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UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS

(Universidad del Perú, Decana de América)

FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERÍA QUÍMICA

E.A.P. INGENIERÍA QUÍMICA “INFORME DE LABORATORIO Nº 08” Equilibrio Quimico y Constante de equilibrio

CURSO

:

Laboratorio de Química General

ALUMNOS

:

CORTEZ GARAY ERIKA CRISTINA

HUAMAN LAPA NATHALI FARFAN RODRIGUEZ OSCAR PROFESOR

:

Ing. Hugo Galarreta Díaz

Martes 8-12pm

Ciudad Universitaria, 19 de Noviembre del 2013

ÍNDICE

Índice Resumen Principios teóricos Detalles experimentales Tabla de resultados Conclusiones Recomendaciones Bibliografía

RESUMEN

Pocas reacciones químicas se dan en una sola dirección. La mayoría son reversibles, al menos en cierto grado. Al inicio de un proceso reversible, la reacción lleva a la formación de productos. Tan pronto se formen algunas moléculas de producto, comienza el proceso inverso; estas moléculas reaccionan y forman moléculas de reactivo. El equilibrio químico se alcanza cuando las rapideces de las reacciones en un sentido y otro se igualan, ye igualmente ocurre con las concentraciones de los reactivos y productos , pues a partir del equilibrio no se observará cambio alguno conforme el tiempo transcurra.

Los resultados finales se obtuvieron mediante la observación de los cambios que ocurrieron entre las sustancias y como estas llegan al equilibrio como es el caso del CrO4 que al reaccionar con el HCl cambia su coloración de amarillo a naranja pues este se convirtió a Cr2O7 el cual es de color naranja; y viceversa. Otro de los resultados a los que se llegó se obtuvieron mediante un análisis cuantitativo , pues para la determinación de la constante de equilibrio se realizó ecuaciones matemáticas. Las principales conclusiones a las que se llegaron son Todo sistema en equilibrio al ser alterado busca un nuevo estado de equilibrio, de esta manera la reacción se desplazara de derecha a izquierda.

PRINCIPIOS TEORICOS EQUILIBRIO QUIMICO

La idea de reacción química lleva a veces a suponer que el proceso progresa de los reactivos hacia los productos, y que se detiene cuando se agota el reactivo que se encuentra en menor proporción. Este tipo de reacciones se denominan irreversibles. Sin embargo, con mayor frecuencia sucede que, a medida que los productos van haciendo su aparición en la reacción, tanto mayor es su capacidad para reaccionar entre sí regenerando de nuevo los reactivos. Cuando esto es posible en una reacción química, se dice que es reversible y se representa mediante una doble flecha, indicando así que la reacción puede llevarse a efecto tanto en un sentido como en el inverso: reacción directa → reactivo(s) producto(s) ← reacción inversa Cada proceso posee una velocidad propia que va variando con el tiempo. Así, la velocidad de la reacción directa es mucho mayor que la de la reacción inversa, debido a la diferencia de concentraciones entre reactivos y productos; pero a medida que estos últimos se van formando los reactivos van desapareciendo, con lo cual ambas velocidades se aproximan hasta hacerse iguales. A partir de tal instante sucede como si la reacción estuviera detenida, pues las proporciones de reactivos y productos se mantienen constantes. Se dice entonces que se ha alcanzado el equilibrio químico. El equilibrio químico tiene un carácter dinámico, pues no implica que la reacción se paralice en ambos sentidos como podría pensarse, sino que, en cada unidad de tiempo, se forman y desaparecen el mismo número de moléculas de cualquiera de las sustancias que intervienen en el proceso. Si algunos de los productos pueden desprenderse y abandonar el sistema, se rompe el equilibrio y la reacción se verifica sólo en un sentido, hasta que los reactivos se hayan transformado totalmente. El principio de Le Châtelier Existe un principio muy general que determina las posibilidades de variación de los equilibrios químicos. Fue propuesto a finales del siglo pasado por el químico francés Henri-Louis Le Châtelier (1850-1936), por lo que se conoce como principio de Le Châtelier. Se puede enunciar en los siguientes términos:

«Cuando sobre un sistema químico en equilibrio se ejerce una acción exterior que modifica las condiciones del sistema, el equilibrio se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar la perturbación introducida.» He aquí algunos casos concretos de aplicación. Si en un sistema en equilibrio químico se aumenta la concentración de los reactivos, el equilibrio se desplazará hacia la derecha a fin de provocar la transformación de aquellos en productos y recuperar así la situación inicial. La ruptura del equilibrio de la reacción: 3Fe + 4H2O « Fe3O4 + 4H2 provocada por la pérdida de H2,puede explicarse en términos análogos, ya que al disminuir la concentración de H2 la reacción se desplaza hacia la derecha para producir más hidrógeno, oponiéndose, de este modo, a dicha perturbación. Una modificación de la temperatura del sistema en equilibrio puede producir igualmente un desplazamiento del mismo en un sentido o en otro. Así, por ejemplo, la reacción: N2O4 + calor « 2NO2 es endotérmica, por lo que un aumento de la temperatura desplazará el equilibrio en el sentido de la reacción directa, pues es en el que absorbe calor. La reacción inversa se verá favorecida por un enfriamiento, pues en este sentido se produce calor. También los efectos de variaciones de presión, cuando el sistema posee componentes gaseosos, repercuten por análogas razones sobre el equilibrio. Así, por ejemplo, en la síntesis del amoníaco: N2(g) + 3H2(g) « 2NH3(g) un aumento de presión desplazará el equilibrio hacia la derecha, ya que el número de moléculas en el segundo miembro es inferior y, por tanto, ejercerán una presión menor sobre el recipiente. La ley del equilibrio químico El principio de Le Châtelier permite predecir en qué manera se desplazará el equilibrio químico de una reacción reversible, pero no en qué medida. Una descripción cuantitativa del equilibrio fue efectuada por primera vez en 1870 por los químicos noruegos Guldberg (1836-1902) y Peter Waage (1833-1900), que la expresaron en forma de ley. Así, para una reacción genérica del tipo: aA + bB « cC + dD laley de Guldberg y Waage se expresa matemáticamente en la forma:

= K (a temperatura constante) en la cual los coeficientes estequiométricosa, b, c y d que se obtienen tras ajustar la reacción, aparecen como exponentes de las concentraciones de reactivos y productos; K toma, para cada reacción, un valor constante y característico que sólo depende de la temperatura y que se denomina constante de equilibrio.

La ley de Guldberg y Waage se conoce también como Ley de acción de masas (L.A.M.) debido a que, en el enunciado original, sus autores aludieron a conceptos tales como «fuerzas de acción» y «masas activas». Aunque el descubrimiento de esta ley fue el resultado de análisis de datos experimentales, algunos años más tarde pudo ser explicada teóricamente a partir de las leyes de la termodinámica. La Ley de acción de masas permite hacer cálculos y predicciones sobre el equilibrio. Así, el efecto de la concentración puede explicarse como sigue: si en un sistema en equilibrio se aumenta la concentración de un reactivo, [A] por ejemplo, la reacción ha de desplazarse hacia la derecha en el sentido de formación de los productos para que el cociente representado por K se mantenga constante.

Equilibrio Heterogéneo y Homogéneo Equilibrio Homogéneo: Se aplica a las reacciones en las que todas las especies reaccionantes se encuentran en las misma fase. Ejemplo: 2NO (g) + O2 (g)  2NO2 (g) Ke = [NO2]2 [NO]2 [O2] Equilibrio Heterogéneo: Se da en una reacción reversible en la que intervienen reactivos y productos en distintas fases. Ejemplo: CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g Ke = [CaO] [CO2] [CaCO3]

DETALLES EXPERIMENTALES

1) MATERIALES Y REACTIVOS

MATERIALES        

Tubos de ensayo(5)(de igual dimensión: diámetro y altura) Gradilla, probeta de 25 mL Pipeta de 5,0 y 10,0mL Vaso de precipitado de 150mL Pisceta goteros Regla milimetrada Fuente de luz blanca difusa

