UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA
FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL Y DE SISTEMAS
LABORATORIO DE QUIMICA
CURSO: QUIMICA I (BQU01)
LABORATORIO Nº7
EQUILIBRIO QUÍMICO,
EQUILIBRIO IÓNICO Y
ELECTROQUÍMICA
UNI - LIMA
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informe de laboratorio tabla periodica, Notas de aula de Química
paso a paso de como reaccionan los elementos de la tabla periodica
Tipologia: Notas de aula
2024
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UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA
FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL Y DE SISTEMAS
LABORATORIO DE QUIMICA
CURSO: QUIMICA I (BQU01)
LABORATORIO Nº
EQUILIBRIO QUÍMICO,
EQUILIBRIO IÓNICO Y
ELECTROQUÍMICA
UNI - LIMA
LABORATORIO Nº
EQUILIBRIO QUÍMICO
PARTE A:
I. OBJETIVOS- Parte A.−
Estudiar algunas reacciones en las que se observa reversibilidad
apreciable y con las posibilidades de controlar la extensión de la
misma.
II. FUNDAMENTO TEORICO- Parte A.−
Del estudio de la Química se conocen que las reacciones reversibles
conducen al establecimiento del equilibrio químico y durante el cual,
en el medio líquido o gaseoso, están presentes todas las sustancias:
tanto las iniciales como las que se forman durante el proceso de la
reacción.
El equilibrio químico se produce siempre que dos cambios químicos
exactamente opuestos ocurren a la misma velocidad dentro de un
sistema cerrado. Por ejemplo, suponga que se desarrollan la
reacción siguiente:
Donde, A, B, C y D representan distintas sustancias que se
encuentran en la mezcla de reacción. Recuerde que la
concentración de las sustancias se expresa en mol/L, y se designan
poniendo las fórmulas correspondientes entre corchetes.
Para la reacción directa se puede escribir: v 1
= k 1
[A][B]
Cuando existen coeficientes estequiométricos en la ecuación
química, las concentraciones de los reactantes y productos deben
ser elevadas a una potencia igual a dichos coeficientes.
• PRINCIPIO DE LE CHATELIER. −
El Principio de Le Chatelier o alteración de la condición de
equilibrio, puede ser enunciado como sigue: "Cuando un sistema
en equilibrio está sujeto a una acción externa, el equilibrio se
desplazará en la dirección que tienda a disminuir o neutralizar
dicha acción".
El Principio de Le Chatelier, es aplicable a un sistema en equilibrio
químico y establece que un sistema cerrado en desequilibrio
momentáneo, responde para poder contrarrestar una perturbación,
tal como un cambio de concentración, presión, temperatura, etc.
III. PARTE EXPERIMENTAL. −
MEDIDAS DE SEGURIDAD
• EQUIPOS DE PROTECCIÓN PERSONAL (EPP)
o Uso del guardapolvo blanco es obligatorio
o Uso de guantes de seguridad es obligatorio para
utilizar las soluciones
de Cromato de potasio K 2
CrO 4
, de soluciones de
Dicromato de potasio K 2
Cr 2
O
7
, de Hidróxido de sodio
NaOH, y de Ácido Clorhídrico HCl.
MANEJO DE RESIDUOS LÍQUIDOS:
Verter residuos de soluciones acuosas en BOTELLÓN de
RESIDUOS SOLUCIONES DE CROMATO Y DE DICROMATO,
para su recolección, que encontrará rotulados en las mesas de
trabajo
EXPERIMENTO Nº 1. − ESTUDIO DEL SISTEMA EN EQUILIBRIO
ION CROMATO-ION DICROMATO
4 (𝑎𝑐)
− 2
2
7 (𝑎𝑐)
− 2
PROCEDIMIENTO:
a) En un tubo de ensayo vierta 3 mL de cromato de potasio K 2 CrO 4 ,
0 ,1M y en otro tubo 3 mL de dicromato de potasio, K 2
Cr 2
O
7
0 ,1M.
