UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CALLAO FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA INFORME Nº 07 TEMA
:
EQUILIBRIO QUÍMICO
PROFESOR
:
IPANAQUE MAZA, CALIXTO
GRUPO:
3 - mesa 2
INTEGRANTES :
Benites Zelaya, Julio César Brigges Loayza, Renato Pareja Mori, Kevin Darío Torres Silva, Jimmy
G.H.
:
90G
BELLAVISTA CALLAO –
2016
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CALLAO. Facultad De Ingeniería Química.
ÍNDICE INTRODUCCIÓN……………………………………………………...3 I.
OBJETIVOS ……………………………………………………………4
II.
MARCO TEÓRICO……………………………………………………5
III.
INSTRUMENTOS Y MATERIALES…………………………………8
IV.
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Y CÁLCULOS.. ………….9
V.
CONCLUSIONES…………………….……………………………….13
VI.
RECOMENDACIONES………………………………………………14
VII.
BIBLIOGRAFÍA………………………………………………………14
2
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CALLAO. Facultad De Ingeniería Química.
INTRODUCCIÓN El equilibrio es un estado en el que no se observan cambios durante el tiempo transcurrido. Cuando una reacción química llega al estado de equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en el tiempo, sin que se produzcan cam bios visibles en el sistema. Sin embargo, a nivel molecular existe una gran actividad debido a que las moléculas de reactivos siguen formando moléculas de productos, y estas a su vez reaccionan para formar moléculas de reactivos. El objetivo de este informe es el estudio de tales procesos dinámicos. Aquí se describen diferentes tipos de reacciones en equilibrio así como los factores que pueden modificar un sistema en equili brio.
3
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CALLAO. Facultad De Ingeniería Química.
I.- OBJETIVOS: 1. Reforzar el concepto de equilibrio químico como fenómeno dinámico. 2. Experimentar el efecto del principio de Le Chatelier sobre el equilibrio. 3.
Aprovechar las implicaciones de dicho principio para la redisolución práctica de precipitados.
4.
Conocer los distintos tipos de equilibrio químico.
4
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CALLAO. Facultad De Ingeniería Química.
II.-MARCO TEÓRICO 1. Equilibrio químico Es la denominación que se hace a cualquier reacción reversible cuando se observa que las cantidades relativas de dos o más sustancias permanecen constantes, es decir, el equilibrio químico se da cuando la concentración de las especies participantes no cambia, de igual manera, en estado de equilibrio no se observan cambios físicos a medida que transcurre el tiempo. A pesar de que un sistema químico en equilibrio parece que no se modifica con el tiempo, esto no significa que no está ocurriendo ningún cambio. Inicialmente, los reactivos se combinan para formar los productos, pero llega un momento en que la cantidad de producto es lo suficientemente grande que estos productos reaccionen entre sí volviendo a formar los reactivos iniciales. De esta manera transcurren simultáneamente dos reacciones: directa e inversa. El equilibrio se alcanza cuando los reactivos se transforman en productos con la misma velocidad que los productos vuelven a transformarse en reactivos (velocidad de reacción directa igual a velocidad de reacción inversa).
Condiciones: Un sistema en equilibrio debe cumplir los siguientes requisitos:
Sólo puede existir equilibrio en un sistema aislado: un sistema en el que ni la energía ni las sustancias entren o salgan continuamente. Cuando se alcanza el estado de equilibrio, las propiedades observables del sistema (color, masa del reactivo sin reaccionar, temperatura, etc.), no varían con el tiempo. Toda situación de equilibrio se altera cuando se modifica la temperatura, pero se restablece cuando el sistema vuelve a la temperatura original. También puede haber modificaciones en el equilibrio con variaciones en la presión/volumen y con variaciones en la concentración de las sustancias participantes en la reacción.
5
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CALLAO. Facultad De Ingeniería Química.
2. Tipos de Equilibrio
Equilibrio homogéneo: Es cuando todas las sustancias participantes en la reacción se encuentran en un mismo estado físico y constante de constante de equilibrio se evalúa en todas las sustancias. Equilibrio heterogéneo: Es cuando las sustancias participantes en la reacción química se encuentran estados físicos diferentes, la constante de equilibrio solo se evalúa con las sustancias gaseosas.
3. Constante de equilibrio (Keq) En el equilibrio las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en determinadas condiciones de presión y temperatura. A la relación que hay entre estas concentraciones, expresadas en molaridad, se le llama constante de equili brio. El valor de la constante de equilibrio depende de la temperatura del sistema, por lo que siempre tiene que especificarse. Así, para una reacción reversible, se puede generalizar: ⇄ =
[ ] . [ ] [ ] . []
En esta ecuación es la constante de equilibrio para la reacción a una temperatura dada. Ésta es una expresión matemática de la ley de acción de masas que establece: para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante . En el equilibrio, las concentraciones de los reactivos y productos pueden variar, pero el valor de permanece constante si la temperatura no cambia. De esta manera, el valor de la constante de equilibrio a una cierta temperatura nos sirve para predecir el sentido en el que se favorece una reacción, hacia los reactivos o hacia los productos, por tratarse de una reacción reversible.
