UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN CRISTBAL DE HUAMANGAFACULTAD DE INGENIERA QUMICA Y METALURGIAESCUELA DE FORMACIN PROFESIONAL DE INGENIERA AGROINDUSTRIALQumica II (QU-142)

PRCTICA N 03EQUILIBRIO QUIMICO IPROFESOR DE TEORA: M.Cs. BARBOZA PALOMINO, Gloria Ins.PROFESOR DE PRCTICA: Ing. DAZ MALDONADO, Wuelde Csar.ALUMNOS: - YANAM POMACANCHARI, Luis Angel. - QUINO YANAM, Rodrigo. - HUARCAYA ACEVEDO, Arturo.DA Y HORA DE PRCTICAS: JUEVES de 7:00AM - 10:00AM.FECHA DE EJECUCIN: 28 / 08/ 2014FECHA DE ENTREGA: 04/ 09 / 2014

AYACUCHO PER2014

PRESENTACIN

Las reacciones qumicas completas cuando todo el reactivo es convertido al producto (o al menos infinitesimalmente). En este caso, debemos escribir un signo = o mejor y de hecho infinitamente ms comn una flecha , en el sentido en que se da la trasformacin, con la punta indicando la generacin de los productos de la reaccin.

En ellas los productos reactantes se van consumiendo hasta que desaparece alguna de las especies qumicas a un nivel infinitesimal.

Hay reacciones que se detienen antes de que todo el reactante se haya consumido y convertido en la especie qumica producto. La paralizacin del proceso qumico es meramente aparente; sucede que los productos resultantes, a medida que se forman, reaccionan entre s para regenerar el reactivo de partida.Se dan entonces dos reacciones independientes, simultneamente, pero en sentido inverso. A este tipo de reacciones se las denomina reversibles y se las simboliza por una doble flecha que nos indica que se est dando dos reacciones simultneas con las mismas especies.

En las reacciones reversibles se alcanza un estado en el cual la conversin entre las reacciones opuestas se equilibra, generando un estado de aparente estabilidad. A esta condicin se la denomina equilibrio.

Alcanzado el equilibrio en una reaccin qumica, las masas aparentes de reactivos y productos no cambia a travs del tiempo.

PRACTICA N 03EQUILIBRIO QUMICO II. OBJETIVO:

Estudiar el efecto que produce los cambios de concentracin y temperatura sobre un sistema qumico en equilibrio.

II. NOCIONES TEORICAS:EQUILIBRIO QUMICOEs una reaccin que nunca llega a completarse, pues se produce simultneamente en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, stos forman de nuevo reactivos). Es decir, se trata de unequilibrio dinmico.Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos) se estabiliza, es decir, se gastan a la misma velocidad que se forman, se llega alequilibrio qumico.

LEY DE ACCIN DE MASAS. CONSTANTE DE EQUILIBRIO (KC)Para una reaccin cualquiera (a A + b B + ....c C + d D + ...) se define la constante de equilibrio (KC) de la siguiente manera:

Siendo las concentraciones medidasen 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 concentracin inicial de reactivo o producto.En la reaccin anterior: H2(g) + I2(g) 2 HI(g)

El valor deKC, dada su expresin, depende de cmo se ajuste la reaccin. Es decir, si la reaccin anterior la hubiramos ajustado como: H2(g)+ I2(g)HI(g), la constante valdra la raz cuadrada de la anterior.La constanteKCcambia con la temperatura.NOTASlo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolucin. Las especies en estado slido o lquido tienen concentracin constante, y por tanto, se integran en la constante de equilibrio.

CONSTANTE DE EQUILIBRIO (KP). RELACIN CON KC.En las reacciones en que intervengangaseses ms sencillo medir presiones parciales que concentraciones. As en una reaccin tipo: a A + b Bc C + d D, se observa la constancia de Kpviene definida por:

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

De la ecuacin general de los gases: P x V = n x R x T se obtiene:P=

Vemos, pues, que KPpuede depender de la temperatura siempre que haya un cambio en el n de moles de gases.