Observar el color de cada solución y anote. Estas soluciones
servirán como fuente de los iones CrO 4(ac)
- 2
y Cr 2
O
7(ac)
- 2
b) En otros dos tubos de ensayo añada 5 gotas de cada solución.
Luego, añada gota a gota NaOH, 1M a cada uno de los tubos hasta
que se observe un cambio de color en uno de los tubos. Conservar
estas soluciones para la parte (e).
c) Repita el paso (b) pero añadiendo esta vez gota a gota HCl, 1M a
cada tubo. Anote los cambios de color observados. Guarde las
soluciones para la parte (d).
d) Añadir NaOH, 1M, gota a gota a uno de los tubos del paso (c)
hasta observar algún cambio de color.
e) Añadir HCl, 1M, gota a gota a uno de los tubos del paso (b) hasta
observar algún cambio de color.
- Use la siguiente reacción reversible para calcular las
concentraciones en el equilibrio de cada una de las especies.
Asuma de Kc= 9,32. 10
- 3
a la temperatura de interés, y que una
cámara de 2,5 L es cargada inicialmente con 0,05 moles de
cada una de las especies.
5 (𝑔𝑎𝑠)
3 (𝑔𝑎𝑠)
2
PARTE B: EQUILIBRIO IÓNICO EN SOLUCIONES ACUOSAS:
REACCIONES ÁCIDO-BASE
I.- OBJETIVOS- Parte B.-
- Determinar la concentración de ácidos y bases haciendo uso
de indicadores ácido-base
- Entender los términos, valoración, estandarización, etc.
- Determinar la concentración de ácidos y bases por volumetría.
II.-FUNDAMENTO TEÓRICO- Parte B.-
Cuando el equilibrio químico se establece en fase líquida se
habla de equilibrio iónico. Los compuestos iónicos que forman
soluciones acuosas, pueden clasificarse por su conductividad
eléctrica en electrolitos fuertes y débiles.
Los electrolitos fuertes son compuestos que se caracterizan por
ser buenos conductores de la corriente eléctrica, ya que están
completamente ionizados en solución acuosa. Forman parte de
estos: los ácidos fuertes, bases fuertes y muchas sales. Los
electrolitos débiles, son los que se disocian sólo parcialmente en
solución acuosa, razón por la cual son pocos conductores de la
corriente eléctrica (ácidos y bases débiles, sales y óxidos
débilmente solubles).
ÁCIDOS Y BASES
Arrhenius dedujo que un ácido puro, tal como el cloruro de
hidrógeno, HCl, es una molécula neutra, que al disolverse en
agua forma iones H
(ac.) y Cl
(ac.); es decir, forma una solución
ácida que se le llama ácido clorhídrico. En consecuencia, se dice
que la presencia de los iones H
en las soluciones, le imparten el
carácter ácido. Igualmente, el comportamiento característico de
las bases se atribuye a los iones OH
En vista de las limitaciones de la teoría de Arrhenius, Bronsted-
Lowry propusieron una teoría más general. Según esta teoría, en
una reacción ácido-base, un ácido es un donador de H
y una
base es el receptor. Las reacciones ácido-base de Bronsted-
Lowry pueden describirse en términos de pares conjugados de
ácidos y bases. Los pares conjugados de ácidos y bases son
especies que difieren por un H
“Cuanto más débil sea un ácido, mayor será la fuerza de su
base conjugada; igualmente, cuanto más débil sea una base,
mayor será la fuerza de su ácido conjugado”
La teoría de Lewis amplia aún más el concepto sobre ácidos y
bases. Según Lewis, un ácido es cualquier especie que pueda
aceptar o compartir un par de electrones; base es cualquier
especie que pueda donar o compartir un par de electrones.
