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EQUILIBRIO QUIMICO

PRÁCTICA Nº 4EQUILIBRIO QUIMICO

I. OBJETIVOS- Determinar experimentalmente la constante de equilibrio de una

reacción.- Comprobar la influencia de las concentraciones en las

reacciones de equilibrio químico.

II. PRINCIPIOS TEÓRICOS

Es el estado al que se llega al final de cualquier sistema químico. La expresión matemática que representa al Equilibrio Químico, se conoce como Ley de Acción de Masas y se enuncia como: La relación del producto de las actividades (actividad igual a concentración en soluciones diluidas) elevadas los coeficientes estequiométricas en la reacción de productos y reactivos permanece constante al equilibrio. Para cualquier reacción:

aA + bB cC + dD

K = cte. de cada reacción en el equilibrio.

Q= valor que disminuye durante la reacción hasta que permanece constante al equilibrio, relación antes del equilibrio.

Las letras entre paréntesis rectangular indican concentración molar de reactivo o producto y los exponentes son los coeficientes estequiométricos respectivos en la reacción. De acuerdo con estas expresiones matemáticas:

Si K <<< 1, entonces la reacción es muy reversible y se dice que se encuentra desplazada a la izquierda.

Si K = 1, es una reacción en la que se obtiene 50% de reactivos y 50% de productos.

Si K >>> 1, la reacción tiene un rendimiento alto y se dice que esta desplazada a la derecha.

Si se utiliza Q se sabe que:

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Si Q < K: la reacción se lleva a cabo hacia los productos (derecha), y Q va a aumentar hasta llegar a K, donde se vuelve constante.

Si Q > K: la relación entre productos y reactivos es muy grande, entonces los productos se convierten en reactivos y la reacción se lleva a cabo en sentido contrario (izquierda, pero en menor cantidad).

Si Q = K: el sistema se encuentra en equilibrio.

El equilibrio químico se rige por el principio de Le Chatelier:

Principio de Le Chatelier:

Un sistema, sometido a un cambio, se ajusta el sistema de tal manera que se cancela parcialmente el cambio.

Factores que influyen en la reacción:

Concentración:- A mayor concentración en los productos el equilibrio tiende a

desplazarse hacia los reactivos para compensar la reacción (el equilibrio se va hacia la izquierda).

- A mayor concentración en los reactivos, el equilibrio tiende a desplazarse hacia los productos (el equilibrio se va hacia la derecha).

Presión:- Es importante hacer notar, que la presión sólo afecta a aquellos

productos o reactivos que se encuentran en fase gaseosa.- A mayor presión, el equilibrio tenderá a irse a donde hay menor

número de moles. De acuerdo con la ley general del estado gaseoso PV= nRT que implica que a mayor número de moles, mayor presión.

Temperatura:En la temperatura se debe de considerar su entalpía (H°):I. Si H es positiva, la reacción es endotérmica.II. Si H es negativa, la reacción es exotérmica

- A mayor presión, el equilibrio tenderá a irse a donde hay menor número de moles. De acuerdo con la ley general del estado gaseoso.

- Si una reacción es endotérmica, al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplazará hacia la derecha (mayor formación de productos).

- Si una reacción es exotérmica, al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda (mayor formación de reactivos)

III. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

a) Materiales:

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- 5 tubos de ensayo- 1 gradilla- 1 probeta 10ml- 2 pipetas 10ml- 1 Vasos de precipitado 250ml- 2 vasos de precipitado 50ml- 1 pipeta pasteur- 1 pisceta- 2 propipetas- 1 regla milimetrada - Fuente de luz difusa

b) Reactivos:

- Tiocianato de Potasio 0,013 M- Nitrato férrico 0,068 M- Agua destilada

c) Procedimiento:

Determinación Cuantitativa de la constante de equilibrio:

En ésta experiencia se estudiará cuantitativamente el sistema de Equilibrio del ion Complejo Sulfocianuro – Hierro III

Indicaciones:

- La concentración del tiocianato de hierro (III) acuoso se determinará por una técnica colorimétrica (comparación de espesores de soluciones hasta igualación del color).

