PRACTICA N° 8 DE QUIMICA II

UNIVERSIDAD NACIONAL SAN CRISTÓBAL DE HUAMANGA

FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y METALURGIA

Departamento Académico de Ingeniería Química

ESCUELA DE FORMACIÓN PROFESIONAL DE INGENIERÍA QUÍMICA

Laboratorio de Química “A”

ASIGNATURA: QU-142 QUÍMICA II

PRÁCTICA Nº 08

EQUILIBRIO QUÍMICO

PROFESOR DE TEORÍA: VARGAS CAMARENA, Mauro

PROFESOR DE PRÁCTICA: CONTRERAS CARRASCO, Sabina

ALUMNOS: TERRES LEÓN, Eder Moisés

ESCALANTE TABOADA, Cesar

URBANO QUISPE, Noel

DÍAS DE PRÁCTICAS: miércoles

HORA: 7-10 a.m. MESA: 3A

FECHA DE EJECUCIÓN: 18/07/2012

FECHA DE ENTREGA: 25/07/2012

AYACUCHO - PERÚ

2012

PRÁCTICA Nº 08

EQUILIBRIO QUÍMICO

I. OBJETIVOS

Establecer cualitativamente el equilibrio químico de una reacción reversible. Calcular la constante de equilibrio y la composición de un sistema químico en equilibrio. Saber predecir en qué sentido avanzará una reacción cuando se perturba la situación de

equilibrio debido a un cambio en la concentración de alguna de las especies reactivas.

II. REVISIÓN BIBLIOGRÁFICA

EQUILIBRIO QUÍMICO:

Cuando estudiamos los cambios en la materia aprendimos que todo cambio químico involucra una reacción entre diferentes sustancias produciendo la formación de sustancias nuevas.Podemos decir, entonces, que una reacción química es un proceso en que una o más sustancias se transforman en otra u otras sustancias de diferente naturaleza.Las sustancias originales (las que se transformarán) se denominan reactantes o reactivos y las finales se llaman productos.Todos los procesos químicos evolucionan desde los reactantes hasta la formación de productos a una determinada velocidad hasta que la reacción se completa. En ese momento, la velocidad de formación de los productos es igual a la velocidad de descomposición de éstos para formar nuevamente los reactantes de los que proceden.

Un cambio químico siempre es una reacción.

Desde ese mismo momento las concentraciones de todas las especies reaccionantes (reactantes y productos) permanecen constantes. Ese estado se conoce con el nombre de equilibrio químico.El equilibrio químico es un estado en el que no se observan cambios visibles en el sistema. Sin embargo, a nivel molecular existe una gran actividad debido a que las moléculas de reactantes siguen produciendo moléculas de productos, y estas a su vez siguen formando moléculas de productos.Como ya dijimos, cuando se alcanza el equilibrio químico las velocidades de la reacción directa (

) e inversa ( ) son iguales y las concentraciones de los reactantes y de los productos permanecen constantes. Para que esto ocurra, la reacción debe suceder a una temperatura y presión constantes en un recipiente cerrado en el que ninguna sustancia pueda entrar o salir.Es importante diferenciar entre el equilibrio en términos de velocidad, en el que ambas velocidades son iguales, del equilibrio en términos de concentraciones, donde éstas pueden ser, y normalmente son, distintas.

Los cambios en la coloración grafican el avance hacia el equilibrio químico cuando reaccionan estas dos sustancias.

FACTORES QUE MODIFICAN EL EQUILIBRIO:

Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio en un proceso químico, como son: la temperatura, la presión (afectando al volumen) y las concentraciones. La influencia de estos tres factores se puede predecir, de una manera cualitativa por el Principio de Le Chatelier, que dice lo siguiente:

“Si en una reacción química en equilibrio se modifican la presión, la temperatura o la concentración de alguna de las especies reaccionantes, la reacción evolucionará en uno u otro sentido hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio.”

