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Facultad de Ingeniería Industrial Química General

INTRODUCCION

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 cambios 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 es el estudio de tales procesos dinámicos. Aqui se

describen diferentes tipos de reacciones en equilibrio, el significado de la

constante de equilibrio y su relación con la constante de velocidad, asi

como los factores que pueden modificar un sistema en equilibrio.

Pocas reacciones químicas proceden en una misma dirección. La

mayoría son irreversibles, al menos en cierto grado. Al inicio de un

proceso reversible, la reacción procede hacia la formación de productos.

Tan pronto como se forman algunas moléculas del producto, comienza el

proceso inverso: estas: moléculas reaccionan y forman moléculas de

reactivo. El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las

reacciones directa e inversa se igualan y las concentraciones de los

reactivos y productos permanecen constantes.

El equilibrio químico es un proceso dinámico. Se puede comparar

con el movimiento de los esquiadores en un centro de esquí repleto de

personas, donde el número de esquiadores que suben a la montaña por el

teleférico es igual al número de esquiadores que bajan deslizándose.

Aunque hay un acarreo constante de esquiadores, la cantidad de personas

que hay en el clima y la que esta en la base de la ladera no cambia.

Universidad Nacional Mayor de San Marcos Página 1


I. PRINCIPIOS TEORICOS

¿QUÉ ES UN EQUILIBRIO QUÍMICO?

Existen muchas reacciones químicas en las que los productos obtenidos en

ellas son tan estables en las condiciones del proceso, que no ofrecen

prácticamente tendencia alguna a reaccionar nuevamente entre si para

regenerar los reactivos de los que proceden. Así, la reacción

NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl

es un proceso que continua hasta que precipite todo el AgCl, momento en

el cual finaliza la reacción química.

A este tipo de reacciones químicas se le denomina irreversible.

Existen muchas reacciones químicas en las que no sucede esto. En

ellas los productos son capaces de reaccionar entre si para regenerar los

reactivos. Así, en la reacción

N2 + 3H2 ↔ 2NH3

El NH3 se descompone en H2 y N2. A este tipo de reacción química se le

denomina reversible.

Al comienzo de una reacción química reversible, como las

concentraciones de los reactivos son mayores que las de los productos, la

velocidad directa (Vd.) será también mayor en el sentido de izquierda a

derecha, es decir, de reactivos a productos; pero a medida que vaya

avanzando el proceso y existan concentración considerables de productos,

irá aumentando, a su vez, la reacción en sentido contrario, de derecha a

izquierda, es decir, de productos a reactivos. Llegará un momento en que

ambas velocidades se igualen, formándose tantas moléculas como se

destruyen por unidad de tiempo, y por consiguiente, no varían las

concentraciones de las sustancias que intervienen. Cuando se cumple esta

circunstancia se dice que existe equilibrio químico.

El hecho de conseguir el equilibrio no supone en modo alguno que

ya no exista reacciones entre las sustancias. Las dos reacciones, tanto la



directa como la inversa, siguen produciéndose, pero con igual velocidad

en los dos sentidos. El equilibrio químico n es un equilibrio estático, sino

dinámico. En el equilibrio las condiciones macroscópicas del sistema no

variarán, aunque la reacción no se detenga a nivel molecular.

De otra forma dicha, es una reacción que nunca llega a completarse, pues

se produce simultáneamente en ambos sentidos (los reactivos forman

productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos).

CONSTANTE DE EQUILIBRIO ( K C)

Ley de acción de masa

Sea una reacción química reversible, homogénea y que sucede en

una etapa,

A + B ↔ C + D

La Vd. = K [A] [B] y la Vi= K´ [C] [D].

Cuando se alcanza el equilibrio se cumple que:

Vd. = Vi es decir K [A] [B] = K’ [C] [D]

K= kk ´

=[C ]·[ D ][ A ] ·[B ]

Expresión que nos indica que en toda reacción química reversible

que transcurra en una sola etapa y en fase homogénea, una vez en

equilibrio, es constante el cociente entre el producto de las

concentraciones de productos de la reacción y el producto de las

concentraciones de los reactivos.

Esta constante Kc, se denomina constante de equilibrio referido a

concentraciones, depende de la temperatura del proceso.