Donden= incremento en n de moles de gases (nproductos nreactivos)

Ejemplo:Calcular la constante Kpa 1000 K en la reaccin de formacin del amoniaco vista anteriormente. (KC= 1,996 102M2)N2(g) + 3 H2(g)2 NH3(g)n = nproductos nreactivos= 2 (1 + 3) = 2KP= Kcx(RT)n=1,996x102mol2l2(0,082atmxlxmol1xK1x1000K)2

FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIO QUMICOPRINCIPIOS DE CHATELIEREste principio indica que ante cualquier agente externo que perturba un sistema en equilibrio, dicho sistema se desplaza en el sentido que tiende a contrarrestar dicha perturbacin y restablecer as el equilibrio.FACTORES QUE INFLUYEN1: VARIACION DE LA CONCENRACION: Cuando aumenta la concentracin de un reactante, la reaccin se desplaza a la derecha. Si lo aumenta la concentracin de un producto, la reaccin se desplaza a la izquierda.Ejm: Que sucede si a la reaccin en equilibrio se adiciona cloro?COCl2(g) CO(g) + Cl2(g)

Si se aumenta la concentracin de cloro entonces la reaccion se desplaza hacia los reactantes (se va hacia la izquierda).Por lo tanto aumenta la [COCl2], y disminuyen las [CO] y [Cl2].2: VARIACION DE LA PRESIONCuando aumenta la presin la reaccin se desplaza hacia el miembro de menor nmero de moles.Ejm: N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) si aumenta la presin, el equilibrio se desplaza a la derecha. si disminuye la presin, el equilibrio se desplaza a la izquierda.C: VARIACION DE LA TEMPERATURACuando se aumenta la temperatura a una reaccin exotrmica, estos se desplazan hacia los reactantes.Si la reaccin es endotrmica, se desplaza hacia los productos.Ejm: N2(g) + H2(g) 2NH3(g) + CALOR (Rx exotrmica)_ Si aumenta la temperatura, el equilibrio se desplaza ala izquierda (reactantes)._ Si disminuye la temperatura, el equilibrio se desplaza ala derecha (producto).

III. MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS UTILIZADOS:

A. MATERIALES:

Tubos de ensayo (5) ( deigual dimensin: dimetro y altura) Gradilla Probeta Pipeta Vaso de precipitado Etiquetas (5)

B. REACTIVOS

Cromato de Potasio Dicromato de Potasio Hidrxido de potacio cido clorhdrico Tiocianato de potacio Cloruro Frrico Nitrito de plata Cloruro ferrico Agua destilada HierroIV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:Ensayo 1: EQUILIBRIO DEL ION CROMATO Y DICROMATO

1. En dos tubos de ensayo, colocar en el primero 2ml de solucin K2CrO4 0,1M y al segundo tubo 2ml de solucin de K2Cr2O7 0,1M; anote el color de cada solucin.

Cromato k2CrO4 dicromato K2CrO7 (AMARILLO) (ANARANJADO)

2. Agregar aproximadamente 1ml de cada solucin en dos tubos diferentes. Aadir gota a gota solucin de KOH 0,1 M a cada solucin, asta observar un cambio de color en uno de los tubos (por comparacin de la muestra patrn determine el compuesto obtenido).anote los colores y realice la ecuacin qumica en su forma inica y molecular (para lo cual considere la ecuacin qumica en un solo sentido).guarde estos tubos para el punto 5.

Las dos muestras: 1 ml de cromato (amarillo) y 1ml de dicromato (anaranjado)

Hidrxido de potasio para la reaccin.

