocido como ligando que una de sus características es neutralizar cargas positivas ubicadas alrededor de éste. La formación de complejos a menudo se lleva a cabo por pasos que consisten en añadir un ligando más.

La tensión aplicada en el equilibrio es un aumento en la concentración de nitrato debido a la disociación del AgNO 3, formando AgSCN en el punto final, el exceso de ion tiocianato se combina con los iones Fe 3+ para formar un ion complejo amarillo con un precipitado blanco, que debió tener un color rojo, por el principio de Le Chatelier este pudo tener efectos en la temperatura. AgSCN es insoluble, FeSCN++ AgNO3

AgSCN + Fe3+

FeSCN++ Ag+

AgSCN + Fe3+

Puesto que el compuesto es neutro, el ion complejo debe tener una carga de 2+. Al agregarle HCl

También puede formar Ag(SCN)2 a. El precipitado verde azulado claro, que se obtiene es la sal básica del sulfato de cobre. Cu2++ SO4-

CuSO4

Al agregarle cierta cantidad de amoniaco se forma el ion complejo CuNH3 2+ , que da lugar al color azul intenso. Cu2++4NH3++4NH3

K c=

Cu(NH3)42+

⦋ Cu ( N H 3 ) 4 ⦋ ⦋Cu ⦋ ⦋ N H 3 ⦋4

También puede formar otros complejos Cu (NH3)3 2+ ,

2+

, Cu (NH3)2 2+, Cu (NH3)3, 2Cu(NH3)4

La carga de un complejo es la suma de las cargas del metal central y de los ligando que lo rodean. En el [Cu (NH3)] SO4 podemos deducir la carga del complejo si reconocemos en primer término que el SO4 representa el ion sulfato y tiene por tanto una carga de 2-.

Si se añade ácido clorhídrico a la disolución de Cu(NH3)42+, los protones se combinan NH4+, destruyéndose el complejo con amoniaco, es decir la molécula de amoniaco son separadas por el ácido más fuerte, H +, y la molécula de agua, menos básica, dando lugar al ion [Cu( H2O)4 ]2+ , el cual se utiliza para neutralizar la solución adquiriendo el ion un color azul pálido; resaltando que al momento de agregar el HCl este presenta una emanación de gases, una nubosidad de color blanca y a su vez presenta un incremento en su temperatura. Cu(NH3)4 2++ HCl NH4+

[Cu( H2O)4 ] 2+ +

Formación de precipitados 2 AgNO3 (aq)+ BaCl2 (aq) (NO3)2(aq)

precipitado; esto se debe al principio de solubilidad. 2AgCl +Ba

N O3 ¿2 ⦋ ¿ ⦋ AgCl ⦋2 ⦋ Ba¿ K C =¿ Mediante la adición de AgNO3, los contaminantes solubles se transforman en formas insolubles o de una menor solubilidad. Por esta razón al reaccionar el cloruro de bario con el nitrato de plata va formar un precipitado indicando la presencia de sal.

Conclusión En el equilibrio químico ácido-base se pudo llegar a identificar la trasferencia de protones entre HCl y NaOH e indicador de anaranjado de metilo, presenciándose un color amarillo. En el proceso de formación de precipitado se obtuvo un precipitado blanco que fue identificado como la sal. No se logró identificar ningún precipitado que era lo que se quería obtener por razones de cantidades. En equilibrio de oxidación-reducción se presenció un precipitado rojo debido a la presencia del Fe3+. Formación de complejos Metal-Ligando a. Al adicionar las gotas de cloruro de sodio se observó un precipitado de color naranja. b. Al mezclar sulfato de cobre con amoniaco se produce un color azul que indica la presencia del complejo 2Cu(NH3)4 2+, y al agregarle ácido clorhídrico se observó un cambio de color a transparente ya que se logra neutralizar el producto. Referencias bibliográficas. [1] https://analiticaunexpo.files.wordpress.com /2011/11/equilibrio-ionico1.pdf

Al agregarle al precipitado anterior (1), una cantidad de cloruro de sodio NaCl no se logró obtener lo que se espera ya que este reactivo hace solubilizar la sal desapareciéndola colocándose de color blanco, pudiendo identificar así el

[2] http://aprendeenlinea.udea.edu.co/lms/oc w/course/view.php?id=3&topic=7 [3] https://es.scribd.com/doc/60914645/EQUIL IBRIO-IONICO

[4]https://prezi.com/6c4fzysluv/equilibrioionico-i-acidos-y-bases/ Anexos:...