Para una reacción general:



a A + b B + .... Á c C + d D + ...)

se define la constante de equilibrio (KC) de la siguiente manera:

Que es la expresión matemática de la llamada ley de acción de

masas, establecida por Guldberg y Waage, que dice: Para cualquier

reacción química reversible en equilibrio químico a una T dada se cumple

que el producto de las concentraciones molares de los productos de

reacción, dividido entre el producto de las concentraciones molares de los

reactivos, elevados al coeficiente estequiométrico, es una constante,

denominada constante de equilibrio.

Se denomina constante de equilibrio, porque se observa que dicho

valor es constante (dentro un mismo equilibrio) si se parte de cualquier

concentración inicial de reactivo o producto.

Significado del valor de Kc

La Kc es característica de cada reacción varía con la temperatura

siendo las concentraciones medidas en el equilibrio (no confundir

con las concentraciones iníciales de reactivos y productos)

El valor de KC, dada su expresión, depende de cómo se ajuste la

reacción

El valor numérico de dicha constante es la expresión concisa de la

tendencia de los reaccionantes a convertirse en productos. Así, un

valor alto de K indica que el equilibrio esta muy desplazado hacia la

formación de los productos, Un valor pequeño de K indica que la

reacción directa apenas se realiza, siendo predominante la inversa.

El valor de la constante puede variar entre límites bastante grandes:



¡ATENCIÓN!: Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución.

Las especies en estado sólido o líquido tienen concentración constante, y

por tanto, se integran en la constante de equilibrio.

Ejemplo:

Tengamos el equilibrio: 2 SO2(g) + O2(g) Á 2 SO3(g). Se hacen cinco

experimentos en los que se introducen diferentes concentraciones

iníciales de ambos reactivos (SO2 y O2). Se produce la reacción y una vez

alcanzado el equilibrio se miden las concentraciones tanto de reactivos

como de productos observándose los siguientes datos:

Concentraciones al

inicio (mol/l)

Concentraciones en el

equilibrio (mol/l)

[SO2] [O2] [SO3] [SO2] [O2] [SO3] Kc

Exp 1 0,200 0,200 — 0,030 0,115 0,170 279,2

Exp 2 0,150 0,400 — 0,014 0,332 0,135 280,1

Exp 3 — — 0,200 0,053 0,026 0,143 280,0

Exp 4 — — 0,700 0,132 0,066 0,568 280,5

Exp 5 0,150 0,400 0,250 0,037 0,343 0,363 280,6

Kc se obtiene aplicando la expresión:

Y como se ve es prácticamente constante.

Cociente de reacción (Q)

Se define una nueva magnitud, cociente de reacción, Q, que tiene la

misma expresión que Kc, pero donde las concentraciones no son las del

equilibrio. Así, en una reacción cualquiera: a A + b B Á c C + d D se llama

cociente de reacción a:



Tiene la misma fórmula que la KC pero a diferencia de ésta, las

concentraciones no tienen porqué ser las del equilibrio.

Si Q = Kc entonces el sistema está en equilibrio.

Si Q < Kc el sistema evolucionará hacia la derecha, es decir,

aumentarán las concentraciones de los productos y disminuirán las

de los reactivos hasta que Q se iguale con KC.

Si Q > Kc el sistema evolucionará hacia la izquierda, es decir,

aumentarán las concentraciones de los reactivos y disminuirán las

de los productos hasta que Q se iguale con KC.

Constante de equilibrio Kx.

Podemos expresar la constante de equilibrio en función de las

fracciones molares.

La ley de Dalton para gases ideales dice:

Pi=Xi · Pt , donde Xi es la fracción molar

Kp=PCc·P

Dd

PAa· PB

b =( XCP )c · (X D P )d

(X A P )a· (X B P )b=XCc ·X D d

XAa· X

Bb·Pc+d−a−b

Donde:

K x=XCc· X

Dd

XAa · X

Bb ,es la constante de equilibrio referida a fracciones molares.

Entonces queda Kp = Kx · P∆n que es la relación entre Kp y Kx

Relación directa e inversa

Si A(g) + B(g) ↔ C(g) + D (g)

Kc del proceso directo es: KC directa=

[C ]× [D ][A ]×[B ]

Kc del proceso inverso es:

KC inversa=[A ]×[B ][C ]× [D ]



MODIFICACIONES DEL EQUILIBRIO

Si un sistema se encuentra en equilibrio (Q = Kc) y se produce una

perturbación:

Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos.

Cambio en la presión (o volumen).

Cambio en la temperatura.

el sistema deja de estar en equilibrio y trata de volver a él.

Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o

productos.