Este principio es equivalente al principio de la conservación de la energía. EFECTO DE LA TEMPERATURA:

Es la única variable que, además de influir en el equilibrio, modifica el valor de su constante. Si una vez alcanzado el equilibrio se aumenta la temperatura, el sistema se opone a ese aumento de energía calorífica desplazándose en el sentido que absorba calor; es decir, hacia el sentido que marca la reacción endotérmica.Aquí debemos recordar que en las reacciones químicas existen dos tipos de variación con la temperatura:Exotérmica: aquella que libera o desprende calor.Endotérmica: aquella que absorbe el calor. Es importante hacer notar que a bajas temperaturas, la reacción requiere más tiempo, debido a que bajas temperaturas reducen la movilidad de las partículas involucradas. Para contrarrestar este efecto se utiliza un catalizador para acelerar la reacción.

Más temperatura rompe el equilibrio de una reacción.

Respecto a los catalizadores, se ha determinado que estos no tienen ningún efecto sobre la concentración de los reaccionantes y de los productos en equilibrio. Esto se debe a que si un catalizador acelera la reacción directa también hace lo mismo con la reacción inversa, de modo que si ambas reacciones se aceleran en la misma proporción, no se produce ninguna alteración del equilibrio. EFECTO DE LA PRESIÓN:

Si aumenta la presión la reacción se desplazará hacia donde exista menor número de moles gaseosos, para así contrarrestar el efecto de disminución de volumen, y viceversa. Lógicamente, en el caso de que las cantidades de moles gaseosos sean iguales para cada lado de la ecuación, no se producirán cambios, es decir que el equilibro no se desplazará. También se puede aumentar la presión del sistema sin afectar el equilibrio agregando un gas noble.

Aumentar o disminuir la presión también rompe el equilibrio químico.

EFECTO DE LAS CONCENTRACIONES:

Un aumento en la concentración de uno de los reactivos hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de productos, y a la inversa en el caso de que se disminuya dicha concentración. Y un aumento en la concentración de los productos hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de reactivos, y viceversa en el caso de que se disminuya.

¿Por qué se da el equilibrio?

La existencia de las reacciones reversibles es la causa del Equilibrio Químico, no es posible entender este concepto sin comprender el fenómeno de reversibilidad. En esta página exploraremos el fenómeno de reversibilidad de reacciones, en la siguiente página nos enfocaremos en el concepto de Equilibrio Químico.

¿Qué es una reacción reversible? Son dos reacciones en las que intervienen los mismos compuestos. Los reactivos de una reacción son los productos de la segunda. Un ejemplo de la existencia de estas reacciones en la vida diaria se puede observar en la siguiente animación.

¿Por qué hay reacciones reversibles?

Para que existan reacciones químicas, las moléculas deben chocar unas con otras, estos choques pueden unir a más de una molécula o pueden “desunirla” para dar lugar a la molécula original. Esta

explicación es un acercamiento a la teoría de las colisiones, que es la que mejor describe la causa del porqué de las reacciones reversibles. En la animación se hace la analogía del armado de un rompecabezas con los choques de las moléculas.¿Qué es la velocidad de reacción? “Para la reacción aA + bB que da rR+ sS, la velocidad de reacción es la rapidez con que se forman R y S (lo que es igual que la rapidez con la que desaparecen A y B).”“Para la reacción rR+ sS que da aA + bB, la velocidad de reacción es la rapidezcon que se forman A y B (lo quees igual que la rapidez con la que desaparecen R y S).”

Para la reacción:

La velocidad de reacción es la rapidez con la que A y B se transforman en R y S

Para la reacción:

La velocidad de reacción es la rapidez con la que R y S se transforman en A y B

¿Cómo son las reacciones reversibles? SIMULTÁNEAS:Las dos reacciones se llevan a cabo al mismo tiempo, normalmente una reacción es más rápida que la otra y por eso no se aprecia la simultaneidad ni el equilibrio. En la animación se muestra el efecto de la escala del tiempo en las reacciones reversibles y la simultaneidad de éstas.

¿Qué es el Equilibrio Químico?

Es un estado de cualquier sistema en el que exista al menos una reacción reversible y la concentración de cada especie no cambie conforme pase el tiempo.Para que la concentración de cada especie que está presente en el sistema no cambie a pesar de la existencia de una o más reacciones, en cada reacción reversible la velocidad de la reacción que se desplaza hacia la izquierda debe ser igual a la velocidad de reacción que se desplaza hacia la derecha.

