TABLA DE CONTENIDO

INTRODUCCION........................................................................................................................... 2

FUNDAMENTO TEORICO........................................................................................................... 3

MATERIALES Y REACTIVOS…................................................................................................ 8

PROCEDIMIENTO Y CALCULOS……………………………………………………………. 9

CONCLUSIÓN Y RECOMENDACIONES..................................................................................15

BIBLIOGRAFÍA............................................................................................................................16

ANEXO….……………………………………………………………………………………….17

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INTRODUCCION

El equilibrio químico es el estado al que evoluciona de FORMA ESPONTÁNEA un sistema

químico, en el que tiene lugar una reacción química REVERSIBLE.

Cuando se alcanza esta situación, desde el punto de vista macroscópico, se observa que las

CONCENTRACIONES de las sustancias, tanto reactivos como productos de la reacción,

permanecen CONSTANTES a lo largo del tiempo.

Desde el punto de vista microscópico los procesos siguen teniendo lugar indefinidamente:

continuamente los reactivos se transforman en productos y estos a su vez reaccionan para producir

los reactivos de partida, pero al hacerlo a igual velocidad, las concentraciones de ambos no varían.

Así pues se trata de una SITUACIÓN DINÁMICA.

El equilibrio químico es un fenómeno cuya naturaleza dinámica permite su MODIFICACIÓN con

sólo variar algunos factores de los que depende, como temperatura, presión, volumen o

concentraciones de las sustancias que intervienen en la reacción, lo cual resulta de vital

importancia para aumentar el rendimiento de los procesos industriales, por ejemplo.

Las modificaciones en el estado de equilibrio provocan desplazamientos que se pueden predecir en

este nivel cualitativamente a partir del principio del químico francés Henri Louis Le Châtelier

(1850-1936), según el cual, al perturbar un sistema en equilibrio éste evoluciona espontáneamente

hacia un nuevo estado de equilibrio oponiéndose a la perturbación producida.

El alumno.

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OBJETIVOS.

1. Estudio cualitativo de dos sistemas en equilibrio químico, aplicando determinados cambios

a cada uno de ellos.

2. Determinación cuantitativa de cada una de las especies presentes en el sistema en

equilibrio.

3. Determinar una expresión matemática que relacione las cantidades de las especies presentes

en el equilibrio.

FUNDAMENTO TEORICO

El fundamento del presente trabajo se centra en teorías y conceptos necesarios para una mejor

comprensión, los cuales detallaremos a continuación:

PRINCIPIO DE LE CHATELIER.

Un sistema en equilibrio contrarresta todo factor externo (tensión) que lo perturba, para ello

ocurre una reacción neta (desplazamiento de la posición de equilibrio) hacia el sentido que

neutralice parciamente dicha tensión y así para luego alcanzar un nuevo estado de

equilibrio.

NOTA: el termino tensión se refiere a un cambio de condiciones en un sistema en

equilibrio: temperatura, presión, concentración, etc.

Constante de equilibrio

En el ejemplo estudiado anteriormente se comprueba que las concentraciones de las

sustancias que intervienen en el proceso, cuando éste llega al equilibrio, son las mismas,

independientemente de la concentración inicial.

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Esto hace pensar que debe existir una relación entre ellas que permanezca constante, siempre

y cuando la temperatura no varíe. Fue así como Guldberg y Waage, en 1864, encontraron, de

una forma absolutamente experimental, la ley que relacionaba las concentraciones de los

reactivos y productos en el equilibrio con una magnitud, que se denominó constante de

equilibrio.

Así pues, si tenemos un equilibrio de la forma:

kd

aA+bB cC+dD

ki

La velocidad de la reacción directa o hacia la derecha, si es un proceso elemental, será:

vd = kd [A]a [B]b

Mientras que, para la reacción inversa, vale:

vi = ki [C]c [D]d

En las expresiones anteriores, Kd y Ki son las constantes de velocidad específicas para ambas

reacciones, derecha e izquierda respectivamente. Como, por definición, ambas velocidades

son iguales en el equilibrio vd = v

i, se cumple que:

Kd [A]a [B]b = Ki [C]c [D]d

Pasando ambas constantes al mismo lado, y las concentraciones al otro:

• En las gráficas de la figura siguiente, que representan la evolución de un sistema químico

hacia el equilibrio a lo largo del tiempo.

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A B C

SOLUCION:

Es la fase homogénea constituida, en general, por dos componentes: El soluto y disolvente. La

separación de los componentes de una solución (o disolución) nos es posible por vía mecánica,

sino por métodos que implican transformaciones de fases como la cristalización y destilación Los

gases son relativamente solubles en los líquidos considerando al gas como soluto y liquido como

solvente. Cuando la solución se obtiene por mezcla de dos líquidos se considera soluto al

componente de más baja concentración.

