Laboratorio de Fisicoquímica I- Grupo 2. Universidad Tecnológica de Pereira

Determinación de la constante de equilibrio de una reacción por el método

espectrofotométrico.

Luis Miguel Cardona García - 1093226740 Luis Fernando Patiño Correa - 1093225590

Escuela de Química. Universidad Tecnológica de Pereira

I. INTRODUCCIÓN

Es bien sabido que muchas de las reacciones químicas que suceden a diario no se generan en un solo sentido, y es allí en donde participan enteramente el concepto de reacciones químicas en equilibrio. Un equilibrio químico permite entonces que una reacción sea reversible o no, lo cual se produce por diferentes factores externos que pueden ser modificados (Temperatura, PH, presión, etc). El equilibrio es un estado en el que no se observan cambios conforme el tiempo transcurre. Cuando una reacción química llega al estado de equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en el tiempo. [1]

Por otro lado dentro de la química analítica se hace uso de las interacciones de la materia con las ondas electromagnéticas en diferentes longitudes de onda, dichas interacciones son aprovechadas para suministrar información en los métodos de análisis espectrofotométricos. Por tanto se tiene la suficiente información para establecer procedimientos que afecten un equilibrio químico y este pueda ser estudiado por sus propiedades espectrofotométricas. Es el caso entonces del rojo de metilo (Indicador acido-base), el cual presenta comportamientos diferentes en sus estados ácido y básico respectivamente. Aprovechando la aditividad de absorbancias de los dos estados se puede conocer las concentraciones de dichas especies dentro de un equilibrio químico.

Así pues, se tiene la información necesaria para conocer la constante de equilibrio del rojo de metilo a partir de la ley de acción de masas.

Imagen 1: Estructura del rojo de metilo.

II. RESULTADOS

Partiendo de la solución de rojo de metilo de concentración 0,1 g/100mL, se prepararon dos soluciones: una a pH ácido y otra a pH básico, se hizo un barrido espectral para determinar la longitud de onda (λ) de máxima absorción obteniéndose los siguientes resultados:

λslnácida=537 nm

Imagen 2: Espectro de la solución de rojo de metilo a pH ácido.

λslnbásica=416 nm

Imagen 3: Espectro de la solución de rojo de metilo a pH básico.

Posteriormente se midieron las absorbancias de las soluciones ácida y básica a estas longitudes de onda determinadas. Se siguió el mismo procedimiento con una muestra de pH=5,1 garantizando la presencia de las dos especies (ácida y básica):

Solución Absorbancia a 537 nm

Absorbancia a 416 nm

Ácida 0,1942 0,0669Básica 0,0587 0,1509pH=5,1 0,0927 0,0978

Tabla 1: Absorbancias medidas a las diferentes longitudes de onda.

III. ANÁLISIS DE DATOS

Las concentraciones de la solución estándar y las soluciones preparadas a partir de este, se calculan a partir de la expresión:

V 1 C1=V 2 C2

Debido a que la concentración se presenta en unidades de g/100mL, se realizó el respectivo análisis dimensional para llevar todo a unidades de molaridad (moles/Litro) así:

g100 mL

×1000 mL

1 L×

1 mol Rojode Metilo269,3 g

=molL

=M

Los datos se presentan en la siguiente tabla:

Solución Concentración (M)Estándar 2,2280×10-4

Ácida 2,2280×10-5

Básica 3,3420×10-5

Tabla 2: Concentraciones molares de las soluciones a analizar.

Para determinar la constante de equilibrio primero se deben determinar las absortividades específicas de cada especie (ácida y básica) a las dos longitudes de onda, para así hallar la concentración de cada especie en el equilibrio.

La concentración de la especie ácida se expresa como [HMR], mientras que la concentración de la especie básica se expresa como [MR-]. Las absortividades se calcularon a partir de la Ley de Lambert-Beer:

A=εbc

Dónde:A= Absorbancia; ε=Absortividad; b=Trayectoria óptica (1cm); c=Concentración.

λ1=537 nm

λ2=416 nm

Solución ε λ 1 ε λ 2

Ácida 8,7163×103 3,0027×103

Básica 1,7564×103 4,5153×103

Tabla 3: Absortividades medidas a diferentes longitudes de onda.

Conociendo los valores de las absortividades de las dos soluciones y las absorbancias de la solución de pH=5,1 a las dos longitudes de onda se plantea el siguiente sistema de ecuaciones:

A λ1=ε λ1 [ HMR ]+ελ 1¿

A λ2=ε λ2 [ HMR ]+ε λ2¿

Reemplazando los valores de absorbancias y absortividades:

0,0927=8,7163 ×103 [ HMR ]+1,7564 ×103 ¿

0,0978=3,0027 ×103 [ HMR ]+4,5153 ×103 ¿

Resolviendo el sistema se tiene que las concentraciones de las especies en el equilibrio son:

[ HMR ]=7,2410 ×10−6 M

¿

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Partiendo del pH de la solución (pH=5,1) se calcula la concentración de H+ así:

pH=−log¿Entonces:

¿

¿¿

Finalmente se calcula la constante de equilibrio:

HMR⇋MR−¿+H +¿¿ ¿

Ka=[7,9433×10−6 M ] [1,6844×10−5 M ]

[7,2410×10−6 M ]

Ka=1,8478× 10−5

Teóricamente el Rojo de Metilo presenta un Pka = 5.0. Teniendo en cuenta el valor experimental hallado y la relación matemática, se calcula el PKa experimental

Pka=−log (Ka)

Pka=4.7333

Para comparar la efectividad de la práctica experimental se procede a calcular el porcentaje de error presente.

%Error=5.0−4.73335.0

x 100

%Error=5.3 %

IV. CONCLUSIONES

Se verifico experimentalmente el rango de viraje del indicador rojo de metilo (4.2-6.2), el cual es demasiado susceptible a especies acidas o básicas, con lo cual también se comprueba experimentalmente el principio de Le-Châtelier para equilibrios químicos.

La absorbancia varía entre la especie acida y la especie básica, esto debido fundamentalmente a los diferentes colores

presentes en cada solución, los cuales son consecuencia de las transiciones electrónicas (Transiciones entre orbitales d para la región del visible) y de las concentraciones de productos y reactivos del equilibrio.

El punto de viraje del rojo de metilo es bastante sensible, por tanto es importante cuidar el PH en esta zona de equilibrio; una mala lectura de PH (Considerando previa calibración del equipo) puede hacer variar la concentración de las especies acida y básica o aun peor puede desplazar el equilibrio hacia alguno de los dos lados.

Diversos factores afectan la constante de equilibrio de una reacción y no solo son aquellos los que se consideran en el principio de Le-Chatelier. Se debe tener en cuenta el error instrumental, particularmente el producido por el espectrofotómetro y las celdas correspondientes, los cuales para este caso al encontrarse en un espacio académico, no cumplen con los estrictos estándares de control analítico.

V. BIBLIOGRAFIA

[1] RAYMOND CHANG, Química, 10° Edición, McGraw Hill, México, 2010, 615 P.

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