CONSTANTE DE EQUILIBRIO Para la reacción:

La constante de equilibrio se escribe:

Los productos se encuentran en el numerador para que la magnitud de la constante indique la magnitud del desplazamiento de la reacción hacia la derecha.

ESCRITURA DE K

Las concentraciones de los sólidos puros y de los líquidos puros son constantes y se llevan del lado izquierdo de la ecuación para redefinir una nueva "K"La concentración de un gas puede expresarse en la ecuación como la presión parcial del gas o como la concentración del gas.

Ejemplo:

SIGNIFICADO DE K

K no tiene sentido por sí sola. Es la expresión del modelo matemático de lo que sucede con los compuestos de una reacción.

VALOR NUMÉRICO DE K CONSECUENCIA

> 1La velocidad de reacción de derecha a izquierda es mayor que de

izquierda a derecha

~ 1Las velocidades de reacción en ambos sentidos son numéricamente

iguales

< 1La velocidad de reacción de izquierda a derecha es mayor que de

derecha a izquierda

III. MATERIALES Y REACTIVOS QUÍMICOS

5 tubos de prueba Piseta 1 gradilla para tubos de ensayo 1 pipeta graduada 1 vaso de precipitado

1 probeta graduada de 50 mL 1 bureta graduada de 25 mL 1 pinza para bureta 1 regla graduada de 30 cm 1 equipo de iluminación

REACTIVOS QUÍMICOS:

K2CrO4 0.1 M K2Cr2O7 0.1 M HCl 1 M KOH 1 M FeCl3 0.2 M KSCN 0.002 M

IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

4.1) Evaluación cualitativa de una reacción química reversible:

En una solución acuosa el ion cromato, CrO4= (ac) puede ser transformado en ion dicromato, Cr2O7=

(ac), y por el contrario el ion dicromato puede ser convertido en ion cromato. La presencia de los reactivos y los productos es fácilmente observado por modificaciones de coloración.

Procedimiento:

Tómese dos tubos de ensayos limpios y secos. Al tubo Nº 1 añadir aproximadamente 1 mL de solución de K2CrO4 y al tubo Nº 2 agregar 1 mL de solución de K2Cr2O7; rotule y anote el color de cada solución. Guardar en la gradilla de tubos de ensayo como muestras de comparación o testigo.

Póngase en dos tubos de ensayo aproximadamente 1 mL de cada solución (cromato y dicromato de potasio). Anótese el color de cada solución y añádase unas gotas de solución de KOH 1 M a cada solución hasta que se observe cambio de coloración en uno de los tubos. Por comparación del color con las muestras de comparación o testigo, determine el compuesto obtenido.A las soluciones obtenidas en cada tubo de ensayo, añadir gotas de HCl 1 M hasta observar un cambio de coloración.

Repetir el procedimiento anterior, utilizando las soluciones de cromato y dicromato de potasio, adicionando esta vez solución de HCl 1 M. Igualmente, por comparación determine el compuesto obtenido. Igualmente, a las soluciones obtenidas añádase gotas de KOH 1 M.

Formúlese las ecuaciones químicas moleculares e iónicas producidas en cada uno de los tubos de ensayo.Halle la expresión de la constante de equilibrio del sistema: ion cromato, CrO4= (ac) – ion dicromato, Cr2O7

= (ac).

4.2) Evaluación cuantitativa de la constante de equilibrio del ion complejo sulfucianuro-hierro (III)

Fe3+ (ac) + SCN- (ac) ↔ Fe (SCN)2+ (ac)

Se determinará la concentración de cada uno de los iones en equilibrio, luego se buscara una expresión que relaciones matemáticamente las cantidades, denominada constante de equilibrio.La determinación de las concentraciones se realizará colorimétricamente, es decir, mediante la comparación de colores. Si se observa un recipiente de vidrio conteniendo un líquido coloreado, se notará mejor la intensidad del color mirando desde la superficie hacia el fondo y éste dependerá de la concentración de la sustancia coloreada y del espesor de la solución. Así, 1 cm de espesor de una solución coloreada 1 M aparecerá con la misma intensidad de color que un espesor de 2 cm de solución 0.5 M de la misma sustancia.La concentración de dos disoluciones se compara, variando sus espesores relativos, hasta que la intensidad del color sea la misma. La relación de las concentraciones es inversa a la relación de espesores, según la Ley de Lambert-Beer.

