Informe N 1 Equilibrio Quimico 5t2h6v

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Fisicoquímica

DETERMINACION DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO Y LA APLICACIÓN DEL PRINCIPIO DE LE CHATELIER 1. OBJETIVOS 

Estudiar el equilibrio desde el punto de vista cualitativo (principio de Le Chatelier) y cuantitativo (determinación de la constante de equilibrio).



Apreciar las reacciones dados en este experimento.

2. FUNDAMENTO TEÓRICO Cuando una reacción química ha alcanzado el equilibrio, permanecen constantes las concentraciones de los reactivos y productos con tiempo. Sin embargo, sigue habiendo conversión entre las especies que constituyen los reactivos y las que constituyen los productos, por lo que se dice que el equilibrio es un estado dinámico. Para una reacción hipotética reversible: aA + bB ↔ cC + dD la constante de equilibrio a una determinada temperatura, aplicando la Ley de Acción de Masas resulta: 𝐾𝐶 =

[𝐶]𝑐 [𝐷]𝑑 [𝐴]𝑎 [𝐵]𝑏

Los cambios en las condiciones experimentales pueden perturbar el balance y desplaza la posición del equilibrio, favoreciendo ya sea la reacción directa o inversa. Las variables que se pueden controlar experimentalmente son: temperatura, concentración y presión-volumen (para gases). La dirección hacia donde se desplaza la reacción cuando se altera alguna de las variables mencionadas está determinada por el “principio de Le Chatelier”; una manera de expresar este principio es: “si se aplica un esfuerzo extremo a un sistema en equilibrio, el sistema se ajusta por sí mismo, de tal modo que el esfuerzo se contrarresta parcialmente”. Un ejemplo de equilibrio químico es la disociación de un ácido débil (HA): + 𝐻𝐴(𝑎𝑐) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ↔ 𝐻3 𝑂(𝑎𝑐) + 𝐴− (𝑎𝑐)

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La constante de equilibrio químico, en este caso será la constante de disociación, Ka: [𝐻3 𝑂+ ][𝐴− ] 𝐾𝑎 = [𝐻𝐴] 3.

MATERI ALES

RE ACTIVOS



Gradilla con 10 tubos de ensayo

KSCN 0.2M.



Vasos de precipitados 150ml

Fe(NO3)3 0.2M



mechero bunsen

K2Cr2O7 0.1M



Erlenmeyer 150ml de capacidad

K2CrO4 0.1M



pipeta graduada de 10ml.

BaCl2 0.1M



Equipo de titulación completo

BiCl3 0.1M



Papel indicador universal

CH3COOH 0.1M



Varilla de vidrio

NaOH 0.1M



Probeta de 50ml de capacidad

HCl 0.1M



Indicador fenolftaleína

4. P ARTE EXPERIMENTAL. 4.1 ASPECTO CUALITATIVO (PRINCIPIO DE LE CHATELIER) a) En un tubo de ensayo colocar 2ml de solución de BaCl2 al 0.1M el cloruro de bismuto reacciona con el agua para dar un precipitado de oxicloruro de bismuto acuerdo a la reacción. BiCl 3(ac)+ H2O (l)

BiOCl(s)+2HCl (ac)

Añadir en seguida HCl concentrado gota a gota hasta que el precipitado se disuelva, luego añadir agua hasta que el precipitado vuelva aparecer. En otro tubo de ensayo precipitar nuevamente BiOCl con la mínima cantidad de agua (añadiendo gota a gota). Ensayar el efecto de aumentar la temperatura. b) En un vaso de 100 ml colocar 50 ml de agua destilada, adicionar 1 ml de la solución Fe (NO3)3 y 1ml de la solución KSCN.

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Se establecerá el siguiente equilibrio: Fe+3 + 6SCN -

Fe (SCN)

Luego colocar porciones de 3 ml de esta solución coloreada en 3 tubos de ensayo, añadir al primero 1 ml de solución férrica, al segundo 1ml de la solución de tiocinato y el tercer tubo servirá como estándar. Anotar sus observaciones. Calentar el tubo estándar y observar la intensidad del calor. Anotar sus observaciones. c) en un tubo de ensayo se coloca 3 ml de solución K 2 Cr2 O7 y luego gota a gota añade una solución de NaOH hasta que se observe un cambio de color. Agregar luego HCl gota a gota ala solución anterior hasta observar un nuevo cambio. Anotar sus observaciones. El equilibrio que se establece es: Cr2O7-2 (ac) + 2OH- (ac) 2CrO-2 4(ac)

