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Facultad:Química, Ing. Química e Ing. Agroindustrial.

E.A.P:Química.

Curso:

Laboratorio de Química General AII.

Informe:Práctica N° 3.

Tema:Equilibrio Químico

Horario:Miércoles 13h. – 17h.

Integrantes:Romaní Yerrén, Carlos Alberto Aldahir. 1307Labrin Larrea, Gabriel Alfonso. 13070140

Fecha de Realización:2 de Octubre de 2013

Fecha de Entrega:2 de Noviembre de 2013

Índice

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Introducción………………………………………………………………………………………….pág. 3Resumen……………………………………………………………………………………………….pág. 4Principios Teóricos………………………………………………………………………………..pág. 5Detalles Experimentales………………………………………………………………………..pág. 7Análisis y Discusión………………………………………………………………………………..pág. 8Conclusiones y Recomendaciones………………………………………………………….pág. 10Anexos…………………………………………………………………………………………………..pág. 12Apéndice………………………………………………………………………………………………..pág. 14Bibliografía……………………………………………………………………………………………pág.

IntroducciónExisten reacciones en las cuáles se llegan a formar los productos y a la misma vez se

regeneran los reactantes, este tipo de reacciones son utilizadas en los laboratorios de química y son llamadas reacciones reversibles.

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Una reacción reversible da lugar a un nuevo término en química, el equilibrio químico. Es cierto que en nuestro mundo todo debe mantener un equilibrio para que no exista un exceso en lo que se lleva acabo, en nuestra vida diaria y en las acciones que realizamos desde todos los tiempos se busca el equilibrio, y porque no la reacciones químicas tendrían un equilibrio.

El equilibrio químico va a medir la capacidad que tiene una reacción para que se creen tanto productos como reactantes y cuanto se necesita de un reactante para que el producto se genere de forma completa.

A fin de que aprendamos mejor como es que se ejecuta una reacción reversible y experimentar el equilibrio químico se realizó esta tercera práctica de Laboratorio de Química General AII, la cual explicaremos en este segundo informe:

ResumenEl equilibrio químico en una reacción nace de lo que es llamado la velocidad de reacción. La relación entre las velocidades para una misma reacción (velocidades de formación y descomposición), nos dará como resultado la constante de equilibrio que dependiendo el estado de las sustancias podrá ser una constante para presiones o una constante cinética.

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El equilibrio químico es posible analizar en una reacción de tipo reversible en la que las velocidades de formación y descomposición serán iguales cuando el sistema haya encontrado el equilibrio.

Este estudio se realizó en el laboratorio de química y en este informe encontraremos detallados los pasos para realizar el proceso del equilibrio químico de forma experimental.

Principios Teóricos:Equilibrio Químico: Las reacciones químicas suceden hasta que en un momento aparente se han formado los productos, entonces se dice que la reacción ha finalizado. Sin embargo existen reacciones en las que se va formando el producto y donde también aparenta haber finalizado la reacción, sin embargo lo que ha ocurrido es que si bien el producto se formó también se están regenerando los reactantes, ese

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tipo de reacciones son las llamadas reversibles. La cual se denota de la siguiente forma:

aA+bB↔cC+dD

Cuando los productos y los reactantes de la reacción reversible se van formando cada uno adquiere una velocidad denominada velocidad de formación o velocidad de descomposición, según sea el caso; cuando ambas velocidades son iguales se dice que la reacción alcanzó el equilibrio químico.

El equilibro químico es un estado dinámico, puesto que como dijimos la reacción aparentemente finaliza, sin embargo se van creando los reactantes y productos solo que a una velocidad casi o en algunos casos igual lo que hace aparentar que la reacción finaliza.

Constante de equilibrio: Cuando las sustancias intervinientes en la reacción alcanza el estado de equilibrio hace de suponer que sus concentraciones son las mismas, entonces algo se debe mantener de forma inalterable en la reacción, a ello se le conocerá como la constante de equilibrio.

Como dijimos anteriormente el equilibrio químico ha de darse cuando las velocidades, tanto de formación como de descomposición, son iguales. Los cálculos a partir de la ley de la velocidad se dan de la siguiente manera para un proceso elemental:

v f=k f [ A ]a [B ]b

vd=kd [C ]c [D ]d

Como se establece que las velocidades son iguales, entonces:

k f [ A ]a [ B ]b=kd [C ]c [D ]d

k f

kd=

[C ]c [D ]d

[ A ]a [B ]b

Como kf y kd son constantes entonces se puede establecer una sola constante la cual será llamada la constante de equilibrio Kc.