Procedimiento:

Dispóngase de cinco (5) tubos de ensayo limpios y secos, del mismo diámetro y rotulados con los números: 1, 2, 3, 4 y 5. Haciendo uso de una bureta agregar 5 mL de solución de KSCN 0.002 M a cada uno de ellos.

Al tubo Nº 1, que contiene 5 mL de KSCN 0.002 M de SCN- (ac), agregar 5 mL de solución de FeCl3 0.2 M. Este tubo será utilizado como estándar.

Mídase en una probeta 10 mL de FeCl3 0.2 M, enrase a 25 mL con agua destilada. Viértase la solución a un vaso limpio y seco para homogeneizar. Tome 5 mL de esta solución con una pipeta y viértase en el tubo Nº 2.Conserve la solución sobrante de FeCl3 para el paso siguiente. Calcúlese la concentración de Fe3+ (ac) de esta solución como parte de la preparación preliminar antes de continuar la experiencia.

Viértase 10 mL de la solución del vaso de precipitado a una probeta. Deseche el resto. Continúe llenando la probeta hasta 25 mL con agua destilada y viértase la solución a un vaso limpio y seco para homogeneizar. Agregar 5 mL de esta solución al tubo Nº 3.

Continúe la dilución hasta que se tenga 5 mL de solución sucesivamente más diluida en cada tubo de ensayo. Calcúlese la concentración de cada solución contenida en cada tubo de ensayo como parte preliminar del trabajo de laboratorio.

Compare las intensidades de color de cada tubo con el tubo Nº 1 (estándar) a fin de determinar la concentración del ion sulfucianuro-hierro (III), Fe (SCN)2+ (ac). Para lo cual arróllese una tira de papel alrededor de los tubos Nºs. 1 y 2 para evitar la iluminación lateral. Obsérvese verticalmente hacia abajo a través de las soluciones sobre un foco luminoso difuso. Si las intensidades de color son iguales, mídase el espesor o altura de cada solución con precisión de 1 mm y anotar. Si las intensidades de color no son iguales, redúzcase parte de la solución del tubo Nº 1 (estándar) con una pipeta o cuenta gotas, hasta que las intensidades de ambos tubos sean iguales. Colóquese la porción que se ha sacado a un vaso limpio y seco, ya que puede utilizarse más adelante. Cuando las intensidades de color sean iguales en ambos tubos, mídase el espesor o altura del tubo Nº 1 (estándar). Repítase la operación comparando los tubos Nºs. 3, 4 y 5 con el tubo Nº 1 (estándar) y anótese el espesor de cada tubo.

V. OBSERVACIONES, DATOS, CÁLCULOS Y ECUACIONES QUÍMICAS

4.1) Evaluación cualitativa de una reacción química reversible:

Resultados:Al añadir gotas de solución de hidróxido de potasio al dicromato de potasio K2Cr2O7 (es de color anaranjado), este cambia de coloración a amarillo (color natural del cromato de potasio).A ese mismo tubo de ensayo que se volvió amarillo si le hecho solución de HCl cambia de color a anaranjado.Al añadir gotas de solución de hidróxido de potasio al cromato de potasio K 2CrO4 (es de color amarillo), este cambia de coloración a anaranjado (color natural del dicromato de potasio).A ese mismo tubo de ensayo que se volvió anaranjado si le hecho solución de HCl cambia de color a amarillo.

PRINCIPIO DE LE CHATELIER

A. SISTEMA DE EQUILIBRIO DEL ION CROMATO – ION DICROMATO

Para esta parte de la experiencia, se nota que el cambio sucede para solo dos tipos de tubos de ensayo, par dos medios y condiciones de acidez diferentes. En el caso del medio ácido, el Ion Cromato CrO4

2-, siempre se transforma a Ion Dicromato Cr 2O72-. Este cambio, no implica una

variación del numero de oxidación, sino una capacidad de aumento de poder oxidante mayor, pues el Ion Dicromato Cr 2O7

