UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN CRISTÓBAL DE HUAMANGA FACULTAD DE INGENIERIA INGENIERIA QUIMICA Y METALURGIA METALURGIA ESCUELA PROFESIONAL DE AGROINDUSTRIAL AGROINDUSTRIAL
PRACTICA N° 4 EQUILIBRIO QUIMICO DOCENTE
: DÍAZ MALDONADO, Cesar
INTEGRANTES : VILCA LUYA, Elizabeth : CCENCHO GARIBAY, Cinthya : HUAMAN GOMEZ, Mariela Rosmery FECHA DE EJECUCION : 17/11/2017 FECHA DE ENTREGA
: 24/11/2017
GRUPO: 7 GRUPO: 7 a.m. – 10 a.m. AYACUCHO – PERÚ 2017
EQUILIBRIO QUIMICO I. OBJETIVO
Estudiar el efecto que produce los cambios de concentración y temperatura sobre un sistema químico en equilibrio.
II. MARCO TEÓRICO El equilibrio químico es un estado de un sistema reaccionante en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo, a pesar de que la reacción sigue. En la mayoría de las reacciones químicas los reactivos no se consumen totalmente para obtener los productos deseados, sino que, por el contrario, llega un momento en el que parece que la reacción ha concluido. Podemos comprobar, analizando los productos formados y los reactivos consumidos, que la concentración de ambos permanece constante. ¿Significa esto que realmente la reacción se ha parado? Evidentemente no, una reacción en equilibrio es un proceso dinámico en el que continuamente los reactivos se están convirtiendo en productos y los productos se convierten en reactivos; cuando lo hacen a la misma velocidad nos da la sensación de que la reacción se ha paralizado.
Es decir, el equilibrio químico se establece cuando existen dos reacciones opuestas que tienen lugar simultáneamente a la misma velocidad. El equilibrio químico es un estado del sistema en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo. Así pues, si tenemos un equilibrio de la forma: a A + b B= c C + d D
Se define la constante de equilibrio K c como el producto de las concentraciones en el equilibrio de los productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, para cada temperatura.
A. Cociente de reacción La expresión de la Ley de Acción de Masas para una reacción general que no haya conseguido alcanzar el equilibrio se escribe como: aA + bB
Cc + dD [ ]. [ ] = [ ]. [ ]
Donde Q es el llamado cociente de reacción y las concentraciones expresadas en él no son las concentraciones en el equilibrio. Vemos que la expresión de Q tiene la misma forma que la de Kc cuando el sistema alcanza el equilibrio. Este concepto de cociente de reacción es de gran utilidad pues puede compararse la magnitud Q con el Kc para una reacción en las condiciones de presión y temperatura a que tenga lugar, con el fin de prever si la reacción se producirá hacia la derecha o hacia la izquierda. Así, por ejemplo, si en un momento determinado Q < Kc, como el sistema tiende por naturaleza al equilibrio, la reacción hacia la derecha se producirá en mayor grado que la que va hacia la izquierda. Al contrario, cuando Q > Kc, la reacción predominante será la inversa, es decir, de derecha a izquierda, hasta alcanzar el equilibrio.
B. Efecto de las concentraciones La variación de la concentración de cualquiera de las especies que intervienen en el equilibrio no afecta en absoluto al valor de la constante de equilibrio; no obstante, el valor de las concentraciones de las restantes especies en el equilibrio sí se modifica. N2 (g) + 3H2 (g)
2 NH3 (g)
;
=
[3 ] [ ] [ ]3
Una disminución del NH3, retirándolo a medida que se va obteniendo, hará que el equilibrio se desplace hacia la derecha y se produzca más NH3, con el fin de que Kc siga permaneciendo constante.
C. Relación entre la variación de energía libre de gibbs, y la constante de equilibrio. La variación de Energía Libre de Gibbs y la constante de equilibrio están íntimamente ligadas entre sí a través de la siguiente ecuación:
AG = - R T Ln k p
Donde R es la constante de los gases, T la temperatura absoluta, y K c la constante de equilibrio.
III. MATERIALES Y REACTIVOS 3.1 Materiales
25 tubos de ensayo
4 gradillas de tubo de ensayo
5 pipetas graduadas de 10mL
2 espátulas
3.2 Reactivos
K2Cr 2O7
K2Cr 2O4
KOH
HCl
FeCl3
KSCN
AgNO3
IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL EVALUACION CUALITATIVA DE REACCIONES QUIMICAS REVERSIBLES Ensayo 1. Equilibrio del ion cromato y dicromato 1.- En dos tubos de prueba, se colocó al primer tubo 2 mL de solución de K 2CrO4 0.1 M y al segundo tubo 2 mL de solución de K 2Cr 2O7 0.1 M se anotó el color de cada solución. Y luego se guardó en la gradilla como muestras de comparación.
