UNIVERSIDAD NACIONAL NACIONAL DE INGENIERÍA FACULTAD DE INGENIERÍA INDUSTRIAL Y DE SISTEMAS
QUIMICA INDUSTRIAL I EQUILIBRIO QUIMICO
Huamanyauri Huamán, Renzo Alfredo
20141033G
Cosquillo Quispe, Mijael Bryan
20142502K
Garces Timoteo, Antony Bryan
20141067I
2015-I
FUNDAMENTO TEORICO
En termodinámica, la energía libre de Gibbs (o energía libre) es un potencial termodinámico, es decir, una función de estado extensiva con unidades de energía, que da la condición de equilibrio y de espontaneidad para una reacción química (a presión y temperatura constantes). La segunda ley de la termodinámica postula que una reacción química espontánea hace que la entropía del universo aumente, ΔSuniverso > 0, así mismo ΔSuniverso está en función de ΔSsistema y ΔSalrededores. Por lo general sólo importa lo que ocurre en el sistema en estudio y; por otro lado el cálculo de ΔSalrededores puede ser complicado.
Por esta razón fue necesario otra función termodinámica, la energía libre de Gibbs, que sirva para calcular si una reacción ocurre de forma espontánea tomando en cuenta solo las variables del sistema.
Figura: Relaciones entre los parámetros termodinámicos. La Energía libre es la parte de la energía total del sistema que está disponible para realizar trabajo útil y está dada por la siguiente relación: ΔG = ΔH − TΔS
Esta fórmula es válida cuando en un sistema particular discurre hacia el equilibrio a temperatura y presió n constante, ΔG es la variación en energía libre, ΔH es la variación de entalpía o contenido calórico, T es la temperatura absoluta y ΔS es la variación de entropía
del sistema. La variación de energía libre de una reacción química está relacionada con la constante de equilibrio de tal reacción, por ejemplo, una reacción se puede escribir como: Y la expresión para la constante de equilibrio:
En condiciones estándar, cuando reactivos y productos se encuentran presentes inicialmente a concentración 1 M, a 1 atm de presión y una 1 M o pH 0, el cambio de energía libre estándar se define como ΔG°. Dado que en el equilibrio ΔG = 0, se define la
siguiente expresión: En donde R es la constante de los gases. Cuando la constante de equilibrio se halla por debajo de la unidad, la reacción es endergónica y ΔG°' es positiva. Cuando la constante de equilibrio es mayor que 1, la reacción es exergónica y ΔG°' es negativa. Tal como ya se ha dicho, la ΔG°' de una reacción define el trabajo disponible en una reacción
cuando sustratos y productos están presentes a concentración 1 M. La expresión para obtener ΔG a cualquier concentración de sustrato o producto incluye la variación de energía libre para que una concentración 1 M de sustrato y de producto alcancen el equilibr io (ΔG°')
y la variación de energía para alcanzar una concentración 1 M de sustratos y productos:
En un proceso químico, el equilibrio químico es el estado en el que las actividades las actividades químicas o las concentraciones concentraciones de los reactivos y los productos no tienen ningún cambio neto observable observable en el tiempo. Generalmente, Generalmente, en el equilibrio químico es en donde se produce cuando el proceso el proceso químico evoluciona hacia adelante en la misma proporción que su reacción inversa. La velocidad La velocidad de reacción de 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. El equilibrio químico se produce siempre que dos cambios exactamente opuestos ocurren a la misma velocidad dentro de un sistema cerrado. Por ejemplo, suponga que se desarrollan la reacción siguiente: A+B
<==>
C+D
Donde; A, B, C y D representan distintas sustancias sustancias que se encuentran en la mezcla de reacción Recuerde que la concentración de las sustancias sustancias se expresan en mol/litro y se designan poniendo las fórmulas correspondientes entre corchetes. Para la reacción directa se puede escribir V1 = k1[A][B]
