TEMA: Equilibrio químico homogéneo OBJETIVO: Determinar la constante de equilibrio de la siguiente reacción: 2 FeCl3 (ac) + 2 KI (ac)
2 FeCl2 (ac) + I2 (ac) + 2 KCl (s)
FUNDAMENTO TEÓRICO: Se denomina como equilibrio homogéneo a aquél en el que los reactantes y los productos se encuentran en un mismo estado de la materia, es decir en una misma fase, la disociación del N2O4 es un ejemplo clásico de dicho equilibrio en fase gaseosa cuya constante de equilibrio se muestra a continuación:
N2O4 (g)
2 NO2 (g)
[ ] = [] En el caso de los equilibrios donde intervienen gases, la constante de equilibrio esta relacionada con las presiones parciales respectivas. No obstante, si tenemos en cuenta la ecuación de los gases ideales, vemos que debe existir una relación entre Kp y Kc. En el caso del siguiente equilibrio homogéneo: a A(g) + b B(g)
Esta relación sería:
c C(g) + d D(g)
. = .
Sustituyendo cada presión parcial por su correspondiente relación con la concentración:
. [] . [] [ ] . [] = . = [ ] . [] = [ ] . [] +−+ = ∆ Donde ∆n es la resta entre la suma de los coeficientes estequiométricos de los productos menos la suma de los coeficientes estequiométricos de los reactivos. En la presente práctica para la determinación de la constante de equilibrio de la reacción mostrada a continuación, se deben tomar en cuenta las siguientes consideraciones: 2 FeCl3 (ac) + 2 KI (ac) (a-2x) (b-2x)
2 FeCl2 (ac) + I2 (ac) + 2 KCl (s) (2x) (x) (2x)
Donde: a = concentracion inicial del FeCl 3 b = concentración inicial de KI x = concentración del I 2 [M] Entonces, la constante de equilibrio para esta reacción queda establecida así:
.[] .[] [ ] [2] = []. [] = [2]. [2] PARTE EXPERIMENTAL: Materiales:
Dos frascos con tapa esmerilada Termómetro ( A = ± 0,2 oC ) Pipeta graduada de 10 ml Bureta de 50 ml Pinza para bureta Soporte universal Erlenmeyer
Reactivos:
Cloruro férrico (FeCl3) Ioduro de potasio (KI) Tiosulfato de sodio (Na 2S2O3)
Procedimiento:
En un frasco de tapa esmerilada colocar 20 ml de FeCl 3 y en otro 20 ml de KI.
Mezclar ambas disoluciones, taparlas, agitar y dejar reposar durante 30 minutos.
Tomar una alícuota de 10 ml en un Erlenmeyer y adicionar dos gotas de almidón.
Titular la muestra con solución de tiosulfato de sodio.
Dejar reposar durante 10 minutos más la solución preparada, tomar otra alícuota de 10 ml y volver a titular.
Registrar el volumen de la titulación y la temperatura ambiente a la que se la determino.
DATOS EXPERIMENTALES:
Concentración inicial del FeCl3 y KI (M)
Volumen tomado de la solución formada (ml)
Volumen Na2S2O3 (ml)
Concentración del Na2S2O3 (M)
Temperatura ambiente (°C) (A ±0,2°C)
0,04
10
13
0,01
24
CÁLCULOS: Reacción:
[ ]i dξ [ ]
2 FeCl3 (ac) + 2 KI (ac)
0,04 2α 0,042α
0,04 2α 0,042α
2 FeCl2 (ac) + I2 (ac) + 2 KCl (s)
0 2α 2α
0 α α
a. Calculo de la concentración de iodo en equilibrio
[]
∗ [I] = ∗ 13 [I] = 0,01010 [I] =0,013 mol L = [] =, b. Calculo de la concentración del cloruro ferroso [FeCl2]
[FeCl] = 2α = 2[I] [FeCl] =2(0,013 mol L) [] =, c. Calculo de la concentración del cloruro férrico [FeCl3]
[] = [] 2[I] →FD= 20 =0,5 40 [] =0,52∗0,013 [] =, d. Calculo de la concentración del ioduro de potasio [KI]
[] =[] [] [] = 0,5 0,0 13 [] =, Cálculo de la Constante de equilibrio:
Ke
Ke
I 2 FeCl 2 2 FeCl 3 2 KI 2 0,0130,0262 0,4742 0,4872
=,∗−
ANÁLISIS DE RESULTADOS:
El valor calculado de la constante de equilibrio para esta reacción difiere de su valor real, puesto que en su determinación existe la influencia de varias fuentes de errores entre las cuales podemos destacar: contaminación de reactivos, mal aseo de los materiales usados en la práctica, errores en la titulación como incorrectas apreciaciones del volumen usado en la misma. Debe tomarse en cuenta también que los factores ambientales influyen en la determinación correcta de su valor, ya que el iodo producido durante la reacción se volatiliza inmediatamente al destapar el frasco y tomar la alícuota respectiva, debido a estos efectos; sin embargo, debe considerarse el hecho de que para el desarrollo de esta experiencia se asume que las condiciones de laboratorio a las cuales se trabaja es a presión constante y que para determinar K eq experimentalmente, se lo debe hacer manteniendo constante la temperatura, debido a que cada reacción química reversible tendrá una Keq con un valor definido y propio a una temperatura determinada. De acuerdo con la K eq calculada se puede apreciar que es menor que uno por lo tanto el equilibrio esta desplazado hacia la izquierda favoreciendo la formación de los r eactantes productos.
CONCLUSIONES:
Con el desarrollo de esta práctica hemos logrado determinar la constante de equilibrio para la reacción entre el cloruro férrico y el ioduro de potasio, el cual corresponde a un valor de:
1,65∗10− .
BIBLIOGRAFÍA:
Enric Ripoll Mira (s.f.). El equilibrio químico. Recuperado de http://recursostic. educacion.es/newton/web/materiales_didacticos/equilibrio_quimico/equil_homogene o.html?3&0 Prácticas de equilibrio químico. (s.f.). Capítulo 7. Recuperado de http://tesis.us on .mx/digital/tesis/docs/18860/Capitulo7.pdf Romo, L. (1972). Química-Física (1ra Ed.). Quito-Ecuador: Editorial Universitaria
