INTRODUCCION Al producirse las reacciones químicas la mayoría no terminan instantáneamente o sea que cuando mezclamos sus raectivos estos no pasan a convertirse automáticamente en productos sino que pueden desplazarse hacia cualquier dirección; estas reacciones son llamadas reacciones reversibles. Son este tipo de reacciones que conducen al equilibrio químico, y es que cuando dos reacciones opuestas se efectúan simultáneamente a la misma velocidad se dice que existe equilibrio químico. En esta práctica estudiaremos cualitativamente dos sistemas en equilibrio, tomaremos como base el Principio de Le Chatelier la cual aclara que cuando se efectúa un cambio de condiciones en un sistema en equilibrio, entonces el sistema responde a manera de contrarrestar ese cambio y alcanzar un nuevo equilibrio. También determinaremos la constante en equilibrio de una reacción esto a partir de las concentraciones de reactantes y productos. EQUILIBRIO QUIMICO I. OBJETIVOS Estudio cualitativo de dos sistemas en equilibrio Determinación cuantitativa de las especies presentes en un sistema en equilibrio Búsqueda de una expresión matemática que relacione las cantidades de las especies presentes en el equilibrio. II. }FUNDAMENTO TEORICO EQUILIBRIO QUIMICO: La mayoría de las reacciones químicas no terminan, es decir, al mezclar los reactivos con cantidades estequiométricas, no se convierten totalmente en productos. Estas reacciones que no terminan y que pueden desplazarse a cualquier dirección se llaman reacciones reversibles, pues a veces los productos de una reacción pueden volver a reaccionar entre sí para generar los reactivos iniciales. Tenemos la reacción siguiente la cual se va desarrollando a cierta velocidad. A+B C+D La flecha doble () indica que la reacción es reversible, es decir, puede producirse tanto a la derecha como izquierda simultáneamente. Decimos que existe el equilibrio cuando la velocidad con la cual reaccionan A y B formando C y D es igual a la velocidad con que reaccionan C y D formando A y B, y entonces no hay más cambios operantes. El equilibrio químico existe cuando dos reacciones opuestas se efectúan simultáneamente a la misma velocidad. ESTADOS DE EQUILIBRIO Y EQUILIBRIO DINAMICO Esta reacción A + B C + D; la velocidad a la derecha K disminuye progresivamente, ya que las concentraciones de A y B se hacen cada vez más pequeñas, en cambio la velocidad hacia la izquierda K de la reacción opuesta crece proporcionalmente con la formación de C y D que se hacen cada vez mayores. Llega un momento determinado en que ambas velocidades son iguales y por lo tanto, la velocidad total sería nula K - K = 0 y pues aparentemente la reacción no se produciría, pero la realidad es que a nivel molecular el estado de equilibrio representa un completo dinamismo cinético. Antes que un estado estático en el cual la reacción directa procede a la misma velocidad que la inversa. Por consiguiente el número de moléculas reaccionantes es igual al número de moléculas producidas y la concentración no se modifica. En un sistema en equilibrio cabe señalar que el equilibrio se encuentra desplazado hacia la derecha si hay más sustancias C y D presentes que A y B, y que se encuentra desplazado hacia la izquierda cuando hay mayores cantidades de A y B. LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO Primeramente consideremos los factores que afectan la velocidad de una reacción química; y estos factores son la naturaleza de los reactivos, la cantidad de superficie, los catalizadores, la temperatura y la concentración; observamos que hay una razón lógica para que la velocidad dependa de la concentración de los reactivos. Esto se resume en la llamada ley de acción de masas que dice: “La velocidad de una reacción química es proporcional al producto de las masas activas de las sustancias