2.- se agregó aproximadamente 1 mL de cada solución en dos tubos diferentes. Luego se añadió gota a gota solución de KOH 0.1 M a cada solución, hasta observar un cambio de color en uno de los tubos (por comparación con la muestra patrón se determinó el compuesto obtenido). Anote los colores y realice la ecuación química en su forma iónica y molecular (para lo cual considere la ecuación química en un solo sentido). Guarde estos tubos para el punto 5. 3.- agregar aproximadamente 1 mL de cada solución de las muestras patrón en dos tubos diferentes y añadir gota a gota solución de HCl 0.1 M a cada tubo, hasta que observe un cambio de coloren uno de los tubos y compare el color como en el punto anterior. Escriba las ecuaciones químicas. Guarde estos tubos para el punto 4. 4.-añadir KOH 0.1 M gota a gota a uno delos tubos preparados en el punto 3, hasta que observe un cambio de color. Escriba la ecuación correspondiente. 5.- agregar HCl 0.1 M gota a gota a uno de los tubos preparados en el punto2, hasta que observe un cambio de color. Escriba la ecuación química. 6.- a) proceda a sumar las ecuaciones químicas obtenidas; uno de ellos inviértase de sentido antes de sumarse. El resultado final en cada caso debe tener las flechas opuestas. Sume la ecuación química del punto 2 con la del punto 5 (invertido) b) halle la ecuación de la constante de equilibrio de las dos ecuaciones.
Con base
K2Cr 2O7 + 2 KOH
2 K2CrO4 + H2O
Con ácido:
2K2CrO4 + 2HCl
K2Cr 2O7 + 2KCl + H2O
OBSERVACIONES
En los dos tubos de prueba anotar el color de cada solución
El color de cada tubo Tubo 1: CrO42+: llamado ion cromato, es de color amarillo. Tubo 2: CrO72+: llamado ion dicromato, es de color naranjado.
Anote los colores y realice la ecuación química en su forma ionica y molecular
Tubo 3: al colocar gota a gota de KOH, el cromato no cambia de color dejándose así en su color inicial “amarillo”.
Tubo 4: colocando gota a gota de KOH, el dicromato cambio de color de una naranjado a amarillo. KCrO + KOH E.I: CrO + OH
KCrO + HO CrO + HO
Observe un cambio de color en uno de los tubos y compare el color como el en el punto anterior .Escriba la ecuación química
Tubo 5: el cromato cambia de color amarillo a naranjado gracias al HCl 0.1M. Tubo 6: el dicromato no cambia de color. KCrO + HCl
Ninguna reacción
KCrO + HCl
KCrO + KCl +HO
E.I: CrO + H
CrO + HO
Oberve un cambio de color .Escriba la ecuación correspondiente Al añadir KOH0.
1M a los tubos del ítem 3; ambos cambian de color a amarillo KCrO + KOH
KCO + HO
Observe un cambio de color. Escriba la ecuación química
Al añadir KOH 0.1M a los tubos del ítem 3; ambos cambian de color a amarillo KCrO + HCl
KCrO + KCl + HO
Halle la ecuación de la constante de equilibrio de las dos ecuaciones. 7 + 2 → 2 + 7 + 2 + ← 2 + 2 2 7 + 2 + 2 ↔ 4 + 2 7 + + ↔ 2 + (1)
0.1M 1/0.1M 1M
Ítem 3 más ítem 4 (invertido) 2 + 2 → 7 + 2 + 2 + ← 7 + 2 4 + 2 ↔ 2 7 + 2 + 2 2 + ↔ 7 + + (2)
0.1M 1/0.1M 1M
b) Halle la expresión de la constante de equilibrio de las dos ecuaciones obtenidas.
=
[ ] [] [ 7][ ][]
reversibles
Ensayo 2. La ecuación de equilibrio es: Fe3+(ac) + SCN-
FeSCN2+(ac) + calor
Disponer cuatro tubos y enumerar del 1 al 4. 1.- al tubo 1, agregar 10 mL de solución Fe 3+ (FeCl3 0.2 M) y 1mL de solución SCN - (KSCN 0.002 M), observar la coloración y anotar. 2.- añadir al tubo 2 las mismas cantidades de reactivos de la primera parte 1, más un exceso de SCN- , observar que el color se incrementa por la mayor formación de FeSCN2+, desplazándose el equilibrio a la derecha. 3.- añadir al tubo 3 las mismas cantidades de reactivo de 1, más un exceso de Fe color también se incrementa porque el equilibrio se desplaza hacia la derecha.
3+
el
4.- al tubo 4, agregar las mismas cantidades de reactivo de 1, y luego 1mL de solución de AgNO3 0.1 M este reactivo causa la precipitación de AgSCN, insoluble, disminuyendo la concentración del ion SCN - el complejo FeSCN2+ se disocia para restablecer el equilibrio disminuyendo la concentración de FeSCN 2+ , formándose un color rojo débil. El equilibrio se desplaza hacia la izquierda. 5.- colocar en dos tubos las mismas cantidades de las soluciones Fe 3+ y SCN- y depositarlos, el primero en un vaso con agua enfriada con hielo. Observe los resultados OBSERVACIONES Disponer de cuatro tubos observar la coloración y anotar Fe + SCN FeSCN
Tubo 1: al agregar FeCl3 0.2M (naranja oscuro) más KSCN 0.002M (transparente) el color tiende a rojo vino
. Observar que color se incrementa por la mayor de FeSCN , desplazándose el equilibrio hacia la derecha Tubo 2: al repetir lo del tubo 1 con más exceso de KSCN 0.002M el color torna a rojo intenso.