Una solución de un ácido o de una base puede ser caracterizada
cuantitativamente indicando la concentración de iones H
que
Se empleará este proceso para estudiar cuantitativamente la
reacción entre un ácido y una base. La titulación ácido-base es
una de las técnicas más importantes en la Química. El
procedimiento general consiste en determinar la cantidad de un
ácido por la adición de una cantidad medida y equivalente de una
base o viceversa. Para encontrar el punto de equivalencia se
utiliza el indicador ácido-base apropiado para cada caso.
El estudio de la titulación ácido-base nos señala aspectos que se
debe considerar de las reacciones que ocurre entre los ácidos y
las bases. Con este propósito, es conveniente distinguir
características entre ácidos y bases fuertes o débiles.
Usualmente, el término fuerte se refiere a una sustancia que está
completamente disociada en sus iones en una solución; mientras
que el término débil generalmente se refiere a sustancias que
están parcialmente disociadas.
INDICADORES ÁCIDO-BASE
Un indicador es un ácido débil o base débil, generalmente
orgánicos que en su forma sin disociar tienen un color y en su
forma disociada tienen otro color. Así, por ejemplo: El tornasol es
un indicador que contiene moléculas no disociadas de color rojo y
los aniones de color azul.
Si acordamos que cualquier indicador se designe como HIn y sus
aniones con 𝐼𝑛
−
. La disociación del Indicador Tornasol en las
soluciones puede ser representada de la siguiente forma:
HIn H
In
−
𝐻𝐼𝑛
[𝐻
] .[ 𝐼𝑛
− 1
]
[ 𝐻 𝐼𝑛
]
(rojo) (azul)
Cuando el indicador Tornasol se disuelve en H 2
O, sus moléculas
𝐻𝐼𝑛 que coexisten con los aniones 𝐼𝑛
−
dan a la solución un color
intermedio.
Si a esta solución se le añade una pequeña cantidad de alguna
solución ácida, la reacción se desplazará hacia la izquierda. En
otras palabras, los iones H
introducidos con el ácido se
combinarán con casi todos los aniones In
presentes en la
solución formando más moléculas no ionizadas de HIn y la
solución se tornará rojo.
Si por el contrario a la solución neutra de tornasol se le añade una
solución alcalina, los iones OH
se fijarán a los iones H
del
indicador formando moléculas de H 2
O. Como resultado, la
reacción que indica el equilibrio iónico del indicador se desplazará
a la derecha, es decir, en dirección a la acumulación de los iones
−
y la solución se tornará color azul. El cambio de color de otros
indicadores se explica de una manera similar.
- De Ácido Clorhídrico en BOTELLÓN de RESIDUOS
SOLUCIONES ÁCIDAS.
- De Hidróxido de sodio en BOTELLÓN de RESIDUOS
SOLUCIONES BÁSICAS.
ANTES DE EMPEZAR A REALIZAR LAS EXPERIENCIAS,
TODO EL MATERIAL A USAR DEBE ESTAR BIEN LIMPIO Y
ENJUAGADO CON AGUA DESTILADA.
EXPERIMENTO Nº 2. − VALORACIÓN (TITULACIÓN) DE UNA
BASE DE CONCENTRACION DESCONOCIDA: de
HIDRÓXIDO de SODIO “ y ” MOLAR NaOH.
➢ Se determina la concentración de una solución de
concentración desconocida “y” Molar por titulación con
solución de ácido clorhídrico HCl 0,1 M
Materiales y Reactivos:
▪ 1 Bureta de 50 ml - Solución de NaOH , “ y ” M
▪ 1 pipeta de 10 ml - Solución de HCl, 0.1M
▪ 1 probeta de 50 ml - Agua Destilada.
▪ 1 vaso de 100 ml - Indicador fenolftaleína
▪ 2 erlenmeyer de 125 ml
▪ 1 piceta
▪ 1 pinza/nuez
Procedimiento:
(a) Lave bien con agua de caño la bureta, y luego enjuague
con agua destilada. Endulce la bureta con pequeñas porciones
de NaOH de concentración desconocida (“X” M). Luego llene la
bureta con NaOH, “X” M , hasta su volumen máximo,
asegurándose que no se observe ninguna burbuja en la bureta.
