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Universidad Mayor de San simón IXOYE

EQUILIBRIO QUÍMICO

Nombre: Chuncho

Coronel Fernando

Salazar Chavarría Jackelina

Carrera: ING. Industrial

Practica: Nº 10

Grupo:

De 6:45- 9:30

Asignatura: Laboratorio de fisicoquímica

Fecha de entrega:

05 de Julio 2011

Cochabamba – Bolivia

Equilibrio Químico 1

Químico

Equilibrio

Universidad Mayor de San simón IXOYE I.

Objetivos:  General.- Determinar de la constante de equilibrio.  Específico.- Determinar el coeficiente de reparto de una muestra heterogénea.

II.

Fundamento Teórico:

Reacción irreversible.- Una reacción irreversible es una reacción química que se verifica en un solo sentido, es decir, se prolonga hasta agotar por lo menos una de las sustancias reaccionantes. Puede simbolizarse con la siguiente ecuación química:[1]

Donde la flecha indica un único sentido para la reacción. En la reacción irreversible la reacción inversa prácticamente no ocurre y en consecuencia en el equilibrio el reactivo en defecto (el que se encuentra en menor cantidad) puede llegar a agotarse. Que un reactivo se agote significa que en el equilibrio su concentración será nula o despreciable (tenderá a cero). El valor de K[2] para una reacción "irreversible" tendrá un valor muy grande, por lo que este valor puede utilizarse como criterio para determinar si una reacción es completa o irreversible, sin embargo, cuánto significa "muy grande" dependerá de criterios prácticos definidos de acuerdo al sistema en estudio y al objetivo del mismo. Las reacciones irreversibles pueden ser vistas como un extremo, "casos especiales" de reacciones reversibles. Las reacciones de combustión son un ejemplo de reacciones irreversibles, en las que K puede tomar valores del orden de 10100. Por ejemplo el petróleo, que podemos simbolizar con (o la madera) en presencia de oxígeno:

se quemará para dar dióxido de carbono ( ) y agua ( ) los cuales necesitarán de los procesos biológicos de fotosíntesis para volver a transformarse en sustancias orgánicas, ya que la reacción inversa no sucederá en forma espontánea. Reacciones reversibles.- En las reacciones que hemos visto hasta ahora hemos supuesto que los reactivos se transforman por completo en productos. Sin embargo en muchas reacciones la reacción cesa antes de que se agoten los reactivos. Esto sucede cuando se alcaza un equilibrio entre los reactivos y productos de la reacción. Dentro de este tipo de reacciones pueden darse varios casos

A  2

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primer orden - primer orden Equilibrio

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A  C

primer orden - segundo orden

A + B C

segundo orden - primer orden

A + B C + D

segundo orden - segundo orden

Nos limitaremos a discutir el caso más sencillo, es decir, cuando la reacción directa y la inversa son ambas de primer orden. Dada la reacción

i) a --t) (a-x) x La velocidad de reacción la podemos escribir como

en el equilibrio se cumple

por lo tanto podemos escribir K1(a-xe)-K2xe=0

reordenando la expresión 3

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integrando esta expresión

o en logaritmo decimal

por lo tanto si representamos log [xe/(xe-x)] frente al tiempo obtendremos una recta de pendiente K1 a /2.303 xe de donde podemos obtener la constante de velocidad de la reacción; Fig. 2.14.

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Equilibrio químico.- El equilibrio químico es un estado del sistema en el que no se observan

cambios a medida que transcurre el tiempo. Así pues, si tenemos un equilibrio de la forma: a A + b B= c C + d D Se define la constante de equilibrio Kc como el producto de las concentraciones en el equilibrio de los productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, para cada temperatura.

Equilibrio Homogéneo: Se aplica a las reacciones en las que todas las especies reaccionantes se encuentran en la misma fase. Equilibrio Heterogéneo: Se da en una reacción reversible en la que intervienen reactivos y productos en distintas fases. Ejemplos de equilibrio Homogéneo: 2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g) CH3COOH (ac) + H2O (l) CH3COO (ac) + H3O+ (ac) Ejemplos de equilibrio Heterogéneo: Ca CO 3? (s) CaO (s) + CO2 (g) Los dos sólidos y el gas constituyen tres fases distintas (NH4)2Se (s) 2NH3 (g) + H 2 Se? (g) 5

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Constante de equilibrio: es una medida de posición que indica si una reacción química está desplazada hacia los productos (reacción directa), es decir, mayor formación de productos; o, si está desplazada hacia los reaccionantes o reactivos (reacción inversa), en este caso mayor disociación de productos para volver a formar los reaccionantes. Cuando el cálculo de la constante K tiene un valor mayor de 102 el desplazamiento es hacia los productos, si el valor de K es menor de 10-2, la reacción está desplazada hacia los reaccionantes. Cuando se alcanza el equilibrio químico las moléculas de los reaccionantes y de los productos se combinan y descomponen continuamente dando lugar a un equilibrio dinámico. Para que la reacción entre en equilibrio se requiere que se desarrolle en un sistema cerrado donde la temperatura, presión y concentración sea constante El cálculo de la constante de equilibrio se realiza aplicando la siguiente ecuación, donde A y B son las sustancias reaccionantes y AB es el producto. La reacción alcanza el equilibrio cuando la velocidad hacia la derecha (Vd) es igual a la velocidad hacia la izquierda (Vi), manteniéndose las concentraciones de los reaccionantes (K1) y de los resultantes (K2) constantes. El cociente de dividir dos constantes es también una constante. Esta es la expresión matemática que define la constante de equilibrio para todas las reacciones donde se 6

