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• Jose Fernandez

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EQUILIBRIO QUIMICO OBJETIVO.Efectuar la determinación experimental indirecta del equilibrio químico, sobre la base de la aplicación de cálculos teóricos determinar la constante de equilibrio de una reacción. Además determinar el comportamiento de una reacción en equilibrio ante la incidencia de factores externos que alteran dicho estado de equilibrio. FUNDAMENTO TEORICO.En forma general se puede decir que el equilibrio químico ocurre cuando todas las especies componentes de una reacción reversible simple han alcanzado una concentración constante: a A + b B ====== c C + d D La constante de equilibrio se calculara: Keq = Kc = (C) c * (D) d / (A) a * (B) b Para obtener la constante de equilibrio de una reacción química la estequiometria de una reacción debe ser conocida; además debemos disponer de un método analítico para determinar las condiciones de equilibrio. El valor numérico de la constante de equilibrio de una reacción no proporciona ninguna información sobre el tiempo necesario para que se alcance el equilibrio, solo indica la extensión en que dicha reacción tiene lugar cuando se alcanza el equilibrio. Bajo ciertas condiciones, algunas reacciones son tan lentas que se necesita mucho tiempo para que se alcance el equilibrio, en otros casos las reacciones son prácticamente instantáneas. La mayoría de las reacciones químicas pertenecen a esta categoría. Catalizador: Es un agente que al ser añadido a un sistema reaccionante en cantidades relativamente pequeñas, altera la velocidad en que el sistema alcanza el estado de equilibrio, sin desplazarlo este en ninguno de los sentidos. Un catalizador no hace cambiar la concentración que habrá de tener las diversas especies que componen un sistema reaccionante. Existen catalizadores negativos y positivos: negativos o también llamados inhibidores serán aquellos que retarden la reacción y catalizadores positivos son aquellos que apresuren la reacción. Principio de Chatelier: Cuando se aplica un esfuerzo (o un elemento perturbador) a un sistema en equilibrio, este se desplaza de tal forma que tiende a anular o compensar el esfuerzo, que se ha aplicado a este sistema, tal como lo establece este principio. Variación en la cantidad de moles: El aumento de concentración (o de presión parcial) de una mezcla en equilibrio hace que la reacción ocurra en la dirección en que se consuma

parte del material añadido. Analógicamente, la disminución de concentración de una sustancia causa la formación de mayor cantidad de dicha sustancia. Variación de Volumen: El aumento de volumen favorece la reacción que produce más moles de gas reactivo. Variación de temperatura: Una constante de equilibrio solo es constante cuando la temperatura se mantiene invariable. Una variación de temperatura produce un cambio frecuentemente grande en la constante de equilibrio. Un aumento de temperatura hace que la reacción ocurra en la dirección que causa absorción de calor, una disminución de temperatura hace que la reacción ocurra en la dirección que causa emisión de calor. Por consiguiente los aumentos de temperatura disminuyen el calor de Kp, desplazando el equilibrio hacia la izquierda, inversamente Kp aumenta cuando la temperatura se reduce. Variación de presión: Los cambios de presión externa afectan unicamene a aquellos sistemas reaccionantes en los cuales alguno o todos los compuestos participantes se hallan en estado gaseoso y en los cuales además el número de moles en estado gaseoso resulta alterado a consecuencia de la reacción química. MATERIALES Y REACTIVOS.Materiales y equipos       

Bureta de 50 ml. Matraces erlenmeyer de 250 ml. Soporte Universal. Pipeta de 10 ml. Pinzas de sujeción. Hornilla de calentamiento. Probeta de 50 ml.

Reactivos       

Solución de Hidróxido de sodio Acetato de etilo Solución de Acido clorhídrico Fenolftaleína Acido nítrico concentrado Cobre en laminas Hielo

PROCEDIMIENTO.a) Constante de equilibrio  Estudiar las características físicas y químicas de los reactivos.  Disponer de tres matraces erlenmeyer de 125 ml con tapones de goma.  Añadir al primer matraz 5 ml de HCl 0,1 N.

    

Añadir al primer matraz 5 ml de agua destilada. Añadir al segundo matraz 5 ml de acetato de etilo. Añadir al tercer matraz 2ml de acetato de etilo y 3 ml de agua destilada. Agitar y tapar los frascos y dejar en reposo. Titular los matraces 1 , 2 y 3 con solución de hidróxido de sodio 0,1 N y 3 gotas de fenolftaleína como indicador.

b) Principio de Le Chatelier  Disponer de tres tubos de ensayo de 15 ml y sus respectivos tapones, un generador de gases y laminas de cobre.  Confinar en los matraces el Dióxido de nitrógeno producido y taparlos con celeridad.  Colocar el primer tubo de ensayo en medio de los pedazos de hielo.  Colocar el segundo tubo de ensayo en medio de agua en ebullición.  Colocar el tercer tubo de ensayo en agua a temperatura ambiente.

