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Laboratorio de Fisicoquímica II
EQUILIBRIO QUIMICO
I. INTRODUCCIÓN:
El concepto de equilibrio es fundamental en el análisis del cambio
químico. Equilibrio se refiere a aquel estado de un sistema en el cual no
se produce ningún cambio neto adicional.
Si en una reacción química el equilibrio favorece la formación de
productos o de los reaccionantes originales, es un problema
termodinámico. El énfasis en esta experiencia se concentra sobre la
condición de equilibrio en sí de que se trata, como se la puede
pronosticar y como se la puede alterar.
II. OBJETIVOS:
Conocer las condiciones para que se dé el equilibrio en una fase liquida.
Determinar la constante de equilibrio, la energía de Gibbs y su signo
para predecir el predominio de cualquiera de las velocidades, mediante
los criterios de espontaneidad que se dan en un proceso.
Analizar el sentido de dirección de los reactivos y productos.
Estandarizar los ácidos y bases correctamente para una buena
exactitud.
III. FUNDAMENTO TEORICO
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; siempre es necesario que exista una reacción química para que exista
un equilibrio químico, sin reacción no sería posible.
Una vez iniciada una reacción química puede reaccionar de dos maneras
diferentes: la reacción puede desarrollarse hasta que se agote uno de los
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reactivos o bien transcurrir hasta un cierto punto en el que, aunque existan
reactivos en cantidad suficiente, la reacción, aparentemente, se detiene. En el
segundo caso se dice que el sistema formado por los reactivos, los productos y
el medio de reacción ha alcanzado un estado de equilibrio.
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 los 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).
Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen
(reactivos o productos) se estabiliza, es decir, se gastan a la misma velocidad
que se forman, se llega al EQUILIBRIO QUÍMICO.
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Variación de la concentración con el tiempo (H2 + I2 Á 2 HI)
Equilibrio químico
Tiempo (s)
[HI]
[I2]
[H2]
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Condiciones
Un sistema en equilibrio debe cumplir los siguientes requisitos:
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.
Sólo puede existir equilibrio en un sistema aislado: un sistema en el que
ni la energía ni las sustancias entren o salgan continuamente.
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.
Cuantificación del Equilibrio químico
Cuando se alcanza el estado de equilibrio, las concentraciones de los reactivos
y los productos se encuentran en una relación numérica constante.
Experimentalmente se comprueba que las concentraciones de las sustancias
implicadas en un sistema en equilibrio se encuentran relacionadas por la
siguiente expresión matemática:
aA + bB → cC + dD
En esta expresión el numerador es el producto de las concentraciones de
equilibrio de los productos, elevada cada una de ellas a un exponente que es
igual al número de moles de cada producto que aparece en la ecuación
química. El denominador es el producto de las concentraciones de equilibrio de
los reactivos, elevada cada una de ellas a un exponente que es igual al número
de moles de cada reactivo que aparece en la ecuación química. La razón, K,
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entre el numerador y el denominador es la constante de equilibrio de la
reacción. Si el valor de K es muy pequeño, mucho menor que 1, la reacción
directa sólo ocurre en una pequeña extensión antes de alcanzar el equilibrio.
Es decir, los reactivos no reaccionan del todo. En cambio, si el valor de K es
grande, mucho mayor que 1, la reacción directa está ampliamente favorecida;
esto es, los reactivos originales se transforman en productos en una gran
amplitud.
Podemos concluir:
Si K < 1, se favorece la formación de reactivos.
Si K > 1, se favorece la formación de productos.
La energía libre y el estado de equilibrio
Un proceso en el cual se encuentra que, el intercambio de calor se iguala con
el producto del cambio de entropía multiplicado por la temperatura a la cual se
efectúa dicho cambio; corresponde a las características que describen el
estado de equilibrio.
La mayoría de los cambios de interés con aplicaciones prácticas, se realizan
bajo condiciones en las cuales se mantiene constante la presión a la que se
encuentra sometido el sistema, es decir, se trata de sistemas abiertos
sometidos a la presión del ambiente. Para estos cambios, el calor involucrado
en las reacciones químicas constituye la variable termodinámica designada
como entalpía. Manteniendo además la temperatura constante, se observa que
para el sistema que se mantiene en equilibrio el cambio de energía libre de
Gibbs es igual a cero. Situación que cumple con las características expresadas
antes para definir el estado de equilibrio.