(b) De un vaso de 100 ml conteniendo HCl 0,1 M, tome 10 ml
con una pipeta y viértalo en un matraz de 250 ml; añada 15 ml
de agua destilada y 3 gotas de fenolftaleína.
(c) Sujete el cuello del erlenmeyer con una mano y con la
otra, controle la llave de la bureta
(d) Comience a adicionar NaOH “X” M. Simultáneamente
agite suavemente el erlenmeyer de forma que se mezcle, la
disolución. Continúe añadiendo la solución de NaOH hasta que
aparezca la primera coloración rojiza débil y permanente. Si el
color desaparece al mezclar la disolución, añada más NaOH,
gota a gota, hasta que se obtenga un color rosa pálido
persistente. ANOTE el VOLUMEN de NaOH, XM , gastado;
leyendo sobre la parte cóncava del menisco de la bureta.
(e) Realice 2 titulaciones más de la solución “y” M NaOH, de
modo que los datos de volúmenes gastados de solución de
NaOH, no difieran entre sí, en más de 0,2 ml de volumen.
IV. CUESTIONARIO – PARTE B-
1) ¿Cómo determinaría si una solución es ácida o básica?
2) ¿A qué llamamos pH y pOH?
3) ¿Cuál será el pH de las siguientes concentraciones de [H
]: 10,
- 1
- 7
14
- 2
M?
4) ¿Cuál es el pH de la solución desconocida “X” M HCl en el
experimento N
o
5) ¿Cuántos moles de HCl contenía la muestra de solución de HCl
en el matraz?? ¿Cuántas moles de NaOH se utilizaron en la
experiencia N
o
2? Utilice valores promedio, si realizó varias
pérdida de los electrones, mientras que el Cu
++
, se ha reducido desde
su estado iónico a su estado elemental por haber ganado electrones.
Toda reacción de oxidación debe estar acompañada de una
reducción y viceversa, por lo que al reactante que sufre la oxidación
se le denomina agente reductor y al reactante que sufre la oxidación
se le denomina agente oxidante. Algunas veces ocurre que una
misma sustancia sea simultáneamente oxidante y reductor.
Por ejemplo, toda reacción de oxidación debe estar acompañada de
una reducción y viceversa, por lo que al reactante que sufre la
oxidación se le denomina agente reductor y al reactante que sufre la
reducción se le denomina agente oxidante.
CELDAS GALVÁNICAS. -
Las reacciones de oxidación-reducción se pueden realizar estando
los reaccionantes separados por un espacio o un cuerpo y unidos
mediante una conexión eléctrica como el caso que ilustra la Fig. 1.
Donde se realiza la reacción de oxidación-reducción entre el Zn
metálico y una solución de iones Cu
++
La Fig. 2 muestra un vaso donde se encuentra una placa de Zn
metálico en una solución de Zn
++
, y en otro vaso una solución de
iones Cu
++
conteniendo en su interior una placa de Cu metálico.
Ambos vasos, que constituyen las semi-celdas respectivas, están
unidas por un tubo en "U" invertido (puente salino), que contienen
una solución saturada de KCl. Las placas metálicas se encuentran
unidas por un conductor, en este sistema se realizan las reacciones
de oxidación-reducción sobre las placas metálicas.
La semi-reacción de oxidación sobre el electrodo de Zn es:
- 2
−
Constituyéndose el electrodo de Zn en el ánodo.
Igualmente, la semi-reacción de reducción sobre el electrodo de Cu,
que actúa como cátodo:
- 2
−
El flujo de electrones se realiza desde el ánodo hacia el cátodo. Si se
conecta un multímetro entre los electrodos se podrá observar el
sentido de la corriente, y como toda corriente eléctrica se debe a una
diferencia de potencial entre los electrodos, esta diferencia de
potencial vendría a ser la fuerza electromotriz de la celda.
