Lab 9 FF

 

UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN CRISTOBAL DE HUAMANGA DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE INGENIERÍA QUÍMICA ESCUELA DE FORMACION PROFESIONAL DE INGENIERIA CIVIL

CURSO: QUÍMICA GENERAL

PRACTICA N° 09 EQUILIBRIO QUIMICO

DOCENTE: Ing. SUAREZ ACOSTA, Héctor

ALUMNOS: GALINDO GALINDO, Jhonatan GRUPO:

 jueves de 1-3  1-3 

Fecha de realización: realización: 23 de junio Fecha de entrega: entrega: 30 de junio

AYACUCHO-PERÚ 2016

 

EQUILIBRIO QUÍMICO

OBJETIVOS Estudiar la cinética ye el equilibrio químico, naturaleza, características, componentes, reconocimiento, manifestaciones, factores que influyen.  influyen.  Interpretar y explicar la velocidad de una reacción química. Observar el efecto de los factores que intervienen sobre la velocidad y el equilibrio de una reacción química, como son la concentración, temperatura y catalizadores

FUNDAMENTO TEÓRICO A) EQUILIBRIO QUÍMICO El equilibrio químico es el estado en el que las actividades químicas o las concentraciones de los reactivos y los productos no tienen ningún cambio neto en el tiempo. Normalmente, este sería el estado que se produce cuando una reacción química evoluciona hacia adelante en la misma proporción que su reacción inversa. La velocidad de reacción de las reacciones directa e inversa por lo general no son cero, pero, si ambas son iguales, no hay cambios netos en cualquiera de las concentraciones de los reactivos o productos. Este proceso se denomina equilibrio dinámico. En esta práctica se definirán algunas de las constantes de equilibrio para algunos sistemas, su función, y el comportamiento que tiene la constante de equilibrio en algunos sistemas homogéneos que contienen una reacción en común, así como la utilidad que tiene la densidad y la titulación para calcular dicha constante.

 

El equilibrio químico es una situación, en cuanto a contenido energético y a composición cuantitativa, que se produce en el estado final de muchos sistemas químicos en reacción. Podemos entender fácilmente que si en una reacción entre varias sustancias (react (reactivos) ivos) una de ellas se agota, todo el proceso finaliza. Al analizar la composición del resultado, encontraremos cierta cantidad cantidad de producto, junto con unos residuos de reactivos que no han podido intervenir en el fenómeno.

A.1.- ESTADO DE EQUILIBRIO

Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce simultáneamente simultáneamente en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos). Es decir, se trata de un equilibrio dinámico. Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos) se estabiliza, es decir, se gastan a la misma velocidad que se forman, se llega al EQUILIBRIO QUÍMICO.

CLASIFICACION DE EQUILIBRIO QUIMICO, EQUILIBRIO HOMOGENEO Son procesos que cuyas especies presentan los mismos estados de agregación. EQUILIBRIO GASEOSO Se define como la constante de equilibrio en función de las presiones parciales de las sustancias que participan en estado gaseoso. EQUILIBRIO HETEROGENE HETEROGENEO O Son procesos donde los reactantes presentan diferentes estados de agregación, en la constante de los equilibrios quími químicos cos no se consi consideran deran los ssólidos ólidos ni los líquidos.

 

LEY DE ACCIÓN DE MASAS. CONSTANTE DE EQUILIBRIO (KC) Para una reacción cualquiera (a A + b B + .... Á c C + d D + ...) se define la constante constante de equilibrio (KC) de la siguiente manera: [C ]c K c 



[D ]d 

  

[ A ]a  [B ]b  

Siendo las concentraciones medidas en el equilibrio (no confundir con las concentraciones iniciales de reactivos y productos). Se denomina constante de equilibrio, porque se observa que dicho valor es constante (dentro un mismo equilibrio) si se parte de cualquier concentración inicial de reactivo o producto. En la reacción anterior: H2(g)+ I2(g) Á 2 HI (g) K c 



[HI ]2  [H 2 ]



[I 2 ]  

El valor de KC, dada su expresión, depende depende de cómo se ajuste la reacción. Es decir, si la reacción anterior la hubiéramos ajustado como: ½ H2(g) + ½ I2(g) Á HI (g), la constante valdría la raíz cuadrada de la anterior. La constante KC cambia con la temperatura. 9.2.4.- constante de equilibrio (K c) En las reacciones en que intervengan gases es mas sencillo medir presiones parciales que concentraciones. Así en una reacción tipo: a A + b B Á c C + d D, se observa la constancia constancia de Kp viene definida por:

K P



 pCc  

a

 p A

 

pDd  d 

pD  

En la reacción: 2 SO2(g) + O2(g) Á 2 SO3(g)

K P



 p(S O3 )2   p(S O2 )2  p(O2 )  

De la ecuación general de los gases:  p V  p 

n V 



R T



Molaridad  R  T 

 



n  R  T   se obtiene:

 

KP



 

[SO3 ]2  (RT ) 2  [SO2 ]

2



2

(RT )



[O2 ]  (RT ) 



1



KC   (RT )

 

 

Vemos, pues, que KP puede depender de la temperatura siempre que haya un cambio en el nº de moles de gases

 pCc  pDd        [C ]c  (R T )c  [D ]d  (R T )d   KP  a [ A ]a  (R T )a  [B ]b  (R T )b  p A   pDd

 



n

K C   (R T )

   

Donde n = incremento incremento en nº de moles de gases (n productos – n reactivos) 9.2.5.- determinación de la constante de equilibrio Al conocer las concentraciones de los compuestos que reaccionan, se necesita determinar la concentración de uno de los reactivos o de los productos en equilibrio Con el fin de calcular Las concentraciones o las presiones de los otros, basándonos en la ecuación química balanceada. La concentración de los reactivos se puede calcular determinando ciertas propiedades físicas, tales como: -la densidad -la presión -la absorción de luz -el índice de refracción Y no es necesario detener la reacción 9.2.7.- interpretación de la constante de equilibrio Ejemplos de equilibrio en fase homogénea N2 O4 (g) = 2 NO2 (g)

(8)

[NO2]2

 = [N2O4] 

(Constante de equilibrio en función de la concentración, expresada en moles/litro) (kc)  =

(presion parcial del NO2) NO2)2 precion parcial N2O4  

(Constante de equilibrio en función de la presión parcial del NO2 y N2O4) 9.2.8.- principio de chatelier El principio de Le Châtelier, postulado por Henri-Louis Le Châtelier (1850-1936), químico industrial francés, establece que: Si un sistema químico que en principio esté en equilibrio experimenta un cambio en la concentración, en la temperatura, en el volumen o en la presión parcial, variará para contrarrestar ese cambio.

 

Este principio es equivalente al principio de conservación de la energía.

MATERIALES:   

1 gradilla

 

6 tubos de ensayo

 

1 varilla de vidrio   1 piceta con agua destilada  

1 espátula

 

1 bureta de 25mL

 

1 portabureta

 

1 soporte universal

 

1 balanza analítica.

 

5 vasos precipitados, 250mL

 

1 luna de reloj

REACTIVOS  

Cromato de potasio

 

dicromato de potasio

 

Acido sulfúrico

 

Permanganato de potasio

 

Acido oxálico

 

Yodato de potasio

 

Almidón   Sulfito de sodio  

Acido clorhídrico

 

Hidróxido de potasio

 

Cloruro mangánico

PROCESO EXPERIMENTAL ENSAYO Nº 1 EFECTO DEL CATALIZADOR SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCION.

 

Materiales Tubos de ensayo Vasos precipitados Solución de Acido Oxálico (C 2H2O4) KMnO4  MnClO4 (sólido) Ácido sulfúrico H2SO4  PREPARACION DE LA SOLUCION DEL ACIDO OXALICO

 M 

m 

 PM .v

V

= 50 ml = 0.05 L

M = 0.2 M ( C2H2O4 )  PM = 90 Reemplazando los valores 0.2  

m 

90

 g 

 x0.05 L mol 

  m

   0.9 gr 

 

a) ponemos en una luna de reloj (previamente pesada) el acido oxálico y luego pesar la cantidad de masa necesaria para preparar la solución. b) vaciamos el C2H2O4 en un vaso precipitado y para que no quede ningún residuo lo limpiados con agua con la ayuda de una piceta repetir unos dos beses hasta que quede limpio el recipiente. Agregar 15 ml de acido oxálico 0.2m y 1 ml de acido sulfúrico (  H 2 SO4 )

 

a) vertemos el contenido a una fiola y llenamos con agua hasta obtener la cantidad de 50 ml, y sacamos con la pipeta 12.5ml y luego pasamos al vaso precipitado. Agregar unos 10 gotas de H2SO4 , Vaciar en un vaso de precipitado mas 5ml de C 2H2O4 , luego controlar el tiempo hasta que desaparezca el color violeta. Pierde el color en 3.50 segundos.

