Practica 3 Laboratorio De Metodologia Experimental

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“DISEÑO EXPERIMENTAL”

PROBLEMA 2: “ESTUDIO EXPERIMENTAL DEL DESPLAZAMIENTO DEL EQUILIBRIO QUÍMICO DE UN SISTEMA REDOX”

LABORATORIO DE METODOLOGÍA EXPERIMENTAL 2

Q.F.B OLIMPIA ROXANA PONCE CRIPPA

CLAVE DE LA MATERIA: 1153

QUÍMICA INDUSTRIAL

CLAVE DE LA CARRERA: 105-30

INTEGRANTES: EQUIPO 2

*BALIÑO ROSALES ANA KAREN #2

* GARCÍA CARRILLO FRANCISCO JAVIER #6

* LAYNES GARCÍA DANIEL JESÚS #8

GRUPO: 2201

PERIODO: 2015-2

FECHA: 10/Marzo/2015

3. ESTUDIO EXPERIMENTAL DEL DESPLAZAMIENTO DEL EQUILIBRIO DE DISOLUCION DE UN ELECTROLITO POCO SOLUBLE.

PROBLEMA 3:

Estudio experimental del desplazamiento del equilibrio de disolución de un electrolito poco soluble.

OBJETIVO GENERAL:

Estudiar experimentalmente el desplazamiento del equilibrio químico de disolución de un electrolito poco soluble y algunos factores que lo modifican.

OBJETIVOS PARTICULARES:

Preparar disoluciones molares con base en 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 y determinar la solubilidad molar para electrolitos poco solubles.

Estudiar experimentalmente el desplazamiento del equilibrio químico del electrolito poco soluble en función de la cantidad de disolvente.

Estudiar experimentalmente el desplazamiento de equilibrio químico del electrolito poco soluble en función de la cantidad de disolvente y la temperatura.

Estudiar experimentalmente el desplazamiento de equilibrio químico del electrolito poco soluble en función del ion salino o diverso.

Estudiar experimentalmente el desplazamiento de equilibrio químico del electrolito poco soluble en función del ion común

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

MARCO TEORICO

Muchas reacciones se llevan a cabo en medio acuoso. Para aplicar la estequiometria en disoluciones se debe revisar un aspecto cuantitativo llamado Concentración.

La concentración de una disolución es la cantidad de soluto presente en una cantidad dada de disolución. Una de las unidades de concentración más comunes en la Química es la molaridad, simbolizada por M y llamada también concentración molar. La molaridad es el número de moles de soluto en 1 litro de disolución. La molaridad está definida por la siguiente ecuación

M=molaridad= (moles de soluto)/(litros de disolución)

La concentración, al igual que la densidad, es una propiedad intensiva, su valor no depende de la cantidad de disolución presente. La cantidad de soluto en una disolución, sin embargo, depende tanto de la concentración como del volumen de la misma.

Es posible asignar a cualquier especie química una magnitud intensiva denominada el potencial químico que caracteriza el comportamiento termodinámico de esta especie cuando reacciona con otra especie química, tanto en lo referente al sentido en que las reacciones pueden tener lugar como a las posiciones en los equilibrios químicos. Donde la composición de la mezcla, la temperatura y la presión.

Características:

Reaccionar con otras sustancias.

Transformarse en otro estado.

Redistribuirse especialmente.

Puede darse espontáneamente, cuando la tendencia hacia el proceso, sea más pronunciada en el estado inicial que final.

El potencial químico de un sistema termodinámico es el cambio de energía que experimenta un reactivo si fuera introducida en este una partícula adicional con la entropía y el volumen mantenidos constantes.

Para el cálculo del potencial químico se utiliza la siguiente ecuación proporcionada por Walther Nerst, formulada en 1889.

E=E°-RT/nF ln (A_B^b)/(A_A^a )

E°= Potencial estándar de la reacción.

R= Constante de los gases (9x109(N〖.m〗^2)/C^2 ).

T= Temperatura.

n= número de electrones en la semireacción.

F= Constante de Faraday (9.64853415x104C/mol)

Donde el logaritmo de la ecuación de Nerst es el cociente de la reacción α. ∅=(A_B^b)/(A_A^a )

La palabra REDOX es una sigla de óxido-reducción (en inglés, reduction-oxidation), lo cual resume este tipo de reacciones: una sustancia se oxida y otra se reduce. Por lo general, a la sustancia que se oxida se le denomina agente reductor (debido a que provoca la reducción de la otra sustancia), mientras que a la sustancia que se reduce se le llama agente oxidante (provoca la oxidación de la otra sustancia). Pero, ¿en qué consiste este tipo de reacciones? Una reacción REDOX consiste en el traspaso de electrones desde una sustancia X (agente reductor) hacia una sustancia Y (agente oxidante)

PASOS PARA BALANCEAR ECUACIONES POR IÓN-ELECTRÓN

1.- Si la ecuación está en forma molecular pasarla a forma iónica. Aquí hay que tener en cuenta que los elementos libres, los óxidos, el H2O y el H2O2 no se disocian, sólo se disocian los electrolitos (ácidos, bases y sales).

Ilustraremos todos los pasos con el siguiente ejemplo:

I2 + HNO3 HIO3 + NO + H2O (Molecular)

Se pasa a forma iónica;

I2 + H+NO3- H+lO3- + NO + H2O (Iónica)

2.- Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y el agente reductor.

I2 lO3-

NO3- NO

3.- Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O :

I2 2lO3-

NO3- NO

4.- Igualar los átomos de oxígenos agregando moléculas de H2O para balancear los oxígenos:

I2 + 6H2O 2lO3-

NO3- NO + 2 H2O

5.- Igualar los átomos de hidrógenos H+ (iones hidrógenos) donde falta hidrógeno.

I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+

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