El dicromato + el hidrxido de potasio, reacciona y cambia a un color amarillo igual que el cromato

Cromato mas hidrxido de potasio: no hay reaccin K2CrO4 + KOH NO REACCIONA Dicromato mas hidrxido de potasio: si hay reaccin E.M K2Cr2O7 + KOH 2 K2CrO4 + H2O (si reacciona a un color amarillo) E. I Cr2O72- + OH- CrO42- + H2O

3. Agregar aproximadamente un 1ml de cada solucin de las muestras patrn en dos tubos diferentes y aadir gota agota solucin de HCl 0,1 M a cada tubo, hasta que observe un cambio de color en uno de los tubos y compare el color como en el punto anterior. Escriba las ecuaciones qumicas. Guarde estos tubos para el punto 4.Solucin de cido clorhdrico 0.1M (HCl)

El K2Cr04 REACCIONA CON EL HCl y cambia a un color anaranjado.

El cromato mas cido clorhdrico: si hay reaccin.E. M K2CrO4 + HCl K2Cr2O7 + KCl + H2OE. I Cro42- + H+ Cr2O72- + H2O

el dicromato mas cido clorhdrico: no hay reaccin.

K2Cr2O7 + HCl NO REACCIONA

4. Aadir KOH 0,1M gota a gota, a unos de los tubos preparados en el punto 3, hasta que observe un cambio de color. Escriba la ecuacin qumica.

E.M K2CrO4 + 2KOH 2 K2CrO4 + H2OE.I Cr2O72- + OH- CrO42- +H2O5. Agregar HCl 0,1M gota a gota a unos de los tubos preparados en el punto 2, hasta que observe un cambio de color. Escriba la ecuacin qumica.E.M K2CrO4 + HCl K2Cr2O7 + KCl + H2OE.I CrO42- + H+ Cr2O72- + H2O6. A): Proceda a sumar las ecuaciones qumicas obtenidas; uno de ellos invirtase de sentido antes de sumarse. El resultado final en cada caso debe tener las flechas opuestas. Sume la ecuacin qumica del punto 2 con la del punto 5(invertido) y la del punto 3 con 4 (invertido).Ec 2 con Ec 5 (invertido)Cr2O72- + 2OH- 2CrO42- + H2OCrO72- + H2O 2CrO4 + 2H2Cr2O72- +2OH- 4CrO42- + 2HSIMPLIFICANDO: Cr2O72- +OH- 2CrO42- + H

Ec 3 con Ec 4 (invertido)2CrO42- + 2H+ Cr2O72- + H2O2CrO42- + H2O Cr2O72- + 2OH4CrO42- + 2H 2Cr2O72- + 2OHSIMPLIFICANDO: 2CrO42- + H Cr2O72- + OH

B) Halle la expresin de la constante de equilibrio de las 2 ecuaciones reversibles obtenidas.Kc 1= [CrO42- ]2 [H] [Cr2O72- ][OH]

Kc 2= [Cr2O72-]2 [OH] [Cr2O42- ][ H]Kc 2 = 1 Kc1

ENSAYO 2: EQUILIBRIO DEL ION HIERRO (III) Y EL ION TIOCIANATOLa ecuacin de equilibrio es : Fe3+(ac) + SCN-(ac) FeSCN 2+ (ac) + calorDisponer de 4 tubos y enumerar de 1 al 4

1) Al tubo 1, agregar 10ml de solucin de Fe3+ (FeCl3 0,2M) y 1ml de solucin de SCN- (KSCN 0,002M). Observar la coloracin y anotar

. AL CONBINAR LAS SOLUCIONES NOS DAN UN COLOR ANARANJADO

2) Aadir al tubo 2 las mismas cantidades de reactivos de la parte 1, ms un exceso de SCN- , observar que color se incrementa por la mayor formacin de FeSCN2+, desplazndose el equilibrio a la derecha.

SE INCREMENTA A UN COLOR MEDIO ROJISO

3) Aadir el tubo 3 las mismas cantidades de reactivo de 1, luego un exceso de iones Fe3+, el color tambin se incrementa porque el equilibrio se deslaza hacia la derecha.LA REACCION CAMBIA AUN COLOR ANARANJADO

4) Al tubo 4, agregar las mismas cantidades de 1, y luego 1 ml de solucin de AgNO3 0,1M. Este reactivo causa la precipitacin de AgSCN, insoluble, disminuyendo la concentracin del ion SCN-. El complejo FeSCN2+ se disocia para restablecer el equilibrio disminuyendo la concentracin de FeSCN2+, formndose un color rojo dbil. El equilibrio se desplaza a la izquierda.