+

2H3O+ (ac)

CrO-2 4(ac) + H2O (l) Cr2O-2 7(ac) +3H2O (l)

d) Colocar en un tubo de ensayo 3 ml. de solución K2CrO4 y en otro tubo 3 ml de la solución de Kr2Cr2O7. añadir gotas de solución de BaCl2 a cada tubo. Observe y anote los resultados. Añadir gotas de solución de HCl a cada tubo y observe. Luego añada gotas de solución de NaOH a cada tubo. Anote sus observaciones. Las reacciones químicas son. K2CrO4 (ac) + BaCl2 (ac) K2CrO7 (ac) + BaCl2 (ac)

BaCrO4 (S) + 2KCl (ac) BaCr2O7 (ac) + 2KCl (ac)

El cromato de bario y dicromato de bario al ser tratados con ácidos y luego con hidróxidos, desplazan su equilibrio en un u otro sentido, tal igual como es las reacciones (c). 4.2.

ASPECTOS CUANTITATIVOS:

DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE DE DISOCIACIÓN DEL ÁCIDO ACÉTICO (CH3COOH) A TEMPERATURA AMBIENTE. La ecuación de disociación del ácido acético es: CH3COOH (ac) + H2O(l)

CH3COO- (ac) + H3O+(ac)

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Su expresión de equilibrio es: 𝑲𝒂 =

[𝑪𝑯𝟑 𝑪𝑶𝑶− ] [𝑪𝑯𝟑 𝑪𝑶𝑶𝑯]

Las concentraciones de equilibrio para las especies presentes se determinan de la siguiente manera. 4.2.1. CONCENTRACIÓN DEL EQUILIBRIO DEL CH3COOH (ac): Colocar en un matraz un alícuota de 150 ml de capacidad, una alicuola de 10ml de la solución de ácido acético, medidos con pipeta. Agregar unos 50 ml de agua destilada y tres gotas de fenolftaleína. Titular con una solución estándar de NaOH 0.1M. Realizando la operación por duplicado. 4.2.2 CONCENTRACIÓN DE EQUILIBRIO DE H3O+ Y CH3COO- (a) Colocar en vaso de precipitados de 100ml unos 20ml de la solución de ácido acético, luego introduzca una tira de papel indicador universal (pH de 0 a 14) y por comparación de colores determine el pH de la solución de ácido acético. Esta determinación también puede hacerse introduciendo el vaso con ácido acético el electrodo de un pHmetro, para conocer el pH de la solución.

5. CÁLCULOS Y RESULTADOS EXPERIMENTO 1-° 5.1 ASPECTO CUALITATIVO (PRINCIPIO DE LECHATELIER) 1) tuvo N-°1 BiC3 (ac) + H2O ↔ BiOCl (s) + 2HCl (ac) Se obtiene un precipitado de color blanco

Entonces el equilibrio se desplaza de izquierda a derecha. nco

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Luego cuando se adiciona el HCl concentrado, se disuelve el precipitado entonces el equilibrio se desplaza de derecha a izquierda, por el aumento de la concentración del ácido. Efecto de la temperatura en las 2 primeras reacciones: Tuvo N-°2 Una vez obtenida el precipitado blanco al tuvo N-°2 se le somete un aumento de temperatura, y el equilibrio se desplaza de derecha a izquierda, cuando se le enfría el equilibrio vuelve a su estado inicial es decir inverso. 2) En un vaso después de la preparación se establece el siguiente equilibrio: Fe+2(ac) + SCN- (ac) ↔ Fe (SCN-)-36(ac) + H2O Se obtiene una solución de color rojo

En tres tubos Tuvo N-°1: 1ml Fe (SCN-)-36 +nco 1ml Fe+2 → no hay cambios en color de la solución debido a que debido a que los iones SCN- no reaccionan. Tuvo N-°1:

1ml Fe (SCN-)-36 + SCN- → el color cambia a un color más

intenso es decir hay un mayor cantidad de producto. Tuvo N-°1:

1ml Fe (SCN-)-36 es una solución estándar + calor → no ocurre

cambios de color. 3) En l reacción explique los cambios de color: Tuvo: CrO-24 + 2OH-

