"UNIVERSIDAD NACIONAL SANTIAGO ANTÚNEZ DE MAYOLO"

FACULTAD DE ING. DE MINAS, GEOLOGÍA Y METALURGIA

INFORME: Equilibro químico.

GRUPO:

DOCENTE ENCARGADO:

ESCUELA PROFESIONAL: Ing. De Minas.

I. INTRODUCCIÓN

En la mayoría de las reacciones químicas se comprueba experimentalmente que la conversión de unas sustancias en otras es a menudo incompleta, sin que importe el tiempo de que disponga la reacción para realizarse. Estas reacciones que no terminan se llaman reversibles. Este tipo de reacciones por lo general conducen a un estado de equilibrio en donde las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales y las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes con el tiempo.

La característica más notable de un sistema en equilibrio es su habilidad para regresar al equilibrio después que un cambio de condiciones modifica este estado. Este impulso para conservar el estado de equilibrio lo define el Principio de Le Chatelier. Los cambios en las condiciones experimentales pueden alterar el balance y desplazar la posición del equilibrio para hacer que se forme una mayor o menor cantidad del producto deseado.

En las reacciones a estudiar en esta práctica se observarán las alteraciones que suceden en el equilibrio cuando se modifican bien sea las concentraciones de los reactivos o productos o bien la temperatura.

II. OBJETIVOS

OBJETIVO GENERAL

Analizar el comportamiento de un sistema en equilibrio químico cuando se somete a diferentes perturbaciones con base en el Principio de Le Chatelier.

OBJETIVOS ESPECIFICOS

Observar el efecto que tiene la variación de la concentración de los reactivos y productos en el equilibrio químico.

Observar el efecto que tiene la variación de la temperatura en el equilibrio químico de una reacción determinada.

III. FUNDAMENTO TEORICO

1. Reacción Irreversible: Es aquel tipo de reacción química la cual llega a completarse y ocurre en un solo sentido, es decir hay una conversión completa de los reactivos en producto determinada por el agotamiento del reactivo limitante. Se representa de la siguiente forma:

aAbBcC dD

2. Reacción Reversible: Es una reacción química que no llega a completarse es decir cuando se mezclan cantidades estequiométricas de reactivos no se convierten totalmente en productos, debido a que antes de que esto ocurra la reacción inversa (de derecha a izquierda) tiene lugar. Se representa de la siguiente forma:

aAbBcC Dd

La doble flecha indica que la reacción es reversible, es decir la reacción directa e inversa ocurren simultáneamente.

3. Equilibrio Químico: La condición en la cual la concentración de todos los reactivos y productos deja de variar con el tiempo se denomina equilibrio químico. Se establece cuando la velocidad de formación de los productos a partir de los reactivos (velocidad de la reacción directa) es igual a la velocidad de formación de los reactivos a partir de los productos (velocidad de la reacción inversa).

4. Constante de Equilibrio Químico: Se define como el producto de las concentraciones en el equilibrio (mol/L) de los productos, cada uno elevado a la potencia que corresponde a su coeficiente en la ecuación balanceada, dividido por el producto de las concentraciones en el equilibrio de los reactivos cada una elevada a su coeficiente en la ecuación balanceada

aAbBcC dD

Kc =[ C ]k

c[ D ]kd

[ A ]ka [ B ]k

b

5. Principio de Le Chatelier: “Si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración de algunos de los componentes, el sistema desplazará su posición de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de la perturbación “.

Cambio de concentración de reactivo o productos.

Si un sistema químico está en equilibrio y se agrega un sustancia (reactivo o producto) la reacción se desplazará para reestablecer el equilibrio consumiendo parte de la sustancia adicionada. En caso contrario, si se extrae una sustancia reactiva o producto la reacción se lleva a cabo en el sentido que se forme parcialmente la sustancia removida.

Cambio de volumen y presión.

Si un sistema está en equilibrio y su volumen por lo que su presión aumenta el sistema responderá desplazando su posición de equilibrio para reducir la presión disminuyendo el número total de moléculas de gas, menos moléculas de gas ejercen una presión menor.

A temperatura constante, la reducción del volumen (aumento de presión) de una mezcla gaseosa en equilibrio origina que el sistema se desplace en el sentido que reduce el número de moles de gas. En caso contrario un aumento de volumen (disminución de presión) origina un desplazamiento del sistema en el sentido que aumenta el número de moles de gas. Si no hay diferencia entre el número de moles de los gases de los reactivos y los productos, un cambio de volumen y presión no afecta la posición de equilibrio.