Si una vez establecido un equilibrio se varía la concentración algún

reactivo o producto el equilibrio desaparece y se tiende hacia un nuevo

equilibrio. Las concentraciones iniciales de este nuevo equilibrio son las

del equilibrio anterior con las variaciones que se hayan introducido.

Lógicamente la constante del nuevo equilibrio es la misma, por lo

que si aumenta la concentración de algún reactivo, crecería el

denominador en Q, y la manera de volver a igualarse a KC sería que

disminuyera la concentración de reactivos (en cantidades

estequiometrias) y, en consecuencia, que aumentasen las concentraciones

de productos, con lo que el equilibrio se desplazaría hacia la derecha, es

decir, se obtiene más producto que en condiciones iníciales.

De la manera, en caso de que disminuyera la concentración de algún

reactivo: disminuiría el denominador en Q, y la manera de volver a

igualarse a KC sería que aumentase la concentración de reactivos (en

cantidades estequiométricas) y, en consecuencia, que disminuyesen las

concentraciones de productos, con lo que el equilibrio se desplazaría hacia

la izquierda, es decir, se obtiene menos producto que en condiciones

iníciales.



Análogamente, podría argumentarse que, si aumentase la

concentración de algún producto, el equilibrio se desplazaría a la

izquierda, mientras que si disminuyese, se desplazaría hacia la derecha.

Cambio en la presión (o volumen)

En cualquier equilibrio en el que haya un cambio en el número de

moles en sustancias gaseosas entre reactivos y productos, como por

ejemplo en reacciones de disociación del tipo: A Á B + C, ya se vio que KC

c x 2

Al aumentar “p” (o disminuir el volumen) aumenta la concentración

y eso lleva consigo una menor “”, es decir, el equilibrio se desplaza hacia

la izquierda que es donde menos moles hay.

Este desplazamiento del equilibrio al aumentar la presión, hacia

donde menos moles de sustancias gaseosas, es válido y generalizable

para cualquier equilibrio en el que intervengan gases. Lógicamente, si la

presión disminuye, el efecto es el contrario.

Si el número de moles gaseosos total de reactivos es igual al de

productos se pueden eliminar todos los volúmenes en la expresión de KC,

con lo que éste no afecta al equilibrio (y por tanto, tampoco la presión).

¡CUIDADO!: El cambio de presión apenas afecta a sustancias líquidas

(incluyendo disoluciones) o sólidas, por lo que si en una reacción no

interviene ningún gas, estos cambios no afectarán al equilibrio.

Cambio en la temperatura.

Se observa que, al aumentar T, el sistema se desplaza hacia donde

se consuma calor, es decir, hacia la izquierda en las reacciones

exotérmicas y hacia la derecha en las endotérmicas.

Si disminuye T el sistema se desplaza hacia donde se desprenda calor

(derecha en las exotérmicas e izquierda en las endotérmicas).



PRINCIPIO DE LE CHATELIER, VARIACIONES EN EL EQUILIBRIO

Existe una regla, que permite predecir de forma cualitativa el sentido

en el que se verá desplazado un equilibrio cuando se modifican las

condiciones de reacción, es el llamado Principio de Le Chatelier, que dice:

“Un cambio o perturbación en cualquiera de las variables que

determinan el estado de equilibrio químico produce un

desplazamiento del equilibrio en el sentido de contrarrestar o

minimizar el efecto causado por la perturbación”.

∆[reactivos] > 0 →

∆[reactivos] < 0 ←

∆[productos] > 0 ←

∆[productos] < 0 →

∆T > 0 (exotérmicas) ←

∆T > 0 (endotérmicas) →

∆T < 0 (exotérmicas) →

∆T < 0 (endotérmicas) ←

∆p > 0 Hacia donde menos nº moles de gases

∆p < 0 Hacia donde más nº moles de gases.

Importancia en procesos industriales.

El saber qué condiciones favorecen el desplazamiento de un equilibrio

hacia la formación de un producto es de suma importancia en la industria,

pues se conseguirá un mayor rendimiento, en dicho proceso.

Un ejemplo típico es la síntesis de Haber en la formación de amoniaco

a partir de la reacción N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g), exotérmica. La formación

de amoniaco está favorecida por altas presiones (menos moles gaseosos

de productos que de reactivos) y por una baja temperatura. Por ello esta

reacción se lleva a cabo a altísima presión y a una temperatura

relativamente baja, aunque no puede ser muy baja para que la reacción

no sea muy lenta. Hay que mantener un equilibrio entre rendimiento y

tiempo de reacción.



