Post - Lab 13

Universidad del Valle de Guatemala
Colegio Universitario
Química General
Auxiliar: Juan Manuel Gonzales
Practica No. 13
EQUILIBRIO QUÍMICO
Oscar Alessandro Reyes Lico
Carnet: 09565
Sección: 21 Mesa No. 9
Fecha: 19/10/2009
Sumario:
En esta práctica se comprobó la teoría de Le Chateliessr del equilibrio químico,
para esto se realizaron tres distintos experimentos, el primero se hizo reaccionar el
SbCl3 con agua destilada, dejando que la reacción quedara en equilibrio, luego se
altero el equilibrio agregándole HCl y luego agua destilada, obteniendo que cuando se
le agregaba agua este formaba un precipitado de SbClO. En el segundo experimento se
hizo reaccionar FeCl3 con NH4SCN y se separo en cuatro tubos de ensayo, al primero se
le agrego más FeCl3, al segundo se le agrego NH4SCN, al tercero se le agrego NH4Cl y al
cuarto no se le altero para que fuera la muestra, teniendo así distintos tonos y
concentraciones. Por último en el experimento 3 se hizo reaccionar NH3 con agua
destilada la cual se dividió en dos partes, en la primera se agrego NH4Cl y luego cloruro
de magnesio, mientras que en la segunda solo se le agrego cloruro de magnesio
haciendo que se formara un precipitado, por lo que se pudo concluir que los iones
Mg+2 no afectan el equilibrio de la reacción del amónico con el agua, pero estos
pueden aprovechar los iones hidróxilos si están favorecidos en productos para formar
Mg(OH)2.
Observaciones cálculos y resultados:
Tabla 1: Observaciones el experimento 1:
Reactivo 1
Reactivo 2
Agua
SbCl3
destilada
Agua
SbCl3
destilada
Tabla 2: Observaciones del experimento 2:
Reactivo 1
Reactivo 2
Solución de
FeCl3
reacción 2
Solución de
NH4SCN
reacción 2
Solución de
NH4Cl
reacción 2
Solución de
Sin alterar
reacción 2
Tabla 3: Observaciones del experimento 3:
Reactivo 1
Reactivo 2
Agua
NH4CL
destilada
Agua
MgCl2
destilada
Reactivo 3
HCl
Apariencia
Liquido incoloro
Agua
destilada
Se
formo
un
precipitado blanco
Resultado (Apariencia)
Oscureció de su tonalidad
inicial levemente
Se oscureció de su
tonalidad inicial
Se enfrió la solución y se
aclaro su tonalidad
Se tiño de un color rojizo
oscuro.
Resultado (Apariencia)
Presento una precipitación
de color blanco pálido.
La solución permaneció del
mismo color, a la misma
temperatura y no registro
ningún cambio.
Discusión:
En la primera parte del experimento se pudo observar claramente que al
agregar SbCl3 en agua este formaba un precipitado de color blanco que sugería la
presencia de SbClO, pero este se desvanecía al agregarle HCL, ya que este último es un
reactivo de la ecuación, haciendo que aumentara la concentración de productos por lo
que para estabilizarse la reacción, se formaban los reactivos, pero al agregarle más
agua este cambiaba las concentraciones de los reactivos haciendo que estos fueran
mayores, por lo que volvía a parecer el precipitado de SbClO, para estabilizar la
reacción.
En la segunda parte se observo que en el tubo en el que se agrego FeCl3 se
oscureció ligeramente respecto a la sustancia que no fue alterada, debido a que la
concentración de reactivos era mayor a la de los productos por lo que aumentaban los
productos. En el tubo que se agrego NH4SCN se oscureció bastante hasta llegar a un
tono casi negro, por lo que al compararlo con la muestra y el tubo de FeCl3 se pudo
deducir que la concentración de reactivos aumento de manera más drástica, esto pudo
ser debido a que en la reacción se requiere más NH4SCN que FeCl3 para que
reaccionen, haciendo que la concentración de esta favorezca más el lado de los
productos que el FeCl3. Luego en el tubo que se agrego NH4Cl se pudo observar que la
temperatura disminuyo enfriando el tubo de ensayo, además de hacer que la sustancia
se aclare con respecto a la muestra, esto fue debido a que el NH4Cl aumento la
concentración de los productos de la reacción, por lo que la reacción para estabilizarse
genero reactivos, haciendo notar que los productos de la reacción desprenden colores
más oscuros y fuertes que los de los reactivos.
En la tercera parte se observo que al tubo de solución de hidróxido de amonio y
agua en el que se agrego NH4Cl y luego MgCl2, siempre se mantuvo incoloro, esto se
debe a que al disociarse en el agua los iones de Mg+2 no reaccionaron, porque no
tuvieron con que reaccionar, mientras que al tubo de solución que solo se le agrego
MgCl2 formo un precipitado blanco aunque difícil de ver, esto fue debido a que la
reacción normalmente se encuentra favorecida en productos teniendo así iones OH−
por lo que al disociarse el cloruro de magnesio, los iones de magnesio reaccionan con
los iones hidroxilos formando Mg(OH)2, que es el precipitado que se observa, donde se
ve que el MgCl2 es un compuesto que no afecta al equilibrio químico ya que este no
participa en la reacción, sin embargo este puede aprovechar los hidroxilos creados por
la reacción, pero no generar los suyos con los reactivos originales, por lo que no ocurre
nada cuando la reacción esta favorecida en reactivos, porque no se generan iones
hidroxilos.
Conclusiones:
•
•
Las reacciones bidireccionales se pueden manipular para que generen los
reactivos o los productos, por medio de las cantidades que se mezclen de estos.
Los iones Mg+2 no afectan el equilibrio de la reacción del amónico con el agua,
pero estos pueden aprovechar los iones hidroxilos si están favorecidos en
productos para formar Mg(OH)2.
Apéndice:
SbCl3 + H2O ↔ SbClO + 2HCl
FeCl3 + 3NH4SCN ↔ 3NH4Cl + [Fe(SCN)]+2
NH3 + H2O ↔ NH+ + OH−
Preguntas de la guía
Explicar los efectos de cada uno de los siguientes cambios sobre la presión parcial del
C2H4 en la mezcla en equilibrio resultante de la reacción, la cual es exotérmica de
izquierda a derecha.
C2H4(g) + H2(g) ↔ C2H6(g)
a) Si Hay un aumento en la presión total: la reacción se vería favorecida en
productos, generando así más C2H6(g). y se comprimiría su volumen.
b) Si Hay un aumento en la temperatura: si se aumentara la temperatura la
reacción se vería favorecida en reactivos debido que al agregar calor al sistema
la reacción endotérmica puede llevarse a cabo.
c) Si hay aumento en la presión parcial del H2: se vería favorecida en productos ya
que para estabilizar la reacción, se formarían más C2H6(g) , para que la presión de
los compuestos fuera estable.
Ejercicio adicional
¿Cómo se prepara 1L de NaCl 0.225 m. La densidad de esta disolución es de 1.01 g/mL?
V = 1 L = 1000 ml
m = 0.225 mol/kg
d = 1.01 g/ml
PM NaCl = 58.5 g/mol
d = ma / V
ma = d*V
ma = (1.01 g/ml) (1000 ml)
ma = 1010 g = 1.01 kg
ma = m*PM*Kg disolvente
ma = (0.225 mol/kg) (58.5 g/mol) (1.01 kg)
ma = 13.2941 g
R// Es necesario pesar 13. 2941 g de NaCl para preparar la solución que piden.