Cambio de temperatura

Reacción endotérmica:

Un aumento de temperatura a presión constante por adición de calor al sistema favorece la reacción directa, eliminando parte del calor suministrado. Un descenso de temperatura favorece la reacción inversa, para reponer parte del calor perdido.

AB calor C D

Reacción exotérmica:

Un aumento de temperatura a presión constante por adición de calor al sistema favorece la reacción inversa, eliminando parte del calor suministrado. Un descenso de temperatura favorece la reacción directa, para reponer parte del calor perdido.

AB C D Calor

Introducción de un catalizador.

El catalizador afecta la energía de activación de la reacción directa e inversa por igual, es decir cambia ambas reacciones por igual y el equilibrio se establece más rápidamente. Un catalizador incrementa la rapidez con la que el equilibrio se alcanza pero no la composición de la mezcla en el equilibrio.

IV. MATERIALES Y EQUIPOS

10 tubos de ensayo (con una gradilla). 2 vasos de precipitado. Erlenmeyer de 150 ml. Equipo de titulación. Mechero bunsen. Pipeta graduada (10ml).

V. REACTIVOS

Tiocianato de potasio ( KSCN 0.2M). Fe(NO3)3 0.2 M. Dicromato de potasio 0.1M. Cromato de potasio 0.1 M. Bi3 Cl(Cloruro de bismuto (III)) 0.1 M. NaOH 0.1 M. Fenolftaleína. Indicador rojo de cresol. Indicador azul de timol. Indicador naranja de metilo. Indicador azul de bromo fenol. BaCl2 (cloruro de bario) 0.1 M. Ácido acético. Ácido clorhídrico ( HCl) 0.1 M.

VI. DESARROLLO EXPERIMENTAL

ASPECTO CUALITATIVO

Experimento 1:

a. En un tubo de ensayo, colocamos 3 ml de una solución de cloruro de bismuto, añadiremos agua hasta observar la formación de precipitado blanco lechoso (todas las ecuaciones y cálculos estarán en la hoja de resultados).

b. Añadiremos HCl al tubo hasta disolver completamente el precipitado (debemos observar como varia el equilibro químico).

c. Con el tubo que contiene al precipitado, procederemos a experimentar el efecto que tiene el cambio de temperatura en el equilibrio químico (calentaremos el tubo con el mechero).

Experimento 2:

a. Prepararemos una solución coloreada para este paso ( para los tres grupos de trabajo:

En un vaso colocamos 50 ml de agua destilada, luego adicionaremos 1ml de solución de Fe(NO3)3 y 1 ml de solución de KSCN.

b. En tres tubos de ensayo colocaremos (en cada tubo) 5 ml de la solución preparada anteriormente, al primer tubo añadiremos 1 ml de una solución férrica, al segundo 1ml de solución de tiocianato. El tercer tubo nos servirá como patrón para las comparaciones así que no le agregaremos nada, solo calentaremos en tubo y anotaremos las observaciones.

Experimento 3:

a. En un tubo de ensayo, colocamos 3 ml de K2 Cr2 O7 ( dicromato de potasio, color naranja) y le añadiremos gota a gota una solución de NaOH hasta observar cambios en la solución.

b. Agregamos a la solución anterior gota a gota una solución de HCl hasta registrar un nuevo cambio.

Experimento 4:

a. En dos tubos de ensayo ( A y B), colocaremos 3 ml de soluciones de K2CrO7 al tubo de ensayo A y 3ml de K2 Cr2 O7al tubo B, añadiremos unas gotas de una solución de BaCl2 a cada tubo, anotaremos las observaciones.

Tubo A

Tubo B

b. A los tubos A y B añadiremos gotas de solución de HCl.

Tubo A

Tubo B

c. Nuevamente a los tubos A y B añadiremos gota a gota una solución de NaOH.

Tubo A

Tubo B

ASPECTO CUANTITATIVO

Experimento 1: Concentración de equilibrio del acido acético.

a. En un matraz colocamos 10ml de ácido acético 0.1 M, medidos con pipeta, procederemos a añadir 30 ml de agua destilada y 3 gotas de fenolftaleína (indicador de carácter acido-base).

b. Procedemos a titular la solución de ácido acético preparada con la base fuerte NaOH 0.1M, realizaremos dos veces esta operación para estirar la cantidad media de concentración (la solución neutralizara el ácido y coloreara la fenolftaleína, cuando esto ocurra se detendrá el goteo de NaOH).

