UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍAFACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL Y

DE SISTEMAS

QUIMICA INDUSTRIAL I (CB-221 V)

LABORATORIO 4

Equilibrio Químico

INTEGRANTES:

BETETA ACUÑA FREDDY 20080300K

MERINO SUASNABAR NOHELIA 20094127D

PIZARRO ANDRADE HEIDDY 20092054J

PROFESOR :

2009 -2

ING. PETRA RONDINEL PINEDA

Equilibrio Químico

OBJETIVOS

Estudiar algunas reacciones en las que se observa reversibilidad

apreciable y con las probabilidades de controlar la extensión de la misma.

Determinación 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.

FUNDAMENTO TEÓRICODel estudio de la Química se conocen que las reacciones reversibles

conducen al establecimiento del equilibrio químico y durante el cual, en el medio líquido

o gaseoso, están presentes todas las sustancias: tanto las iniciales como las que se

forman durante el proceso de la reacción.

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 que se encuentran en la mezcla de

reacción Recuerde que la concentración de las 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”

Suponiendo que los valores de [A] y [B] son iguales al mol/L, entonces:

v1 = k1

Del mismo modo, la velocidad de la reacción inversa (V2) 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 1 = [C][D]K2 [A][B]

Y como la reacción entre dos constantes es otra constante por tanto, la expresión

anterior queda como:

Kc = [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.

aA + bB <=> cC + dD

Kequil = [ C ] C

[ D ]

d

[A]a

[B]b

PRINCIPIO DE LE CH A T ELIER

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 Chateler, es apicable a un sistema en equilibrio químico y establece que un sistema

cerrado en desequilibrio momentáneo, responde para poder contrarrestar una

perturbación, tal como un cambio de concentración, presión, temperatura, etc. La

determinación de las concentraciones de las sustancias coloreadas se pueden efectuar

colorimétricamente. Si se observa atentamente, un recipiente de vidrio conteniendo un

líquido coloreado, como una 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 que la intensidad de color sea la misma. La relación de la concentración es

inversa a la relación de los espesores.

Relación = A l t ura d e l es t a nd a r op e r a do Altura de solución a comparar

Obsérvese que este método suministra solamente valores relativos para las

concentraciones. Para conseguir valores absolutos, debe emplearse una solución

estándar de concentración conocida.

Para cada sistema existe una expresión matemáticamente que relaciona la concentración

de los iones en el equilibrio un valor constante que expresa la tendencia de los

reaccionantes a convertir en productos y viceversa, al cual se denomina constante de

equilibrio. Un sistema en equilibrio que se estudiará será la reacción:

Fe+3

(aq) + SCN(aq) <=> FeSCN+2

(aq)

Las concentraciones en el equilibrio estarán expresadas por:

[FeSCN+2

]e(Relación de alturas)(concentración del estandar)

[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 matematica que los relacione

dando el valor de la constante de equilibrio del sistema.

Kc = [FeS CN+2]e_

[Fe+3]e[SCN]e

DIAGRAMA DEL PROCESO

1.EXPERIMENTO N°1

Determinación de la constante de equilibrio a partir del sistema en equilibrio

1.1DIAGRAMA DEL PROCESO

1.2. DATOS EXPERIMENTALES:[Fe+3] =0.2 M……………………………..para el caso 1

[SCN-] =0.001M………………………….para todos los casos

CUADRO DE RELACION DE ALTURAS:

TUBOS (i) 1 2 3 4 5

TUBO 1 6.9 6.1 4.6 3.4 1.2

TUBO i 6.9 7.2 6.5 7.6 7.2

Hallando la concentración del FeSCN+2

Según lo indicado en clase; consideramos al SCN- como el reactivo limitante:

[FeSCN+2]1 = 5ml (0.001M)/ (5ml+5ml) = 5x10-4……en el tubo estándar (tubo n°1)

1.3. CÁLCULOS Y RESULTADOS:Observando la tabla de datos y agregándole la fila “relación (tubo 1/tuboi)”

TUBOS (i) 1 2 3 4 5

TUBO 1 6.9 6.1 4.6 3.4 1.2

TUBO i 6.9 7.2 6.5 7.6 7.2

RELACIÓNi 1 0.8472 0.7077 0.4474 0.1528

Hallando la constante de equilibrio para cada caso:

Para este propósito, necesitamos hallar la nueva [Fe+3] para cada tubo:

Por dato sabemos que [Fe+3]1 es de 0.2 M……en el tubo estándar

Luego aplicando M1V1 = M2V2 en una disolución

Podemos deducir lo siguiente:

Para hallar la concentración inicial del Ion en cada tubo:

Tubo de ensayo 1

Tubo de ensayo 2

Tubo de ensayo 3

Tubo de ensayo 4

Tubo de ensayo 5

Para hallar la concentración del tiocianato de hierro (III) en el equilibrio.