En términos de las variables termodinámicas, resulta entonces, que el estado
de equilibrio para un proceso que se realiza a presión y temperatura
constantes, es aquel durante el cual no cambia la energía libre de Gibbs. O
expresado de forma equivalente el cambio de energía libre de Gibbs es igual a
cero.
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Del análisis del comportamiento de las variables termodinámicas descritas
antes se concluye que un cambio se produce de manera espontánea, bajo las
condiciones establecidas, si el cambio de energía libre de Gibbs resulta menor
que cero. Y si este cambio es mayor que cero, el cambio propuesto no es
espontáneo.
Para juzgar la espontaneidad de un proceso, bajo las condiciones descritas, se
utilizan las variables termodinámicas que permiten evaluar el cambio en la
energía libre de Gibbs. Para las aplicaciones en Análisis Químico resultan de
particular interés aquellas situaciones en las cuales encontramos que el
sistema estudiado se encuentra en equilibrio, es decir que su cambio de
energía libre de Gibbs se hace igual a cero.
La condición de equilibrio, de hecho, se ha utilizado de manera empírica aún
antes de lograr desarrollar el modelo termodinámico. De manera intuitiva se
pueden sacar conclusiones acerca de la relación entre las cantidades de las
diferentes especies que participan de una reacción química que resulta de
interés en un proceso analítico.
Para una mezcla de especies que reaccionan se puede pronosticar el curso
que tomará la reacción con base en esta variable termodinámica
Si Q, de concentraciones de las especies que participan en la reacción es
mayor que el valor de la constante de equilibrio el cambio de energía libre de
Gibbs resulta positivo y la reacción no se produce espontáneamente en la
dirección que se ha propuesto.
A partir de medidas de las propiedades termodinámicas se pueden calcular las
constantes de equilibrio que son útiles luego para hacer estimativos de las
cantidades de reactivos y productos que participan en una reacción.
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IV. MATERIALES Y REACTIVOS:
Materiales:
Pipetas.
Bureta.
Vaso precipitado
Mechero.
Reactivos:
Fenolftaleína.
Solución de CH3COOH.
Solución de CH3COOC2H5.
Agua destilada.
Solución de NaOH 0.2N.
Mechero.
Solución de acido clorhídrico HCl
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V. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:
En 8 frascos colocamos las siguientes sustancias:
REACTIVOPESO
MOLECULAR(PM)DENSIDAD(g/ml)
CH3COOH 60 1.05ACETATO DE ETILO 88.1 0.9
H2O 18 1.0ETANOL 46 0.8
MEZCLA HCL(3M)ACETATO DE ETILO
ETANOL CH3COOH H2O
A 5ml 5ml -- -- --B 5ml 1ml 2ml 1ml 2mlC “ 2ml4ml -- -- 3mlD “ 4ml 1ml -- --E “ -- -- 1ml --F “ -- 4ml 1ml --G “ -- -- -- 5mlH 5ml -- -- -- 6ml
Luego de mezclarlos, dejarlos en reposo 1 semana para que alcance el equilibrio.
Hallamos las concentraciones en el equilibrio (las finales) del ácido que se encuentra en el frasco, tomando 2ml de solución y valorándolo con el NaOH ya estandarizado.
Enumeramos los tubos de ensayo para no confundirnos antes debemos de cerrar
bien el tubo sellarlo fuerte con cinta para q no se escapen los compuestos
volátiles.
Adicionar NaOH en la buretra para realizar la neutralizacion
Agregar en un matraz los 2ml de solucion del tubo n°1 mas dos gotas de fenolftaleina asi sucesivamente con los tubos 2,3,4,5 y 6
Por último realizamos la neutralización hasta q la solución se torne de color indicado. (Verificar el volumen q se ha gastado)
VI. CALCULOS:
Preparación de solución del HCL (3M)
DATOS:
Densidad=1.1
%pureza=37%
Volumen=50ml
Para la preparación de NaOH (1M) se utilizo 40g de NaOH en 1ml de agua destilada .