EL COLOR CAMBIA A UN COLOR ANARANJADO CLARO

5) Colocar en 2 tubos las mismas cantidades de las soluciones de Fe3+ y SCN- y depositarlos, el primero en un vaso con agua caliente y el segundo en un vaso con agua enfriada con hielo. Observe los resultados.Calentamos el agua para ver la reaccin con la ayuda del mechero de bunsen

El color de la reaccin se aclara, as perdiendo su color original

Dejamos la reaccin en un vaso con hielo para ver si hay cambio de color.

El color de la reaccin es fuerte, cambia a un color casi rojo

V. CUESTIONARIO:

1) Defina el equilibrio qumico y ponga 2 ejemplos de un equilibrio dinmico.En un proceso qumico, elequilibrio qumicoes el estado en el que lasactividades qumicaso lasconcentracionesde los reactivos y los productos no tienen ningn cambio neto en el tiempo. Normalmente, este sera el estado que se produce cuando unareaccin reversibleevoluciona hacia adelante en la misma proporcin que su reaccin inversa. Lavelocidad de reaccinde 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. Este proceso se denominaequilibrio dinmico. Dos ejemplos de Dinmica1) Con unos patines con ruedas vas siguiendo una lnea en el suelo recta pero solo con un pie, el otro levantado y el cuerpo agachado para delante.2) Con los mismos patines te coges un compaero y los dos cogerse de los brazos y cada uno con una pierna levantada y la otra con la patineta en el suelo as hay que adelantar con la lnea entre vosotros sin que se caigan.

2) Explica la diferencia entre equilibrio fsico y equilibrio qumico. Ponga 2 ejemplos de cada uno.

La diferencia que existe es que el equilibrio fsico se da entre dos fases de la misma sustancia, debido a que los cambios que ocurren son procesos fsicos; mientras que el equilibrio qumico 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 Fsicos:

La evaporacin del agua en un recipiente cerrado a una temperatura determinada.En este caso, el nmero de molculas de H2O se dejan en la fase lquida y regresan a ella es el mismo:

H2O (l) = H2O (g)

Ejemplos de Equilibrio Qumico

1) CO(g) + Cl2 (g) COCl2 (g)2) H2 (g) + I2 (g) 2HI (g)

3) favorece la formacin del ion dicromato en un medio acido? Explique.El Dicromato solo reacciona con bases(ion OH-)convirtindose en Cromato. Se concluye que el ion Cromato est presente en la solucin de Dicromato de potasio. Entonces se observa que existe equilibrio qumico entre el ion Cromato y el ion Dicromato.

4) favorece la formacin del ion tiocianato de hierro (III) el aumento de temperatura? Explique.

No le favorece ya que el aumento de temperatura hace que pierda su concentracin original (color).En el ensayo observamos que a mayor temperatura el color cambia aun color palido.

VI. CONCLUSIN

Las constantes de equilibrio que obtuvimos no tienen relacin alguna entre ellas. La molaridad vara en forma inversa con el volumen de la solucin; mientras ms cantidad tomemos al Fe (NO3)3, su molaridad disminuir en forma considerable. En nuestros clculos observamos que la constante de equilibrio de cada creacin es diferente y va en aumento, debido a que hacemos variar la concentracin de Fe (NO3) En esta reaccin en especial notamos que la constante de equilibrio vara en forma inversa con las concentraciones de los reactantes. El Cromato solo reacciona concidos (ion H+) convirtindose en Dicromato El Dicromato solo reacciona con bases(ion OH-)convirtindose en Cromato. Se observa la reversibilidad del cambio de ion Cromato a ion Dicromato

VII. BIBLIOGRAFA

CHANG, Raymond.Quimica general.Editorial McGraw -Hill. Novenaedicin. 2007. BROWN-LEMAY.Qumica La ciencia central.Editorial Prentice Hall.Decimoprimera edicin. 2009.