UNIVERSIDAD TECNOLOGICA DEL PERU

Facultad de Ingeniería Industrial y de Sistemas

CURSO: LABORATORIO DE QUIMICA I

DOCENTE: DELGADO VILLANUEVA, Jenny Margarita

TEMA: EQUILIBRIO QUIMICO

INTEGRANTES: -----------

----------------

CICLO: II

TURNO: MAÑANA

HORARIO: LUNES 1 – 2:40

Muchas de las reacciones químicas son reversibles, y no es normal que

las reacciones formen productos y que estos actúen simultáneamente

como reacciones. En un sistema cerrado es posible llegar a un estado de

equilibrio químico oponiendo reacciones.

Este estado se consigue cuando las velocidades de reacción de

productos y reacciones son iguales. Este reconoce cuando las

propiedades macroscópicas, como es el calor, la presión, o la solubilidad

son constantes y cuando hay la energía disponible para producir un

trabajo.

Un equilibrio químico es homogéneo cuando se establece en una sola

fase, como en una mezcla de gases, o en una solución liquida. Un

equilibrio es heterogéneo cuando consta de más de una fase, gas-solido,

liquido-solido. Una reacción es reversible cuando los productos

reaccionan entre sí para dar los reactivos iníciales; en el caso contrario,

las reacciones son irreversibles. Se estableció un equilibrio químico

cuando las velocidades de las reacciones opuestas son exactamente

iguales.

1. OBJETIVOS:

Estudiar el efecto de la concentración. El área de exposición, la temperatura y la presencia o ausencia de un catalizador, sobre la velocidad de las reacciones químicas.

Establecer relaciones esenciales entre cada uno de estos parámetros y el tiempo en que transcurre la reacción, para obtener determinada cantidad de producto o un determinado efecto

2. FUNDAMENTO TEORICO:

En un proceso químico, el equilibrio químico es el estado en el que las

actividades químicas o las

concentraciones de los reactivos y

los productos no tienen ningún

cambio neto en el tiempo.

Normalmente, este sería el estado

que se produce cuando una

reacción química evoluciona hacia

adelante en la misma proporción

que su reacción inversa. La

velocidad de reacción de las

reacciones directa e inversa por lo general no son cero, pero, si ambas son

iguales, no hay cambios netos en cualquiera de las concentraciones de los

reactivos o productos

Si Q < K: la reacción se lleva a cabo hacia los productos (derecha), y Q va a aumentar hasta llegar a K, donde se vuelve constante.

Si Q > K: la relación entre productos y reactivos es muy grande, entonces los productos se convierten en reactivos y la reacción se lleva a cabo en sentido contrario (izquierda, pero en menor cantidad). Si Q = K: el sistema se encuentra en equilibrio.

El equilibrio químico se rige por el principio de Le Chatelier:

Principio de Le Chatelier:

Este principio es equivalente al de la Ley de masas. principio de Le Châtelier, postulado por Henri-Louis Le Châtelier (1850-1936), químico industrial francés, establece que:

Si un sistema químico que en principio esté en equilibrio experimenta un cambio en la concentración, en la temperatura, en el volumen o en la presión parcial, variará para contrarrestar ese cambio.

Factores que influyen en la reacción:

1.Concentración:

Si varía la concentración de un sistema que en principio esté en equilibrio químico, en ese sistema variarán también las concentraciones de sus componentes de manera que se contrarreste la primera variación. Con respecto a su representación mediante una ecuación estequiométrica, diremos que el equilibrio se desplazará a un lado o al otro de esa ecuación (en dirección a un miembro o al otro).

Por ejemplo, si aumenta la concentración de yoduro de hidrógeno en la reacción representada así:

H2 + I2 ←→ 2 HI

Ocurrirá que habrá más yoduro de hidrógeno que se transforme en moléculas de hidrógeno y de yodo que lo contrario, y, según esa representación, diremos que esa reacción se desplazará a la izquierda

2. Presión:

Si se eleva la presión de un sistema de gases en equilibrio, la reacción se desplaza en la dirección en la que desaparezcan moles de gas, a fin de minimizar la elevación de presión. Por el contrario, si disminuye la presión, la reacción se desplazará en el sentido en que aumenten las moles totales de gas lo que ayudará a que la presión no se reduzca. Es importante hacer notar que, a bajas temperaturas, la reacción requiere más tiempo, ya que esas bajas temperaturas reducen la movilidad de las partículas involucradas.