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Cuando en una reacción se encuentren las sustancias en estado gaseoso la constante de equilibrio se escribirá como Kp, la constante en base a las presiones que se encuentran las sustancias.

Principio de Le Chatelier

Cuando la reacción que nos interesa tiene algún percance se pueden modificar ciertos factores que hagan que la reacción se altere. Para el equilibrio químico se pueden modificar los factores de Presión, Volumen, Temperatura o las concentraciones.

Efecto de la Temperatura: Este factor es el único que puede cambiar la constante de equilibrio, cuando se aumenta la temperatura la reacción se opondrá al cambio desplazándose hacia la parte de los reactante, volviendo así al equilibrio químico

Efecto de la presión y volumen: La presión solamente interviene cuando las sustancias de la reacción se encuentran en estado gaseoso. Si aumenta la presión, la reacción se va desplazar hacia la zona donde exista menor de número de moles, equilibrando de esta forma la presión y el volumen de la reacción.

Cuando se refiere a un sistema heterogéneo el efecto de las magnitudes mencionadas sobre el equilibrio solo depende del número de moles gaseosos o disueltos que se produzcan.

Efecto de las concentraciones: Las concentraciones no van afectar la constante de equilibrio, sin embargo las concentraciones de las sustancias si van a variar.

Cuando una la concentración de un producto disminuye, hará que la reacción se desplace hacia la zona de los productos, para que se mantenga el estado de equilibrio

Detalles Experimentales:o Materiales y Reactivos

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Materiales: Tubos de ensayo (de igual dimensión: diámetro y altura) (5). Gradilla. Probeta de 25mL. Pipeta de: 5,0mL y 10,0mL. Vaso de precipitado de 150mL. Piceta. Goteros. Regla milimetrada. Etiquetas (5). Fuente de luz blanca difusa.

Reactivos: Cromato de Potasio 0,1M (K2CrO4). Dicromato de Potasio 0,1M (K2Cr2O4). Hidróxido de Sodio 1M (NaOH). Ácido Clorhídrico 1M (HCl). Tiocianato de Potasio (KSCN). Cloruro Férrico (FeCl3). Cloruro de Potasio sólido (KCl). Agua destilada. (H2O).

Análisis y DiscusiónOBSERVACIONES

1. Principio de Le Chatelier:

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1.1. Sistema de equilibrio del ion cromato-ion dicromato

K2CrO4 es una sustancia de color amarilla mientras K2Cr2O7 es una sustancia

de color naranja. Se colocaron ambos en diferentes tubos de ensayo.

SUSTANCIA Medio Básico Medio Ácido ReversibilidadCromato de potasio Se expuso el K2CrO4

a gotas de NaOH 1M y la sustancia permaneció con el mismo color amarillo.

Se expuso el K2CrO4 a gotas de HCl 1M y la sustancia torno de un color naranja a un color amarillo.

Se expuso el K 2CrO4 y el K2Cr2O7 que cambiaron de color a gotas de NaOH 1M y HCl 1M respectivamente. Ambos tornaron de color de amarrillo a naranja y de naranja a amarillo.

Dicromato de potasio Se expuso el K2Cr2O7 a gotas de NaOH 1M y la sustancia torno de un color amarillo a un color naranja.

Se expuso el K 2Cr2O7 a gotas de HCl 1M y la sustancia permaneció de un color amarillo.

1.2. Reversibilidad entre el cloruro de hierro(III) y el tiocianato de potasio FeCl3 es una sustancia de color naranja y el KSCN es una sustancia incolora. Al

juntarlas forman la siguiente reacción:

FeCl3+KSCN↔Fe (SCN )Cl2+KCl

Fe (SCN )Cl2 es una sustancia de color Rojo Sangre debido al ion (FeSCN )+2(ac). Se separaron 4 tubos donde se dio esta reacción y a los 4 tubos se les realizo una acción en específica. Al primer tubo se le dejo tal cual (sustancia patrón). Al segundo tubo se le agrego uno de los reactantes: KSCN y la sustancia se oscureció a un rojo más opaco. Al tercer tubo se le agrego el otro reactante: FeCl3 y la sustancia se oscureció a un rojo más opaco. Al cuarto tubo se le agrego uno de los productos: KCl y a sustancia comenzó a aclararse similar al color naranja.