II. DETALLES EXPERIMENTALES

MATERIALES

5 Tubos de ensayo de igual diámetro y altura.

Probeta de 25mL

Pipeta de 5.0 y 10.0mL

Vaso de precipitado de 150mL

Pisceta, goteros y gradilla

Regla milimetrada y etiquetas

Fuente de luz blanca

REACTIVOS

Tiocianato de potasio(KSCN) 0.002M

Cloruro férrico(FeCl3) 0.2M

Cloruro de potasio solido

Agua destilada.

* Procedimiento:

DETERMINACION CUANTITATIVA DE LA CTE DE EQUILIBRIO

MEDIANTE EL METODO COLORIMETRICO.

1. La concentración de ion tiocianato de hierro (III); FeSCN+2 se

determinara por una técnica colorimétrica (igualación de colores).

2. Una vez conocida la concentración del ion FeSCN+2(ac) se puede

calcular la concentración de los demás componentes en el equilibrio. A



partir de las concentraciones iniciales y los volúmenes empleados de

las soluciones de FeCl3 y KSCN se puede calcular la concentración

inicial de los iones: Fe+3 y SCN – respectivamente.

3. La experiencia se plantea de manera que siempre se utilizara un

exceso de ion Fe+3; así el reactivo limitante siempre será el ion SCN -

La concentración del ion SCN – será constante.

4. La variación de la concentración del ion Fe+3 se observara por la

diferencia en la intensidad del color rojo. la concentración del

tiocianato de hierro en equilibrio será la misma que la concentración

inicial del SCN–.

5. Es necesario suponer que la reacción en el primer tubo llega a

completarse y este será el estándar que se tiene para determinar la

concentración del ion FeSCN+2 (ac) en los demás tubos, como la

intensidad del color depende de este ion y de la profundidad del

liquido, se puede igualar el color del tubo estándar con el de los tubos,

extrayendo liquido del tubo estándar.

OBSERVACIONES Y CALCULOS

REVERSIBILIDAD ENTRE EL FeCl3 Y EL TIOCIANATO DE POTASIO

FeCl3 + KSCN (FeSCN)Cl2 + KCl

20ml de H2O + 3 gotas de FeCl3 + 3 gotas de KSCN



1 2 3 4

Patrón

Patrón Patrón Patrón

+ KSCN + FeCl3 + KCl(s)

Aquí se realiza la preparación de una solución de cloruro férrico y

tiocianato de potasio. Luego dicha solución se divide en cuatro tubos

de ensayo con una cantidad aproximadamente igual.

El tubo 1 le denominamos patrón, ya que este no va tener ninguna

alteración. Observándose que su coloración es un rojo sangre.

Al tubo 2 se le agrega KSCN para su posterior reacción, observándose

que el equilibrio tiende a irse a la derecha a producir más producto.

Observándose que su coloración disminuye a un rojo tenue.



Al tubo 3 se le agrega FeCl3 para su posterior reacción, observándose

que el equilibrio tiende a irse a la derecha a producir más producto.

Observándose que su coloración es una rojo intenso.

Al tubo 4 se le agrega KCl, observándose que el equilibrio tiende a irse

a la izquierda a producir más reactantes. Observándose una coloración

rojo anaranjado.

DETERMINACION CUANTITATIVA DE LA CTE DE EQUILIBRIO

MEDIANTE EL METODO COLORIMETRICO.

1 2 3



5mL de KSCN 5mL de KSCN 5mL de KSCN

0.002M 0.002M 0.002M

+ + +

5mL de FeCl3 5mL de FeCl3 5mL de FeCl3

0.2M 0.032M 0.0128M

En tres tubos de ensayos limpios y secos, añadir 5ml de solución de

tiocianato de potasio 0.002M a cada uno.

Añada 5mL de FeCl3 0.2M al tubo 1, este será el tubo estándar.

Prepare soluciones de FeCl3 0.032M y 0.0128M, a partir de la solución

0.2M por diluciones sucesivas.

Así para obtener una solución 0.032M, se mide 4mL de la solución

0.2M en la probeta graduada y se completa a 25mL con agua destilada

(V1*M1=V2*M2), vierta los 25mL de la probeta al vaso de 150 mL limpio

y seco, para mezclar bien.

