EQUILIBRIO QUÍMICO 2

Introducción

Cuando una reacción química es reversible, puede establecerse un equilibrio químico entre los procesos directo e inverso que cumple el principio de Le Chatelier, modificando su posición (las concentraciones de las sustancias intervinientes) cuando se modifican diferentes factores como la concentración de las sustancias. En el caso del sistema tiocianato/hierro (III), el proceso es: Fe3+ (ac) + 6 SCN – (ac) D [Fe (SCN)6] 3– (ac) y se puede seguir fácilmente su evolución en función de las concentraciones de las sustancias ya que el ión hexakis (tiocianato) ferrato (III) es de color rojo intenso mientras que el Fe3+ es amarillo.

Objetivo

Estudiar la evolución de un equilibrio químico cuando se varía la concentración de algunas de las sustancias intervinientes.

Materiales

·         Vasos de precipitados

·         Cuatro tubos de ensayo

·         Disoluciones 0,1 M de FeCl3, KSCN, NaOH y de NaI

Procedimiento experimental

Para la realización del experimento primero tuvimos que realizar las disoluciones de FeCl3, KSCN, NaOH y NaI, que nos repartimos entre los distintos grupos de clase.

Siguiendo lo indicado en el guión, en un vaso de precipitados preparamos una disolución mezclando 1 ml de las disoluciones de cloruro de hierro III y de tiocianato potásico diluyéndola con 50 ml de agua. Después dejamos la disolución obtenida como control y realizamos experimentos con los otros tubos de ensayo.

En el primero añadimos gota a gota KSCN obteniendo un color rojizo al final debido a que se aumenta la cantidad de elementos de la primera parte de la reacción y por Le Chatelier se desplaza hacia la derecha para consumir tal exceso.

En el segundo añadimos NaOH obteniendo un precipitado en el fondo que posteriormente podía ser redisuelto utilizando HCl que captase el exceso de iones OH.

Por último, en el último tubo añadimos NaI obteniendo un compuesto semejante al del control debido a que este se unía al compuesto (Fe (SCN)6)3 y por Le Chatelier la reacción se desplazaba hacia la izquierda con el fin de compensar el exceso.

Cálculos

M= nº moles/ volumen

Disolución FeCl3 0,1 M

Nº moles= 0,1 M x 0,25 l = 0,025 x 270,3 g / 1 mol FeCl3 = 6,76 g

Disolución KSCN 0,1 M

Nº moles = 0,1 M x 0,25 l = 0,025 moles x 97 g / 1 mol KSCN = 2,425 g

Disolución NaI 0,1 M

Nº moles = 0,1 M x 0,25 l = 0,025 x 150 g / 1 mol NaI =  3,75 g

Kc = ( Fe ( SCN) 6) / ( Fe3+) x ( SCN - )6

Realizado por AGUSTÍN MARTÍNEZ POSADA Y SANTIAGO MAESTRO RODRÍGUEZ