Donde v1 es la velocidad de la reacción directa y k1 es el factor de proporcionalidad denominando “constante de velocidad de reacción ”
Análogamente, la velocidad de la reacción inversa (V 2) se puede escribir como: v2 = k2 [C][D]
A medida que se desarrolla la reacción, la concentración de las sustancias de la reacción directa debe disminuir con el tiempo y la velocidad de la reacción inversa debe aumentar a partir de cero. Al final ambas velocidades se igualan y durante el equilibrio: V1 = V2
Sustituyendo en esta ecuación los valores se tiene que: k1[A][B] = k2 [C][D]
Reordenando términos en la igualdad anterior se tiene: K 2/K 1 = ([C][D])/( [A][B])
Y como la reacción entre dos constantes es otra constante por tanto, la expresión anterior queda como: K C = ([C][D])/( [A][B])
Cuando existen coeficientes estequiométricos en la ecuación química, las concentraciones de los reactantes y productos deben ser elevadas a una potencia igual a dichos coeficientes. Por ejemplo:
aA
+
bB
Kequil =
<=>
cC
+dD
[C]C [D]d [A]a [B]b
PRINCIPIO DE LE CHATELIER
El Principio de la Chatelier o alteración de la condición de equilibrio, puede ser enunciado como sigue: “Cuando un sistema en equilibrio está sujeto a una acción externa, el equilibrio se desplazará en la dirección que tiende a disminuir dicha acción”. El
Principio de le Chatelier, es aplicable a un sistema en equilibrio químico y establece que un sistema cerrado en desequilibrio momentáneo, responde para poder contrarrestar una perturbación, tales como un cambio de concentración, presión, temperatura, etc. La determinación de las concentraciones de las sustancias coloreadas se puede calcular con la intensidad intensidad de color de dicha sustancia. sustancia. Si se observa atentamente, un recipiente de vidrio conteniendo un líquido coloreado, colo reado, como u na
infusión de té, se comprobará que la intensidad del color, mirando a través de las paredes laterales es menor que la intensidad de color que se aprecia mirando desde la superficie hacia el fondo. Esto es así porque la intensidad del color depende de la concentración de la sustancia coloreada y del espesor de la disolución. Así, 1cm. de espesor de una solución coloreada 1M, aparecerá con la misma intensidad de color que un espesor de 2cm. de una solución 0.5M de la misma sustancia. La concentración de dos disoluciones puede compararse, variando sus espesores relativos, hasta h asta que la intensidad de color sea la misma. La relación de la l a concentración es inversa a la la relación de los espesores. Relación = Altura del estandar operado Altura de solución a comparar
Obsérvese que este método suministra solamente valores relati vos para las concentraciones. Para conseguir valores absolutos, debe emplearse emp learse una solución estándar de concentración conocida. Un sistema en equilibrio que se estudiará será la reacción: reacción: Fe+3(aq) + SCN(aq)
<=>
FeSCN+2(aq)
Las concentraciones en el equilibrio estarán expresadas expresadas por: [FeSCN+2] (Relación de alturas)(Concentración del estándar) [Fe+3]e
=
[Fe+3]0 - [FeSCN+2]e
[SCN]e
=[SCN] 0 - [FeSCN
+2 ]e
Con las concentraciones en el equilibrio se hallará la expresión matemática que los relacione dando el valor de la constante de equilibrio del sistema. +2 K C =([FeSCN ]e) /([Fe+3]e[SC] e )
OBJETIVOS
EXP.1
Determinación de la constante de equilibrio a partir del sistema en equilibrio.
EXP.2 Comprobar experimentalmente el equilibrio de un sistema a partir de la reacción
− ↔ − EXP.3
Estudiar algunas reacciones en en las que se observa reversibilidad apreciable y con las posibilidades de controlar la extensión de la misma.
Determinación cuantitativa cuantitativa de las especies presentes en un sistema en equilibrio.
