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[LCExpII]Equilibrio químico y solubilidad(kps).

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[LCExpII]Equilibrio químico y solubilidad(kps).

Mensaje  Carrot el Miér Mar 17, 2010 10:14 pm

Hoy les traigo los informes sobre las dos prácticas de equilibrio químico que hicimos yo y mi equipo para el laboratorio de ciencias experimentales (aka: ciencia básica) con la profesora Zaleta. Espero que les sirva :3
Un pequeño avance y los links de descarga.

link de descarga:
Spoiler:

Informe fase I:
prac1_informe.docx (35 KB)
Informe fase II:
prac2_informe_completo.doc (116 KB)


Avance de la fase I: "Experimentación sobre el cambio de concentraciones en una reacción al equilibrio y su relación con el principio de Le Châtelier."


Introducción:

El equilibrio químico sucede cuando dos reacciones opuestas y complementarias de un sistema de reacciones reversibles, se dan con la misma velocidad. Cuando el sistema alcanza el equilibrio, no es que carezca de movimiento alguno, sino que en apariencia no hay cambios (en el caso que revisaremos en éste experimento, será el color), debido a que los productos se generan con la misma rapidez con lo que lo hacen los reactantes.
La regla de Le Châtelier enuncia que un sistema en equilibrio químico puede sesgar su transcurso por la influencia de ciertos factores, para restablecer el equilibrio químico. Estos factores son la presión, concentración y volumen de los reactivos.
La única función que afecta a la constante de equilibrio es la temperatura, pero no manejaremos ésta constante dentro de ésta experiencia, debido a que no contamos con las herramientas de precisión suficiente para medir las concentraciones en el equilibrio y realizar análisis.

Hipótesis:

La ley de Le Châtelier, con respecto a la variación de concentraciones, indica que el sistema se desplazará del lado en el que compense el equilibrio generando más producto o más reactivo, por el exceso o deficiencia inicial de las sustancias participantes. Así, si en el sistema se agrega más producto que reactivo, el sistema buscará su trayectoria de tal manera que el producto en exceso se transforme en reactivo. El sistema está formado por una reacción reversible, o dos reacciones complementarias, de tal manera que ver la relación como “reactivo-producto” es un poco relativo, no obstante así se maneja por fines prácticos.
La reacción que será analizada en la experiencia es la siguiente:
FeSCN (ac) Fe3+(ac) + SCN- (ac)
(rojo) (Amarillo) (incoloro)
La diferencia de coloración entre reactivos y productos dentro del sistema es lo que se tomará como referencia para observar el equilibrio químico. Si la ley de Le Châtelier es cierta, cuando se agregue más ión Fe3+, la coloración será amarilla al principio y luego cambiará a un tono anaranjado, mezcla de los colores entre el FeSCN y el ión Fe3+, evidenciando la tendencia del sistema por la formación de reactivo que compense el exceso de producto.

Incluye la guía metodológica, pero está muy larga para copypastearla
.


Avance de la fase II: "Relacionado con el producto de solubilidad, sus efectos y manejo para preveer el comportamiento de un sistema."



Hipótesis de trabajo:

Se realizarán dos disoluciones y luego se saturarán, una de sal (NaCl) y la otra con azúcar. Se espera obtener una relación proporcional con la solubilidad de cada uno de los compuestos anteriores en medida de que la concentración incremente dentro de la disolución, no obstante se cree que tendrá una mayor solubilidad la sal a comparación de la azúcar, debido a su tamaño y estructura molecular.
Por otra parte, en la segunda fase experimental, se realizarán cuatro sistemas diferentes. En ellos se colocará el equilibrio siguiente, tratando de sesgarlo en varias maneras.
Equilibrio de precipitación o de solubilidad Kps.
BaSO4 (s) Ba2+(ac) + SO4(ac)
Precipitado incoloro incoloro
Blanco

Se espera que la solución más concentrada de H2SO4 provoque un mayor precipitado en el sistema. (Esto porque proveerá de más iones de SO4 que hagan desplazarse al sistema hacia el lado de los reactivos.)

Discusión de resultados:

En la primera fase del experimento se encontró que no es el cloruro de sodio el compuesto que mejor se disuelve en el agua, sino el azúcar. Al principio nuestro argumento para suponer que sería el cloruro de sodio el más soluble era porque se trataba de una molécula con enlace iónico muy polar. Sin embargo hemos encontrado lo contrario, que una molécula orgánica que no posee enlaces iónicos o cargas formales, que no sería tan polar como una sal, resultó ser más soluble en agua.
A continuación una pequeña explicación sobre el azúcar.
Solubilidad de la sacarosa
El azúcar presenta alta solubilidad en agua gracias al gran número de grupos hidroxilo (OH) que tiene la molécula, la solubilidad del azúcar aumenta al aumentar la temperatura del agua.

Por otra parte, cuando una sustancia se disuelve en agua eleva su punto de ebullición, es decir, es necesaria mayor temperatura para conseguir que la solución hierva. Se puede relacionar la temperatura de una solución de sacarosa con su concentración y así determinar el punto final de cocción de un jarabe al calcular, de manera indirecta, su concentración de sacarosa a través de la temperatura de ebullición.

Concentraciones bajas de azúcar pueden estimular el crecimiento de microorganismos ya que son una fuente de energía fácilmente utilizable por ellos, pero al aumentar la concentración de azúcar en una fase acuosa, se consigue disminuir la actividad agua (Aw) y limitar el crecimiento de microorganismos. Por este motivo los almíbares y las mermeladas son bastante resistentes a la contaminación.


Ahora, podemos analizar cómo es que se comporta la sacarosa, muy distinta al cloruro de sodio. La sal se disocia al estar en solución, en dos iones. En cambio, la sacarosa no. Ésta posee varias partes en la molécula que son polares y que atraen moléculas de agua, cubriéndose en varias zonas, formando las esferas de solvatación. Parece ser que es mucho más eficiente ésta manera de dispersarse las moléculas por el disolvente que por medio de disociación. Entonces es por ello que el azúcar o sacarosa es mucho más soluble en agua que el cloruro de sodio.

En la segunda fase el objetivo era observar la precipitación en un sistema de equilibrio de precipitación. Se obtuvo que la solución de ácido sulfúrico con más concentración causó una precipitación mayor, como lo previsto. Además de poder presenciar el efecto del ión común cuando el sistema en presencia de Na2SO4, se desplazó en la dirección que producía más precipitado, esto por tener un exceso de iones SO4.

Observaciones:

Hay qué denotar que si se conoce la constante de solubilidad, podemos predecir si un sistema tendrá una precipitación, según la concentración de sus componentes. Para esto basta con calcular el coeficiente de reacción (Q) y compararlo con la constante de solubilidad (Kps).
Si Q es mayor que Kps, significa que habrá precipitación. Kps= 1.1x10-10


Para formar el sistema, inicialmente vertimos ácido sulfúrico y cloruro de Bario, soluciones de concentración conocida. Del sistema que se analiza, el que se establece y forma un precipitado blanco de Sulfato de bario, pueden ser calculadas las concentraciones de sus componentes de manera indirecta. Esto por medio del conocimiento de la concentración de las soluciones iniciales y por la siguiente fórmula:





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