Práctica de Laboratorio: Cálculo de la Constante de Equilibrio de una Reacción Química PDF

**[Práctica de Laboratorio: Cálculo de la Constante de equilibrio de una reacción química:]** **Objetivos:** -Determinar experimentalmente la constante de equilibrio en función de las molaridades de un sistema homogéneo. -Analizar la información que brinda la constante de equilibrio en cuanto al...

**[Práctica de Laboratorio: Cálculo de la Constante de equilibrio de una reacción química:]** **Objetivos:** -Determinar experimentalmente la constante de equilibrio en función de las molaridades de un sistema homogéneo. -Analizar la información que brinda la constante de equilibrio en cuanto al signo de ΔG^0^. **Introducción** Una reacción química en condiciones adecuadas (sistema cerrado y presión y temperatura constantes) alcanza un estado caracterizado por la constancia de sus parámetros macroscópicos (c~i~, x~i~, p~i~), lo que corresponde a la condición de equilibrio químico. La constante de equilibrio de la reacción (Keq) que se produce, describe las condiciones que el sistema tiende a alcanzar, y la misma se calcula en función de las concentraciones de los reaccionantes y productos (Kc) o de sus presiones parciales (Kp, en caso de ser un sistema gaseoso). Su valor depende de la temperatura del sistema. Para una reacción en equilibrio aA (ac) + bB (ac) = cC (ac) + dD (ac) , siendo A y B los reaccionantes, C y D los productos y a, b, c y d los coeficientes estequiométricos, la constante de equilibrio se expresaría de la siguiente forma: Kc= c^c^(C) x c^d^(D) / c^a^(A) x c^b^(B); y su valor brinda información sobre la extensión de la reacción para valores previamente fijados de P y T. Valores de Kc \> 1 corresponden a una reacción extensa en el sentido directo, mientras que valores comprendidos entre 0 y 1 corresponden a una reacción favorecida en el sentido inverso. Debido a que las condiciones en las que ocurre una reacción química generalmente son de P y T constantes, el potencial termodinámico que permite caracterizar el estado de equilibrio químico es la energía libre de Gibbs (G); cuya variación constituye el criterio de espontaneidad y equilibrio de la reacción y depende del grado de avance de la misma. Si ΔG \< 0 significa que G disminuye con el avance de la reacción, y por tanto la misma evoluciona espontáneamente en el sentido directo. Si ΔG \> 0 ocurre la situación opuesta, mientras que al alcanzarse el equilibrio la variación de energía de Gibbs (ΔG) se hace 0. La relación entre la energía libre y la constante de equilibrio viene dada por la ecuación isoterma de la reacción: ΔG= ΔG^0^ + RTlnJc; donde ΔG^0^ la variación de energía de Gibbs en condiciones estándar y Jc es la función de reacción para un instante dado fuera del estado equilibrio. En el equilibrio el potencial de reacción permanece constante (ΔG=0) y Jc =Kc, entonces como ΔG = ΔG^0^ + RTlnKc, se deriva que ΔG^0^= -RTlnKc. Esta ecuación permite predecir la espontaneidad de la reacción en condiciones estándar. Se hace evidente por tanto la importancia de poder conocer el valor de la constante de equilibrio para establecer el criterio de espontaneidad y equilibrio de una reacción química. Por esto en la presente práctica se determinará experimentalmente la Kc a temperatura ambiente en un sistema homogéneo formado por los componentes de la siguiente reacción química: 2 FeCl~3~ (ac) + 2 KI (ac) \-\-\--\> 2 FeCl~2~ (ac) + I~2~ (ac) + 2 KCl (ac) La constante de equilibrio puede ser determinada a partir de las molaridades, es decir, de las concentraciones para las soluciones reales. Para calcular la molaridad, tanto de reaccionantes como de productos en diferentes momentos de la reacción química, se utilizará un método volumétrico de oxidación reducción que se fundamenta en la reacción del cloruro de hierro III (FeCl~3~) con yoduro de potasio (KI) y la posterior valoración del yodo (I~2~) formado con tiosulfato de sodio (Na~2~S~2~O~3~). Para detectar el punto final de la valoración se utilizará el yodo como autoindicador y debe observarse la desaparición del color pardo rojizo característico del yodo. **Pregunta de preparación previa** (Responder antes de presentarse al laboratorio): \- ¿Influirá en el valor de la Kc un cambio de temperatura en las condiciones experimentales?. Explique. Técnica Operatoria: 1. En un erlenmeyer de 100 mL verter 50 mL de FeCl~3~ 0,03 N, y en otro, verter 50 mL de KI 0,03 N. 2. Colocar los erlenmeyers en una cristalizadora con agua. Mantenerlos 10 min a la temperatura del agua de la cristalizadora, la cual debe verificarse durante todo el experimento con un termómetro, cada 15 min. (De esta forma se logra que la temperatura de los reaccionantes sea igual y uniforme antes de comenzar la reacción) 3. Preparar 4 erlenmeyers de 100 mL vertiendo en cada uno 50 mL de agua. 4. Una vez que han pasado los 10 min del paso 2, mezclar los contenidos de los erlenmeyers preparados en el paso 1, agitar, y comenzar a medir el tiempo con un cronómetro. 