PRACTICA N° 04

EQUILIBRIO 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: 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 Presión Temperatura 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. PARTE EXPERIMENTAL:

a) Materiales: - Cinco tubos de ensayo - Una gradilla - Una probeta - Dos pipetas - Vasos de precipitado - Una pisceta - Dos propipetas - Una regla milimetrada - Una fuente de luz difusa - Etiquetas

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:

Etiquetar tubos de ensayo enumerándolos 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 estándar.

Por disoluciones sucesivas, a partir de la solución 0,068 M, prepare 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 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 a los tubos por la parte lateral). Debe mirar hacia abajo a través de los tubos expuestos a la luz difusa. Extraer líquido del tubo estándar con un gotero 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 de Relación

Concentración en el estándar = (0,013 * V1 ml) / V2 FeSCN+2

eq = Relación de alturas * concentración del estándar [Fe+3]eq = [Fe+3]o - [FeSCN+2]eq

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 = 1

2 R1-2 =

3 R1-3 =

4 R1-4 =

5 R1-5 =

Keq promedio

V. 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.