2-, es mas usado en las reacciones redox como un reactivo útil. Además, la variación del número de oxidación, para la transición de color no es justificada totalmente, pues como se ve, hay transición de color y cambio de propiedades químicas diferentes, pero no numero de oxidación. En el caso del medio básico, es el Ion Dicromato Cr 2O7

2-el que cambia de color naranja a amarillo por el incremento de la concentración de OH - en el medio, la reacción se muestra para la transición de un estado en medio acido, aun medio básico por el principio de Le Chatelier. Así, se tiene: Tubo 1: 2CrO4

2-(ac) + 2H+

(ac) → Cr 2O72-

(ac)+ H2O (l)

Tubo 2: Cr 2O72-

(ac) + 2(OH)-(ac) → 2CrO4

2-(ac)+ H2O (l)

Se toma como reacción base pues presenta a los componentes que participan en el equilibrio. A condiciones de laboratorio, se logra el equilibrio, luego para cada caso específico, se tiene:

A.1 Medio ácido:

Para este medio, el que reacciona es el Ion CrO42-, que cambia de color amarillo a naranja por variar

su atomicidad y formación con relación al oxigeno, generando un poder mas oxidante. El Ion

Cr2O72-es generado de esta forma. Para la reacción planteada, al agregar mas acido, solo la solución

de IonCrO42- (tubo 1) cambia de color, mientras que la solución de Ion Cr2O7

2- (tubo 2 ) no cambia, pues por el principio de Le Chatelier al agregar mas acido, la solución tiende a formar productos (contrarresta el exceso de reactante).- Al agregar acido, la reacción en el tubo 1 es directa, pues se tiene exceso de reactante y se genera la reacción cambiando de color amarillo a naranja.- Al agregar ácido al tubo 2, la coloración se mantiene constante, pues para contrarrestar el efecto de exceso de reactante, el Ion Dicromato Cr 2O7

2- no cambia de color predominando la reacción directa, por ello, no se genera cambio de color.

A.2 Medio básico:

Este medio se contrapone, justamente al tipo de medio anterior, pues se generan efectos inversos, ya que los iones OH-del NaOH, consumen el Ion H+ de las soluciones para formar agua, por ello se genera una perdida de reactante para contrarrestar el efecto, la reacción inversa es la que predomina.- Para el tubo 1, el exceso de Ion OH-ocasiona que se pierda la cantidad de Ion H+. Esta variación en la concentración del Ion OH-genera que la reacción inversa se realice, transformando el color de la muestra de Cr 2O7

2- de naranja a amarillo, característico del Ion CrO42-que ha generado

para restaurar el equilibrio.- En el tubo 2, el exceso de Ion OH-no afecta para el Ion CrO 42-pues, al

estar en un medio e el cual no afecta la concentración del agua que es el solvente a la que pertenece. Entonces, no hay u cambio neto en la concentración del Ion CrO4

2-, la reacción no se realiza y el color se mantiene, e incluso se puede hablar de una reacción inversa en la cual el Ion CrO4

2- se produce mas por la aliteración de su propia concentración de Ion OH-(los del agua, por ejemplo). Sin embargo, de ninguna manera se ha alterado el color de la solución del tubo

A.3 Comprobación de la Reversibilidad

En esta parte, se analiza el cambio de color pero en relaciona un exceso de acido o de base en el medio.- Ante un exceso de acido, el tubo que contener al Ion Cr2O7

2- no cambia, pues por el principio de Le Chatelier, ante un exceso de reactante el sistema favorece la reacción directa, es decir la producción de Cr2O7

2-. Se genera, ahora, una mayor concentración del Ion mencionado.- Ante un exceso de acido, el tubo que contiene al Ion CrO4

2-cambia de color de amarillo a naranja, pues de la misma manera que el anterior, un exceso de reactante genera la reacción directa. Es decir, la producción de Cr2O7

2-. Se mantiene igual.- Ante un exceso de base (iones (OH)-) la solución que contiene Ion Cr2O7

2-cambia, para dar lugar a una solución amarilla de iones CrO42-. Este cambio

sucede, debido a que el medio en el que se encuentra el Cr 2O72- contiene carácter acido, y en el

equilibrio, los iones H+ actúan como reactantes. Al agregar los iones OH-la reacción se torna a la inversa para restaurar la concentración de iones H+, pues estos se pierden al reaccionar con el OH- y formar agua. Ante un exceso de base (iones (OH)-). La solución que contiene al Ion CrO4

2-nocambia, porque participan como producto (o medio) al Ion H+. Según las mismas razones de la explicación anterior, disminuye la concentración de Ion H+ formando agua y la reacción directa, la que produce Cr 2O7

2-

se favorece.