2. Determinación Cuantitativa de la Constante de equilibrio mediante un método colorimétrico.

En 5 tubos de ensayos se prepararon 5 soluciones de FeCl3 a 0.08M, 0.032M, 0.0128M, 0.00512 a partir de la solución a 0.02M. Y se tiene KSCN a 0.002M

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Para poder saber la constante de equilibrio, el método calorimétrico sugiere disminuir el volumen de los tubos comparando colores. Conforme el tubo 1 se comparaba con los demás, el tubo1 adquiría diferentes alturas que hacían que el color de ambos tubos (1-2,1 1-2,1-3,1-4,1-5) sean similares.

ANALISIS DE RESULTADOS

1. Principio de Le Chatelier 1.1. Sistema de Equilibrio del Ion Cromato - Ion Dicromato

En medio básico el K2Cr2O7 tiende a formar la siguiente reacción:

Cr2O72−¿+2OH−¿→2Cr2O 4

2−¿+H 2O¿¿ ¿

En otras palabras, en medio básico el dicromato de potasio desaparece al reacción con el NaOH y forma cromato de potasio.

En medio ácido el K2CrO4 tiende a formar la siguiente reacción:

Cr2O42−¿+2 H+¿→Cr2O7

2−¿¿¿¿

En otras palabras, en medio ácido el cromato de potasio desaparece al reaccionar con el HCl y forma dicromato de potasio.

Al tomar las sustancias que reaccionaron y neutralizamos el medio de cada uno. Las sustancias vuelven a reaccionar y el cromato regresa a ser dicromato de potasio mientras el dicromato pasa a ser cromato de potasio.

1.2. Reversibilidad entre el cloruro de hierro (III)y el tiocianato de potasio

FeCl3+KSCN↔Fe (SCN )Cl2+¿ KCl

Teniendo en cuenta el equilibrio de la siguiente reacción. Al agregarle reactantes a la reacción, el color de la sustancia se hará más intenso debido a que la el punto de equilibrio de la reacción de desplazó hacia el lado de los reactantes. Si en caso contrario se agregan más productos a la reacción, el equilibrio químico se desplazara hacia el lado de los productos provocando que cambie a color naranja.

2. Determinación Cuantitativa de la Constante de equilibrio mediante un método colorimétrico

Se calculó la altura de la sustancia respecto al volumen en el primer tubo cuando se comparaban con los demás tubos buscando el parecido en el color.

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Luego de eso respecto a la altura inicial del primer tubo y las alturas comparadas con el color de los demás tubos se calculó la razón de ambos y con esa razón se podrá calcular la concentración de cada reactivo y producto en el equilibrio.

VARIABLE ECUACIÓNRazón de alturas r i=

Altura de la sustanc iaenel Tubo1Comparacion respectootro tubo

Concentración de (FeSCN )+ 2en el equilibrio[ (FeSCN )−2 ]eq=ri

[SCN ]i−¿

2 ¿

Concentración de Fe+3 en el equilibrio[Fe+3 ]eq=[Fe+3 ]i−ri

Concentración de SCN−¿¿ en el equilibrio[SCN ]eq

−¿=[SCN ]i−¿−ri ¿¿

Constante de equilibrioK eq=

[ (FeSCN )+2 ]eq[Fe+3 ]eq[SCN ]eq

−¿¿ En las siguientes tablas se resumen los resultados:

[Fe+3 ]i [SCN ]i−¿¿ [ (FeSCN )+2 ]i [Fe+3 ]eq [SCN ]eq

−¿¿ hi hr ri K eq

0.2M 0.001M 4.8cm 4.8cm 1

0.08M 0.001M 0.000425M 0.799575M 0.00015M 4.1cm 4.8cm 0.85 3.54

0.032M 0.001M 0.00031M 0.03169M 0.00038M 3.0cm 4.8cm 0.62 2.57

0.0128M 0.001M 0.00021M 0.12590M 0.00058M 2.0cm 4.8cm 0.42 2.88

0.00512M 0.001M 0.000135M 0.004982M 0.00073M 1.3cm 4.8cm 0.27 3.79

Las constantes son muy similares y la diferencia es poca una de la otra, por lo que experimentalmente se ha llegado cerca de la constante de equilibrio de la reacción.