De la solución obtenida en el

vaso de 150mL, medir con la pipeta 5ml y vierta al tubo 2. Luego

medir 10mL y verter a la probeta graduada limpia y seca para preparar

la solución 0.0128 de FeCl3 (descartar la solución que queda en el

vaso), completar en la probeta con agua destilada hasta 25ml. Mezcle



bien un vaso de 150ml. De esta solución separe 5ml y vierta al tubo 3.

Descarte lo que queda en el vaso.

Comparar el color de la solución del tubo estándar, el tubo 1 con la del

tubo 2 envueltos en papel blanco, mirando abajo a través de los tubos

que están dirigidos a una fuente de luz blanca difusa. Extraer liquido

del tubo estándar hasta que se igualen los colores, anote la altura del

liquido en el tubo estándar y la del tubo comparado

El contenido que se extrae con la pipeta de 5mL del tubo estándar se

vierte en el vaso de 150mL, ya que si por un mal cálculo visual se

podría extraer demasiado liquido, el cual se repone si es necesario

hasta que se iguale la coloración.

En igual forma se trabaja con el par de tubos: 1 y 3. Extrayendo líquido

siempre del tubo estándar. Anotando las alturas de los líquidos en el

momento que se igualen las intensidades del color.



IV. DISCUSION DE RESULTADOS



Al añadir 3 gotas de FeCl3 y KSCN (de color naranja e incoloro

respectivamente) al vaso precipitado con 20 mL de agua destilada la

solución resultante toma un color rojo. Al dividirlo en los cuatro tubos (3)

con exceso de FeCl3 (3 gotas) se puso más rojo y en el cuarto tubo al

adicionarse el KCl (cloruro de potasio) se aclaró bastante parecido al color

del FeCl3 pero mucho más claro.

Al realizarse el experimento se tiene que el reactivo limitante que es el

[SCN-] por eso su concentración inicial en los 5 tubos será la misma

mientras que la concentración del [Fe+3] cambiará. Para hallar la

concentración del ión [FeSCN+2] se utilizará la igualación de colores

llamada técnica colorimétrica.

La concentración del [Fe+3] y del [SCN-] (tiocianato) se hallaron restando la

concentración del [FeSCN+2] a la concentración inicial de cada uno en los

respectivos tubos.

V. CONCLUSIONES

Al agregar sólidos al sistema en equilibrio, este se

desplaza hacia donde el lado donde hay defecto de



cantidad, eso ocurre sin afectar a la constante de

equilibrio.

Al aumentar sustancias, ya sea reactantes o productos, el

equilibrio se desplaza hacia la izquierda o derecha, donde

se encuentra el defecto.

La constante de equilibrio solo se altera cuando se afecta

la temperatura en la reacción.

La colorimetría es un método no muy recomendable,

debido a que depende de la buena visión del observador.

Al preparar las soluciones con las concentraciones que

pedían, estas derivaban de la concentración de la solución

patrón.



VI. RECOMENDACIONES

Numerar los tubos de ensayo, u otro material que se rija a algún orden,

para así evitar confusiones y obtener resultados no deseados.

Al momento de comparar los tubos por colorimetría, debemos

envolverlos en un papel blanco, dándoles forma de “binoculares” y

colocarse frente al fluorescente.

Se debe observar detenidamente la diferencia de colores y al momento

de sacar gotas del patrón, éstas no se deben desechar, sino más bien,

debemos conservarlas en un vaso aparte para volverlas a agregar al

patrón en caso de que hayamos sacado más de las gotas necesarias

para obtener el color deseado.

Al momento de realizarse las soluciones, se obtener volúmenes casi

exactos como los obtenidos de manera teórica.

Las concentraciones deben ser como indica la guía, debido a que

alguna variación estas te llevara a un error.



VII. APENDICE

CUESTIONARIO:

1. Explique en qué consiste la técnica colorimétrica.

Existe una necesidad de estandarizar el color para poderlo clasificar y

reproducir. El procedimiento utilizado en la medida del color consiste

sustancialmente en sumar la respuesta de estímulos de colores y su

normalización a la curva espectral de respuesta del fotorreceptor sensible

al color. Como referencia, se utiliza la curva espectral codificada de la

Comisión Internacional de Iluminación, (conocida por sus siglas CIE en

francés), la llamada función colorimétrica. Debe notarse que el color es

una característica subjetiva, pues solo existe en el ojo y en el cerebro del

observador humano, no siendo una característica propia de un objeto. Los

fotorreceptores del ojo humano son los conos de la retina, de los que

existen diferentes tipos, con sensibilidades diferentes a las distintas partes

del espectro luminoso.