([FeSCN2+]) (Relación de Alturas) = [FeSCN2+] equilibrio

Para el tubo 2: Para el tubo 4

(5.10-4) (0.872) = 4.36E-4 (5.10-4)(0.4474)= 2.237E-4

Para el tubo 3: Para el tubo 5

(5.10-4) (0.7077) =3.539E-4 (5.10-4)(0.1528)= 0.764E-4

Para el tubo 1 estándar

(5.10-4) (1) =5.E-4

Para poder encontrar la Keq tenemos que reemplazar los valores hallados en:

Reemplazando se obtiene:

Kc eq1=5.0126Kc eq2=9.2397Kc eq3=17.3047Kc eq4=22.9131Kc eq5=31.063

1.4. OBSERVACIONES:

En el experimento #1 se aprecia que la intensidad de color depende mucho de la concentración de la mezcla.

En el mismo experimento se observo que el color que se torno la mezcla es rojo grosella.

2.EXPERIMENTO N°2

Estudio del sistema en equilibrio, ion cromato – ion dicromato:

2.1DIAGRAMA DEL PROCESO

2.2 OBSERVACIONES:

PASO

COMPUESTO COLOR COMPUESTO COLOR COMPUESTOS INICIALES

A K2CrO4 AMARILLO K2Cr2O7 NARANJA

B NaOH+ K2CrO4 AMARILLO NaOH+K2Cr2O7 AMARILLO

C HCl+ K2CrO4 NARANJA HCl+ K2Cr2O7 NARANJA

D HCl+NaOH+ K2CrO4

AMARILLO HCl+NaOH+ K2Cr2O7

AMARILLO Compuestos finales del paso C

E NaOH+HCl K2CrO4

NARANJA NaOH+HCl K2Cr2O7

NARANJA Compuestos finales del paso B

F K2CrO4 AMARILLO K2Cr2O7 NARANJA

G NH3+ K2CrO4 AMARILLO NH3+K2Cr2O7 AMARILLO

H CH3COOH+ K2CrO4

NARANJA CH3COOH+ K2Cr2O7

NARANJA

I NH3+CH3COOH+ K2CrO4

AMARILLO NH3+CH3COOH+ K2Cr2O7

AMARILLO Compuestos finales del paso H

J CH3COOH+NH3

+ K2CrO4

NARANJA CH3COOH+NH3+K2Cr2O7

NARANJA Compuestos finales del paso G

3.EXPERIMENTO N°3

Estudio del equilibrio del cromato de bario, BaCrO4(s), con una solución saturada de sus iones.

3.1DIAGRAMA DEL PROCESO:

3.2 DATOS EXPERIMENTALES4 tubos de ensayo 13x100PipetagoteroK2CrO4, 0.1M K2Cr207, 0.1M NaOH, 0.1M Ba(NO3)2 0.1MHCL, 0.1M

3.3 RESULTADOS:

a.Ponga 10 gotas de K2CrO4, 0.1M en un tubo limpio; añada dos gotas de NaOH, 1M luego gota a gota, Ba(NO3)2, 0.1M.

b.Añadida al tubo del paso a), gota a gota HCl, 0.1M hasta observar un cambio.

c.Ponga 10 gotas de K2Cr2O7, 0.1M en un tubo limpio; añada dos gotas de HCl, 1M y 10 gota de Ba(NO3)2, 0.1M.

d.Añadida al tubo del paso b), gota a gota NaOH, 0.1M hasta observar un cambio.

e.Ensaye una forma de invertir los cambios y reacciones que han observado en el paso c). haga lo mismo para el paso d).

f.Ponga 10 gotas de K2Cr2O7, 0.1M en un tubo y la misma cantidad de K2CrO4, 0.1M a cada uno. Y luego agregue Ba(NO3)2.

3.4 OBSERVACIONES:En el experimento # 3 se pudo apreciar la aparición de precipitados en gran parte de las soluciones finales obtenidas.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 #2 que se realizo con ácidos y bases fuertes.Después de adicionar acido débil y base débil a una solución se observo que no regreso a su estado inicial.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.

3.5 CONCLUSIONES :Se concluye de estos experimentos que cuando se mezclan dos líquidos una de las reacciones evidentes puedes ser el cambio de color, también la formación de un precipitado a pesar de que los reactantes sean sólidos.Que la mezcla de un compuesto soluble puede cambiarse echando mas acido o mas base.

3.6 RECOMENDACIONES:Se recomienda para este experimento especialmente que contienen cromo en su estructura química tener cuidado con chocar tanto en ojos como en la parte bucal, ya que este elemento produce cáncer.Se recomienda que al momento de tener contacto con cualquier elemento que posea cromo lavarse las manos con jabón, para evitar riesgos en la salud.

D.- CUESTIONARIO

Experimentos 2

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:

M1V1 = M2V2

0.2 x 12.5= M2 x5

[Fe+3]2 = 0.08 M , en vaso, luego se agrega en el tubo n° 2

0.08M.(5/10) = 0.04M

2. ¿Cuál será la concentración en el equilibrio del ion FeSCN+2 (aq) en el tubo No3?

Según el cuadro de relación de alturas y la sección de cálculos se obtiene:

[FeSCN+2]3 = relación 3 x [FeSCN+2]1 = 3.539x10-4

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.