Experimentalmente se ha determinado que el voltaje de la celda ΔƐ,
es una función de la relación de las concentraciones de iones Zn
++
y
Cu
++
. Si la temperatura es 25ºC y las concentraciones iguales, el
voltaje de la pila será 1,10 voltios. Si se aumenta la concentración
del ión Zn
++
o si se disminuye la concentración del ión Cu
++
, el voltaje
disminuirá; y aumentará en caso contrario.
El voltaje de una celda galvánica, ΔƐ, depende principalmente, tanto
de las sustancias químicas que intervienen en la reacción como de
sus concentraciones. Mide la tendencia de los reactantes a formar
productos.
Si la reacción se realiza espontáneamente de izquierda a derecha, el
potencial será de signo positivo. El ΔƐ de la celda en función de
las concentraciones para cualquier reacción redox está dada por la
ecuación de Nernst.
Así, un clavo de acero, que en su mayor parte es hierro, se corroe
antes en la punta y en la cabeza. mientras que un clavo doblado se
corroe más fácilmente en el recodo.
Un punto de tensión en un objeto de acero actúa como ánodo donde
el hierro se oxida a iones Fe(II), y se forman hendiduras. Los
electrones producidos fluyen a través del clavo hacia las áreas
expuestas al O 2
. Estas actúan como cátodos donde el O 2
(g) se
reduce a iones hidróxido, OH
2
(𝑔.)
2
(𝑙.)
−
(𝑎𝑐.)
−
(reducción, en el cátodo) (08)
Al mismo tiempo, los iones Fe
2+
migran a través de la superficie
húmeda. La reacción global se obtiene ajustando la transferencia
electrónica y sumando las dos semi-reacciones.
(𝑠.)
−
(𝑎𝑐.)
- 2
(oxidación: ánodo) (09)
2
(𝑔.)
2
(𝑙.)
−
(𝑎𝑐.)
−
(reducción: en el cátodo) ( 10)
______________________________________________________
(𝑠.)
2
(𝑔.)
2
(𝑙.)
(𝑎𝑐.)
- 2
(𝑎𝑐.)
−
El hierro no se corroe en un ambiente completamente seco.
El proceso de la corrosión es un proceso electroquímico. La
oxidación del metal y la reducción del agente corrosivo se produce
en zonas distintas sobre la superficie del metal. La corrosión se
explica por la formación de pequeñísimas pilas sobre la superficie de
un mismo metal o por la presencia de pares metálicos (metales
diferentes).
Los metales expuestos al aire se protegen de la corrosión mediante
pinturas, mientras que las tuberías instaladas en el suelo se protegen
con asfalto. El fierro se protege también con un recubrimiento de una
capa de cinc (galvanizado), estaño, plomo, cadmio, teniendo en
cuenta que la película protectora no se rompa, y si se logra romper,
el fierro actuará de ánodo y los otros de cátodo. El par Mg-Fe es
bueno para evitar que se desgaste el Fe, el cual actuará de cátodo
(reducción) y el Mg de ánodo (oxidación).
III. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
Medidas de Seguridad
- Equipos de Protección Personal (EPP):
o Uso del guardapolvo blanco es obligatorio
o Uso de guantes de nitrilo es obligatorio.
o Uso de mascarilla de protección contra polvo, para lijado de
electrodos.
- Manejo de Residuos:
o Realice el lijado de metales sobre un pliego de papel.
o Las limaduras y polvo del metal lijado, envuelto en pliego de
papel, disponer en Recipiente de Recolección de Residuos
Sólidos especial. - ¡No al lavadero! - ¡No al tacho de basura!
o Los residuos líquidos generados en este experimento,
verter al bidón de Residuos Inorgánicos Líquidos del
Laboratorio. ¡No al lavadero!