EQUILIBRIO QUÍMICO
PRÁCTICA Nº 4 EQUILIBRIO QUÍMICO I. OBJETIVOS
- Estudi Estudio o cual cualita itativ tivo o de de siste sistemas mas de equili equilibri brio. o. - Verific Verificar ar la reversi reversibil bilida idad d en reaccio reacciones nes de equi equilib librio rio.. II. PRINC PRINCIPI IPIOS OS TEÓR TEÓRICO ICOS S
Es el estado al que se llega al final de cualquier sistema químico. La expres expresión ión matemá matemátic tica a que represe representa nta al Equili Equilibrio brio Químic Químico, o, se conoce como Ley de Acción de Masas y se enuncia como: La rela relaci ció ón del prod roduct ucto de las las acti activ vidad idades es (ac (activi tivid dad igua iguall a concen concentra tració ción n en soluci solucione oness diluid diluidas) as) elevad elevadas as los coefic coeficien ientes tes esteq stequ uiom iométri étrica cass en la reac reacci ció ón de pro product ducto os y reac reacttivo ivos permanece constante al equilibrio. Para cualquier reacción: aA + bB cC + dD
K = cte. de cada reacción en el equilibrio.
Q= valor que disminuye durante la reacción hasta que permanece constante al equilibrio, relación antes del equilibrio. Las letras entre paréntesis rectangular indican concentración molar de reac reacti tivo vo o prod produc ucto to y los los expo expone nent ntes es son son los los coef coefic icie ient ntes es estequiométricos respectivos en la reacción. De acuerdo con estas expresiones matemáticas: Si K <<< 1, entonces la reacción es muy reversible y se dice que se encuentra desplazada a la izquierda. Si K = 1, es una reacción en la que se obtiene 50% de reactivos y 50% de productos. Si K >>> 1, la reacción tiene un rendimiento alto y se dice que esta desplazada a la derecha. 1
Si se utiliza Q se sabe que: 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. UTP | Laboratorio de Química
EQUILIBRIO QUÍMICO 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:
Un sistema, sometido a un cambio, se ajusta el sistema de tal manera que se cancela parcialmente el cambio. Factores que influyen en la reacción: -
-
-
-
-
-
III.
Concentración: A mayor concentración en los productos el equilibrio tiende a desplazarse hacia los reactivos para compensar la reacción (el equilibrio se va hacia la izquierda). A mayor concentración en los reactivos, el equilibrio tiende a desplazarse hacia los productos (el equilibrio se va hacia la derecha). Presión: Es importante hacer notar, que la presión sólo afecta a aquellos productos o reactivos que se encuentran en fase gaseosa. A mayor presión, el equilibrio tenderá a irse a donde hay menor número de moles. De acuerdo con la ley general del estado gaseoso PV= nRT que implica que a mayor número de moles, mayor presión. Temperatura: En la temperatura se debe de considerar su entalpía ( H°): I. Si H es positiva, la reacción es endotérmica. II. Si H es negativa, la reacción es exotérmica A mayor presión, el equilibrio tenderá a irse a donde hay menor número de moles. De acuerdo con la ley general del estado gaseoso. Si una reacción es endotérmica, al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplazará hacia la derecha (mayor formación de productos). Si una reacción es exotérmica, al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda (mayor formación de reactivos) 2
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL a) Materiales: UTP | Laboratorio de Química
EQUILIBRIO QUÍMICO
-
Tubos de ensayo 1 gradilla 1 probeta 10mL 1 piceta 1 propipetas
b) Reactivos: -
Cromato de potasio Dicromato de potasio Ácido clorhídrico Hidróxido de sodio.
c) Procedimiento: Sistema en equilibrio ion Cromato – ion dicromato: Principio de Le Chatelier.
En esta experiencia se estudiará cualitativamente el sistema de Equilibrio del ion Cromato – ion dicromato.
2CrO42-
+ H+
(ac)
Cr2O72-
Amarillo
(ac)
+
OH-
Naranja
Indicaciones: -
En un tubo de ensayo agregar 1 mL de cromato de potasio y en otro tubo de ensayo 1mL de dicromato, observa el color y anota. Ion Dicromato Ion cromato
Cr2O72-
CrO42-
: Color naranja.
(ac)
: Color amarillo.
(ac)
Paso A:
1. En tubos de ensayo por separado agregar 1mL de cromato de potasio y 1 mL de dicromato de potasio. 2. Añadir gota a gota NaOH a cada uno de los tubos hasta que alguna de las soluciones cambie de color. Conservar estas soluciones. 3
Tubo con dicromato e hidróxido:
Cr2O72-
(ac)
+
2 OH-
CrO42-
(ac)
+ H2O
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EQUILIBRIO QUÍMICO Color naranja
Color amarillo
Tubo con cromato e hidróxido:
CrO42-
permanece amarillo
+
(ac)
OH-
No se forma Dicromato,
Paso B:
1. Repetir el paso anterior, esta vez usar HCl en vez de NaOH. Guardar estas soluciones. Tubo con dicromato y ácido:
Cr2O72-
naranja.
+ H+
(ac)
No se forma cromato, permanece
Tubo con cromato y ácido:
CrO42-
(ac)
+
2H+
Color amarillo
Cr2O72-
(ac)
+ H2O
Color naranja
Paso C:
1. Añadir gota a gota NaOH a las soluciones de los tubos anteriores (Paso B) hasta que cambien de color. 2. Indicar las ecuaciones:
Paso D:
1. Añadir gota a gota HCl a los tubos del paso A hasta notar el cambio en la coloración. 4 2. Indicar las ecuaciones correspondientes:
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EQUILIBRIO QUÍMICO
IV.
TABLA DE RESULTADOS:
1. Anotar el color resultante de los iones en la siguiente tabla: Especie química: Color inicial Paso A Paso B Paso C Paso D
V.
Ion Cromato
Ion Dicromato
CUESTIONARIO:
1) Explique detalladamente el significado del valor de la constante de equilibrio de una reacción química. De un ejemplo. 2) Explique con 2 ejemplos la diferencia que existe entre un equilibrio químico Homogéneo y un equilibrio químico Heterogéneo.
3) La siguiente reacción en equilibrio a 127ºC y en un recipiente de 1 litro de capacidad tiene un Keq = 10 5 H2
+
I2
↔
HI UTP | Laboratorio de Química
EQUILIBRIO QUÍMICO Si inicialmente se tienen 2 mol-g de H 2 y 2 mol-g de I 2. Calcule la concentración de HI en el equilibrio.
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