UNMSMFACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERÍA

QUÍMICA

ESCUELA DE INGENIERIA QUIMICAPRÁCTICA N° 8

EQUILIBRIO QUÍMICO Y CONSTANTE DE EQUILIBRIO

PRINCIPIOS TEORICOSEquilibrio químico: Es un estado estacionario que alcanza la reacción química reversible, en el cual la cantidad de reactantes y productos se mantiene constante con el paso del tiempo. El equilibrio químico se establece a determinadas condiciones de temperatura y presión. (g)

Características de los reactantes:1. La concentración de los reactantes y productos se mantienen constante.2. A nivel molecular las reacciones directas e inversas continúan desarrollándose, es

decir el equilibrio es dinámico.3. Las propiedades físicas. Como la temperatura presión total, densidad, viscosidad,

etc se mantienen constante, es decir desde el punto de vista físico es estático.Constante de equilibrio: Es un parámetro que caracteriza el estado de equilibrio de una reacción reversible. El estado de equilibrio de una reacción química se evalúa con la constante de equilibrio cuyo valor depende de la temperatura.

aA (g)+bB(g)⇄ cC(g)+dD (g)

Características del equilibrio quimico

1. La concentración de los reactantes y productos se mantienen constantes.

2. Se cumple VP=Vi

3. A nivel molecular las reacciones discretas e inversa continua desarrollándose, es decir, el elquilibrio es dinamico.

4. Las propiedades físicas, comoi la temperatura presión total, densidad, viscosidad, etc se mantienen contantes, es decir desde el punto de vista físico es decir es estatico.

5. estatico.

Constante de equilibrio

Es un parámetro que caracteriza el estado de equilibrio de una reacción reversible.

El estado de equilibrio de una reacción química se evalua con la constante de equilibrio cuyo valor depende de la estequiometria de la reacción y de la temperatura.

La importancia de la constante de equilibrio consiste en poder analizar el rendimiento de una reacción.

Esta constante se puede evaluar en función de las concentraciones molares (Kc) y de las presiones parciales de los componentes gaseosos (Kp).

aA (g)+bB(g )↔cC(g )+dD(g)

Kc=[C ]c[D ]d

[A ]a[B ]b

Kp=[PC ]

c [PD]d

[P A]a[PB ]

b

Principio de le chatelierEl químicos Henry Le Chatelier después de un estudio sistemático de muchos equilibrios químicos anuncio el siguiente principio. “Cuando un factor externo perturba un sistema en equilibrio, dicho sistema se desplaza en el sentido que tiende a contrarrestar la perturbación y restablecer nuevamente el equilibrio”, el equilibrio se puede perturbar por:

1. Cambio en la concentracion.2. Cambio en la presión.3. Cambio en el volumen.4. Cambio en la temperatura.

DETALLES EXPERIMENTALES

En los experimentos realizados hemos utilizado:Instrumentos:

- 5 tubos de ensayo de igual dimensión (diámetro y altura)- Gradilla- Probeta- Pipeta de 5 ml y 10 ml- Vaso de precipitado- Pisceta- Gotero- Regla- Luz blanca difusa (fluorescente)

Reactivos:- K2CrO4 (Cromato de Potasio) 0.1M- K2Cr2O7 (Dicromato de Potasio) 0.1M- NaOH (Hidróxido de Sodio) 1M- HCl (Ácido Clorhídrico) 1M- KSCN (Tiocianato de Potasio) 0.002M- FeCl3 (Cloruro Férrico) 0.2M- KCl (Cloruro de Potasio) sólido- Agua destilada

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Principio de Le ChatelierA. Sistema de equilibrio del ion cromato – ion dicromato

1. En medio básico- Echar 1.0 de solución de cromato de potasio K2CrO4 0.1M y de dicromato de

potasio K2Cr2O7 0.1M en dos tubos de ensayo respectivamente.- Mida con la pipeta un volumen determinado de NaOH, después agrege gota a

gota a los dos tubos hasta que uno de ellos cambie de coloración.2. En medio acido - Echar 1.0 de solución de cromato de potasio K2CrO4 0.1M y de dicromato de

potasio K2Cr2O7 0.1M en dos tubos de ensayo respectivamente.- Mida con la pipeta un volumen determinado de HCl, después agrege gota a

gota a los dos tubos hasta que uno de ellos cambie de coloración.B. Comprobación de la reversibilidad

- En el tubo de medio básico agregar gota a gota HCl 1M hasta cambio de coloración, anotando el volumen.