4. Principio de Chatelier El Principio de Le Chatelier establece que si una reacción en equilibrio es perturbada desde el exterior, el sistema evoluciona en el sentido de contrarrestar los efectos de dicha perturbación. Una reacción muy indicada para mostrar dicho principio es el equilibrio que se establece entre el catión hexaacuacobalto (II), que se forma cuando una sal de cobalto (II) se disuelve en agua, y el anión tetracloruro cobalto (II). En el primero el número de coordinación del cobalto es seis y tiene una coloración rosada, mientras que en el segundo el cobalto tiene un índice de coordinación cuatro y presenta un color azul fuerte característico (azul cobalto). [( ) ]+ 4− ⇄ [ ]− 6
∆ > 0
6
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CALLAO. Facultad De Ingeniería Química. A temperatura ambiente el equilibrio se encuentra desplazado hacia la izquierda y la disolución presenta un color rosado intenso. Si añadimos cloruro o calentamos, el equilibrio se desplazará hacia la derecha (el − se consume para formar el complejo y en ese sentido la reacción es endotérmica). Si tratamos de añadir iones cloruro disolviendo cloruro de sodio, ocurre que la disolución se satura antes de que el cambio de color sea apreciable, pero se puede lograr dicho cambio obteniendo una disolución saturada de sal y calentando. Al calentar (5 min) se disuelve más sal (suministrando iones −) y se logra el des plazamiento del equilibrio hacia la derecha por el efecto combinado de la adición de iones cloruro y el aumento de la temperatura, desplazamiento que será visible por el cambio de color. Una vez obtenido el color azul se puede desplazar la reacción nuevamente hacia la izquierda añadiendo agua o enfriando.
5. Factores que afectan el equilibrio químico Cambio de concentración: Supongamos el siguiente sistema en equilibrio: A + B o C + D. Si se agrega alguna de las sustancias reaccionantes, por ejemplo A, se favorece la reacción que tiende a consumir el reactivo añadido. Al haber más reactivo A, la velocidad de reacción hacia los productos aumenta, y como en el estado de equilibrio las velocidades de reacción son iguales en ambos sentidos, se producirá un desplazamiento de la reacción hacia los productos. Es decir, se formará una mayor cantidad de C y D, hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. De igual modo podemos predecir qué efectos tendría un aumento en la concentración de cualquiera de los productos C o D. •
Si en un equilibrio químico se aumenta la temperatura, el sistema se opone al cambio desplazándose en el sentido que haya absorción de calor, esto es, favoreciendo la reacción endotérmica. Por el contrario, al disminuir la temperatura se favorece el proceso que genera calor; es decir, la reacción exotérmica . •Cambio de la presión: La variación de la presión en un equilibrio, sólo influye cuando intervienen sustancias en estado gaseoso y se verifica una variación en el número de moles entre reactivos y productos. Un aumento de presión favorecerá la reacción que implique una disminución de volumen. En cambio, si se disminuye la presión, se favorecerá la reacción en la que los productos ocupen un volumen mayor que los reactivos. •Cambio de la temperatura:
Catalizadores: No modifican el sentido del equilibrio, estos afectan la energía de activación tanto a la derecha como a la izquierda, por lo tanto solamente cambian la cantidad de tiempo necesario para alcanzar el equilibrio. •
7
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CALLAO. Facultad De Ingeniería Química.
III.-MATERIALES Y REACTIVOS En esta sesión las experiencias se realizaron con los REACTIVOS que se presentan a continuación: Reactivo
Descripción
FeCl3 (Cloruro férrico)
Al disolverse en agua, debería precipitar formando hidróxido de hierro (III), Fe (OH)3, insoluble; sin embargo, forma una disolución coloidal de ese compuesto, que presenta el típico color pardo de las disoluciones de sales de hierro (III).
KSCN
El cloruro férrico reacciona con el KSCN formando un complejo de color naranja que da el color a la solución.
(Tiocianato de potasio)
HCl (Acido Clorhídrico)
NaOH (Hidróxido de sodio)
K2CrO4 (Cromato de potasio)
Imagen
El dicromato de potasio oxida al anión cloruro del ácido clorhídrico. Para ácidos fuertes como el HCl, el valor de Ka es alto.
Cuando se disuelve en agua o se neutraliza con un ácido libera una gran cantidad de calor que puede ser suficiente como para encender materiales combustibles.
Al disolverse aparecen los iones cromato CrO4-2, que colorean la disolución de AMARILLO.
8
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CALLAO. Facultad De Ingeniería Química.