EQUILIBRIO QUIMICO:

Como a la temperatura a la que se ha realizado el proceso kd y ki es constante, se puede escribir

que: y por tanto:

Esta constante, kc , es la que se denomina “constante de equilibrio.”

LEY DE ACCION DE MASAS, (LAM):

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En un proceso elemental, el producto de las concentraciones en el equilibrio de los productos

elevadas a sus respectivos coeficientes estequiometrico, dividido por el producto de las

concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes

estequiometricos, es una constante para cada temperatura, llamada constante de equilibrio.

La magnitud kc mide el grado en que se produce una reacción, asi:

Cuando kc > 1, en el equilibrio la mayoría de los reactivos se convierten en productos.

Cuando kc ࣧ� ω, en el equilibrio prácticamente solo existen los productos.

Cuando kc < 1, indica que, cuando se establece el equilibrio, la mayoría de los reactivos

quedan sin reaccionar, formándose solo pequeñas cantidades de productos.

COCIENTE DE REACCION:

La expresión de la Ley de Acción de Masas para una reacción general que no haya conseguido

alcanzar el equilibrio se escribe como: a A + bB = cC + Dd

donde Q es el llamado cociente de reacción y las concentraciones expresadas en él no son

las concentraciones en el equilibrio. Vemos que la expresión de Q tiene la misma forma que

la de Kc cuando el sistema alcanza el equilibrio.

Este concepto de cociente de reacción es de gran utilidad pues puede compararse la

magnitud Q con la Kc para una reacción en las condiciones de presión y temperatura a que

tenga lugar, con el fin de prever si la reacción se producirá hacia la derecha o hacia la

izquierda. Así, por ejemplo, si en un momento determinado Q < Kc, como el sistema tiende

por naturaleza al equilibrio, la reacción hacia la derecha se producirá en mayor grado que la

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que va hacia la izquierda. Al contrario, cuando Q > Kc, la reacción predominante será la

inversa, es decir, de derecha a izquierda, hasta alcanzar el equilibrio.

LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO EN FUNCION DE LA PRESION:

Existen otras formas para expresar la constante de equilibrio. Hasta ahora, hemos utilizado la

expresión de kc para relacionar las concentraciones de las sustancias que participan en el equilibrio.

También se puede expresar, en aquellas reacciones cuyos componentes son gaseosos, en función de

la presión parcial de las sustancias gaseosas que intervienen en el equilibrio. A esta nueva

constante la llamaremos kp. Si en la reacción:

Aa + Bb = Cc + Dd

Las especies intervinientes son gases, obtenemos:

CAMBIOS EN LA TEMPERATURA.

La temperatura es el único factor externo cuya variación altera el valor de la constante de

equilibrio. Para analzar los efactos de la variación de temperatura sobre un sistema en

equilibrio, es importante conocer si la reaccion (directa) es exotérmica o endotérmica.

Analicemos los efectos que producen los cambios de temperatura a partir de una reaccion

particular, como por ejemplo la siguiente reaccion exotérmica (AHº = -46Kj/mol)

3H2 + N2 2NH3 + calor

Exotérmico: forma o libera calor

Endotérmico: consume o absorbe calor

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Si aumentamos la temperatura (calentamos el reactor), la reacion se desplaza en el sentido

que consuma calor, de ese modo logra disminuir la temperatura, esto implica que la

reaccion se desplaza hacia la izquierda hace que la concentracio de NH3 disminuya,

mientras que la concentración de H2 y N2 aumenten.

Como ,Kc =

Por lo tanto al aumentar la temperatura, la constante de equilibrio disminuye.

MATERIALES Y REACTIVOS

A) MATERIALES:

- 6 tubos de ensayo de diámetro uniforme de 15 x 125 mm.

- Una probeta de 25 ml

- Una pipeta de 5 o de 10 ml

- Un vaso de 100 ml

- Una pisceta

- Un gotero

- Una regla milimetrada

- Fuente luz blanca difusa

- Etiquetas

B) REACTIVOS:

- Solución de NaOH

- Solución de HCl

- Solución de K2CrO4

- Solución de K2Cr2O7

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- Nitrato férrico

- Nitrato de sodio

- Solución de tiocianato de potasio KSCN.

- Solución de Fe(NO3)3

- Agua destilada

PARTE EXPERIMENTAL Y CALCULOS

PROCEDIMIENTO:

a) Sistema de equilibrio del ion cromato – ion dicromato

- En un tubo coloque 5ml de cromato de potasio y en otro tubo 5ml de dicromato de

potasio. Observamos lo siguiente:

Solución de K2Cr2O7 Solución de K2CrO4

Color: anaranjado Color: amarillo

- En los tubos de ensayo colocar por separado

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Solución de K2Cr2O7 Nos da

Color: anaranjado + NaOH = Color amarillo

Solución de K2CrO4 Nos da

Color: amarillo + NaOH = Color amarillo

- Ahora repetimos pero con HCl en lugar de NaOH.

