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UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS (Universidad del Perú, Decana de América)

FACULTAD QUÍMICA E INGENIERIA QUÍMICA E.A.P DE INGENIERIA QUÍMICA (07.2)

ASIGNATURA: Laboratorio de Química General AULA: Martes 8-12 horas SEMESTRE ACADEMICO: 2015-I PROFESOR: Manuel Bejar Ramos PRACTICA N°8: Equilibrio Químico y constante de equilibrio INTEGRANTES-CODIGO:

Ciudad Universitaria, 9 de Junio del 2015

Introducción En esta práctica aprenderemos como hallar la constante de equilibrio, además comprobaremos la reversibilidad de una reacción mediante el experimento del cromato al pasarlo a dicromato y regresarlo a cromato. Además aprendimos a obtener las concentraciones a partir de la diferencia de alturas, ahí se muestra la colorimetría como un nuevo método nuevo a emplear.

Principios Teóricos Equilibrio Químico Cuando estamos en presencia de una reacción química, los reactivos se combinan para formar productos a una determinada velocidad. Sin embargo, los productos también se combinan para formar reactivos. Es decir, la reacción toma el sentido inverso. Este doble sentido en las reacciones que es muy común en química, llega a un punto de equilibrio dinámico cuando ambas velocidades se igualan. No hablamos de un equilibrio estático en el que las moléculas cesan en su movimiento, sino que las sustancias siguen combinándose formando tanto productos como reactivos. A este equilibrio lo llamamos equilibrio químico. El equilibrio químico se representa a través de una expresión matemática llamada constante de equilibrio. En una reacción hipotética:

aA + bB

cC + dD

La constante de equilibrio está dado por:

K = ([D] d. [C]c) / ([A] a. [B]b) (Las minúsculas están elevadas como potencia).

La constante de equilibrio químico es igual al producto de las concentraciones de los productos elevados a sus coeficientes estequiométricos (c y d) dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos elevados a sus coeficientes estequiométricos (a y b). Recordemos que estos coeficientes son los números que equilibran a las reacciones químicas. La constante no varía, por eso es constante. Solo depende de la temperatura. A cada temperatura distinta habrá valores diferentes de constantes para la misma reacción. Con respecto a las unidades de K, estas dependerán de la expresión matemática que quede en cada caso particular. Según el valor que tenga la K de equilibrio, tendremos una idea certera de lo completa que puede llegar a ser una reacción. Si estamos en presencia de una K grande, mucho mayor que 1, la reacción tiende a completarse bastante a favor de los productos. Caso contrario sucede si la K es muy pequeña. En el caso de aquellas reacciones donde figuren compuestos en estado gaseoso, la constante se denomina Kp en lugar de Kc como normalmente se usa en las reacciones. Kp hace alusión a la presión en lugar de la concentración molar.

Kp = Kc. (R.T) ∆ng R = Constante universal de los gases. T = Temperatura absoluta. ∆ng = Variación del numero de moles gaseosos.

Principio de Le Chatelier Cuando hablamos de equilibrio aplicado a sistemas químicos o físicos, siempre se hace hincapié en el Principio de Le Chatelier. Este principio sostiene que un sistema siempre reaccionará en contra del cambio inducido. Por ejemplo, si una reacción gaseosa aumenta el volumen al formar productos, al aplicarle una presión tendera a formar reactivos, es decir, invertirá su sentido con la finalidad de disminuir esa presión. Otro ejemplo lo tenemos en las reacciones exotérmicas o endotérmicas, las

que generan calor o absorben respectivamente. Si a una reacción exotérmica le damos calor, el sistema para disminuir la temperatura, irá hacia la formación de reactivos. De esta manera generara menos calor para atenuar el cambio. Y si es endotérmica formara más productos, y así, absorberá más calor evitando el ascenso térmico.

Detalle Experimental    Materiales

Fuente de luz blanca difusa Gradilla       

Probeta de 25ml Pipeta de 5 y 10ml Vaso de precipitado de 150ml Piceta Goteros Regla milimetrada 5 etiquetas o stickers

   Reactivos

5 Tubos de ensayo

Cromato de potasio (K2CrO4) 0.1M

Dicromato de

potasio (K2Cr2O4) 0.1M      

Hidróxido de Sodio (NaOH) 1M Ácido Clorhídrico (HCl) 1M Tiocianato de Potasio (KSCN) 0.002M Cloruro Férrico (FeCl3) 0.2M Cloruro de Potasio KCl(s) Agua destilada

Procedimiento Experimental Principio de Le Chatelier Sistema de equilibrio del ion Cromato – ion Dicromato: A.1

En medio básico:  Agregamos 1ml de solución de Cromato de K 2 Cr O4 (ac) 0.1M y 1ml de Dicromato de K 2 Cr 2 O7 (ac)  

potasio potasio

0.1M en dos tubos de ensayo, por separado.

Luego con una pipeta medimos 0.2ml de NaOH (ac ) 0.1M. Agregamos a la solución de NaOH (ac) a ambas soluciones hasta que uno de ellos cambie de color.

A.2

En medio ácido:  Agregamos 1ml de solución de Cromato de K 2 Cr O4 (ac) 0.1M y 1ml de Dicromato de K 2 Cr 2 O7 (ac)

potasio potasio

0.1M en dos tubos de ensayo, por separado.