- En el tubo de medio ácido agregar gota a gota NaOH 1M hasta cambio de coloración, anotando el volumen.

C. Determinación cuantitativa de la constante de equilibrio mediante el método colorímetro.- Añadir en 5 tubos (1, 2, 3, 4,5), 5,0ml de solución de tiocianato de potacio

(KSCN) 0,002.- Añadir al tubo 1, 0.5ml una solución de FeCl3 0.2M.- Prepare 4 soluciones de FeCl3 0.08M, 0.032M, 0.0128M y 0.00512M, a partir de

la solución 0.2M por diluciones sucesivas. Así para obtener una solución 0.08M, se mide 10.0 ml de la solución 0.2M en la probeta graduada y se completa a 25 ml con agua destilada, y vierta los 25 ml de la probeta al vaso de 150 ml limpio y seco, para mezclar bien.

- De la solución obtenida en el vaso de 150 ml, medir con la pipeta 5.0 ml y vierta al tubo 2. Luego medir 10.0 ml y verter a la probeta graduada limpia y seca para preparar la solución 0.032M de FeCl3, completar en la probeta con agua destilada hasta 25 ml. De esta solución separe 5.0 ml y vierta al tubo 3 y mida 10.0 ml para preparar la solución 0.0128M, así sucesivamente hasta completar el resto de soluciones.

- Comparar el color de la solución del tubo estándar, tubo 1 con la del tubo 2, envueltos en papel blanco, mirando hacia abajo a través de los tubos que están dirigidos hacia una fuente de luz blanca difusa. Extraer líquido del tubo estándar hasta que se igualen los colores, anotando la altura del líquido en el tubo estándar y la del tubo comparado.

- En igual forma se trabaja con los pares de tubos: 1 y 3; 1 y 4; y 1 y 5. Extrayendo líquido siempre del tubo estándar. Anotando las alturas de los dos líquidos en el momento que se igualen las intensidades del color.

RESULTADOS

1. Principio de Le Chatelier

1.1. Sistema de equilibrio del ion Cromato – ion Dicromato

Al agregar Hidróxido de Sodio a los 2 tubos se dan las siguientes reacciones:

Tubo 1-A:K2CrO4+2 NaOH→2 KOH+NaCrO 4

El color inicial era amarillo, y al reaccionar con el Hidróxido de Sodio se mantiene amarillo.

Tubo 2-A:K2Cr2O7+2NaOH→2KOH +Na2Cr2O7

El color inicial era anaranjado, y al reaccionar con el Hidróxido de Sodio, cambia a amarillo.

Al agregar Ácido Clorhídrico a los otros 2 tubos se dan las siguientes reacciones:

Tubo 1-B:2 K2Cr O4+2 HCl→K2Cr2O7+2KCl+H 2O

El color inicial era amarillo, y al reaccionar con el Hidróxido de Sodio, cambia a naranja.

Tubo 2-B:K2Cr2O7+14 HCl→3Cl2+2CrCl3+2 KCl+7 H 2O

El color inicial era anaranjado, y al reaccionar con el Hidróxido de Sodio se mantiene anaranjado.

Luego se separan los tubos que cambiaron de color: Tubo 2-A y Tubo 1-B Al tubo que cambio de color con NaOH (Tubo 2-A) se le agrega HCl y volverá a

su color original (anaranjado). Al tubo que cambió de color con HCl (Tubo 1-B) se le agrega NaOH y volverá a

su color original (amarillo).

1.2. Reversibilidad entre el Cloruro de Hierro (III) y el Tiocianato de Potasio.

Se estudiará la reacción:Fe(ac)

3+¿+SCN(ac)−¿⇄(FeSCN)(ac)

2+¿¿¿¿

Se obtiene FeSCN2+, al agregar a un vaso con 20 ml de agua destilada, 3 gotas de FeCl3 y 3 gotas de KSCN (soluciones que contienen los iones que forman parte de la reacción reversible).

Luego la solución resultante, la dividimos en 4 tubos en partes iguales. El primer tubo será el tubo estándar (o patrón).

Al segundo tubo se le añade 3 gotas de solución de FeCl3.Se observó que el color no cambia (naranja fuerte) ya que FeCl3 es el reactivo en exceso para la reacción.

Al tercer tubo se le añade 3 gotas de solución de KSCNSe observó que el color cambia a rojo.

Al cuarto tubo se le agrega 3 gotas de KClSe observó que cambia de color a naranja pálido.