En el tubo Nº 1: Solución de K2CrO4 (ac) color amarillo

En el tubo Nº 2: Solución de K2Cr2O7 (ac) color anaranjado

En el tubo Nº 3: K2CrO4 (ac) + KOH (ac) → No hay reacción

Ecuación iónica 3: No hay reacción

En el tubo Nº 4: K2Cr2O7 (ac) + 2KOH (ac) → 2K2CrO4 (ac) + H2O (l)

Ecuación iónica 4: Cr2O7=

(ac) + 2OH- (ac) → 2CrO4 =

(ac) + H2O (l)

En el tubo Nº 5: 2K2CrO4 (ac) + 2HCl (ac) → K2Cr2O7 (ac) + 2KCl (ac) + H2O (l)

Ecuación iónica 5: 2CrO4=

(ac) + 2H+ (ac) → Cr2O7

= (ac) + H2O (l)

En el tubo Nº 6: K2Cr2O7 (ac) + 14HCl (ac) → 2CrCl3 (ac) + 3Cl2 (g) + 2KCl (ac) + 7H2O (l)

Ecuación iónica 6: Cr2O7=

(ac) + 14H+ (ac) → 2CrCl3 (ac) + 7H2O (l)

Trasladar la ecuación iónica 4: Cr2O7=

(ac) + 2OH- (ac) → 2CrO4 =

(ac) + H2O (l)

Trasladar e invertir la ecuación iónica 5: Cr2O7=

(ac) + H2O (l) → 2CrO4=

(ac) + 2H+ (ac)

Sumar las ecuaciones iónicas anteriores: 2Cr2O7=

(ac) + 2OH- (ac) → 4CrO4=

(ac) + 2H+ (ac)

Formular la expresión de equilibrio de la ecuación iónica obtenida:

K = [CrO4=]4*[H+]2/ [OH-]2*[Cr2O7

=]2

4.2) Evaluación cuantitativa de la constante de equilibrio del ion complejo sulfucianuro-hierro (III)

Fe3+ (ac) + SCN- (ac) ↔ Fe (SCN) 2+ (ac)

Alturas de las soluciones de los tubos:

Tubos 1 2 3 4 5Altura (cm)

7.3 6.5 6.5 6.7 7.0

Altura del tubo Nº 1 obtenido con los demás tubos:

Tubos 2 3 4 5Altura del tubo Nº 1 obtenido con los demás tubos

(cm)6.0 5.8 4.0 2.2

Cálculo de la relación de espesores de la comparación colorimétrica:

R1−2=Altura del tubo Nº 1 (estandar ) obtenido conel tubo Nº 2

Altura de la soluciondel tubo Nº 2

R1−2=6 cm

6.5 cm=0.923

R1−3=5.8 cm6.5 cm

=0.892

R1−4=4 cm

6.7 cm=0.597

R1−5=2.2 cm7.0 cm

=0.314

Cálculo de la concentración del ion Fe (SCN)2+ (ac):

Fe(SCN )ac2+¿=5mL∗0 . 002 M

10 mL=0 .001 M ¿

Cálculo de la concentración en el equilibrio del ion complejo Fe (SCN)2+ (ac) en los tubos 2, 3, 4

y 5:

¿

Para el tubo Nº 1 :¿¿

Para el tubo Nº 2 :¿¿Para el tubo Nº 3 :¿¿

Para el tubo Nº 4 :¿¿Para el tubo Nº 5 :¿¿

Cálculo del ion Fe3+ (ac) antes de mezclar (5 mL):

Para el tubo Nº 1 :0.2 M

Para el tubo Nº 2 :0.2 M∗10 cm

25 cm=0.08 M


25 cm=0.0 32 M


25 cm=0.0128 M


25 cm=0.00512

Cálculo de la concentración inicial del ion Fe3+ (ac), [Fe3+] o, después de mezclar (10 mL):