Búsqueda de una expresión matemática que relacione las cantidades de las especies presentes en el equilibrio.
PROCEDIIENTO
EXP.1
5mL de KSCN, 0,001M
TUBO
TUBO
TUBO
TUBO
TUBO
1
2
3
4
5
5mL de Fe(No3)3 0.2M
5mL de Fe(No3)3 aM
5mL de Fe(No3)3 bM
5mL de Fe(No3)3 cM
5mL de Fe(No3)3 dM
Tubo estándar
Envolver con una tira de papel oscuro al tubo 1 y 2
Compara r sobre la fuente de luz
Intensidad de color igual
Medir altura
Proceder de la misma manera con 3,4 y 5
EXP. 2
1 2 3 4 5
• en un tubo de ensayo ponga 1 gota de KCrO4 0.1M • en otro tubo 1 gota de KCr2O7 • observar el clo de caa solucion y anote
• añada 5 gotas de cada solucion en 2 tubos de ensayo • añadir NaOH a cada uno hasta un cambio de color
• repetir el paso "2" usando esta vez HCl, 1M, añadiendo añadiendo gota a gota a cada tubo • anote los de color observados
• anadir NaOH, 1M, gota a gota a uno de los tubos del paso 3 hasta el cambio de color
• añadir HCl 1M a uno de los tubos del paso 2 hasta el cambio de color
• repita los pasos del 1 hasa 5, pero esta vez usando NH4OH, 1M y CH3COOH
6
EXP.3
Ponga 10 gotas de K2CrO4,0.1M en un tubo añada dos gotas de NaOH 1M. Luego gota a gota Ba(NO3)2 , 0.1M.
En otro tubo ponga 10 gotas de K2Cr2O7,0.1M en un tubo añada dos gotas de HCl, 1M. Luego gota a gota Ba(NO3)2 , 0.1M.
Ponga 10 gotas de K2CrO7, 0.1M, en un tubo y 10 gotas de K2CrO4,0.1M.
Añada gota a gota HCl, 1M hasta que observe un cambio
Añada gota a gota NaOH, 1M hasta que observe un cambio
Añada unas gotas de Ba(NO3)2, 0.1 M a cada uno. Observe los resultados y anote
CALCULOS
Exp.1
+ − (+ ↔ ( ) ) () ) ) )
− () ) [(+ ) ) ] = + ]} × {[ − + ]} {[(+ ] [ [ ] [ ( ) ) () () ) ) ) ) [(+ ) ) ] = COMPARACIÓN Altura del tubo estándar operado (en mm) Altura de la solución (en mm)
á
ó á
1y2
1y3
1y4
1y5
6.9
5.3
3.4
1.25
7.05
7.05
6.75
6.7
Tubo 1:
− = × = 5 × 10 − = 5 × 1 0
= × = 5 5 × 0.2 0.2 = 1
− = × = 5 × 10−
− + = = 100 × 10
Tubo 2:
+ = × = 0.5 0.5 × 10− = 1.15
+ = = 80 × 10− .