Conclusiones:

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Existe una forma experimental de poder calcular la constante de equilibrio que se basa en tonalidades de color (colorimetría).

La técnica puede tener variaciones si no se obtiene resultados exactos y cuantitativos ya que está basado en cálculos matemáticos.

Si una reacción en equilibrio es influenciada por algún factor externo, el punto de equilibrio de la reacción se desplaza hacia el lado de los productos ó hacia el lado de los reactantes.

RecomendacionesSe debe evitar el introducir herramientas a los frascos que contiene reactivos ya que podrían estar propensos a contaminación.

Los reactivos se deben manejar a cantidades pequeñas para poder observar el cambio en las reacciones que se están estudiando.

Lavar bien los tubos de ensayo e instrumentos ya que los restos de reactivos podrían influenciar en las reacciones a estudiar.

Anexos:

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Se puede observar ambas sustancias en tubos de ensayo para su estudio. Lo importante es reconocer el color de las sustancias para estudiar su cambio.Dicromato de potasio(naranja)Cromato de potasio(amarrillo)

Se coloca al dicromato en medio básico y al cromato en medio ácido. Se puede observar que ambas sustancias cambian de color; es decir, se produjo la reacción en ambos tubos de ensayo.

Luego de neutralizar los tubos de ensayo, las sustancias volvieron a su estado inicial. El cromato desapareció durante la reacción en medio ácido creando dicromato. Y tras la neutralización el dicromato desaparece para crear cromato. De manera similar en la otra experiencia.

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En el vaso precipitado se preparó la solución donde se dio paso a esta reacción:

FeCl3+KSCN↔Fe (SCN )Cl2+KCl

El cuál se preparó con algunas gotas de los reactantes. Es decir a baja concentración.

La mezcla fue divida en partes iguales en 4 tubos de ensayo para su estudio. El primero fue la sustancia patrón. Al segundo y tercero se les agrego más reactantes y al último tubo de ensayo se le agrego uno de los productos de la reacción produciéndose diferentes resultados.

El segundo y tercer tubo oscurecieron de color como se ve en las fotos. Mientras el cuarto tubo se aclaró tomando un color naranja. La explicación está basado en El principio de equilibrio químico en las reacciones reversibles.

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Apéndice1. Explique en qué consiste la técnica calorimétrica.

La técnica colorimétrica consiste en tomar una sustancia patrón con un color definido e igualar a esta sustancia patrón las diferentes sustancias hasta equiparar el color obtenido. En el laboratorio se realizó esta técnica para igualar los colores en las sustancias obtenidas del Yoscianato Férrico, de tal forma que al obtener el color requerido en la sustancia estamos igualando sus concentraciones.

2. ¿Qué información proporciona la constante de equilibrio obtenida?

Nos indica las concentraciones en el equilibrio de las sustancias participantes en la reacción, calcular el porcentaje de disociación por parte de los reactantes, el rendimiento de la reacción.

3. ¿Cuál será la concentración en el equilibrio del ion complejo (FeSCN)+2(ac) en el

tubo número 3? Y ¿cuál la del ión SCN- en el tubo número 4?

Tubo 3: La concentración del ion complejo (FeSCN)+2

(ac) será:ri = 0.62

[Fe (SCN )+2 ]=ri× ¿¿

[Fe (SCN )+2 ]=0,62×0,001M2[Fe(SCN )+2 ]=0,00031M

Tubo 4: La concentración del ión SCN- será:ri= 0,42

¿¿¿¿

4. ¿Qué conclusiones se pueden deducir del estudio cualitativo del sistema en equilibrio ión Cromato – ión Dicromato?

Que el ión dicromato reacciona en medio básico para formar ion cromato mediante la siguiente reacción.

Cr2O72−¿+2OH−¿→2Cr2O 4

2−¿+H 2O¿¿ ¿

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Y que el ión cromato reacciona en medio ácido para formar ion dicromato mediante la siguiente reacción:

Cr2O42−¿+2 H+¿→Cr2O7

2−¿¿¿¿

Segundo:

Si al neutralizar ambas reacciones se volvió a obtener los reactantes, a pesar que estos reactantes realizaron una reacción QUÍMICA. Entonces se está frente a una reacción en equilibrio. En la cual a pesar de haber utilizado los reactantes, los productos de la reacción pueden recobrar las sustancias iniciales. Todo esto si la reacción ha alcanzado el equilibrio.