10 cm=0.1 M

Para el tubo Nº 2 :0.08 M∗5cm

10 cm=0.04 M


10 cm=0.016 M


10 cm=0.00 64 M


10 cm=0.00256 M

Cálculo de la concentración en el equilibrio del ion [Fe3+] eq:

¿






Cálculo de la concentración inicial del ion [SCN-] o:

Para todoslos tubos :0.002∗5

10=0.001 M

Cálculo de la concentración en el equilibrio del ion SCN- (ac), [SCN-] eq:

¿

Para el tubo Nº 1 :¿





CÁLCULO DE LA CONSTANTE K1:

K1=¿¿

Para el tubo Nº 2 : K1=0.039077∗0.000077∗0.000923=0.000000002777241467

Para el tubo Nº 3 : K1=0.015108∗0.000108∗0.000892=0.000000001455444288

Para el tubo Nº 4 : K1=0.005803∗0.000403∗0.000597=0.000000001396149573

Para el tubo Nº 5 : K1=0.002246∗0.000686∗0.000314=0.000000000483797384


K2=¿¿¿

Para el tubo Nº 2 : K2=0.039077∗0.000923

0.000077=0.468416506493

Para el t ubo Nº 3 : K2=0.015108∗0.000892

0.000108=0.124780888888

Para el tubo Nº 4 : K2=0.005803∗0.000597

0.000403=0.008596503722

Para el tubo Nº 5 : K2=0.002246∗0.000314

0.000686=0.001 028052478


K3=¿¿¿

Para el tubo Nº 2 : K3=0.000923

0.000077∗0.039077=306.753665506896


0.000108∗0.015108=546.681179458515


0.000403∗0.005803=255.279954879161


0.000686∗0.002246=203.7 96058558266

Nº detubos deprueba

CONCENTRACIÓN MOLAR INICIALRelación

de alturas,R, cm

Antes de mezclar = 5 mL

Después de mezclar = 10 mL

[Fe3+] [SCN-] [Fe3+]o [SCN-]o

1 0.2 0.002 0.1 0.001 7.3

2 0.08 0.002 0.04 0.001 6.53 0.032 0.002 0.016 0.001 6.54 0.0128 0.002 0.0064 0.001 6.75 0.00512 0.002 0.00256 0.001 7.0

Nº de tubo

Concentración molar en el equilibrio, M Relación de constantes[Fe(SCN)2+]eq [Fe3+]eq [SCN-]eq K1 K2 K3

1 0.001 0.0990000 0.0000000 0.000000000000 --- ---

2 0.000923 0.039077 0.000077 0.00000000277720.468

4306.7537

3 0.000892 0.015108 0.000108 0.00000000145540.124

8546.6812

4 0.000597 0.005803 0.000403 0.00000000139610.008

6255.2800

5 0.000314 0.002246 0.000686 0.00000000048380.001

0203.7961

OBSERVACIONES:

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 se alcanza el estado de equilibrio, las concentraciones de los reactivos y los productos se encuentran en una relación numérica constante.

VI. CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES

CONCLUSIONES:

En nuestros cálculos observamos que la constante de equilibrio de cada creación es diferente y va en aumento, debido a que hacemos variar la concentración de FeCl3.

En esta reacción en especial notamos que la constante de equilibrio varía en forma inversa con las concentraciones de los reactantes.

El Cromato solo reacciona con ácidos (ion H+) convirtiéndose en Dicromato. El Dicromato solo reacciona con bases (ion OH-) convirtiéndose en Cromato. Se observa la reversibilidad del cambio de ion Cromato a ion Dicromato. Pero el precipitado se observa tanto en el tubo que contiene Cromato de Potasio como en el

tubo que contiene Dicromato de Potasio; y dado que el Cromato de potasio se forma a partir del ion potasio y el ion Cromato; se concluye que el ion Cromato esta presente en la solución de Dicromato de potasio. Entonces se observa que existe equilibrio químico entre el ion Cromato y el ion Dicromato. También existe equilibrio entre el Cromato de potasio y una solución saturada de sus iones.

