3°La b.QuimicaIIWp.

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 = 0.50MH2 = 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