CALCULOS Y RESULTADOS a) Constante de equilibrio 100mlNaOH*0,1molNaOH/1000mlNaOH*40gNaOH/1molNaOH*100g/97gNaOH = 0,408g NaOH 2ml acet * 0,902/1ml acet * 2g H2O/100 g acet * 1mol H2O/18g H2O = 2.004*10-3 mol H2O 3ml H2O* 1g H2O / 1mol H2O * 1mol H2O 18g H2O = 0.167 mol H2O SUMA DE MOLES DE H2O = 2.004*10-3 mol H2O + 0.167 mol H2O = 0.169004 MOL H2O

C1 V1 = C2 V2 C2 = 0.1 * 5 / 3 = 0.77 3ml * 0,17 eqg Na OH/1000ml * 1eq CH3COOH/1eq g NaOH * 1mol CH3COOH/ 1eqg CH3COOH = 5.1*10-4 mol Keq = 5.1*10-4^2/(0.02156 * 5*10-4)(0,169004 * 5.1*10-4) = 7.33*10-5 C3 = C1 V1 +C2 V2 / V3 C3 = 0.168 Keq= 1.008*10-3^2/(0.02152-1.008*10-3)(0.169004-1.008*10-3) =2,943*10-4 mol

b) Principio de Le Chatelier Nº DE TUBO

INTENSIDAD DEL COLOR

PRIMER TUBO DE ENSAYO SEGUNDO TUBO DE ENSAYO TERCER TUBO DE ENSAYO

CAFÉ AMARILLENTO BLANQUECINO

SOLUCION Cobre + HNO3 Cobre + HNO3 Cobre + HNO3

FACTORES EXTERNOS TEMPERATURA AMBIENTE HIELO AGUA EN EBULLICION

CONCLUSIONES.Se llego a la conclusión que mediante el experimento se pudo llegar a determinar la constante de equilibrio del experimento mediante uso de cálculos teóricos, además se logro apreciar los cambios que sufrieron en las soluciones en los diferentes factores externos a los que se sometieron. CUESTIONARIO.1. ¿Qué factores determinan el equilibrio? R. Algunos factores importantes del equilibrio son la altura en que nos encontramos, la amplitud de la base de apoyo, la capacidad de concentración 2. ¿A que se define equilibrio homogéneo?

R. Llamamos equilibrio homogéneo a aquel en el cual todas las sustancias se encuentran en la misma fase 3. ¿Qué es equilibrio heterogéneo? R. Se dice que es heterogéneo cuando coexisten en él sustancias que se encuentran en distintas fases 4. Se ha encontrado que cuando la reacción: 3NO2 + H2O

2 HNO3 + NO

Llaga al equilibrio a 300ºC contiene 0.60 moles de dióxido de nitrógeno 0.40 moles de agua, 0.60 moles de acido nítrico y 0.80 moles de oxido nítrico. Calcular cuántos moles de acido nítrico deben añadirse al sistema para que la cantidad final de dióxido de nitrógeno se de 0.90 moles. El volumen del recipiente es de 1.00L. 3 NO2 + H2O 2HNO3 + NO Eq(1) 0.60 0.40 0.60 0.80 2 Kc = (0.60) ·(0.80) = 3.3 (0.60)3 ·(0.40) Al añadir una cantidad de HNO3 , que llamamos A, la reacción se desplaza hacia la izquierda hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio, en el cual tendremos: 3 NO2 + H2O 2HNO3 + NO Eq(2) 0.60 + 3x 0.40 + x 0.60 + A - 2x 0.80 -x sabiendo que 0.60m + 3x = 0.90 con lo que x = 0.10 moles Aplicando de nuevo la L.A.M. la única incógnita será A 3.3 = (0.40 + A)2·(0.70) A = 0.91 moles de HNO3 se añadieron 3 (0.90) · (0.50)

5. A 400 ºC, una mezcla en el equilibrio contiene 0.8 nol/L de acido yodhídrico y 0.4 mol/L de yodo. ¿Cuál es la concentración de hidrogeno en el equilibrio si a esta temperatura el valor de Keq es 0.0156? La reacción es: 2HI (g)

H2 (g) + I2 (g)

BIBLIOGRAFIA.ALBERTO FIGUEROA / QUIMICA UNIVERSITARIA / 2018 / PAGINAS 253-257 www.quimiayudas.com/equilibrioquimico