El matemático alemán Hermann Grassmann enunció unas leyes sobre la

mezcla aditiva del color. Ellas muestran que cualquier color puede

expresarse como suma de tres colores primarios, es decir, de tres colores

en los cuales uno no puede obtenerse por la mezcla de los otros dos.


http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Leyes_de_Grassmann&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/wiki/Hermann_Grassmann

http://es.wikipedia.org/wiki/Cerebro

http://es.wikipedia.org/wiki/Ojo

http://es.wikipedia.org/wiki/Fotorreceptor


Aplicando sus leyes, se obtiene la denominada ecuación unitaria del color,

que representada, da una forma parecida a un triángulo, el triángulo

internacional de color. El área dentro de las tres curvas que se obtienen al

fin del procedimiento dan origen a tres valores: las coordinadas

triestímulo” X”, “Y” y “Z” ligadas a las coordinadas de cromaticidad x e y

por relaciones lineales. El paso de un espacio de colores a otro son datos

de relaciones de transformación de coordenadas.

El tono es el estado puro del color: rojo, amarillo, azul... La saturación de

un color es su grado de pureza. Un color está más saturado cuanto menor

sea su contenido de grises o de blancos. Los colores de la naturaleza

siempre son más o menos saturados. La intensidad, o luminosidad de un

color, es la característica que hace que este aparezca más claro,

independientemente de su saturación.

En nuestro experimento la técnica colorimétrica consistió en comparar el

color del tubo patrón con cada uno de los colores de los otros dos tubos

frente a un fluorescente; luego extraer gotas del tubo patrón hasta que los

colores del tubo patrón y el tubo con el que se lo está comparando se

aproximen lo más que se pueda.

2. ¿Cuál será la concentración en el equilibrio del ión complejo (FeSCN)+2

(ac) en el tubo número 2?

Según los cálculos que hemos realizado en la parte experimental llegamos al

siguiente resultado:



Altura del líquido en el Tubo Patrón: 4.7cm

Altura del líquido en el Tubo #2: 7.1cm

Hallemos “x” con la fórmula:

x = h1[SCN-](inicial) / h2

x = (4.7 x 0.001) / 7.1

x = 6.61 x 10-4M

[FeSCN2+] = x = 6.61 x 10-4M

3. ¿Cuál será la concentración en el equilibrio del ión SCN- en el tubo

número 3?

Según los cálculos realizados en la parte experimental, obtuvimos:

Altura del líquido en el Tubo Patrón: 3.1cm

Altura del líquido en el Tubo #3: 7.1cm

Hallemos “x” con la fórmula:

x = h1[SCN-](inicial) / h2

x = (3.1 x 0.001) / 7.1

x = 4.36 x 10-4

[SCN-] = 0.001 – x = 0.001 – 4.36 x 10-4 = 5.64 x 10-4M

4. ¿Qué información proporciona la constante de equilibrio obtenida?



Sabemos que la magnitud de la constante de equilibrio indica si una reacción en

equilibrio es favorable a los productos ó a los reactivos. Si K es mucho mayor que

1 (K>1), el equilibrio se desplazará a la derecha y favorecerá a los productos. Por

lo contrario, si K es mucho menor que 1 (K<1), el equilibrio se desplazará a la

izquierda y favorecerá a los reactivos. En este contexto, cualquier número

superior a 10 se considera que es mucho mayor que 1, y un número que es

menor a 0.1 significa que es mucho menor que 1.

En nuestra experiencia, hemos obtenido 2 constantes de equilibrio que son: Keq

= 251.99= 2.5199x102

Keq = 212.47 = 2,1247x102

En ambas, observamos que Keq son mucho mayores que 1, entonces, y según lo

escrito más arriba, diremos que en el equilibrio habrá una mayor cantidad de

productos en comparación con los reactantes, y que nuestro equilibrio se ha

desplazado hacia la derecha.

5. ¿Cuál de los valores de las constantes de equilibrio que se dan a

continuación representa una reacción que está más cerca de

completarse? Fundamente

a) K=1x100 b) K=1x102 c) K=1X104 d) K=1x10-5

La constante que representa una reacción que está más cerca de completarse es

la de la clave c) K=1X104; pues al ser esta constante la que es mayor entre las

demás y al ser mucho mayor que 1, nos indica que hay una mayor cantidad de

productos en el equilibrio en comparación con los demas reactivos presentes en

el equilibrio; y consecuentemente, la reacción estará más cerca de completarse.


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