2. Determinación cuantitativa de la constante de equilibrio mediante el método colorimétrico.

Se tendrá en cuenta la reacción que se formará en los tubos:Fe(ac)

3+¿+SCN(ac)−¿⇄(FeSCN)(ac)

2+¿¿¿¿

A cada uno de los 5 tubos se le agrega 5 ml de KSCN 0.002M. Se le añade al primer tubo, 5 ml de FeCl3 0.2M y éste sería el tubo estándar. Ahora se tendrá que preparar FeCl3 0.08M, a partir de la solución que ya

tenemos: FeCl3 0.2M. Se mide 10.0 ml de la solución FeCl3 0.2M y se agrega agua destilada hasta que

hayan 25.0 ml. Entonces obtendremos FeCl3 0.08M, ya que:V 1×M 1=V 2×M 2

M 2=V 1×M1

V 2

=10.0ml×0.2 M25.0ml

=0.08 M

Entonces 5 ml de esta nueva solución (FeCl3 0.08M) se añaden al segundo tubo. Luego se procede de la misma manera con FeCl3 0.08M para obtener FeCl3

0.032M, ya que:V 1×M 1=V 2×M 2

M 2=V 1×M1

V 2

=10.0ml×0.08 M25.0ml

=0.032 M

Ahora 5 ml de esta nueva solución (FeCl3 0.032M) se agregan al tercer tubo. Se procede de la misma manera una vez más con FeCl3 0.032M para obtener

FeCl3 0.0128M, ya que:V 1×M 1=V 2×M 2

M 2=V 1×M1

V 2

=10.0ml×0.032 M25.0ml

=0.0128 M

Ahora 5 ml de esta nueva solución (FeCl3 0.0128M) se agregan al cuarto tubo. Se hace dilución por última vez:

V 1×M 1=V 2×M 2

M 2=V 1×M1

V 2

=10.0ml×0.0128 M25.0ml

=0.00512 M

Ahora 5 ml de esta nueva solución (FeCl3 0.00512M) se agregan al quinto tubo.

Luego se compara el color de los tubos:

Para el par 1-2, se procederá a quitar sustancia del tubo estándar, con el objetivo de que el color de los tubos se iguale.

Se deberá evacuar el líquido que se quitará hacia un vaso de precipitado, para que así en caso de quitar líquido de más, se pueda regresar parte del líquido para lograr que colores se igualen.

Una vez que se igualen los colores se medirá la altura del tubo 2 y el tubo 1.

En este caso se obtuvo:h2=7.4cmh1−2=6.3 cm

Se procederá de la misma manera para los siguientes tubos: Para el par 1-3:

h3=7.7cmh1−3=5.2cm

Para el par 1-4:h3=7.4cmh1−3=3.1cm

Para el par 1-5:h3=7.5cmh1−3=1.0 cm

Luego se operó de la siguiente manera:

X=[FeSCN ]2+¿=

h1−n

hn

׿ ¿¿¿

¿¿

K c=[FeSCN ]2+¿

¿¿ ¿

CUETIONARIO1. ¿En qué técnica se basa la experiencia? Explique.

La técnica que usamos en el laboratorio fue la técnica colorimétrica, esta técnica consiste en comparar una solución estándar con otras pero con una concentración menor, para ello se usa una luz difusa, extraemos muestra de tubo estándar hasta que la coloración se asemeje para luego usar los datos de las alturas de los tubos donde se encuentras las muestras, en una formula.

[A ]final=h1−n

hn

×[A]inicial

2. Mediante una reacción de equilibrio exprese el cambio reversible de cromato y dicromato en función de medio ácido y base.K2Cr2O7+NaOH→K2CrO4 Reacción en medio BásicoK2CrO4+HCl→K2Cr2O7 Reacción en medio Acidoionelectron :Cr2O7

−2+OH−¿→CrO7−2+H2O¿

CrO4−2+H+1→Cr2O7

−2 + H 2OK2CrO4↔K2Cr2O7

3. Con un diagrama, explique cómo preparo las soluciones de FeCl3 de diferente concentración requerida en la experiencia.

