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• NADINE MILDRETH ALVAREZ CCOLLATUPA

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COMPETENCIA Estudiar el equilibrio, determinar experimentalmente el valor de la constante de equilibrio, la variación de la constante de equilibrio con la temperatura. EQUILIBRIO QUÍMICO Equilibrio químico es la denominación que se hace a cualquier reacción reversible cuando se observa que las cantidades relativas de dos o más sustancias permanecen constantes, es decir, el equilibrio químico se da cuando la concentración de las especies participantes no cambia, de igual manera, en estado de equilibrio no se observan cambios físicos a medida que transcurre el tiempo; siempre es necesario que exista una reacción química para que exista un equilibrio químico, sin reacción no sería posible. (QUILEZ PARDO & SAN JOSE LOPEZ, 1995) Donde: Vd (velocidad directa), es la velocidad de formación de los productos. Vi (velocidad inversa), es la velocidad de de descomposición de los productos. En un sistema en equilibrio, se dice que se encuentra desplazado hacia la derecha si hay mayor cantidad de productos presentes que de reactivos y se encuentra desplazado a la izquierda cuando exista mayor cantidad de reactivos que de productos.

Representación de un sistema en equilibrio donde predominan los reactivos.

Representación de un sistema en equilibrio donde predominan los productos.

CONSTANTE DE EQUILIBRIO (KC) Ley de Acción de las Masas En un proceso elemental, 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, es una constante para cada temperatura, llamada constante de equilibrio. (CORDOVA) La constante de equilibrio relaciona las concentraciones de reactivos y productos en el equilibrio:

LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO: KC O KP Cuando se trata de mezclas gaseosas, a veces resulta más adecuado describir la composición en términos de presiones parciales. Para ello hay que adaptar la expresión de la constante de equilibrio y referirla, en vez de a concentraciones Kc, a presiones parciales Kp. Kp y Kc se relacionan mediante la ley de los gases ideales, de forma que conocida una puede conocerse la otra: PV = nRT Þ P = (n/V) RT Þ P = cRT

Para cada componente del equilibrio se puede escribir una ecuación similar, de tal forma que en el siguiente ejemplo puede deducirse que:

Generalizando: Kp = Kc (RT)Dn Que de manera que Dn es la variación del número de moles en la ecuación. Se representa como la diferencia entre el número de moles de gas en los productos y el número de moles de gas en los reactivos: Dn = ngas (productos) - ngas (reactivos) en las reacciones en que no existe variación en el número de moles, Kc = Kp. COCIENTE DE REACCIÓN Ya sabemos que en el equilibrio se han igualado las velocidades directa e inversa de una reacción. En esta situación las concentraciones de reactivos y de productos permanecen constantes. Si las concentraciones de las diferentes especies no cumplen la ley de acción de masas, el sistema no estará en equilibrio y, por tanto, se desplazará en un sentido o en otro. El cociente de reacción se define precisamente para saber qué sentido tomará un determinado sistema que no esté en equilibrio, de modo que si para esta reacción:

aA + bB

cC + dD

Definimos el cociente de reacción así:

[ 𝐶 ] 𝑐 ×[ 𝐷 ] 𝑑

Q=[𝐴]𝑎 ×[𝐵]𝑏 De manera que si Q < Kc ello implicaría que hay menos concentración de productos que en el equilibrio, con lo cual la reacción evolucionará hacia la derecha.

De modo análogo, si Q > Kc, podemos afirmar que la reacción evolucionará hacia la izquierda. Obviamente, si Q = Kc, significará que la reacción está en el equilibrio.

PARTE EXPERIMENTAL Protección personal y manejo de Residuos EPI: Mandil: Guardapolvo, guantes de nitrilo, mascarilla 3M. Residuos: No existiendo residuos, utilizar agua y detergente para el lavado de los materiales y manos. Utilizando el siguiente software: https://labovirtual.blogspot.com Procedimiento: 1- Fijar la temperatura 2- Seleccionar los volúmenes de las disoluciones de los reactivos 3- Pulsar el botón para iniciar la experiencia. 4- Esperar a que se añada desde las buretas los volúmenes de los reactivos. 5- Determinar con el colorímetro, de forma aproximada, la concentración de FeSCN2+ (especie de color rojo sangre). Para determinar dicha concentración actúe sobre las flechas del colorímetro hasta que vea iguales los colores de los dos cuadrados. Anote el valor de la concentración que aparece en la parte superior del colorímetro ([FeSCN2+]e). 6- Determine el valor de la constante de equilibrio, para ello se puede ayudar de la tabla:

CALCULOS Y RESULTADOS

1. Escribir las reacciones correspondientes para cada reacción 2. Estudio de la variación de la constante de equilibrio con la concentración de los reactivos 3. Realizar la siguiente experiencia y determinar en cada caso el valor de la constante de equilibrio.

4. Estudio de la variación de la constante de equilibrio con la temperatura Manteniendo constante los valores de [SCN-]i =0,02 y de [Fe3+]i =0,02, determinar el valor de la constante de equilibrio a las siguientes temperaturas.

CUESTIONARIO 1. ¿Cómo varía la constante de equilibrio con las concentraciones de los reactivos?

La constante de equilibrio se expresa como la relación entre las concentraciones molares de los reactivos y productos. El valor que esta toma en una reacción química depende de la temperatura, por lo que ésta siempre debe especificarse. 2. ¿Cómo varía la constante de equilibrio con la temperatura? o Cuando la temperatura aumenta, la constante de equilibrio disminuye y la reacción se desplaza hacia la izquierda. o Cuando la temperatura disminuye, aumenta la constante de equilibrio y el equilibrio se desplaza a la derecha 3. El proceso de formación del ión complejo, ¿es un proceso exotérmico o endotérmico? Es una reacción endotérmica.

Bibliografía CORDOVA, G. (s.f.). Equilibrio quimico. En QUIMICA. Madrid: UTF. QUILEZ PARDO, J., & SAN JOSE LOPEZ, V. (1995). ERRORES CONCEPTUALES EN EL ESTUDIO DEL EQUILIBRIO QUÍMICO: NUEVAS APORTACIONES RELACIONADAS CON LA INCORRECTA APLICACION DEL PRINCIPIO DE LE CHATELIER. Valencia: Instituto de Bachillerato José Ballester.