IV.-PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL 1) EXPERIMENTO A a- En un vaso de precipitado agregamos 1 gota de solución saturada de KSCN, luego agregamos, 20 mL de H 2O (NOTAMOS QUE LA SOLUCIÓN SE MANTUVO TRANSPARENTE). b- Seguidamente agregamos 1 gota de FeCl 3, se aprecia el color rojizo que toma la solución.
() () ⇄ []+
c- Luego repartimos la solución formada en 4 tubos de ensayo (5 mL para cada tu bo); teniendo lo siguiente. -
Tubo 1 : Agregar 2 gotas de FeCl 3. Tubo 2 : Agregar 0.2 g de KCl. Tubo 3 : Agregar 2 gotas de KSCN. Tubo 4 : Muestra patrón o comparación.
d- Observamos: - En el tubo 1 : Ocurre reacción desplazada a la derecha, se puso ligeramente más oscuro que el patrón. - En el tubo 2 : Ocurre una reacción desplazada a la izquierda (coloración rojo pálida). - En el tubo 3 : Reacción desplazada a la derecha, se observa una coloración rojo intensa (oscuro).
9
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CALLAO. Facultad De Ingeniería Química.
3
1 2
2) EXPERIMENTO B a- Procedemos a añadir en dos tubos 2 mL de K 2CrO4 y tomamos uno de estos como patrón (de color amarillo en la solución), mientras que el otro lo repartimos en dos tubos de ensayo. b- Luego de separado en dos tubos se tiene: - 1 TUBO: 1ml de K 2CrO4 + 1mL de NaOH Reacción molecular: () 2() ⟶ 2
-
Se mantiene el color amarillo de la solución. 2 TUBO: 1ml de K 2CrO4 + 1mL de HCl. Reacción iónica: 2 −() 2 +() ⇄ −() ()
Reacción molecular: 2 () 2() ⟶ 2() () ()
El color de la solución cambia de amarillo a anaranjado, ya que como vemos en medio ácido se forma dicromato de potasio.
10
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CALLAO. Facultad De Ingeniería Química.
3) EXPERIMENTO C a- Procedemos a añadir en dos tubos 2 mL de K 2Cr 2O7 y tomamos uno de estos como patrón (la solución es de color anaranjado), mientras que el otro lo repartimos en dos tubos de ensayo. b- Luego de separado en dos tubos se tiene: - 1 TUBO: 1ml de K 2Cr 2O7 + 1mL de NaOH Reacción iónica: −() 2 −() ⇄ 2 −() ()
Reacción molecular: 2 () 2() ⟶ 2
El color de la solución cambia de anaranjado a amarillo, indicando así la formación de cromato de potasio.
11
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CALLAO. Facultad De Ingeniería Química. -
2 TUBO: 1ml de K 2Cr 2O7 + 1mL de HCl. Reacción molecular: () 14() ⟶ 2() 7 () 2 () 3 ()
El color de la solución no cambia; es decir, mantiene su color anaranjado.
12
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CALLAO. Facultad De Ingeniería Química.
V. CONCLUSIONES 1. En esta experiencia están presentes el equilibrio óxido-reducción y el de formación de complejos y “gana” uno y otro dependiendo de las concentraciones de los
compuestos involucrados. 2. Los equilibrios presentes son el ácido-base, el de precipitación y el de formación de complejos. 3. Hemos verificado la existencia de distintos tipos de equilibrio químico: óxidoreducción, ácido base, de solubilidad, y de iones complejos. 4. Comprobamos el principio de Le Chatelier.
13
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CALLAO. Facultad De Ingeniería Química.
VI. RECOMENDACIONES 1. Usar el mandil de forma obligatoria. 2. Seguir los pasos en el orden respectivo. 3. Mantener la mesa de trabajo limpia y además de lavar y secar los vasos de preci pitado, tubos de ensayo, baguetas después de cada experimento. 4. Preferentemente tener “cinta masketing” para que de esa mane ra cada recipiente tenga el nombre de su respectivo experimento realizado. 5. Después de usar la balanza, apagarla y desconectarla. 6. Usar la propipeta al extraer los ácidos concentrados, de esa manera se disminuyen los riesgos de un accidente.
VII. BIBLIOGRAFÍA 1. CARRASCO LUIS. Química experimental. Editorial MACRO. 2013 2. PONS GUSTAVO . Fisicoquímica 6.ª Edición Ed. Universo, Lima, 1985 3. ASOCIACIÓN ADUNI. Química, análisis de principios y aplicaciones. Editorial Lumbreras. Perú, Lima 2003. Primera edición. 4. BROWN THEODORE . Química la ciencia central. Editorial Pearson, México.2009. Décimo segunda edición en español. 5. http://assets.mheducation.es/bcv/guide/capitulo/844816962X.pdf
14
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CALLAO. Facultad De Ingeniería Química.
15