Se puede observar que la constante de equilibrio tiende a valores cercanos a 5.0126

Kc eq1=5.0126

Kc eq2=9.2397

Kc eq3=17.3047

Kc eq4=22.9131

7

Kc eq5=31.063

5. Añadiendo Iones H y moléculas de agua al miembro adecuado de la ecuación, balancear la ecuación.

2CrO4 =

(aq) Cr20 =

(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) Cr20 =

(aq)

2CrO4 (aq) Cr207(aq)

2CrO4 (aq) + H2O(l) Cr207(aq) + 2OH-

7. ¿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.

8. La constante de equilibrio, kc para la reacción en fase gaseosa es de 0.5 a 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 = 0.50MH2 = 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

b.La mezcla del matraz no está en equilibrio y ya no se producirá reacción alguna.

c.La mezcla del matraz está en equilibrio, pero el HCHO seguirá descomponiéndose.

d.La velocidad de reacción hacia la derecha es igual a la velocidad hacia la izquierda.

a. 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 mezcla este en equilibrio.

Por lo tanto la proposición a es (F)

b. 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 (F)

c. La mezcla no se encuentra en equilibrio pero no se descompondrá el HCHO, sino será

esta que aumente en concentración debido al exceso de concentración de H2 (F)

d. Sabemos que las velocidades en un situación de equilibrio son igual pero en la situación

del problema tenernos 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 ¿cuanto 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) → 2HI(g)

Fase inicial: 1.35mol 0.493mol 0 mol

Fase de equilibrio: (1.35-x) mol (0.493-x) mol 2x

Pero por dato en el equilibrio 2x= 9.45/100)(mol/L) → x= 4.725/100(mol/L)

Por la relación kc = [HI(g)/][H2(g)][I 2(g)]

Entonces kc= 2*4.725*10-2/(1.35-x)(0.493-x) kc=0.0156

10.-Para la siguiente reacción en equilibrio 2NO(g) + O2(g) 2NO2(g) el valor de la

constante de equilibrio kc es 6.43x105 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

Kc NO= 3.04x mol/L

Kc O2= 0.606 mol/L

[NO2] = 10.8837mol/litro.

11.- A 375K, el valor de Kp de la reacción: SO2Cl2(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 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 SO2Cl2 = 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= 1.045PSO2Cl2 = 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 SO2CL2 y 1 atm de Cl2. Emplee los datos del problema anterior. Compare sus resultados con el problema anterior, y diga si ellas son compatibles con el principio de Le Chatelier.

SO2Cl2 (g) Cl2(g) + SO2(g)

1.5-X 1+X X

Kp = [X] [1+X] /[1.5 -X] =2.4

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.

E.-CONCLUSIONES: En el experimento #1 después de haber realizado los experimento y respectivos cálculos 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.

La molaridad varia de forma inversa con el volumen de la solucion.

En el experimento # 2 con el único que reacciona el cromato es el ion H+ (acido)

produciéndose después de la reacción el dicromato.

En el experimento antes mencionado el dicromato reacciona con el OH- (base) para volver a

formar el cromato.

En el experimento #2 también se puedo llegar a concluir que toda reacción entre un acido y una

base conllevan a la neutralización de ambas quedando ni base ni acido.

Toda prueba realizada en laboratorio debe ser repetida por lo menos 2 veces si no se

obtuviesen resultados muy cercanos deberá hacerse una tercera necesariamente.

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 dicromaro de potasio contiene a los

iones bario y cromato entonces podemos concluir que el cromato está presente en amabas

soluciones.

F.- RECOMENDACIONES: En el experimento 1:

a) antes de agregar la solución de tiocinato a cada uno de los tubos cerciorarse que estos estén

completamente secos, trate de secarlos con una franela que no expulse pelusa.

b) Para tener mejor precisión al medir las soluciones a utilizar poner la punta de la pipeta pegada a

uno de los bordes de los tubos de ensayo o del recipiente donde estamos vaciando la solución.

c) Después de agregar el agua a la solución de tiocinato, hacer la mezcla de preferencia con un

material de vidrio parecido a la barra.

d) Al momento de hacer las comparaciones de concentraciones utilizando la luz blanca

(fluorescente), para un mejor cálculo de la constante de equilibrio y en consecuencia un

percepción de la intensidad de color de las dos soluciones a comparar cubrir cada uno de los

tubos en todo el diámetro de su borde con el papel de color negro (calca).

e) Para medir la variación de las alturas de las soluciones comparadas poner el centímetro de

manera perpendicular de la siguiente forma:

En el experimento 2.

a) En este experimento lo primordial es medir con mucha precisión y para tener mejor precisión al

medir las soluciones a utilizar poner la punta de la pipeta pegada a uno de los bordes de los

tubos de ensayo o del recipiente donde estamos vaciando la solución.

b) Pegar alguna cinta adhesiva para poder enumerar cada tubo y no caer en confusiones.

G .- REFERENCIAS BIBIOGRÁFICAS

- Barrow, G.M. (1988). Química Física. 4ta Ed. Reverté.- Levine, I.N. (1996). Fisicoquímica. 4ta Ed. Mc. Graw Hill.- Castellan, G,W. (1987) Fisicoquímica 2da Ed Addison Wesley