↔ 2CrO-24 (ac) + H2O

1 ml

Después de añadir NaOH: de color anaranjado → amarillo, debido Después de añadir HCl:nco vuelve a tomar el mismo color de color amarillo → anaranjado, debido 4) En las reacciones 4: anote sus observaciones en: Tuvo 1:

K2CrO4(ac) + BaCl2(ac) → BaCrO4(s) + 2KCl(ac) Amarillo

nco

Precipitado amarillo

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nco

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Tuvo 2: K2Cr2O4(ac) + BaCl2(ac) → BaCr2O7(s) + 2KCl(ac) Precipitado anaranjado

Anaranjado

Luego se añaden: Tuvo 1 +HCl: se observa que el precipitado amarillo toma el color anaranjado. nco nco Tuvo 2 +HCl: se observa que el precipitado anaranjado cambia en color amarillo. Después de añadir NaOH a cada uno de estos tubos: Tuvo 1 + NaOH: Tuvo 2 + NaOH: Por lo tanto, luego de haber realizado esta acción, se observa que ambos precipitados toman uniformemente un color amarillo. EXPERIMENTO N°-2 5.1 ASPECTO CUANTITATIVO Determinar la constante de ionización (Ka) de CH3COOH Sabemos:

CH3COOH(ac) + H2O(l) ↔ CH3COO-(ac) + H3O+(ac)

Ka =

[CH3COO− ][ H3O+ ] [CH3COO]

nco en equilibrio Cálculo de la concentración [CH3COO] = [CH3COO]𝑖 - [ H3O+ ] ≡ [CH3COO]𝑖 = ? [H3O+] = x [CH3COO-] = [H3O+] = x a) Determinación de la concentración del CH3COOH en el equilibrio [CH3COOH] eq. ≡ [CH3COO]𝑖 a) Concentración del equilibrio del CH3COOH(ac)

Concentración del NaOH: 0.1M Solución de CH3COOH Volumen tomado de la solución de CH3COOH:

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V1 = 10ml y V2 = 10ml entonces estableciendo el promedio resulta: Vacido = 10ml [CH3COOH] acido = Cacido =? Solución del Solución de NaOH N° de titulaciones

Gasto de NaOH (ml)

1° Titulación

15

2° Titulación

12.4

Promedio: Volumen de la base

13.7 ml

Luego: Empleando C. acido × V.acido = C.base × V. base Reemplazando los datos en: C. acido = C. acido =

C.base × V.base V.acido 0.1 M ×13.7ml 10ml

nco C. acido = [CH3COOH] i = 0,137M nco nco b) determinación de las concentraciones delos iones [H3O+] y [CH3COO-]. PH medido en solución de CH3COOH(ac): PH = 3 Calculo de la concentración del ion [H3O+]: PH = - log [H3O+] 3 = - log [H3O+]

→ [H3O] = 1×10-3 M

Reemplazando en la ecuación: Ka =

[CH3COO− ][ H3O+ ] [CH3COO]

Ka =

(1×10−3 )( 1×10−3 ) 0.137

Ka = 7,3×10-6

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6. SOLUCIÓN DE PREGUNTAS 6.1.- ASPECTO CUALITATIVO (PRINCIPIO DE LE CHATELIER) a. Efecto de la temperatura en las dos primeras reacciones

Al aumentar la temperatura se manifestó La disolución del precipitado.

b. En la reacción 2 explique:  Tubo 1 + Fe+3: Al comparar con el patrón (color naranja), observamos que el tubo #1 marca un color rojizo oscuro. Al haberse tornado más oscuro, podemos concluir que la reacción se ha desplazado hacia la derecha ( ).  Tubo 2 + SCN- : La sustancia originalmente naranja se torna rojo sangre muy fuerte (es el más oscuro de todos los tubos). Como el color del compuesto es más intenso, concluimos que la reacción se ha desplazado hacia la derecha (

).

 Tubo 3 + calor: Notamos que es una reacción exotérmica, por tanto al aumentar la temperatura, la reacción se desplazará hacia la izquierda ( ), con lo que el color del tubo #3 será ahora un color naranja más claro. c.