= × = 5 5 × 0.08 0.08 = 0.4
− = × = 5 × 10−
+ = . × 0.5 0.5 × 10− = 0.51 0.51 × 10− . =1.43
Tubo 3:
+ × 12.5 = + × 5 + = 32 × 10− = × = 5 × 0.03 0.0322 = 0.16
− = × = 5 × 10−
+ = . × 0.5 0.5 × 10− = 0.67 0.67 × 10− . = 4.94
Tubo 4:
+ × 12.5 = = + × 5 + = 12.8 12.8 × 10− = × = 5 × 0.012 0.01288 = 0.064
− = × = 5 × 10−
+ = . × 0.5 0.5 × 10− = 0.99 0.99 × 10− . = 20.9
Tubo 5:
+ × 12.5 = + × 5 + = 5.12 5.12 × 10− = × = 5 × 0.005 0.00512 12 = 0.0256
− = × = 5 × 10−
. + = . × 0.5 0.5 × 10 10− = 2.76 2.76 × 10− = 522.09
Exp.2 COMPUESTO
COLOR
COMPUESTO
COLOR
KrCrO4
Amarillo
KCr2O7
Anaranjado
KCrO4 + NaOH
Amarillo
KCrO4 + NaOH
Amarillo
(KCrO4 + NaOH) + HCl
Anaranja
(KCrO4 + NaOH) + HCl
Anaranjado
KrCrO4
Amarillo
KCr2O7
Anaranjado
KCrO4 + NH4OH
Amarillo
KCr2O7 + NH4OH
Amarillo
(KCrO4 + NH4OH) + CH3COOH
Anaranjado
(KCr2O7 + NH4OH) + HCl
Anaranjado
Exp.3
1)
K2CrO4 0.1M + NaOH 1M
-se observa un color amarillo de baja intensidad
K2CrO4 0.1M + NaOH 1M + Ba(NO 3)2 0.1M
-Precipitado de color amarillo más vistoso
K2CrO4 0.1M + NaOH 1M + Ba(NO 3)2 0.1M + HCl gota a gota
-Hay un cambio de color hacia el anaranjado 2)
K2CrO4 0.1M - color amarillo
K2CrO4 0.1M
+ Ba(NO3)2 0.1M gota a gota
-No hay cambio de color 3)
K2Cr2O7 0.1M + HCl HCl 1M
-se observa un color naranja de baja intensidad
K2Cr2O7 0.1M + HCl 1M + Ba(NO 3)2 0.1M
-Precipitado de color anaranjado más vistoso
K2Cr2O7 0.1M + HCl 1M + Ba(NO 3)2 0.1M + NaOH gota gota a gota
-Hay un cambio de color hacia el amarillo 4)
K2Cr2O4 0.1M - color anaranjado
K2Cr2O7 0.1M
+ Ba(NO3)2 0.1M gota a gota
-No hay cambio de color
OBSERVACIONES
EXP.1
Se aprecia que la intensidad de color depende mucho de la concentración de la mezcla. También se observó que el color del conjunto de los tubos es rojo grosella.
EXP.2
Al comparar el Cr O− y CrO − con NaOH observamos que el Cr O− pasa de color naranja a amarillo, en cambio, CrO− mantiene su color amarillo. Estas soluciones se conservan Al comparar el Cr O− y CrO − con HCl observamos que el CrO −pasa de color amarillo a naranja, en cambio, el Cr O− mantiene su color naranja. Estas soluciones se conservan Al añadir NAOH a las soluciones guardados en el paso 3 ( de color de naranja) naranja) las dos soluciones tornan color amarillo. Al añadir HCl a las soluciones guardadas en el paso ( de color amar illo) las dos soluciones se tornan naranja
EXP.3
Por el hecho de trabajar con ácidos y bases débiles los cambios de coloración que se produjeron fueron de manera opaca en comparación con las del experimento experimento #2 que se realizó con ácidos y bases fuertes. se pudo apreciar la aparición de precipitados en gran parte de las soluciones finales obtenidas. K2Cr2O7, 0.1M + Ba(NO3)2 0.1M se observa que la solución es soluble K2CrO4, 0.1M + Ba(NO3)2 0.1M se observa que no es soluble ya que se forma un precipitado.
CUESTIONARIO
1. ¿Cuál será la concentración inicial de Fe+3 (aq) en el tubo No2?
Por lo visto en la sección de cálculos la concentración en el tubo 2 será de: [Fe+3]2 = 0.2 M , en vaso, luego se agrega en el tubo n° 2
0.2M.(2/10) = 0.04M 2. ¿Cuál será la concentración en el equilibrio del ion FeSCN+2 (aq) en el tubo No3?
[FeSCN+2]3 = (H3/H1) x [FeSCN+2]1 = 3.3562 x10-4M 3. ¿Cuál será la concentración en el equilibrio del ion SCN- (aq) en el tubo No4?