- Conociendo las concentraciones del tiocianato de hierro acuoso (III) se pueden calcular las concentraciones del ión Fe+3

(ac) y del SCN-

(ac) en la reacción respectiva:

Fe+3(ac) + SCN-

(ac) FeSCN+2(ac)

Como se conocen las concentraciones iniciales y los volúmenes empleados de las soluciones de nitrato de hierro(III) y tiocianato de potasio, se pueden calcular las concentraciones iniciales de los iones férrico y tiocianato.

Detalles:

♦ Enumerar lo 5 tubos de ensayo del 1 al 5 (deben tener diámetro uniforme y estar limpios y secos). Añadir 5 ml. de tiocianato de potasio a cada uno de los 5 tubos de concentración 0,013 M.

♦ Al tubo N°.1 añadir 5 ml. de Fe(NO3)3 0,068 M. éste será el tubo

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estándar.♦ Por disoluciones sucesivas, a partir de la solución 0,068 M, se

preparara soluciones de nitrato de hierro (III) 0,034 M; 0,017 M; 0,0085 M; 0,00425M; respectivamente.

Por ejemplo: para obtener una solución 0,034 M, medir 5 ml. de solución de Fe(NO3)3 0,068 M. en una probeta graduada y completar el volumen a 10 ml. con agua destilada, utilice la relación:

( V*M)1 = (V*M)2

Luego vierta los 10 ml. de la probeta en un vaso de 50 ml., seco y limpio para homogeneizar bien la solución.

De la solución contenida en el vaso tomar dos porciones: una de 5 ml. (con la pipeta) y viértala al tubo N°.2 y los otros 5 ml. restantes a la probeta limpia y seca.Complete la solución de la probeta a 10 ml. con agua destilada y la solución resultante será 0,017 M. Seguir el mismo procedimiento para preparar las otras concentraciones de los siguientes tubos.

♦ En una fuente de luz difusa, compare el color del tubo estándar N°.1 con el tubo N°.2 (envueltos lateralmente cada uno con papel, para evitar que la luz se filtre). Debe mirar hacia abajo a través de los tubos expuestos a la luz difusa. Extraer líquido del tubo estándar con la pipeta pasteur hasta que ambas soluciones tengan igual intensidad de color. Mida la altura del líquido en cada tubo y anote.

♦ Proceder de igual manera con los tubos 1 y 3, 1 y 4, 1 y 5; anotando las alturas medidas de los líquidos una vez que los colores sean iguales por comparación.

Las concentraciones en el equilibrio quedarían expresadas de la siguiente manera:

,543,2,NTubos

1NTubo

soluciones otraslasdeAltura

estándardsoluciónladeAltura alturas deRelación

°°=

=

Concentración en el estándar = (0,013 * V1 ml) / V2

FeSCN+2eq = Relación de alturas * concentración del

estándar

[Fe+3]eq = [Fe+3]o - [FeSCN+2]eq

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[SCN-]eq = [SCN-]o - [FeSCN+2]eq

- Con los valores de las concentraciones hallados anteriormente puede ejecutar la operación matemática para determinar la constante de equilibrio para el sistema en estudio, Keq.:

Keq. = [FeSCN +2 ] eq.

[Fe+3]eq[SCN-]eq

IV. TABLA DE RESULTADOS:

Tubo Nro.

Relación de alturas

[Fe+3]o [SCN-]o [Fe+3]eq [SCN-]eq Keq

1 R1-1 =

2 R1-2 =

3 R1-3 =

4 R1-4 =

5 R1-5 =

Keq promedio

I. CUESTIONARIO:a) Explique detalladamente el significado del valor de la constante de equilibrio de una reacción química. De un ejemplo.

b) Explique con 2 ejemplos la diferencia que existe entre un equilibrio químico Homogéneo y un equilibrio químico Heterogéneo.

c) La siguiente reacción en equilibrio a 127ºC y en un recipiente de 1 litro de capacidad tiene un Keq = 10

H2 + I2 ↔ HI

Si inicialmente se tienen 2 mol-g de H2 y 2 mol-g de I2. Calcule la concentración de HI en el equilibrio.

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