PAR 1-nh1-n

(cm)hn (cm) rn = h1-n/ hn X=[FeSCN]2+ [SCN-]eq [Fe3+]eq Kc

1-2 4.1 4.9 0.84 8.1×10-4 1.9×10-4 39.2×10-3 108.751-3 3.1 4.9 0.63 6.3×10-4 3.7×10-4 15.3×10-3 111.281-4 1.9 4.9 0.38 3.8×10-4 6.2×10-4 6.3×10-3 97.291-5 0.8 4.9 0.16 1.6×10-4 8.4×10-4 2.4×10-3 79.63

Kc promedio 99.23

4. ¿Cuáles son respectivamente las [SCN-] y [(FeSCN)+2)] en los tubos 2 y 4?Las concentraciones en equilibrio:[SCN-] 1.9×10-4

[(FeSCN)+2)] 1.6×10-4

5. En un recipiente de 0.5 L se produce el siguiente equilibrio:PCl5 (g)↔PCl3 (g)+Cl2(g )

En donde las concentraciones en cada especie son:[PCl5(g )]= 0.4 mol/L; [PCl3 (g)]= 0.1 mol/L y [Cl2(g)]= 0.1 mol/L¿Cuáles serán las nuevas concentraciones de estas especies si, al equilibrio se agrega 2.0 moles de Cl2(g).

Entonces se tiene:nCl2(g)=0.05mol+2.0mol=2.5mol

M=nCl2

V (L)=2.05

5=0.4 MdelCl2(g )

PCl5 (g )↔PCl3 (g )+Cl2 (g)

Inicio :0.4 0.1 0.1 Antes de agregar 2.0 mol de Cl2(g)

Inicio :0.4 0.1 0.4Reacción :+ x−x−xEquilibrio :0.4+x 0.1−x 0.4−x

- Luego:

K c=[Cl¿¿2 (g )] [PCl¿¿3(g)]

[PCl¿¿5(g)]=(0.1)(0.1)

0.4=

(0.1−x )(0.4−x )(0.4+x )

=0.025¿¿¿

x=¿[PCl5(g )]= 0.4 mol/L; [PCl3 (g)]= 0.1 mol/L y [Cl2(g)]= 0.1 mol/L

6. Si el equilibrio de la reacciones exotérmico, para la reacción directa; ¿Cuál o cuáles de los siguientes factores aumentaría la [N2O4]?

2NO2 (g)↔N2O4

a) Elevar la temperaturab) Disminuir la presión c) Aumentar el volumen del recipiented) Aumentar la [NO2(g)]

RPTA: seria aumentar la [NO2 (g)] por principio de Le Chatelier

RECOMENDACIONES

- Procure comparar los tubos de ensayo con la luz blanca, en lugares cerrados para que la observación se mejor.

- No manipular ningún producto químico directamente con las manos, utilice siempre guantes de laboratorio.

- Lavar bien los instrumentos para trasportar líquidos como la pipeta, antes de introducirlos en frascos de reactivos, ya que la mala limpieza puede ocasionar la contaminación del reactivo.

BIBLIOGRAFÍA

- http://es.wikipedia.org/wiki/Equilibrio_químico - http://www.monografias.com/trabajos15/equilibrio-quimico/equilibrio-

quimico.shtml- http://www.uv.es/~baeza/cqtema3.html - Química General 7ma edición (2002) Raymond Chang Ed. Mc Graw-Hill

Interamericana

CONCLUSIONES- Una reacción al pasar al equilibrio químico, no necesariamente ya no se

presenta ninguna reacción, al contrario los producto y reactantes siguen reaccionando, pero a una proporción que las concentraciones no varían.

- El método colorimétrico es muy relativo pues el color depende solo de la capacidad de diferenciar del observador, causando un margen de error muy significativo.

- Si la constante de equilibrio para una reacción química tiene un valor muy grande, el grado de conversión de reactivos a productos es muy alto. Por el contrario, valores muy pequeños indican que el grado de conversión de reactivos a productos es muy pequeño.

- Existen factores que afectan tan el equilibrio químico, como por ejemplo la temperatura, al suceder eso el sistema se inclinara a producir más producto o reactante, para regresar al estado inicial, el equilibrio químico.

RESUMENEn esta práctica se hizo el estudio cualitativo de sistemas en equilibrio, se determinó cuantitativamente las especies presentes en un sistema en equilibrio y se estableció una expresión matemática que relacione las cantidades de las especies en equilibrio.

Esencialmente se estudió el sistema en equilibrio del ion cromato – ion dicromato y también el sistema: Fe(ac)

3+¿+SC N ( ac)−¿⇄ (FeSCN )(ac)

2+¿¿¿¿, luego se determinó las concentraciones de cada uno de los compuestos de la reacción para luego hallar la constante de equilibrio.Luego se promediaron los valores obtenidos en cada caso de la constante de equilibrio y se obtuvo: K c promedio=99.23