La competencia que ocurre cuando se tiene una multiplicidad de especies en disolución acuosa determina el equilibrio a través de las reacciones (de equilibrio) que entre ellas se producen, y su consiguiente variación de concentraciones.

Las formas comunes de desplazar el equilibrio que hemos visto en ambos son esencialmente cuatro: modificación de las concentraciones de las especies ya existentes a través de una dilución; modificación del pH por agregado de ácido o base fuerte; variación de las concentraciones por el agregado de sustancias que, disociadas, introducen en la

solución algún ion perteneciente al equilibrio (de la cual la anterior puede ser una forma particular); puesta en juego de un nuevo equilibrio (por ejemplo, de tipo heterogéneo) en el que cumpla un rol alguno de los componentes utilizados. Todas ellas pueden ser explicadas gracias al principio de Le Chatelier: la modificación de las concentraciones de alguna especie en equilibrio conlleva una acción del sistema en forma contraria.

Un aumento de la concentración de uno de los reactivos, hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de productos, y a la inversa en el caso de que se disminuya dicha concentración. Y un aumento en la concentración de los productos hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de reactivos, y viceversa en el caso de que se disminuya.

RECOMENDACIONES:

Manipular con mucho cuidado los materiales y de esa manera evitar algún accidente. Mantener un comportamiento adecuado en el transcurso de la práctica para obtener el

conocimiento. No hay que introducir pipetas, varillas de vidrio ni cualquier otro objeto en los frascos de

los reactivos, salvo que se le indique específicamente. Ello puede producir la contaminación de los productos.

Los ácidos fuertes concentrados deben manejarse con precaución, ya que pueden producirse proyecciones de líquido con peligro de quemaduras peligrosas. Siempre se echan sobre el agua, nunca al revés.

No deben olerse directamente los vapores desprendidos en ningún proceso, ni probar ningún producto.

No manipule ningún producto químico directamente con las manos.

Antes de realizar cualquier experiencia debemos lavar y secar los materiales bien. Realizar los cálculos con ayuda de la tabla establecida para cada compuesto y con los datos

obtenidos de nuestra experiencia.

VII. CUESTIONARIO

1. ¿Cuál de las tres relaciones de constantes (K1, K2 y K3) da valor numérico más constante? Indique el valor promedio.

La relación de la constante K3 nos da el valor más constante.El valor promedio será.

K=306.7536+546.6811+255.2799+203.79604

=328.12765

2. ¿Qué indica el valor de la constante de equilibrio?

La constante de un equilibrio, indica el rendimiento que se puede obtener de un proceso químico. Si K es muy pequeña, quiere decir que puesto que el numerador es mucho menor que el denominador, se alcanza el equilibrio cuando se obtiene una pequeña cantidad de producto. En cambio si K es grande, obtendremos un buen rendimiento de esa reacción.

http://www.monografias.com/trabajos35/categoria-accion/categoria-accion.shtml

http://www.monografias.com/trabajos15/metodos-creativos/metodos-creativos.shtml

Pero si es excesivamente grande, la reacción se puede considerar irreversible, por estar la reacción completamente desplazada hacia los productos.Si K=1, quiere decir que el producto de las concentraciones de los reaccionantes es igual al producto de las concentraciones de los productos. La constante de equilibrio de la reacción inversa será 1/K, al escribirse la reacción al contrario.

VIII. BIBLIOGRAFÍA

Bromn TL, Leway HE, Bursten BE. Química. La ciencia central. 7ma edición. México: Prentoce Hall; 1998

Raymond Chang. Química. 7ma edición. México: Interamericana editores: 2003 Asociación Fondo de Investigadores y Editores. Química. Análisis de principios y

aplicaciones. Tomo II. 3ra edición. Perú: Lumbreras editores; 2006 http://es.answers.yahoo.com/question/index?qid=20071209165508AAZFwQl http://www.mcgraw-hill.es/bcv/guide/capitulo/8448157133.pdf http://www.netcom.es/pilar_mu/equilibrio.htm http://es.wikipedia.org/wiki/Principio_de_Le_Ch%C3%A2telier http://www.rena.edu.ve/cuartaEtapa/quimica/Tema5.html http://www.uv.es/baeza/equili.html

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PRACTICA N° 8 DE QUIMICA II

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