reaccionantes”; (Guldberg – Waage) en realidad la expresión masas activas significan las concentraciones de las masas. Sabemos que las concentraciones se expresan en moles de soluto por libro de solución o moles de gas por litro de volumen. Entonces supongamos en la reacción reversible: A+B C+D La velocidad de la reacción hacia la derecha es : V1 = K1 [A] [B] Y la velocidad de la reacción hacia la izquierda es: V2 = K2 [C] [D] Para el equilibrio por definición V1 = V2; entonces: K1 = [A] [B] = K2 [C] [D] K1 = [C] [D] K2 [A] [B] Como K1 y K2 son constantes entonces su división es constante, y nos queda una constante de equilibrio: Kequil = [C] [D] [A] [B] en caso existieran coeficientes estequiométricos en la ecuación química, las concentraciones de los reactantes y productos deben ser elevados a una potencia igual a dichos coeficientes: aA + bB cC Kequil = [C]C [D]d [A]a [B]b + dD PRINCIPIO DE LE CHATELIER De los factores que afectan la velocidad de una reacción, sólo alteran el punto de equilibrio de la reacción la concentración (o la presión si fuera gas) y los cambios de temperatura, favoreciendo simultáneamente las reacciones directa e inversa. Todos estos hechos Lovis Le Chatelier los resumió en un importante principio que dice: “Cuando en un sistema en equilibrio se modifica la concentración, la presión o la temperatura, se afecta la velocidad de la reacción y el punto de equilibrio se desplaza en la dirección que tiende a contrarrestar el efecto primario del cambio”. EXPERIMENTO N° 1 Determinacion de la constante de equilibrio a partir del sistema en equilibrio PROCEDIMIENTO: Etiquetaremos los tubos de ensayo enumerándolos del 1 al 5 (secos y limpios) A los 5 tubos le echamos 5 ml de tiosinato de potasio KSCN 0.002 M. Al tubo Nº 1 le añadimos 5 ml de Fe(NO3)3 con 0.2 M de concentración. Este será nuestro tubo estándar. En una probeta medimos 5ml de Fe (NO3)3 y le agregamos 7.5 ml de agua destilada, así obtendremos Fe (NO3)3 con 0.08M . De esta solución obtenida, 5ml le añadiremos al tubo N°.2. En la probeta tenemos todavía 7.5 ml de Fe (NO3)3 con H2Oa 0.08M de esa solución desechamos 2.5 ml y a los 5 ml restantes le añadiremos otra vez 7.5 ml de H2O destilado, y así obtendremos Fe (NO3)3 con0.032M. De esta solución 5 ml se vierten en el tubo 3. Luego a lo que nos resta le sacamos 2.5 ml y los vuelve a quedar 5 ml de solución al cual se le vuelve a poner 7.5 ml de H2O destilado y obtendremos una solución de Fe (NO3)3 a 0, 0128. De esta nueva solución medimos 5 ml y lo echamos al tubo 4, a lo que nos resta le sacamos 2.5 ml y a lo que queda le volvemos a agregar 7.5 ml de H2O destilada y así obtendremos Fe (NO3)3 a 0.00512 M. De aquí volvemos a sacar sólo 5 ml y le echamos al tubo 5 En el laboratorio tenemos una fuente de luz difusa la cual utilizaremos para comparar los colores de los tubos 1 y 2 primeramente, pero antes envolveremos estos tubos con papel para así evitar que la luz se filtre a los tubos por los lados. A lo que queremos llegar es que ambos tubos comparados a la luz tengan el mismo color y para eso vamos ir quitando solución del tubo 1 (estándar) y cuando logremos el mismo tono de color medimos la altura de solución del tubo estándar Luego volvemos a comparar a la luz el color, pero esta vez de los tubos 1 y 3 siguiendo los mismos pasos, y medimos la altura de solución en el tubo estándar Tendríamos que comparar igualmente los tubos 4 y 5 con el tubo estándar. - Tabla de datos TUBOS 1 2 3 5 Altura de Estándar Operado 6.7 6.6 6.2 3.6 1.6 Altura de Solución 6.7 6.7 6.7 6.7 6.7 - Para hallar la concentración de tiocianato de hierro (III): Fe+3 + SCN-1 5 ml 10ml 0.002M [¿] FeSCN2+ # eq SCN-1 = # eq FeSNC-2 N1V1 = N2V2 (M.)V1 = (M.)V2 (0.002)(5) = (M.2) (10) M=5.10-4M 5.10-4 = M - 4 Para hallar la concentración inicial del ion Fe3+ en cada tubo: Tubo 1 (0.2M