Informe Fundamentos de Química

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Constante de equilibrio para la determinación del complejo de Ion férrico- acido salicílico

Equilibrium constant for the determination of the ferric ion-salicylic acid complex

Luisa Castro1, Angela Vivas1, Alvaro Jojoa1, Manuela Quesada1

Laboratorio de fundamentos de química II

Programa de química

Facultad de ciencias básicas

Universidad de la Amazonia

22/02/2022

Resumen

La práctica fue desarrollada con el fin de estudiar los efectos de los cambios de concentración y temperatura en la posición de equilibrio en un sistema químico, el efecto de la adición de ácidos y bases fuertes sobre el pH de los sistemas amortiguados y no amortiguados, y también, lograr observar el efecto de iones comunes en un equilibrio dinámico. Lo anterior se quiso comprobar mediante la practica realizando experimentalmente notamos la veracidad de este principio ya que cuando se realizan los equilibrios químicos se noto que siempre tendieron a regresar a un estado de equilibrio aun cambiando sus concentraciones esto se podrá explicar mediante el análisis de sus reacciones químicas y la comparación del cambio de color en cada reacción.

Palabras Clave

Concentración, pH, sistemas amortiguados, equilibrio.

Summary

The practice was developed in order to study the effects of changes in concentration and temperature in the equilibrium position in a chemical system, the effect of the addition of strong acids and bases on the pH of buffered and unbuffered systems, and also, to be able to observe the effect of common ions in a dynamic equilibrium. The foregoing was checked by means of practice, carrying out experimentally we noticed the veracity of this principle since when the chemical equilibria are carried out, it was noted that they always tended to return to a state of equilibrium even by changing their concentrations, this can be explained by analyzing their reactions. chemical reactions and comparison of the color change in each reaction.

Keywords

Concentration, pH, buffered systems, equilibrium.

Introducción

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El equilibrio químico es un estado de un sistema reaccionante en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo, a pesar de que siguen reaccionando entre si las sustancias presentes.

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 todos permanece constante. Es decir, que el equilibrio químico se establece cuando existen dos reacciones opuestas que tienen lugar simultáneamente a la misma velocidad (Atkins & Jones, 2001).

En términos de velocidad, se puede expresar según consta en la figura 1. Así pues, si tenemos una reacción:[pic 4]

 = velocidad de formación de los productos (velocidad directa)[pic 5]

  = velocidad de descomposición de los productos (velocidad inversa)[pic 6]

Cuando ambas velocidades se igualan, se considera que el sistema está en equilibrio.

                                               Figura 1. Velocidades de formación

                                               y descomposición de Hi.

Constante de equilibrio

Goldberg y Waage, en 1864, encontraron, de una forma absolutamente experimental, la ley que relaciona las concentraciones de los reactivos y productos en el equilibrio con una magnitud, que se denominó constante de equilibrio.

Así pues, sí tenemos un equilibrio de la forma:

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La velocidad de la reacción directa o hacia la derecha, si es un proceso elemental, será:[pic 8]

Mientras que para la reacción inversa vale:

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En las expresiones anteriores  y  son las constantes de velocidad específica para ambas reacciones, derecha e izquierda respectivamente. Como por definición, ambas velocidades son iguales en el equilibrio, se cumple que:[pic 13][pic 10][pic 11][pic 12]

Pasando ambas constantes al mismo lado, y las concentraciones al otro:[pic 14]

Cómo a la temperatura a la que se ha realizado el proceso  y  son constantes, se puede escribir que:[pic 17][pic 15][pic 16]

y por tanto:[pic 18]

Está constante, , es la que se denomina constante de equilibrio.[pic 19]

K es siempre constante, independientemente de las concentraciones de las sustancias reaccionantes en el equilibrio. Siempre es igual a , el cociente de dos cantidades que en si misma son constantes a una temperatura dada. (Jakobsen, Hugo A. 2016)[pic 20]

También es importante decir qué las especies que intervienen en el cálculo de son aquellas que pueden variar su concentración. Por tanto, son sustancias gaseosas o que están en disolución, tanto para equilibrios homogéneos como para heterogéneos.[pic 21]

Metodología

Esta práctica se dividió en cuatro partes:

Parte 1

La primera consistía en preparar tres soluciones las cuales fueron 50 mL de HCl 0,2 M, 50 mL de ácido salicílico 0,006 M, 50 mL de NH4Fe (SO4)2 0,02 M usando como solvente la solución de HCl 0,2 M y a partir de esta solución se preparó 10 mL de NH4Fe (SO4)2 0,004 M empleando como diluyente la solución de HCl 0,2 M,

Parte 2

Se encendió (hasta que se caliente) y se configuro el espectrofotómetro UV-visible luego se procedió a etiquetar seis tubos de ensayo de 0 – 5 y se los coloco orden en una gradilla para tubos de ensayo posteriormente se colocó con precisión y mezclo las cantidades de solución en los tubos de ensayo tal como mostraba la tabla 2 después se enjuago una cubeta con pequeñas cantidades de blanco tres veces. Sé lleno la cubeta aproximadamente dos tercios, se limpió el exterior y se colocó en el espectrofotómetro UV – visible. Seguido a eso se volvió a llenar la cubeta como se hizo con el estándar 1 para lograr obtener un espectro de 400 a 650 nm y lo mismo se hizo con los estándares del 2 al 5 y esto se anotó en la tabla 3.

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