La concentración del ion SCN- (aq) en cualquier tubo siempre será la misma: 0.001M 4. Calcular el valor de la constante de equilibrio, Kc, del sistema estudiado.
Keq1=10.05
Keq2=22.05
Keq3=32.25
Keq4=75.70
Keq5=131.23
5. Añadiendo Iones H+ y moléculas de agua al miembro adecuado de la ecuación, balancear la ecuación. = = 2CrO4 (aq) Cr 20 (aq)
2CrO4 (aq) Cr207(aq) =
=
2CrO4 (aq)+ 2 H+ Cr207 (aq) + H2O(l) 6. Añadiendo Iones OH y moléculas de agua al miembro adecuado de la reacción, balancear la ecuación. = = 2CrO4 (aq) Cr 207 (aq) =
=
2CrO4 (aq) Cr207 (aq)
=
=
2CrO4 (aq) + H2O(l) Cr207 (aq) + 2OH7. ¿Qué conclusiones pueden deducirse de las preguntas 5 y 6 con respecto a su dependencia de los Iones H y OH?
-Se concluye que no depende si se balancean en medio ácidos o básicos. =
- por cada molecula de Cr207 (aq) se obtiene una de agua. 8. La constante de equilibrio, equilibrio, kc para la reacción en fase gaseosa es de 0.5 a determinada determinada temperatura. HCHO (g)
H2(g) + CO(g)
A determinar temperatura. Se introduce una mezcla de HCHO, H2 y CO a un matraz a esta temperatura. Transcurrido cierto tiempo, el análisis de una pequeña muestra del matraz indica las siguientes concentraciones HCHO = 0.50M H2 = 1.50M y
CO = 0.25M.
Indique si cada una de las siguientes afirmaciones es verdadera (V) o falsa (F). a. La mezcla del matraz está en equilibrio
Para determinar si la mezcla esta en equilibrio las concentraciones de cada una de sus componentes deben estar en una relación proporcional a los coeficientes de su ecuación de equilibrio químico. HCHO (g) → H2(g) + CO(g) Observamos que las concentraciones que nos dan de dato no están en la relación de 1 que deberían estar para que la mezcla este en equilibrio. Por lo tanto la proposición a es (F) b. La mezcla del matraz no está en equilibrio y ya no se producirá reacción alguna. Esta proposición es falsa debido a que en toda mezcla que no esta en equilibrio el
sistema buscara el equilibrio químico de una u otra forma y en este caso existe un exceso de H2 c.
La
mezcla
del
matraz
está
en
equilibrio,
pero
el
HCHO
seguirá
descomponiéndose.
La mezcla no se encuentra en equilibrio pero no se descompondrá el HCHO, hasta que aumente en concentración debido al exceso de concentración de H 2 (F) d. La velocidad de reacción hacia la derecha es igual a la velocidad hacia la izquierda izquierda..
Sabemos que las velocidades en un situación de equilibrio son iguales pero en la situación del problema tenemos una mezcla que no se encuentra en equilibrio por lo que no existirá esa igualdad de velocidades. (F) 9. Si se introducen 1.35 moles de hidrogeno y 0.493 moles de iodo en una vaso de reacción de un litro de capacidad y se calienta a 454ºC ¿cuánto será el valor de la constante de equilibrio a esa temperatura, sabiendo que a la concentración de vapor de yoduro de hidrogeno, HI, en equilibrio es de 9.45/100 (mol/L)
H2(g) + I2(g) → Fase inicial:
2HI(g)
1.35mol
Fase de equilibrio: (1.35-x) mol
0.493mol
0 mol
(0.493-x) mol
Pero por dato en el equilibrio 2x= 9.45/100)(mol/L)
2x →
x= 4.725/100(mol/L)
Por la relación k c = [HI(g)/][H2(g)][I 2(g)] Entonces kc= 2*4.725*10-2/(1.35-x)(0.493-x)
k c c=0.0156
10. Para la siguiente reacción en equilibrio 2NO(g) + O 2(g)
2NO2(g) el valor de la
constante de equilibrio kc es 6.43x10 5 a 200°C. Si la concentración en el equilibrio del NO(g) es 3.04x10-4 moles/L y la concentración de 02(g) es 0.606 moles/L. Cuál será la concentración del NO2(g).