PREPARACION DE LA SOLUCION DEL KMnO4  0.001 M

 M  

V

m  PM .v

= 50 ml = 0.05 L

M = 0.001 M ( KMnO4 )  PM = 158 Reemplazando los valores 0.001   

m  g   x0.05 L 158 mol 

  m



  0.0079 gr 

 

 

a) ponemos en una luna de reloj (previamente pesada) el KMnO4 y luego pesar la cantidad de masa necesaria para preparar la solución b) vaciamos el KMnO4 en un vaso precipitado y para que no quede ningún residuo lo limpiados con agua con la ayuda de una peseta peseta unas dos veces. c) vertemos el contenido a una fiola y llenamos con agua hasta obtener la cantidad de 50 ml 1. Agregar 15mL de ácido oxálico 0.2 M y 1mL H2SO4  concentrado. A dos vasos de precipitado de 100mL. 2. Agregar 5mL. De KMnO4, 0.001 M a uno de llos os vasos. Anotar el tie tiempo mpo que demora desaparecer el color púrpura. 3. Agregar un cristal muy pequeño pequeño de MnCl2 al segundo vaso y lueg luego o agregar 5 ml de KMnO4 0.001 M anotar el tiem tiempo po que demora een n desaparece desaparecer. r.

4. Plantear las reacciones químicas en ambos casos, específicos el tiempo requerido * El tiempo en desaparecer el color es de 1.4 segundos ENSAYO Nº 03 EVALUACION CUALITATIVA DE UNA REACCION QUIMICA REVERSIBLE Se emplea dos tubos de ensayo. En uno de los tubos tubos se pone 0.5ml de cromato de po potasio. tasio. K2CrO4, de la misma ma manera nera en el otro tubo de ensayo se vierte vierte 0.5ml de dicromato de potasio. potasio. En seguida se echa echa gotas de hidróxido de sodi sodio o a cada tubo y se obtiene, que el dicromato de potasio toma un color amarillo. Un primer tubo no cambia de color se mantiene transparente

 

Las reacciones: Se toma dos tubos de ensay ensayo, o, En uno de los tubos se pone 0.5ml de cromato de potasio. K2CrO4, K2CrO4, de la misma manera manera en el otro tubo de ens ensayo ayo se vierte 0.5ml de dicromato de potasio (K2CrO7). De la misma manera se echa echa a a cada uno de los tubos de cromato de pota potasio. sio. K2CrO4, y dicromato de potasio (K2CrO7). El Acido clorhídrico a cada uno de ellos alternadamente. Realizada dicha operación se ve que el cromato de potasio K2CrO4 de un color amarillo adquiere un color anaranjado. Las reacciones: 2K2Cr2O7 +

2KOH → 2K2CrO4 + H2O

2K2Cr2O7 +

2KOH

+ 2KCl

*paso 2

→ 2K 2CrO4 +2 H2O + 2HCl

Luego sumamos el paso 2 mas pasó 5 invertido y nos da: K2Cr2O7 +

KOH

+

KCl

→ 2K 2CrO4  + HCl

Ahora procedemos a sacar la constante de equilibrio: Kc= [K2CrO4]2[HCl] / [ K2Cr2O7][ KOH][ KCl] Previos cálculos se tiene que las concentraciones son: [K2CrO4]=0.1M [HCl]=1M [ K2Cr2O7]=0.2M [ KOH]=1M [ KCl]=0.1M Kc= [0.1]2[1] / [0.2][ 1][ 0.1] Kc=0.5 Las reacciones II:

*paso 5 invertido

 

2K2CrO4 +

2HCl → 2K2Cr2O4 + KCl + H2O

2K2CrO4 +

2KCl +

*paso 3

H2O → K2Cr2O4 + 2KCl + KOH *paso 4 invertido

Luego sumamos el paso 3 mas el paso 4 invertido y nos da: 2K2CrO4 +

HCl

→ K2Cr2O4 + KCl + KOH

Ahora procedemos a sacar la constante de equilibrio: Kc= [K2CrO7][ KOH][KCl] / [ K2Cr2O7]2[ HCl] Previos cálculos se tiene que las concentracio concentraciones nes son: [K2CrO4]=0.1M [HCl]=1M [ K2Cr2O7]=0.2M [ KOH]=1M [ KCl]=0.1M Kc= [0.2][0.1][ 1] / [0.1] 2[1] Kc=2

 

 

RESULTADOS 1

2

3

4

referencia

Añade FeCl3

Añade KSCN

Añade SñCl2 

Rojo concentrado

naranja

color amarillo

Naranja intenso

dirección --------

derecha

derecha

dilución

CONCLUSIONES  

Se realizo un buenestudio cualitativo del equilibrio quimicodurante el desarrollo de la practica

 

Se supo aplicar con un buen criterio la ley de chartelier en la practica realizada

 

Experimentalmente se supo determinar con exactitud el equilibrio quimico de las muestras desarrolladas durante la practica .