Proceso de estandarización del NaOH con biftalato de potasio
Masa del biftalato = 0.4694
V(NaOH gastado ) =2.5ml con 10ml de biftalato de potasio Peso molecular del biftalato =204.2g/mol
0,4694g* =0.0023mol
Titulando:VBMB =VAMA
VB =6.2ml VA =2ml MA =2.85MVNaOH (gastado)=6.2 ml en 2ml de HCLPor lo tanto la concentración del HCL es 2.85M
Hallando la densidad del acido V =1.88mlm =1.9404gd=1.0321g/m
NºTUBO
VOL MUESTRA SACADA
VOLUMEN DEL NaOH CONSUMIDO VOL PROM
GRUPO:I GRUPO:II GRUPO:III GRUPO:IV
1 1ml 3.3ml 3.9ml 3ml 3.6ml
2 1ml 3ml 2.9ml 3.1ml 3ml
3 1ml 2.3ml 1.7ml
4 1ml 3.4ml 4ml 2.3ml 3.5ml
5 1ml 3.9ml 4.4ml 3.9ml 5.5ml
6 1ml 2.5ml 2.3ml 2.6ml 2.3ml
7 1ml 1.8ml 1.5ml 1.5ml 1.6ml
8 1ml 1.4ml 1.4ml 1.4ml 1.5ml
Para el tubo Nº1:
MOLES DE AGUA EN HCl:
En el equilibrio:
5ml Hcl ------10 ml sol
X ml Hcl ------1 ml sol x=0.5 ml
0.05108 0.30166
+X +X -X -X
X x0.05108-
X
0.30166-
X
Determinar la constante de equilibrio:
Para el tubo Nº2:
En el equilibrio:
5ml Hcl ------11 ml sol
X ml Hcl ------1 ml sol x=0.4545 ml
0.0175 0.0348 0.0102 0.41277
-X -X X X
0.0175-X 0.0348-x0.0102+
X0.41277+X
Determinar la constante de equilibrio:
Para el tubo Nº3:
En el equilibrio:
0.02043 0.46836
X X -X -X
X x0.02043-
X0.46836+X
Determinar la constante de equilibrio:
Para el tubo Nº4:
En el equilibrio:
0.0174 0.04086 0.30166
X X -X -X
X 0.0174+x 0.04086-X 0.30166+X
Determinar la constante de equilibrio:
Para el tubo Nº5:
Para el tubo Nº6:
En el equilibrio:
0.0175 0.6957 0.30166
-X -X +X +X
0.0175-X 0.6957-x X 0.30166+X
Determinar la constante de equilibrio:
Para el tubo Nº7:
Para el tubo Nº8:
VII. RECOMENDACIONES
Trabajar con tranquilidad para obtener mayor precisión en los resultados
Tener cuidado con los reactivos de mayor concentración.
Antes de realizar cualquier experiencia debemos lavar y secar los
materiales bien.
VIII. CONCLUSIONES
Determinamos la constante de equilibrio para sistemas homogéneos.
A temperatura ambiente esta reacción transcurre lentamente por tanto se
debe realizar a 70º-80º en presencia de acido clorhídrico como catalizador.
Al neutralizar, realizarlo cuidadosamente y observando hasta que aparezca
la coloración que no indica en punto de equivalencia.
La reacción que se analiza es muy lenta, es por eso que la solución se deja
reposar durante una semana para obtener mayor efectividad.
Comprobamos que existen diversos factores capaces de modificar el
estado de equilibrio en un proceso químico, como son la temperatura, la
presión, y el efecto de la concentración.
La G resulta negativa, por tanto la reacción es espontánea. Un aumento
de temperatura no favorece la reacción ya que al aumentar la temperatura
el segundo término se hace más positivo y por tanto G resulta menos
negativo
En todos los procesos espontáneos la energía libre del sistema disminuye,
es decir, el valor final de G es menor que el inicial y, por tanto, G es
negativa
IX. BIBLIOGRAFÍA
CASTELLAN, GILBERT W, Fisicoquímica, Addison – Wesley
Iberoamericana, Segunda Edición, 1987.
ATKINS, P. W., Fisicoquímica, Addison – Wesley Iberoamericana, Tercera
Edición, 1992.
MARON Y PRUTTON, Fundamentos de Fisicoquímica, Limusa, Décima
– quinta reimpresión, 1984.
PONZ MUZZO, GASTON, Tratado de Química Física, A.F.A, Segunda
Época. Primera Edición, 2000.