Luego con una pipeta medimos 0.2ml de



Agregamos a la solución de

HCl(ac )

hasta que uno de ellos cambie de color.

HCl(ac)

0.1M.

a ambas soluciones

A.3

Comprobación de la reversibilidad:  Con las soluciones que cambiaron de color en los puntos A.1 y A.2.  Al tubo A.1 agregamos gota a gota 0.2 ml de HCl(ac) hasta que volvió a su coloración anterior. 

Al tubo A.2 se le agrego 0.2 ml de

NaOH (ac )

hasta que

volvió a su coloración anterior.

A. Reversibilidad entre el cloruro de hierro (III) y el Tiocianato de potasio: −¿ ↔(FeSCN )+2 (ac) +3 ¿ Fe(ac)+ SCN (ac ) 

En un vaso de precipitado agregamos 20ml de agua destilada y añadir 2 gotas de FeC l 3 y otras dos gotas de KSCN . La solución resultante la trasvasamos en 4 tubos de

ensayo con igual volumen. Se observa el color rojo intenso característico del ion 

Usamos el primer tubo como patrón o estándar.



Al segundo tubo añadimos 3 gotas de solución de



Observamos cómo el color rojo se torna más oscuro, la reacción se va hacia la derecha (→). Añadimos al tercer tubo 3 gotas de FeC l 3 . Observamos



1.1

( FeSCN )+2 (ac ) . KSCN .

cómo el color rojo se torna más intenso, la reacción se va hacia la derecha (→). Al cuarto tubo agregamos 0.3g de cristales de cloruro de potasio. No se pudo observar un cambio notable en él.

Determinación cuantitativa de la constante de equilibrio mediante el método colorimétrico

INDICACIONES: 

+2

La concentración del ion Tiocianato de hierro (III) [ (FeSCN )(ac ) ] se determina por una técnica de igualación de colores.



Una vez conocida la concentración del ion

+2

(FeSCN )(ac)

se puede

calcular la concentración de los demás componentes en equilibrio:

−¿ ↔(FeSCN )+2 (ac) +3 ¿ Fe(ac)+ SCN (ac ) 



A partir de las concentraciones iniciales y los volúmenes empleados de las soluciones de

FeC l 3

y

KSCN

inicial de los iones

Fe+3 (ac)

y

−¿ SCN ¿( ac ) respectivamente.

se puede calcular la concentración

La experiencia plantea que siempre se utilizara un exceso de ion ; así el reactivo limitante siempre será el ion del ion

Fe+3 (ac)

Fe+3 (ac)

−¿¿ SCN ( ac ) . La concentración

variara, mientras que la concentración del ion

−¿ SCN ¿( ac )

será constante. 

La variación de la concentración del ion

Fe+3 (ac)

se observo por la

diferencia en la intensidad del color rojo (que se dbe a la formación del ion complejo

(FeSCN )+2 (ac) ¿ . La concentración del ion Tiocianato de

hierro en equilibrio será la misma que la concentración inicial del

−¿¿ SCN ( ac ) . 

Es necesario suponer que la reacción en el primer tubo llego a completarse y que este será el estándar que se tiene para determinar la concentración del ion

( FeSCN )+2 (ac)

en los demás tubos, como la

intensidad de color depende de este ion y de la profundidad del líquido, se puede igualar el color del tubo estándar con el de los tubos, extrayendo liquido del tubo estándar.

PROCEDIMIENTO:

 En cinco tubos de ensayo limpio y seco rotulamos con los números del uno al cinco, añadimos 5.0ml de solución de Tiocianato de potasio

KSCN

0.002M cada uno.

FeC l 3(ac)

 Luego añadimos 5.0ml de estándar.

 Preparamos una solución de 0.2M; medimos 10.0ml de











0.2M al tubo 1, este será el tubo

FeC l 3(ac) FeC l 3(ac )

0.08M a partir de la solución 0.2M y se completa con agua

destilada hasta 25ml y llevar a un vaso de precipitado para mezclar bien, extrajimos 5.0ml y lo vertimos al tubo número 2. De esta solución medimos 10ml y lo vertimos a la probeta limpia y seca para preparar la solución de 0.032M (descartar la solución que queda en el vaso), completar la probeta con agua destilada hasta 25ml; mezclamos bien y separamos 5ml y lo vertimos en el tubo número 3. Medimos nuevamente 10ml de la solución anterior y desechamos el resto para preparar la solución de 0.0128M, vertimos a una probeta y agregamos hasta 25ml; separamos 5ml y vertimos al tubo número 4. Medimos nuevamente 10ml de la solución anterior y desechamos el resto para preparar la solución de 0.00512M, vertimos a una probeta y agregamos hasta 25ml; separamos 5ml y vertimos al tubo número 5. Desechamos el resto. Separamos el tubo 1 y 2 para envolverlos en papel blanco y mirando hacia abajo a través de los tubos que estaban dirigidos a una fuente de luz blanca difusa. Extrajimos las cantidades necesarias para igualar los colores. Del mismo modo con el tubo 1 y 3. Luego con el tubo 1 y 4, por ultimo con el tubo 1 y 5. Anotamos las alturas de los líquidos.

DATOS Y CALCULOS: Se determinó la razón de alturas experimental de cada par, dividiendo las alturas del tubo 1 entre la altura del tubo 2, 3, 4, 5. Siendo R 1/Ri