5. De la mezcla de reacción se tomarán alícuotas de 20 mL a los 10, 20, 30 y 40 min. Esas alícuotas se verterán en cada uno de los erlenmeyers que fueron preparados en el paso 3. (Las alícuotas deben tomarse sin sacar el erlenmeyer del baño de agua). 6. Valorar con Na~2~S~2~O~3~ 0,015 N, hasta obtener una coloración amarillo pálido. La valoración debe hacerse rápidamente, ya que el Na~2~S~2~O~3~ reacciona con el I~2~ que se produce en la reacción. Si la valoración se lleva a cabo lentamente, se producirá un desplazamiento gradual del equilibrio con la consiguiente formación de I~2~ y la determinación del punto final será errónea. Las dos últimas valoraciones deben consumir volúmenes similares, ya que a los 30 min la reacción debe haber llegado al estado de equilibrio. Este será el volumen que se toma para los cálculos. 1\) Determine la constante de equilibrio (Kc) para la reacción en estudio y diga qué información brinda este valor. Para ello debe realizar previamente los cálculos siguientes: a\) Aplicando la ley de la volumetría con los datos obtenidos en la valoración, calcular la concentración molar de I~2~ b\) Calcular la concentración molar de Fe^2+^; teniendo en cuenta que por cada mol de I~2~ que se forma, se forman 2 de Fe^2+^, por tanto: c Fe^2+^ = 2 c I~2~ c\) Calcular la concentración molar de Fe^3+^, teniendo en cuenta que por cada mol de Fe^2+^ que se forma, se consume 1 mol de Fe^3+^, por tanto: d\) Fe3+ = c Fe^3+^inicial -- c Fe^2+^ ; siendo c Fe^3+^inicial = 0,03 x 50/100 e\) Calcular la concentración molar de I^-^ , teniendo en cuenta que por cada mol formado de I^2^, se consumen 2 mol de KI, por tanto: c I^-^ = c KI inicial -- 2 c I~2~; siendo KI inicial= 0,03 x 50/ 100 2\) Determine el valor de ΔG^0^ en las condiciones experimentales. a\) Analice el resultado y qué información brinda el mismo. b\) Calcule el valor de ΔG al transcurrir los primeros 10 minutos de la reacción. Analice el resultado. 3\) Si la marcha experimental se hubiera realizado a 4 ^0^C, ¿cómo se afectaría el valor de la Kc?. Explique. **Estructura y normas de redacción del informe final** -El informe debe realizarse en formato digital. Letra Arial 12; interlineado 1,5; márgenes normales y texto justificado. -Estructura: Portada, Introducción y objetivos, Materiales y Métodos, Resultados y Discusión, Conclusiones y Referencias Bibliográficas. Portada: Debe incluir el nombre de la universidad y del instituto, nombres de los autores, nombre de la práctica, año de la carrera y curso. Introducción: En una cuartilla se ofrecen los fundamentos teóricos principales de la práctica y aspectos relevantes de la reacción química en estudio. (No copiar y pegar del teórico dela práctica). Se incluyen los objetivos de la misma. Materiales y Métodos: Se describe en forma de párrafo el diseño experimental, sin sobreexplicaciones. (No es copiar y pegar la técnica operatoria). Resultados y Discusión: Se presentan los cálculos, el análisis de cada resultado y su comparación con los obtenidos por otros autores. Deben buscar artículos científicos de experimentos similares y comparar sus resultados. Se redacta todo de forma corrida, de tal forma que quede una explicación fluida (No dividir por preguntas o incisos). Conclusiones: Son breves y responden directamente a los objetivos propuestos. Evitar incluir parlamentos innecesarios y que no aportan nada. Referencias bibliográficas: Acotadas en texto y en formato Vancouver. -Debe escribirse en tercera persona o en impersonal. **No se debe utilizar la primera persona.** -Entregar en formato PDF. El archivo debe estar identificado solamente con el número del equipo (Equipo X). Deben subirlo a una carpeta en la plataforma EVEA una semana posterior a la realización de la práctica.