Observe si el color se incrementa porque el equilibrio se desplaza hacia la derecha Tubo 3: repetir tubo 1 más exceso de FeCl3 0.2M, el color cambia a naranja intenso.
El equilibrio se desplaza hacia la derecha Tubo 4: repetir tubo 1 más AgNO3 0.1M el color se vuelve a naranja cremoso con precipitación.
Observe los resultados
En el tubo:5 al calentarse es menos rojo a causa de la temperatura pero sin embargo al que esta en temperatura ambiental es de color rojo un poco mas de lo normal . Los átomos de cromo se encuentran en estado de oxidación en ambos iones, tanto cromato como dicromato, lo que hace que estos compuestos sean por lo general fuertes oxidantes.
Recomendación No comer y beber en la hora de la práctica Seguir las instrucciones del profesor o persona responsable Utilizar el guardapolvo en el laboratorio y además tiene que estar abotonado Tener mucho cuidado con los reactivos al momento de pipetear ya que son dañinos al organismo Tener cuidado con los materiales al momento de ponerlos cerca a la orilla de la mesa ya que son frágiles y se puede romperse
Discusión Como hemos podido apreciar en la experimentación realizada en el equilibrio químico en el ensayo 1, no todas las reacciones presentaron cambios algún si otros no, con una coloración de anaranjado a amarillo o de amarillo a anaranjado. En ensayo dos la experimentación si fue acertada ya que al terminar la practica al calentar el primer tuvo a baño maría la coloración roja es muy baja, en cambio la coloración roja en él tuvo dos enfriado con agua fría fue intensa así cabe destacar que la teoría si fue acertada en la practica
Conclusión Se conoció el equilibrio en todas sus formas, llegando así de ser irreversible a reversible; usando varios compuestos que nos dio el profesor de práctica. Además se estudió los efectos que causa los cambios de concentración; por eso que llegamos de una ecuación irreversible a una reversible.
CUESTIONARIO 1. define el equilibrio químico ponga dos ejemplos de equilibrio químico. El equilibrio se refiere a aquel estado de un sistema en el cual no se produce ningún cambio neto adicional. Cuando A y B reaccionan para formar C y D a la misma velocidad en que C y D reaccionan para formar A y B, el sistema se encuentra en equilibrio.
Ejemplo de equilibrio: La reaccionan entre H 2 y N2 para formar NH3 3H2 (g)
+ N2 (g)
2 NH3 (g)
Este es uno de los equilibrios más importantes que se conocen debido a que se utiliza para capturar nitrógeno de la atmosfera en una forma que se pueda utilizar para fabricar fertilizantes y muchos otros productos químicos. La reacción entre el SO 2 y O2 para formar SO3 2 SO2 (g)
+
O2 (g)
2 SO3 (g)
2. Explique la diferencia entre el equilibrio físico y el equilibrio químico .ponga 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 procesos físicos; mientras que el equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de y las reacciones directas e inversas se igualan y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constante. Ejemplo de equilibrios físicos: La evaporación de agua en un recipiente cerrado a una temperatura determinada. En este caso, el número de moléculas de H 2O se deja en la fase liquida y regresan a ella es el mismo. H2O (l)
H2O (g)
Ejemplo de equilibrio químico: CO H2 (g)
+ +
Cl2 I2 (g)
COCl2 2HI (g)
3. Favorece la formación de ion dicromato en medio ácido? explique Ion dicromato no favorece en el medio acido porque no hay una reacción porque el ácido clorhídrica HCl es un ácido fuerte. Los cromatos y
los dicromatos son sales del ácido
crómico y
del ácido
dicromico,
respectivamente. Los cromatos contienen el ion CrO42−, que les da un fuerte color amarillo. Los dicromatos poseen el ion Cr 2O7, por lo que son de un color anaranjado intenso.
es oxidante
Los átomos de cromo se encuentran en estado de oxidación en ambos iones, tanto cromato como dicromato, lo que hace que estos compuestos sean por lo general fuertes oxidantes.
4.Favorece la formación de ion tiocianato de hierro III el aumento de temperatura? Explique. En una temperatura la formación de ion tiocianato si favorece por en esta reacción toma una coloración más rojo intenso y la reacción se dirige a la derecha o también se puede decir que es una reacción endotérmica.
Bibliografía
https://es.wikipedia.org/wiki/Equilibrio_químico assets.mheducation.es/bcv/guide/capitulo/844816962X.pdf https://es.slideshare.net/ELIASNAVARRETE/equilibrio-qumico-13164984 www.monografias.com › Química
depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/Equilibrio_quimico_23415.pdf