En el laboratorio, para contrarrestar ese efecto se emplea un catalizador que acelere la reacción.

3. Temperatura: Si aumenta la temperatura en un sistema que en principio esté en equilibrio, ese sistema se reorganizará de manera que se absorba el exceso de calor; y, en la representación estequiometrica, diremos también que la reacción se desplazará en un sentido o en el otro.

Hay dos tipos de variación con la temperatura:

Reacción exotérmica: aquella reacción que libera o desprende calor.

Por ejemplo:

aA + bB ←→ cC + dD + Calor

En este caso se puede apreciar que si aumenta la temperatura habrá un desplazamiento del equilibrio hacia los reactivos (←); y, si disminuye la temperatura, habrá un desplazamiento hacia los productos (→).

Reacción endotérmica: aquella que absorbe calor.

Por ejemplo:

aA + bB + Calor ←→ cC + dD

En este otro caso, se aprecia que la disminución de temperatura afecta a los reactivos, de manera que se produce un desplazamiento del equilibrio hacia éstos (←). En cambio, si aumenta la temperatura, el equilibrio se desplazará hacia los productos (→).

Diferencia entre equilibrio químico homogéneo y heterogéneo:

Equilibrio Homogéneo:

Se aplica a las reacciones en las que todas las especies reaccionantes se

encuentran en la misma fase.

Ejemplos de equilibrio Homogéneo:

2NO (g) + O2 (g) <======>2NO2 (g)

CH3COOH (ac) + H2O (l) <======> CH3COO (ac) + H3O+ (ac)

Equilibrio Heterogéneo:

Se da en una reacción reversible en la que intervienen reactivos y

productos en distintas fases.

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)

Expresión de la constante de equilibrio

Las reacciones químicas que transcurren en un recipiente cerrado pueden alcanzar un estado de equilibrio que se caracteriza porque las concentraciones de los reactivos y de los productos permanecen inalteradas a lo largo del tiempo. Es decir, bajo determinadas condiciones

de presión y temperatura la reacción no progresa más y se dice que ha alcanzado el estado de equilibrio.

La constante de equilibrio (K) se expresa como la relación entre las concentraciones molares (mol/l) de reactivos y productos. Su valor en una reacción química depende de la temperatura, por lo que ésta siempre debe especificarse. La expresión de una reacción genérica es:

En el numerador se escribe el producto de las concentraciones de los productos y en el denominador el de los reactivos. Cada término de la ecuación se eleva a una potencia cuyo valor es el del coeficiente estequiométrico en la ecuación ajustada.

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

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.

Magnitud de la constante de equilibrio

La magnitud de la constante de equilibrio informa sobre el estado de equilibrio, es decir, sobre la extensión con que una reacción química se lleva a cabo.

Si la constante de equilibrio para una reacción química (Kp o Kc) tiene un valor muy grande, el grado de conversión de reactivos a productos es muy alto. Por el contrario, valores numéricos de Kp o Kc muy pequeños indican que el grado de conversión de reactivos a productos es muy pequeño.

Por ejemplo, en las siguientes reacciones, que transcurren ambas a 298 K:

El valor alto de Kc para la primera ecuación indica que prácticamente toda la cantidad de reactivos se ha convertido en productos.

Por el contrario, el valor bajo de Kc para la segunda ecuación indica que la cantidad de reactivos que se ha convertido en productos es muy baja.

Cociente de reacción

El cociente de reacción se designa con la letra Q y coincide con la expresión de la constante de equilibrio, pero con la diferencia de que puede ser evaluado en cualquier instante de la reacción y para cualquier

valor de las concentraciones de los reactivos y/o de los productos. No es necesario el estado de equilibrio para calcular el valor de Q.