En la reacción 3 explique el cambio de color:

Después de añadir NaOH Después de añadir HCl d. En las reacciones 4 anote sus observaciones en : Tubo 1 + HCl: La solución tomó un color anaranjado. Tubo 2 + NaOH: La solución tomó un color amarillo. 5.2. ASPECTO CUALITATIVO a) Concentración de equilibrio del CH3COOH (ac.) Concentración del NaOH: 0.1M Volumen tomado de la solución de CH3COOH: 10ml

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Fisicoquímica Gasto de NaOH

CH3COOH

1° Titulación

15ml

0.15 M

2° Titulación

12.4ml

0.124 M

Molaridad promedio del CH3COOH

0.137 M

b) Concentración de equilibrio de los iones H3O+ y CH3COOH pH medido en la solución de CH3COOH(ac.): 3 Calcular: [H3O+]= 1X10-3 M Calcular: [CH3COO-]= 1X10-3 M Calcular la constante de disociación del ácido, Ka= 6.67X10-6

7. CUESTIONARIO 1.- ¿Qué entiende por Equilibrio Químico? De 5 ejemplos de equilibrio Se entiende por Equilibrio Químico como 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. Ejemplos FeCl3 + KSCN

(FeSCN)Cl2 + KCl

H2 (g) + I2 (g) <——–> 2 HI (g) H2 (g) + Br2 (g) <———> 2 HBr(g) H2

+

BaSO4

I2 <——–> 2 HI ↔

Ba++ + SO4=

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2.- ¿Porque se dice que el Equilibrio es Dinámico? Es dinámico ya que no está "quieto": Pongamos una reacción estándar:

A + B <---> C

Nosotros ponemos a reaccionar A y B, y al cabo de un tiempo se nos alcanza el equilibrio y las cantidades de A, B y C permanecen constantes en el tiempo. Pero no quiere decir que las sustancias no sigan reaccionando. En realidad A y B siguen reaccionando para formar C (reacción directa), al igual que C se sigue convirtiendo en A y B (reacción inversa). 3.- En las siguientes reacciones químicas: a) CO(ac) + Cl2

COCl2(ac) + calor

b) PCl5(g)+ calor

PCl3(g) +Cl2(g)

c) Co(g) + H2O + calor

CO2(g) + H2O

Aumenta o disminuye el porcentaje de productos, cuando i.

Aumenta la presión En la reacción a) la presión influirá en el aumento del porcentaje de los productos por la razón de que la reacción se desplaza hacia la derecha donde hay el menor número de moles. En la reacción b) el menor número de moles se encuentra en los reactantes por ende se hay menor disminuye el porcentaje de productos. En la reacción c) la variación de moles es 0 por lo tanto el cambio de presión no influye en el equilibrio.

ii.

Aumenta la temperatura En la reacción a) disminuye el porcentaje de los productos dado que es una reacción exotérmica- en la reacción b) aumenta la producción de productos dado de que es una reacción endotérmica al igual que la reacción c).

iii.

Se extrae continuamente los productos: La extracción de los productos hará que el equilibrio se desplace hacia la derecha y produzca más

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porcentaje de productos, con el fin de que el Kc siga permaneciendo constante (aumenta el % del producto).

8. CONCLUSIONES 1. Aspecto cualitativo (principio de Le Chatelier) 

Si se incrementa un reactivo, el sistema lo consumirá parcialmente, favoreciendo el sentido directo de la reacción.



Si se incrementa un producto, el sistema lo consumirá parcialmente, favoreciendo el sentido inverso de la reacción.

2. Aspecto cuantitativo Gracias a la realización de esta práctica, hemos podido determinar la constante

de

disociación

del

ácido

acético

mediante

medidas

conductimétricas. Esta práctica es una buena forma de determinar constantes de disociación de ácidos débiles, como lo es el acético.

9. RECOMENDACIONES 

Tener mucho cuidado con las sustancias a trabajar.



Se recomienda realizar los cálculos con mayor exactitud.



Se recomienda tener los materiales e instrumentos necesarios en cada experimento.

10. SUGERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS 

Gómez, M.; Matesanz, A.I.; Sánchez, A.; Souza, P. Laboratorio de Química. 2ª ed. Práctica 5. Ed. Ediciones UAM, 2005.



Petrucci, R.H.; Harwood, W.S.; Herring, F.G. Química General. 8ª ed. Capítulo 16. Ed. Prentice Hall, 2003.



https://www.uam.es/docencia/qmapcon/QUIMICA_GENERAL/Practica_14_D esplazamiento_del_Equilibrio_Quimico_Efecto_de_la_Concentracion_y_la_T emperatura.pdf

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