Kc = 6.43 .10-5
Kc = Kc = 6.43 .105
NO = 3.04x10− mol/L O2= 0.606 mol/L [NO2] = 10.8837mol/litro. 11. A 375K, el valor de Kp de la reacción: SO 2Cl2(g)
Cl2(g) + SO2(g) es 2.4 cuando las
presiones se expresan en atm. Supóngase que se colocan 6.7g de SO2CL2(g) en un balón de de 1L y se aumenta la temperatura a 375 K. ¿Cuál será la presión del SO2CL2(g) si nada de él se disociara? En el equilibrio cuáles son las presiones del SO2CL2(g), CL2(g) y SO2(g).
El balon contiene V=1L
SO2Cl2 = 6.7g ;si no se disocia se cumple P SO 2Cl2 = P1
P1 V = RTn
P1=1.5atm
SO2Cl2(g) Cl2(g) + SO2(g) 1.5-X
X
X
Kp = [X] [X]/ [1.5-X] = 2.4
X= 1.045
PSO2Cl2 = 0.455atm P CL2
=1.045 atm
P SO2 =1.045atm
12. Halle las presiones del SO2CL2(g), CL2(g) y SO2(g) en un balón de 1L. a 375K, al cual se ha agregado 6.7 g de SO 2CL2 y 1 atm de Cl2. Emplee los datos del problema anterior. Compare sus resultados con el problema anterior, anterior, y diga si ellas son compatibles con el principio de Le Chatelier.
SO2Cl2 (g)
1.5-X [X] [1+X] [1 +X] /[1.5 /[1. 5-X] =2.4 =2 .4
Cl2(g) + SO 2(g)
1+X
X Kp =
X=0.84atm
PCl2 = 1.84atm PSO2Cl2 = 0.65atm Se cumple el principio de Le Chatelier pues el equilibrio se desplaza para anular el efecto externo.
CONCLUSIONES
En el experimento #1 se puedo apreciar que la constante de equilibrio de cada reacción es diferente debido a que hacemos variar la concentración de los productos y reactantes.
Al añadir gotas gotas de NaOH el cromato cambia de de color amarillo a anaranjado, mas intenso si se sigue añadiendo más gotas
Al añadir gotas de HCl la solución inicial de dicromato cambia de color anaranjado a amarillo. El color se intensifica si se sigue añadiendo más gotas de HCl
En un equilibrio a nivel macroscópico no se observa cambios de color en ninguna de las dos soluciones
La concentración no solamente depende de la intensidad de color sino también de la altura de la sustancia.
Con el único que reacciona el cromato es el ion H + (acido) produciéndose después de la reacción el dicromato.
Toda reacción entre un ácido y una base conllevan a la neutralización de ambas quedando ni base ni acido.
En el experimento #3 se observa que se producen precipitados en el tubo que contiene al dicromato de potasio y al cromato de potasio y como el dicromato de potasio contiene a los iones bario y cromato entonces podemos concluir que el cromato está presente en ambas soluciones.
BIBLIOGRAFIA
CASTELLAN, Gilbert W. Fisicoquímica México, Pearson Educación, 1987 1057 p.
CHANG, Raymond Química México, editorial Mc Graw Hill, 1999 993 p.
WHITTEN, Kenneth W. Química general España, editorial editorial Mc Graw Hill, 1998 1121 p.
CHANG, Raymond Fisicoquímica México, editorial Mc Graw Hill, 2009