5. A 800 K se mezcla en fase gaseosa 2 moles de NO con 1 mol de O2. La reacción es:2NO(g)+O2 (g)↔2N O2(g)

La reacción llega al equilibrio con una presión total de 1 atm. El análisis del sistema muestra que hay 0,71 moles de O2 en el equilibrio. Calcule la constante de equilibrio para la reacción.

Resolución:Establecemos el número de moles en el equilibrio:

2NO(g)+O2 (g)↔2N O2(g)

Inicio: 2moles 1mol 2molesReacción: 2x x 2xEquilibrio: 2 – 2xmoles 1 – x mol 2 – 2x moles

Pero según dato tenemos que las moles en el equilibrio para el oxígeno es igual a 0,71. Entonces:

1−x=0,71moles

x=0,29moles

Obtenido el valor de x determinamos entonces las moles en el equilibrio:

nNO=1,42moles no2=0,71moles nNO2=1,42moles

ntotales=3,55moles .

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Conociendo el número de moles totales y la presión final, hallamos las presiones parciales y luego la constante de equilibrio para una reacción de sustancias gaseosas.

PNO=1,423,55

×1 PO2=0,713,55

×1 PNO2=1,423,55

×1

K p=PN O2

2

PNO2×PO2

1=(0,40)2

(0,40)2×(0,2)=5

Respuesta: La constante de equilibrio es igual a 5.

6. La disociación del N2O4 en NO2 es de 16,7% a 298K y 1atm. En una recipiente de volumen constante según:

N2O4 ( g)↔2NO2 (g )

Calcular:

a. La constante de equilibrio.b. Considerando que H° = 58,04 kJmol-1 para dicha reacción prediga que

sucede con el sistema en equilibrio de acuerdo al principio de Le Chatelier si:

i. Se eleva la temperatura.ii. Se incrementa la presión del sistema.

iii. Se añade al sistema un gas inerte a presión constante.iv. Se añade un catalizador al sistema.v. Si se añade más N2O4 (g).

a)

[NO2 (g).] [N2O4 (g).]Inicio de la reacción 1 -Durante la reacción -0.167 +0.167

Reacción en equilibrio 0.833 0.167

K=(0.167)2

(0.833)K=0.033

b) i) Si se eleva la temperatura: El punto de equilibrio de la reacción tiene a moverse hacia el lado de los productos. Esto es debido a que la reacción es de tipo endotérmico.

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ii) Si se incrementa la presión del sistema: El punto de equilibrio de la reacción se desplaza hacia la izquierda.

iii) Si se añade a la reacción un gas inerte a presión constante: El punto de equilibrio de la reacción se desplaza hacia la izquierda.

iv) Si se añade un catalizador al sistema: Tan solo aumenta la velocidad de la reacción; sin embargo, la reacción no se ve afectada y el punto de equilibrio no se desplazará.

v) Si se añade más N2O4 (g): El punto de equilibrio de la reacción se desplaza hacia la derecha, ya que se ha aumentado la cantidad de reactatntes.

BibliografíaLibros electrónicos:

http://www.mcgraw-hill.es/bcv/guide/capitulo/844816962X.pdf http://books.google.com.pe/books?

id=dVGP7pmCh10C&pg=PA200&dq=equilibrio+quimico&hl=es-419&sa=X&ei=ZjlSUtTZH4Tj4AOc2YHICA&ved=0CDwQ6AEwAw#v=onepage&q=equilibrio%20quimico&f=false

http://books.google.com.pe/books? id=Chw7tP3s7Z8C&pg=PA659&dq=equilibrio+quimico&hl=es-419&sa=X&ei=nDlSUo2vG5Lc4APcmYDICw&ved=0CDoQ6AEwAzgK#v=onepage&q=equilibrio%20quimico&f=false

Páginas web.

http://www.quimicayalgomas.com/quimica-general/equilibrio-quimico http://www.sinorg.uji.es/Docencia/FUNDQI/tema3.pdf

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