Para la reacción:

pueden darse las siguientes situaciones:

Si Q = Kc, el sistema esta en equilibrio. Si Q ¹? Kc, el sistema evolucionará hacia el estado de equilibrio. Para

saber en que sentido evolucionará la reacción es necesario comparar los valores de ambos:

o Si Q < Kc, significa que el cociente de las concentraciones iniciales es menor que el que debería ser en el equilibrio. El modo de alcanzar el equilibrio es incrementar la concentración de HI (g), ya que asi se reducen las de H2 (g) y I2 (g). La reacción directa se produce con mayor extensión que la inversa, hasta que se alcanza el equilibrio.

o Si Q > Kc, el valor del cociente de las concentraciones iniciales es superior al que corresponde al estado de equilibrio. La reacción inversa se produce con mayor extensión que la directa, hasta que el valor de Q se iguala con Kc.

3. PARTE EXPERIMENTAL

3.1. MATERIALES:

5 tubos de ensayo

1 gradilla

1 probeta 10ml

2 pipetas 10ml

1 Vasos de precipitado 250ml

2 vasos de precipitado 50ml

1 pipeta pasteur

1 pisceta

2 propipetas

1 regla milimetrada

Fuente de luz difusa

3.2.- REACTIVOS:

Tiocianato de Potasio 0,013 M

Nitrato férrico 0,068 M

Agua destilada

3.3.- PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

Determinación Cuantitativa de la constante de equilibrio:

En esta experiencia se estudiara cuantitativamente el sistema de Equilibrio

del ion Complejo Sulfocianuro – Hierro III

Enumerar los 5 tubos de ensayo del 1 al 5 (deben tener diámetro

uniforme y estar limpios y secos). Añadir 5 mL de tiocianao de

potasio a cada uno de los 5 tubos de concentración 0,013 M.

Al tubo Nº1 añadir 5 Ml de Fe(NO3)3 0,068 M.

Por disoluciones sucesivas, a partir de la solución 0,068 M, se

preparara soluciones de nitrato de hierro (III) 0,034 M; 0,017 M;

0,0085 M; 0,00425 M; respectivamente.

Por ejemplo: para obtener una solución 0,034 M, medir 5 mL de

solución de Fe(NO3)3 0,068 M en una probeta graduada y

completar el volumen a 10 Ml con agua destilada, utilice la relación:

(V*M)1 = (V*M)2

Luego vierta los 10 mL de la probeta en un vaso de 50 mL seco y

limpio para homogeneizar bien la solución.

De la solución contenida en el vaso tomar dos porciones: una de 5

ml (con la pipeta) y vierta la tubo Nº2 y los otros 5 ml restantes a la

probeta limpia y seca.

Complete la solución de la probeta a 10 ml con agua destilada y la

solución resultante será 0,017 M. Seguir el mismo procedimiento

para preparar las otras concentraciones de los siguientes tubos.

En una fuerte de luz difusa, compare el color del tubo estándar Nº1

con el tubo Nº2. Debe mirar hacia abajo a través de los tubos

expuestos a la luz difusa. Extraer líquido del tubo estándar con la

pipeta pasteur hasta que ambas soluciones tengan igual intensidad

de color. Mida la altura del líquido en cada tubo y anote.

Proceder de igual manera con los tubos 1y 3, 1 y 4, 1 y 5; anotando

las alturas medidas de los líquidos una vez que los colores sean

iguales por comparación.

4. RESULTADOS

DATOS

M1 = 0.068 M

M2 = 0.034 M

M3 = 0,017 M

M4 = 0.0085 M

M5 = 0.00425 M

TUBO 1 comparación con 2 ----- 3.5

TUBO 1 comparación con 3 ------ 2.5

TUBO 1 comparación con 4 ------ 1.5

TUBO 1 comparación con 5 ------ 1

Tubo # Relación de

alturas

[Fe +3]0 [SCN-]0 [Fe +3]eq [SCN-]eq K eq

1 1 0.068 0.013 0.0615 6.5 2380

2 0.83 0.068 0.013 0.06261 7.61 1680

3 0.61 0.068 0.013 0.06404 9.03 122

4 0.36 0.068 0.013 0.06566 0.01066 48

5 0.24 0.068 0.013 0.06644 0.01144 30

5. CUESTIONARIO

a) Explique detalladamente el significado del valor de la constante de

equilibrio de una reacción química. De un ejemplo.