RECOMENDACIONES  

Seguir las indicaciones del docente y la guia de practicapara poder evitar correr riesgos innecesarios.

 

Limpiar los materiales y llevarlos a su respectivo lugar, luegode haber hecho la practica.

 

 

Colocar los materiales en un lugar adecuado, asi se evitara que pueda ocurrir un accidente.

 

Anotar los resultados de cada experimento para un mejor entendimiento de cada practica.

CUESTIONARIO 1. Que es un catalizador? Para qué sirve? Un catalizador es una sustancia (compuesto o elemento)  elemento) capaz  capaz de acelerar (catalizador positivo) o retardar (catalizador negativo o inhibidor) una reacción una reacción química, química, p  permanecie ermaneciendo ndo éste mismo inalterado (no se consume durante la reacción). A este proceso se le llama catálisis.   catálisis. No alteran el equilibrio de una reacción, pero permiten que dicha reacción alcance más rápido su estado. Dióxido de manganeso MnO2. Para síntesis del amoníaco (NH3) se usa Hierro (Fe). Para producción del ácido sulfúrico se usa NO (monóxido de nitrógeno) y platino (Pt).

2. Mencione dos factores que alteran la velocidad de una reacción reacción?? Los factores podrían ser presión temper temperatura atura volumen - Al incrementars incrementarsee la concentración de reactivos la presión también aumenta - la temperatura, pues en en la mayoría de las reacc reacciones, iones, al aumentar 10 °C la temperatura del sistema, la velocidad se duplica, aproximadamente - Cuando se trata de una reacción en donde interviene un gas, su volumen volumen o  o cambio de presión puede ser equivalente al cambio de concentración. 3. Que dice el principio de LE CHATELIER? El Principio de Le Chatelier se puede enunciar de la siguiente manera: Si en un sistema en equilibrio se modifica algún factor (presión, temperatura, concentración,..) concentración,..) el sistema evoluciona en el sentido que tienda a oponerse a dicha modificación.

 

Cuando algún factor que afecte al equilibrio varía, éste se altera al menos momentáneamente. momentáneamen te. Entonces el sistema comienza a reaccionar hasta que se restablece el equilibrio, pero las condiciones de este nuevo estado de equilibrio son distintas a las condiciones del equilibrio inicial. Se dice que el equilibrio se desplaza hacia la derecha (si aumenta la concentración de los productos y disminuye la de los reactivos con respecto al equilibrio inicial), o hacia la izquierda (si aumenta la concentración de los reactivos y disminuye la de los productos).

PROBLEMAS 1.  1.  En un recipiente de 10 litros se introduce introduce una mezcla de 4 moles de nitrógeno (g) y 12 moles de hidrogeno (g). determinar. a)  a)  La reacción química N + 3H → NH3 

b)  b)  Si se establece equilibrio y existe 0.92 moles de amoniaco (NHC) (g) determinar la concentración de nitrógeno e hidrogeno en el equilibrio. 4N + 12H→ 4NH X

0.92

X = 0.92 mol de N

4N + 12H →  4NH3 X

0.92

12

4

X=2.76 mol mol de H c)  c)  Determinar la constante de equilibrio. 4N + 12H →  4NH3 Kc=(N)4(H)12 / (NH3)4  2.  2.  En un recipiente de 250 ml se añaden 3 g de PCl 5 (g) estableciéndose el equilibrio: PCl5 (g) = PCl3 (g) + Cl2 (g) si Kc a la temperatura

 

BIBLIOGRAFIA Raymond Chang, “Química”, “Química”, México, cuarta edición, edición, 199, Pág. 559 –584.

Olguín, S. 1996. Manual de prácticas de química orgánica I. Universidad Univer sidad Autónoma Autónoma Metropolitan Metropolitana-Izta a-Iztapalap palapa. a. México. Reusch,, W.H. 1979. Química Reusch Química Orgánica. Orgánica. McGraw-H McGraw-Hill, ill, México. México. The Merk Merk Index. Index. 12th ed. Merk Merk KgaA, Darmsta Darmstadt, dt, BRD. BRD. 1996. Wade, L.G. 1993. Química Orgánica. 2a ed. Prentice Hall Hispanoamericana, México

. Experimentos químicos de: 540.72/b97 BUTRUILLE Daniel 540/q745 Cesar AL ALIAGA IAGA y Jorge VENDESU 540/3z44 zapa BILLANTE, Mario Página web (internet) http://ciencias.unizar.es/circo/images/c http://ciencias.u nizar.es/circo/images/chemistry.jpg hemistry.jpg