Fe3+) (5) = 0.1 Mfe3+ 10.0 Tubo 2 (0.08M Fe3+) (5) = 0.04 Mfe3+ 10.0 Tubo 3 (0.232M Fe3+) (5) = 0.016 Mfe3+ 10.0 3+ tubo 4 (0.0128M Fe )(5) = 0.0064 Mfe3+ 10.0 Para hallar la concentración del tiocianato de hierro (III) en el equilibrio. ([FeSCN2+]) (relación de Alturas) = [FeSCN2+] equil Para el tubo 2: (5.10-4) (0.97) = 4.85.10-4 Para el tubo 4 (5.10-4)(0.54)= 2.7.10-4 Para el tubo 3: (5.10-4) (0.92) =4.6 10-4 Para el tubo 5 (5.10-4)(0.24)= 1.2.10-4 CONCLUSIONES - Las constantes de equilibrio que obtuvimos no tienen relación alguna entre ellas - La molaridad varía en forma inversa con el volumen de la solución; mientras mas cantidad tomemos al Fe(NO3)3. Su molaridad disminuirá en forma considerable. - 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 Fe(NO3)3. En esta reacción en especial notamos que la constante de equilibrio varia en forma - inversa con las concentraciones de los reactantes. EXPERIMENTO N° 2.-Estudio del sistema en equilibrio, ion cromato-ion dicromato: Procedimiento: a. En un tubo de ensayo ponga 3 mL de cromato de potasio, 0,1M y en otro tubo 3mL de dicromato de potasio 0,1M. Observe el color de cada solución y anote. Estas soluciones servirán como fuente de los iones CrO(aq) y Cr207(aq). b. Vierta 5 gotas de solución en 2 tubos de ensayo. Luego añadir gota a gota NaOH, 1M a cada uno de los tubos hasta que se observe un cambio de color en uno de los tubos. Conserve estas soluciones para la parte (e). c. Repita el paso(b) usando esta vez HCl, 1M; añadiendo gota a gota a cada tubo. Anote los cambios de color observados. Guarde estas soluciones para la parte (d). d. Añadir NaOH, 1M, gota a gota a uno de los tubos del paso (c) hasta observar algún cambio de color. e. Repita los pasos de (a) al (e), pero esta vez usando NH4OH, 1M y CH3COOH, 1M. Anotar las observaciones. CONCLUSIONES: - El cromato solo reacciona con el ácido (HCl) convirtiéndose en dicromato - El dicromato solo reacciona con la base (NaOH) convirtiéndose en cromato. f. EXPERIMENTO N° 3 Estudio del equilibrio del cromato de bario, BaCrO4(s), con una solución saturada de sus iones.BaCrO4(s) Ba+2(aq) + CrO4(aq) Materiales, Equipos y Reactivos - 4 tubos de ensayo 13x100, pipeta, gotero - K2CrO4, 0.1M; K2Cr207, 0.1M; NaOH, 0.1M; Ba(NO3)2 0.1M; HCL, 0.1M PROCEDIMIENTO a. Ponga 10 gotas de K2CrO4, 0.1M en un tubo limpio; añada dos gotas de NaOH; luego gota a gota Ba(N=3)2, 0.1M. Conserve este tubo para la parte (c). b. Ponga 10 gotas de K2Cr207, 0.1M, en un tubo limpio; añada dos gotas de HCL, 1M y 10 gotas de Ba(NO3)2 0.1M. Anote las conclusiones acerca de las solubilidades relativas de BaCrO4(s) y BaCr2O7(s) a partir de las observaciones en los pasos (a) y (b). c. Añada al tubo del paso (a), gota a gota HCL, 1M hasta que observe un cambio. Anote su observación. d. Añada al tubo de la parte (b) gota a gota NaOH, 1M hasta que observe un cambio. Anote su observación. e. Ensaye una forma de invertir los cambios y reacciones que han observado en la parte (c). Haga lo mismo para la parte (d). f. Ponga gotas de K2Cr2O7, 0.1M, en un tubo y la misma cantidad de K2CrO4, 0.1M, en otro Añada unas gotas de Ba(NO3)2, 0.1M a cada uno. Observe los resultados y anote. CONCLUSIONES.a.-Cuando se agrega el NaOH no ocurre una reacción; pero cuando añadimos Ba(NO3) se forma un precipitado de color blanco al interior del tubo y las paredes del tubo tienen color amarillenta su producto es insoluble. b.- Cuando agregamos HCl la solución no varia; luego añadimos Ba(NO3) y no se forma un precipitados producto es soluble. c.-Al tubo del paso (a) añadimos HCl no se forma ningún precipitado. d.-Al tubo del paso (b) añadimos NaOH se forma un precipitado. CUESTIONARIO 1.-¿Cuál será la concentración inicial de Fe+3(aq) en el tubo N° 2? La concentración inicial será 0.04M. 2.