Experimento 2: Concentración de equilibrio de H 3 O+¿¿ y CH 3COO−¿¿

a. Colocamos en 4 tubos de ensayo respectivamente en cada uno, 3 ml de ácido acético en solución, 3 gotas de rojo de crisol al primero, 3 gotas de azul de timol al segundo, 3 gotas de anaranjado de metilo al

tercero y 3 gotas de azul de bromofenol al cuarto, anotaremos las observaciones.

b. Usaremos los indicadores de color acido-base para determinar el pH aproximado de la solución.

VII. HOJA DE CALCULOS Y RESULTADOS

Experimento 1:

Se forma precipitado lechoso.

BiCl3(ac ) + H 2O BiOCl(s) + 2HCl(ac)

Aumento de la concentración del HCl

Aumento de la concentración del H 2O

Aumento de la temperatura

El equilibrio se desplaza a la izquierda

El equilibrio se desplaza a la derecha

La solubilidad aumenta

Experimento 2 :

Solución de color rojo sangre.

Fe+3 (ac)+ 6SCN−¿ ¿ Fe(SCN )6−3

Aumento de la concentración del Fe+3 (ac)

Aumento de la concentración del SCN−¿ ¿

Aumento de la temperatura

El equilibrio se desplaza a la derecha

El equilibrio se desplaza a la derecha

El equilibrio se desplaza a la izquierda

Experimento 3:

Proceso de reacción al añadir NaOH, en formación del ion cromato ( color amarillo en solución):

Cr2O7 (ac)−2 + 2OH (ac)

−¿ ¿ 2CrO4 (ac)−2 + H 2O

Proceso de reacción al añadir HCl, formación del ion dicromato (color naranja en solución):

2Cr O4 (ac)−2 + 2H 3 O(ac)

+ ¿¿ Cr2O7 (ac)−2 + 3 H 2O

Experimento 4: equilibrio del precipitado, cloruro de bario BaCrO4

Proceso de reacción al añadir el BaCl2, forma precipitado lechoso en el fondo del tubo.

Cr O4(ac)−2 + Ba+2 BaCrO4 (s)

Proceso de reacción al añadir HCl, el precipitado se disuelve y la solución toma una tonalidad naranja por la formación de dicromato.

2Cr O4 (ac)−2 + 2 H 3O(ac)

¿ ¿ Cr2O7−2(ac)+ 3 H 2O

Proceso de reacción al añadir NaOH, toma una tonalidad amarilla por la formación de cromato.

Cr2O7−2(ac) + 2OH−¿¿ 2 Cr O4 (ac)

−2 + H 2O

ASPECTO CUALITATIVO

Experimento 1: Concentración de equilibrio del ácido acético.

CH 3COOH + H 2O CH 3COO−¿ ¿ + H 3 O+ ¿¿

Titulación con NaOH:

Equivalente del CH 3COOH = Equivalente del NaOH

(Normalidad del ácido) x (volumen)= (Normalidad de la base) x (volumen)

(N)(40)=(6,7)x(0,1) N=0,01675

(N)(40)=(7,2)x(0,1) N=0,018

Gasto de NaOH Molaridad del acidoCalculo 1 6,7 ml 0,02Calculo 2 7,2 ml 0,02promedio - 0,02

El ácido acético solo proporciona un H+¿¿, por ello consideramos que su molaridad es igual a su normalidad.

Experimento 2:

Color RangoTubo 1 purpura 8Tubo 2 Naranja rojizo 2,5Tubo 3 rojizo 4Tubo 4 amarillo 3

Ph promedio = 8+2,5+4+34 = 4,36

VIII. CONCLUSIONES

Hemos comprobado que El equilibrio químico, es afectado por los cambios de concentración, temperatura, etc.

La titulación, es un buen método para determinar la concentración de sustancias acidas y básicas.

La presencia de precipitados, el cambio de color y demás ayudan a predecir hacia donde se desplaza el equilibrio químico.

El aumento de las concentraciones de ácido clorhídrico e hidróxido de sodio, favorecen la formación del ion bicromato y el ion cromato respectivamente en una solución pudiendo desplaza el equilibrio sea a la derecha o a la izquierda.

IX. BIBLIOGRAFIA

CRISPINO, Álvaro. Manual de química experimental. Brasil. 1994.

UNASAM. Manual de laboratorio, química general. Perú. Quinta edición.