Las constantes de equilibrio reflejan cuantitativamente a los múltiples estados de equilibrio para cada reacción. Son una medida de la mayor o menor extensión de las reacciones químicas. Una vez alcanzado el equilibrio, la proporción entre los reactivos y los productos no es necesariamente de 1 a 1. Esa proporción es descrita por medio de una relación matemática mostrada a continuación:

b) Explique con 2 ejemplos la diferencia que existe entre un equilibrio

químico Homogéneo y un equilibrio químico Heterogéneo.

Equilibrio homogéneo y el equilibrio heterogéneo. Cite dos ejemplos de cada uno.

Equilibrio Homogéneo:

Se aplica a las reacciones en las que todas las especies reaccionantes se encuentran en las

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) Û 2NO2 (g)

CH3COOH (ac) + H2O (l) Û CH3COO (ac) + H3O+ (ac)

Ejemplos de equilibrio Heterogéneo:

CaCO3 (s) Û CaO (s) + CO2 (g)

Los dos sólidos y el gas constituyen tres fases distintas

(NH4)2Se (s) Û 2NH3 (g) + H2Se (g)

6. CONCLUSIONES

Después de haberse igualado la cantidad de iones H a la de OH-

(neutralización), se produce un cambio de color al haber un exceso

de acido.

Podemos concluir que la hidrólisis no es más que una reacción

donde participa cualquier compuesto con el agua. Para que se

hidrolice los iones que están flotando en la solución acuosa uno

debe reaccionar con iones H y el otro con iones OH-.

7. OBSERVACIONES

Observamos como al agregar tiocianato de potasio y agua a los tubos de ensayo aparentemente todos tienen el mismo color, pero al colocarlo en la fuente de luz notamos como el color de la mezcla de cada tubo de ensayo es distinto uno más claro que otro.

Notamos que al ir quitando la mezcla del tubo 1, logramos que el tubo 1 pase por todos los colores de los 4 tubos de ensayo restantes.

Aun vertiendo el mismo volumen a los tubos de ensayo, al medir notamos que los líquidos no comparten la misma medida, puesto que en todo experimento siempre existe un mínimo porcentaje de margen de error.

8. ANEXOS

Diferencia entre equilibrio físico y equilibrio químico. De dos ejemplos de cada uno.

La diferencia que existe es que el equilibrio físico se da entre dos fases de la misma

sustancia, debido a que los cambios que ocurren son procesosfísicos; mientras que el

equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades delas reacciones directas e inversas

se igualan y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes.

Ejemplos de Equilibrios Físicos:

La evaporación del agua en un recipiente cerrado a una temperatura determinada.

En este caso, el número de moléculas de H2O se dejan en la fase líquida y regresan a ella

es el mismo:

H2O (l) Û H2O (g)

Ejemplos de Equilibrio Químico

CO (g) + Cl2 (g) Û COCl2 (g)

H2 (g) + I2 (g) Û 2HI (g)

4.-) Enuncie la Ley de Acción de Masas:

Es una relación que establece que los valores de la expresión de la Ke son constante par

una reacción en particular a una temperatura dada, siempre que se haya sustituido las

concentraciones en equilibrio.

5.-) Formule las ecuaciones de las constantes de equilibrio Ke, para los siguientes

procesos:

C (s) + CO2 (g) Û 2CO (g)

2HgO (s) Û 2Hg (l) + O2 (g)

2ZnS (s) + 3O2 (g) Û 2ZnO (s) + 2SO2 (g)

PCl3 (g) + Cl2 (g) Û PCl5 (g)

2CO2 (g) Û 2CO (g) + O2 (g)

Cociente de reacción. ¿en que se diferencia de la constante de equilibrio?

El cociente de reacción tiene la misma forma que la constante de equilibrio, pero se refiere

a valores específicos que no son necesariamente concentraciones en equilibrio. Sin

embargo cuando son concentraciones en equilibrio, Q = Kc.

Puede compararse la magnitud de Q con la de K para una reacción en determinadas

condiciones con el fin de decidir si debe producirse la reacción neta hacia la derecha o

hacia la reacción inversa para establecer el equilibrio.

Para aA + bB Û cC + dD

Principio de Le Chatelier. Mencione 4 factores que puedan desplazar la posición de un

equilibrio. Solo uno de esos factores puede hacer variar el valor de la constante de

equilibrio. ¿cual es ese factor?