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establece el equilibrio, se conoce como Ley del equilibrio químico. La Ley del equilibrio químico se enuncia de la siguiente manera: “En un sistema de equilibrio, el producto de las concentraciones (mol/L) de las sustancias resultantes, entre el producto de las sustancias reaccionantes, cada una de ellas elevada a una potencia igual al número de moles que intervienen en la reacción, es un valor constante para cada temperatura”. El rango del valor de K sirve para predecir el comportamiento del sistema en equilibrio. Algunos ejemplos de la aplicación práctica de esta ecuación se muestran a continuación: Para la siguiente ecuación escribir la expresión de la constante de equilibrio:

A cierta temperatura, la reacción gaseosa:

Produce las siguientes concentraciones :

Obtener el valor de K. K = 1,344 Siendo K > que 1 esto indica que la reacción está desplazada a la derecha.

El Principio de Le Chatelier establece que si una reacción en equilibrio es perturbada desde el exterior, el sistema evoluciona en el sentido de contrarrestar los efectos de dicha perturbación Una reacción muy indicada para mostrar dicho principio es elquilibrio que se establece entre el catión hexaacuacobalto (II), que se forma cuando una sal de cobalto (II) se disuelve en agua, y el anión tetraclorurocobalto(II). 7

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En el primero el número de coordinación del cobalto es seis y tiene una coloración rosada, mientras que en el segundo el cobalto tiene un índice de coordinación cuatro y presenta un color azul fuerte característico (azul cobalto)

A temperatura ambiente el equilibrio se encuentra desplazado hacia la izquierda y la disolución presenta un color rosado intenso. Si añadimos cloruro o calentamos, el equilibrio se desplazará hacia la derecha (el Cl - se consume para formar el complejo y en ese sentido la reacción es endotérmica). Si tratamos de añadir iones cloruro disolviendo cloruro de sodio, ocurre que la disolución se satura antes de que el cambio de color sea apreciable, pero se puede lograr dicho cambio obteniendo una disolución saturada de sal y calentando. Extracción.- La extracción es una operación que tiene por objeto separar una sustancia del material sólido o líquido que la contiene, teniendo así una sustancia más pura mediante el uso de un disolvente inmiscible con el material. La extracción puede ser continua, que se realiza automáticamente, o discontinua, que se realiza manualmente. - Ley de reparto. Cuando la extracción se realiza con dos líquidos, es decir,

líquido-líquido, el compuesto se encuentra disuelto en un disolvente A y para extraerlo se emplea un disolvente B, los cuales deben ser inmiscibles. A y B, al ser agitados, se distribuyen entre ambas capas de acuerdo con sus respectivas solubilidades. A la relación que guardan las concentraciones de soluto de cada disolvente se le denomina coeficiente de distribución. Con le que si CA es la concentración en gramos del compuesto en el disolvente A, y CB es la concentración del mismo en el disolvente B: donde K es el coeficiente de distribución. Para un caso general, la fórmula que expresa un proceso de extracción se deduce suponiendo que: S: gramos de soluto en A. VB: volumen de B. 8

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VA: volumen de A.

X: gramos de soluto extraído. Después de una extracción la concentración de S en A y en B será: Con lo que según la relación anterior entre CA y CB, tenemos que:

De lo que se deduce que es mejor dividir el disolvente extractor B en varias porciones, en lugar de hacerlo de una sola extracción.

- Tipos de extracciones. Hay tres tipos de extracciones: 1ª.- Simple. La extracción simple consiste en hacer la extracción de una sola vez, es decir, decantando todo el volumen del disolvente A con el B. Al terminar la extracción, se comprueba si la disolución todavía contiene disolvente. 2ª.- Múltiple. Por el contrario, en la extracción múltiple vamos decantando poco a poco el volumen de B con respecto al de A, con lo que según la fórmula anteriormente deducida, tendrá un mayor porcentaje de extracción, que comprobaremos añadiendo un indicador. 3ª.- Sublimación. 9