-¿Cuál será la concentración en el equilibrio del ion FeSCN+2 (aq) en el tubo N°3? La concentración del ion FeSCN+2 (aq)es 4.6 10-4M. 3.-¿Cuál será la concentración en el equilibrio del ion SCN(aq) en el tubo N° 4? La concentración del ion SCN(aq) es 0.0064M. 4.-Calcular el valor de la constante de equilibrio, Kc del sistema estudiado Fe+3 + SCN-1 FeSCN2+ [FeSCN2+]eq=5.10-4 [ Fe+3]eq= [Fe+3]0--[FeSCN2+]eq [SCN-1]eq= [SCN-1]0-[FeSCN2+]eq Entonces: Kc=19.80 5.-Añadiendo iones H y moléculas de agua al miembro adecuado de la ecuación, balancear la ecuación. 2CrO4 (aq) Cr207(aq) 2CrO4 (aq)+ 2 H+ Cr207(aq) + H2O(l) 6.-Añadiendo iones OH y moléculas de agua al miembro adecuado de la reacción, balancear la ecuación. 2CrO4 (aq) Cr207(aq) 2CrO4 (aq) + H2O(l) Cr207(aq) + 2OH7.-¿Qué conclusiones pueden deducirse de las preguntas 5 y 6 con respecto a su dependencia de los iones H y OH? Se concluye que no depende si se balancean en medio ácido o básico. 8.-La constante de equilibrio, Kc, para la reacción en fase gaseosa es 0.50 HCHO(g) H2(g) + CO(g) A determinar temperatura. Se introduce una mezcla de HCHO, H2 y CO a un matraz a esta temperatura. Transcurrido cierto tiempo, el análisis de una pequeña muestra del matraz indica las siguientes concentraciones HCHO = 0.50MH2 = 1.50M y CO = 0.25M. Indique si cada una de las siguientes afirmaciones es verdadera (V) o falsa(F). a. La mezcla del matraz está en equilibrio b. La mezcla del matraz no está en equilibrio y ya no se producirá reacción alguna. c. La mezcla del matraz está en equilibrio, pero el HCHO seguirá descomponiéndose. d- La velocidad de reacción hacia la derecha es igual a la velocidad hacia la izquierda. a.-La mezcla del matraz no esta en equilibrio porque Kc=K’c. b.-Todo lo contrario si se producirá la reacción porque todavía no esta en equilibrio. c.-El HCHO no se va a descomponer mas bien se producirá HCOH debido que 0.75>0.5.La [HCOH] debe aumentar y para ello se debe consumir una cantidad determinada de H2 y [CO]; entonces la reacción se iría a la izquierda. d.- No son iguales las velocidades porque no están en equilibrio. 9.-Si se introducen 1.35 moles de hidrógeno y 0.493 moles de yodo en un vaso de reacción de un litro de capacidad y se calienta a 454°C, ¿Cuándo será el valor de la constante de equilibrio a ésa temperatura, sabiendo que la concentración de vapor del yoduro de hidrógeno HI, en equilibrio es de 9.45 x 10-2 moles/L H2(g) Inicio 1.35 Equilibrio: 1.35-X + I2(g) 2HI(g) 0.493 ----- 0.493-X 2X Sabemos que : 2X=9.45.10-3 Kc= (2X)2/(1.35-X)(0.943-X) Kc=0.0156 10.-Para la siguiente reacción en equilibrio 2NO(g) + O2(g) 2NO2(g) el valor de la constante de equilibrio kc es 6.43x105 a 200°C. Si la concentración en el equilibrio del NO(g) es 3.04x10-4 moles/L y la concentración de 02(g) es 0.606 moles/L. Cuál será la concentración del NO2(g). Kc = 6.43 .10-5 Kc = [NO2]/[O2][NO]2 [NO2] = 0.189mol/litro. 11.-A 375K, el valor de Kp de la reacción : SO2Cl2(g) Cl2(g) + SO2(g) es 2.4 cuando las presiones se expresan en atm. Supóngase que se colocan 6.7g de SO 2CL2(g) en un balón de 1L y se aumenta la temperatura a 375 K. ¿Cuál será la presión del SO2CL2(g) si nada de él se disociara? En el equilibrio cuáles son las presiones del SO2CL2(g), CL2(g) y SO2(g). Datos: Kp=2.4 a T=375K El balon contiene V=1l SO2Cl2 = 6.7g ;si no se disocia se cumple PSO= P1 P1 V = RTn P1=1.5atm SO2Cl2(g) Cl2(g) + SO2(g) 1.5-X X X Kp = [X] [X]/ [1.5-X] = 2.4 X= 1.045 PSO2Cl2 = 1.045 12.-Halle las presiones del SO2CL2(g), CL2(g) y SO2(g) en un balón de 1L. a 375K, al cual se ha agregado 6.7 g de SO2CL2 6.7 de SO2Cl2 y 1 atm. de Cl2. Emplee los datos del problema anterior. Compare sus resultados con el problema anterior, y diga si ellas son compatibles con el principio de Le Chatelier. SO2Cl2(g) Cl2(g) + SO2(g) 1.5-X 1+X X Kp = [X] [1+X] /[1.5-X] =2.4 X=0.84atm PCl2 = 1.84atm PSO2Cl2 = 0.65atm