Principio de Le Chatelier:

Cuando un sistema en equilibrio químico es perturbado por un cambio de

temperatura, presión o concentración, el sistema modificará la composición en equilibrio

en alguna forma que tienda a contrarrestar este cambio de la variable.

Factores que puedan reemplazar la posición de equilibrio.

Variación en la temperatura.

Variación en la presión.

Variación del volumen

La variación de temperatura es el factor que pueda hacer variar el valor de la constante de

equilibrio.

ley de acción de masas. Constante de equilibrio (Kc)

Para una reacción cualquiera (a A + b B + .... ? c C + d D + ...) se define la constante de

equilibrio (KC) de la siguiente manera:

siendo las concentraciones medidas en el equilibrio (no confundir con las concentraciones

iniciales de reactivos y productos).

Se denomina constante de equilibrio, porque se observa que dicho valor es constante

(dentro un mismo equilibrio) si se parte de cualquier concentración inicial de reactivo

o producto.

En la reacción anterior: H2 (g)+ I2 (g) ? 2 HI (g)

El valor de KC, dada su expresión, depende de cómo se ajuste la reacción. Es decir, si la

reacción anterior la hubiéramos ajustado como: ½ H2 (g) + ½ I2(g) ? HI (g), la constante

valdría la raíz cuadrada de la anterior.

La constante KC cambia con la temperatura.

¡ATENCIÓN!: Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución. Las especies

en estado sólido o líquido tienen concentración constante, y por tanto, se integran en la

constante de equilibrio.

Ejemplo:

Tengamos el equilibrio: 2 SO2(g) + O2(g) ? 2 SO3(g). Se hacen cinco experimentos en los

que se introducen diferentes concentraciones iniciales de ambos reactivos (SO2 y O2). Se

produce la reacción y una vez alcanzado el equilibrio se miden las concentraciones tanto

de reactivos como de productos observándose los siguientes datos:

Kc se obtiene aplicando la expresión:

y como se ve es prácticamente constante.

Ejercicio A:

Escribir las expresiones de KC para los siguientes equilibrios químicos:

a) N2O4(g) ? 2 NO2(g); b) 2 NO(g) + Cl2(g) ? 2 NOCl(g);

c) CaCO3(s) ? CaO(s) + CO2(g); d) 2 NaHCO3(s) ? Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g).

Significado del valor de Kc

Ejemplo:

En un recipiente de 10 litros se introduce una mezcla de 4 moles de N2(g) y 12 moles de

H2(g); a) escribir la reacción de equilibrio; b) si establecido éste se observa que hay 0,92

moles de NH3(g), determinar las concentraciones de N2 e H2 en el equilibrio y la constante

Kc.

Ejercicio B:

En un recipiente de 250 ml se introducen 3 g de PCl5, estableciéndose el equilibrio: PCl5(g)

( PCl3 (g) + Cl2(g). Sabiendo que la KC a la temperatura del experimento es 0,48,

determinar la composición molar del equilibrio. (

Constante de equilibrio (Kp). Relación con KC

En las reacciones en que intervengan gases es mas sencillo medir presiones parciales que

concentraciones. Así en una reacción tipo: a A + b B ? c C + d D, se observa la constancia

de Kp viene definida por:

En la reacción: 2 SO2(g) + O2(g) ( 2 SO3(g)

9. BIBLIOGRAFÍA

TINS LABORATORIO QUIMICA I CASTELLÓ, M. y QUÍLEZ, J. 1992. La construcción de la Química con ayuda del

ordenador. Consellería de Educación: Valencia. LEVINE, I.N. 1981. Fisicoquímica. McGraw-Hill: Bogotá. MODELL, M. y REID. R.C. 1974. Thermodynamics and its Applications. Prentice-Hall:

New Jersey.

PEREIRA, M.P.B.A. 1990. Equilibrio Químico. Dificuldades de Aprendizagem e Sugestoes Didácticas. SPQ: Lisboa.POZO, I.; GÓMEZ, M.A.; LIMÓN, M. y SANZ, A. 1991.Procesos cognitivos en la comprensión de la ciencia: las ideas de los adolescentes sobre la Química. CIDE: Madrid.