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Este método se emplea para la separación y purificación de sustancias, consistiendo en calentar sustancias sólidas que pasan directamente al estado de vapor y de nuevo al condensarse los vapores pasan a la forma sólida. Algunas veces se hace la sublimación a presión reducida para que no se descomponga el cuerpo. Titulación.- La titulación es un método de análisis que le permite determinar el punto final de una reacción y por consiguiente la cantidad exacta de un reactivo en el frasco del titulación. Se usa una bureta para liberar el segundo reactivo al frasco y un indicador o el pH-Metro para detectar el punto final de la reacción. Indicador.- un indicador es una sustancia que siendo ácidos o bases débiles al añadirse a una muestra sobre la que se desea realizar el análisis, se produce un cambio físico que es apreciable, generalmente, un cambio de color; esto ocurre porque estas sustancias sin ionizar tienen un color distinto que al ionizarse. Este cambio en el indicador se produce debido a que durante el análisis se lleva a cabo un cambio en las condiciones de la muestra e indica el punto final de la valoración. El funcionamiento y la razón de este cambio varía mucho según el tipo de valoración y el indicador. Los indicadores más usados son: 

Indicador de PH, detecta el cambio del PH. Por ejemplo, la fenolftaleína.

son aquellas sustancias que sirven tienen la desventaja de que son temporales

III.

Desarrollo de la practica: 3,1) Materiales y Reactivos.          

Embudo de separación Yodo Gasolina Agua destilada Matraces Erlenmeyer Tiosulfato de sodio Almidon Yoduro de potasio 10 frascos Acido acético Etanol 10

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Acetato de etilo Agua Acido clorhídrico Fenolftaleína Bureta Soporte Pinzas Embudo Aro Tapa

3,2) Procedimiento.

Equilibrio heterogéneo: o Determinación del coeficiente de reparto

 En un embudo de separación introducir un volumen terminado de solución saturada de Yodo, un volumen de gasolina y otro de agua destilada.  Agitar la mezcla formada y nivelar presiones.  Dejar en reposo el embudo de separación hasta la formación de dos fases: la fase orgánica (FO) y la fase acuosa (FA).  Separar las dos fases en matraces Erlenmeyer.  Determinar la cantidad de yodo existente en ambas fases, a través de la titulación con una solución de tiosulfato de sodio de concentración conocida y utilizando una solución de almidón como indicador.  El numero de moles de yodo (nyodo) en ambas fases, permite calcular el coeficiente de reparto (Kr):

 Repetir el procedimiento con diferentes cantidades de la solución saturada de Yodo y gasolina, manteniendo el volumen de agua. Determinar en cada caso el valor del coeficiente de reparto. o

Determinación de la constante de equilibrio

 Determinar la constante de equilibrio de la siguiente reacción:

 Repetir el procedimiento anterior, reemplazando el volumen de agua por una solución de yoduro de Potasio.  Separar ambas fases y determinar la cantidad de yodo existente en la fase orgánica (descartar fase acuosa).  Calcular la constante de equilibrio de la ecuación química producida, tomando en cuenta el coeficiente de reparto determinado anteriormente. 11

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Equilibrio homogéneo: o Determinación de la constante de equilibrio

 Determinar la constante de equilibrio de la siguiente reacción:

 Disponer de 10 recipientes pequeños limpios y enumerados.  En cada recipiente introducir un volumen determinado de ácido acético, otro de etanol, otro de acetato de etilo y otro de agua, de modo que el volumen total de solución en los 10 tubos debe ser el mismo.  A cada recipiente agregar un volumen determinado de ácido clorhídrico como catalizador de la reacción.  Dejar los recipientes en reposo durante una semana para que se produzca la reacción.  Titular el líquido de cada recipiente con una solución de hidróxido de sodio y fenoftaleina como indicador.  Determinar la constante de equilibrio de la reacción producida

IV.

Datos, cálculos y resultados: 

Equilibrio heterogéneo: o Determinación del coeficiente de reparto n

I2

1 2 3

2 3 4

n 1 2 3

12

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Gasolin a 4 3 2

Vgasacuosa 0.6 0.3 0.3

H2O 20 20 20

Vgasorgánica 3.0 3.7 5.4

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

Equilibrio homogéneo: o

Determinación de la constante de equilibrio Frasc o 1 2 3 4 5 6 7 8

A

B

C

D

2.0 1.0 2.0 1.0 1.2 1.2 1.0 2.0

2.0 2.0 1.0 3.0 1.5 1.0 1.0 1.0

0.0 0.0 0.0 0.0 1.0 0.0 1.0 1.0

0.0 0.1 0.1 0.0 0.0 1.5 1.0 0.0

A = Acido acético B = Etanol C = Acetato de Etilo D = Agua destilada 0.3 ml de HCl a cada frasco 3 gotas de fenoftaleina a cada frasco 14

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Frasco 1 2 3 4 5 6 7 8

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NaOH (2M) 12.8 7.0 12.1 2.2 7.4 10.5 8.6 12.2

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V.

Observaciones y Conclusiones

Los resultados obtenidos en esta práctica son relativamente buenos la practica fue algo morosa. Pero al final logramos obtener lo requerido en los objetivos. VI.

Bibliografía WEB: 19

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  

es.wikipedia.org/wiki/Reacción_irreversible http://www.sc.ehu.es/iawfemaf/archivos/materia/02110.htm Texto guía de laboratorio de fisicoquímica

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