Solución de K2Cr2O7 Nos da

Color: anaranjado + HCl = Color anaranjado

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Solución de K2CrO4 Nos da

Color: amarillo + HCl = Color anaranjado

- Ahora añadimos NaOH a cada uno de los tubos del paso anterior. Hasta que cambie de color en estas soluciones.

Solución de K2CrO4 Nos da

Color: amarillo + HCl + NaOH = Color amarillo

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Solución de K2Cr2O7 Nos da

Color: anaranjado + HCl + NaOH = Color amarillo

- Añadimos gotas de HCl a cada tubo hasta que cambie de color

K2CrO4 + NH4OH Nos da

Color: amarillo + HCl = Color anaranjado

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K2Cr2O7 + NH4OH Nos da

Color: amarillo + HCl = Color amarillo

- Ahora de las soluciones del paso (3) le añadimos NH4OH y observamos hasta que

cambie de color.

K2CrO4 + HCl Nos da

Color: anaranjado + NH4OH = Color amarillo

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K2Cr2O7 + HCl Nos da

Color: anaranjado + NH4OH = Color anaranjado

El equilibrio que se establece es:

Cr2O7-2 + 2OH-

2 CrO4-2 + H2O

2 CrO4-2 + H2O

Cr2O-2 + 3H2O

Determinación de la constante de equilibrio de disociación del acido acético (CH3COOH) a

temperatura de ambiente.

la ecuación de disociación del acido acético es

CH3COOH (ac) + H2O(l) CH3COO (ac) + H2O (ac)

Las concentraciones de equilibrio par alas especies presents se determina de la siguiente manera.

1..1 CONCENTRACION DE EQUILIBRIO DEL CH3COOH(ac)

Colocar un matraz una alícuota de 10ml de la solución de acido acético (01.M) medidos

con pipeta.

Agregar agua destilada y tres gotas de fenolftaleína.

Titular con una operación por duplicado.

Solcuion:

V=10ml de acido acético

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- Añadimos 30 ml H2O desilada

- Añadimos gotas de fenolftaleína

- Se convierte de color lila agitándolo obtenemos lo siguiente:

Volumen gastado = de NaOH = 9ml

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10ml acido acético

10ml de acido acetico mas 30 ml agua destilada

fenolftaleina10ml de acido acetico + 30 ml de agua destilada + gotas de fenolftaleína

pipeta

Agita

V NAOH x M NaOH = V CH3COOH x M CH3COOH

M CH3COOH =

M CH3COOH = 0.09molar equivalente a 0.1

Ke =

CONCLUSIONES:

El estado de quilibrio se logra independientemente de la direccion en que transcurre la

reaction, es decir, partiendo de reactantes o de los productos.

La ley de equilibrio queda establecida por la constante de equilibri (Keq). Pues esta ley se

conoce también como condición de equilibrio debido a que se trata de una condición que

deberá cumplir a fin de que la reacción este en equilibrio.

En el caso del sistema heterogéneo, la concentración de solidos y liquidos puri ya esta

considerada en la expresión de la constante de equilibrio, por lo que ya no aparece en el

calculo de ests.

Que al aumentar la temperatura en una reacción exotérmica, Keq disminuye, caso contrario

aumenta. Al aumentar la temperatura de una reacción endotérmica, Keq aumenta, caso

contrario disminuye.

RECOMENDACIONES.

* Conocer el uso correcto de cada material.

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* No jugar con los materiales y reactivos.

* estar bien uniformados antes de comenzar con la practica.

* No fomentar desorden en hora de llevarse acabo la practica de laboratorio.

* Luego de usar los materiales y reactivos devolverlos en el lugar indicado.

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BIBLIOGRAFIA.

- Raymond Chang Química 2007 McGraw-Hill/enteramericana edición español pp(600-629)

- Quimica análisis de principios y aplicaciones tomo II pp(153-182)

- Universidad Nacional”Santiago Antunez de Mayolo” manual de laboratorio 2009 huaraz –

Ancash pp(157-164)

- http://html.rincondelvago.com/quilibrio químico. html.

- Enciclopedia Autodidáctica Lexus (Química), tomo VII Editores Lexus

Colombia - 1997

- -Enciclopedia de la Ciencia y de La Técnica, tomo 8 Editorial Océano

Barcelona- 1995

- Enciclopedia Mentor, tomo 1 y 2 Ediciones Castell

España - 1993

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ANEXO:

1. MATERIALES Y REACTIVOS:

Solución de NaOH 0.3N Solución saturada de H2C204 Fenolftaleina

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