REACTIVOS        

Cromato de potasio 0.1M (K2CrO4) dicromato de potasio 0.1M (K2CrO7) hidróxido de sodio 1M (NaOH) acido clorhídrico HCl 1M tiocianato de potasio 0.002M cloruro férrico 0.2M Clorruro de potasio agua destilada

2) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

1. Estudio del sistema de equilibrio del ion cromato – ion dicromato

En medio básico:  Se vierte 1,0 ml de solución de cromato de potasio (K2CrO4) 0,1M y dicromato de potasio (K2CrO7)0,1 M en dos tubos de ensayo respectivamente.  Luego con la pipeta medimos un volumen determinado de NaOH 1M  Se agrega gota a gota el NaOH a cada uno de los tubo de ensayo simultáneamente hasta que una de las soluciones cambie de color.  Observar que uno de los tubos (Dicromato de Potasio) cambiará de color hasta que los dos tengan una tonalidad similar de amarillo. En medio ácido:  Vertimos 1,0 ml de solución de cromato de potasio (K2CrO4) 0,1M y de dicromato de potasio (K2CrO7) 0,1M en dos tubos de ensayo respectivamente. Luego con la pipeta medimos un volumen determinado de HCl 1M y lo agregamos gota a gota simultáneamente hasta que una de las soluciones que esta en el tubo cambie de color. Observar la solución de cromato de potasio cambio de color amarillo al naranja y el otro tubo siguió del mismo color.

Comprobación de la reversibilidad Trabajamos solo con las soluciones que cambiaron de color en este caso con la solución dedicromato(1) del procedimiento que paso a ser de color naranja a amarillo y con el tubo de cromato(2) del experimento que paso de ser de color amarillo a naranja.  Al tubo del experimento (1) le agregamos gota a gota HCl 1M hasta el cambio de coloración. El color amarillo de la solución vuelve al color anterior, naranja. Al tubo del experimento (2) le agregamos gota a gota NaOH 1M hasta el cambio de coloración. El color naranja de la solución vuelva al color anterior, amarillo.

 El cambio de estos colores se debe a que ocurrieron reacciones de neutralización al agregar HCl y NaOH a cada uno de los tubos.

2. Principio de Le Châtelier Reversibilidad entre el cloruro de hierro (III) y el tiocianato de potasio En esta parte haremos un examen cualitativo de la reacción: Fe+3(ac) + SCN-(ac)(FeSCN)+2(ac) En un vaso de precipitado adicionamos 20 ml de agua destilada y añadimos 3 gotas de soluciones de FeCl3 y KSCN respectivamente de los goteros. La solución resultante la dividimos en partes iguales para trasvasar a cuatro tubos de ensayo. El primer tubo es el estándar o patrón. Al segundo tubo le agregamos tres gotas de solución de KSCN. Se observo un pequeño oscurecimiento del color. Al tercer tubo le agregamos 3 gotas de solución de FeCl3. El color de la solución se vuelve más oscura en comparación con el segundo tubo. Al cuarto tubo le adicionamos unos cristales de cloruro de potasio y lo agitamos. La solución se vuelva más clara con respecto a el primer tubo. Comparar el color de cada una de las soluciones con respecto al primer tubo.De ser posible emplear la luz blanca difuso.Anote sus observaciones.

Determinación cuantitativa de la constante de equilibrio mediante el método colorimétrico  Preparar 5,0 mL de soluciones de FeCl3 a diferentes concentraciones según el siguiente cuadro,y colocarlos en 5 tubos de ensayo.

FeCl3 (5,0 mL)

0,2M

0,08 M

0,032 M

0,0128 M

0,00512 M

 Luego agregar 5,0mL de KSCN 0,002 M a cada tubo .

DATOS Y CÁLCULOS 



Determine la razón de altura de cada par, dividiendo la altura del líquido del tubo (1), entre las alturas de los líquidos de los tubos (2), (3) , (4) y (5). Donde la altura del tubo estándar va como numerador y la altura del tubo comparado como denominador, siendo siempre la razón de alturas (ri