Informe de Laboratorio sobre equilibrio químico

Universidad CentroamericanaFacultad de Ciencia, Tecnología y Ambiente Departamento de Ciencias Básicas Coordinación de Ciencias Naturales Asignatura: Química para Ingeniería en Redes y Telecomunicaciones Informe de Laboratorio No. 6 Equilibrio Químico Docente: MSc. Carlos Enrique Vallejos Talavera Grupo: 0671 Ingeniería en Redes y Telecomunicaciones Integrantes: Br. Javier Alexander Soza Rojas Managua, Nicaragua 10 de agosto de 2017 1 Contenido ................................................................................................................................................ 1 I. Introducción .................................................................................................................. 3 II. Objetivos ........................................................................................................................ 4 Objetivo General .............................................................................................................. 4 Objetivos específicos ....................................................................................................... 4 III. Marco Teórico ........................................................................................................... 5 Concepto de equilibrio químico.................................................................................... 5 Constante de equilibrio químico ................................................................................... 5 ............................................................................................................................................ 5 Significado de la constante de equilibrio..................................................................... 6 Tipos de equilibrio químico ............................................................................................. 6 Reglas para escribir las expresiones de las constantes de equilibrio ....................... 7 Factores que afectan el equilibrio químico ................................................................. 7 Principio de Le Chatelier ................................................................................................. 8 Efecto de un catalizador ................................................................................................ 8 Resumen de los factores que pueden modificar la posición del equilibrio ............ 8 IV. Metodología .............................................................................................................. 9 Experimento No. 1 ............................................................................................................ 9 Experimento No. 2 ............................................................................................................ 9 Experimento No. 3 ............................................................................................................ 9 V. Resultados y discusiones ............................................................................................ 10 VI. Conclusiones............................................................................................................ 15 VII. Referencias Bibliográficas ...................................................................................... 16 VIII. Anexos ...................................................................................................................... 17 2 I. Introducción El equilibrio es un estado en el que no se observan cambios conforme el tiempo transcurre. Cuando una reacción química llega al estado de equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en el tiempo, sin que se produzcan cambios visibles en el sistema. Sin embargo, a nivel molecular existe una gran actividad debido a que las moléculas de reactivos siguen formando moléculas de productos, y éstas a su vez reaccionan para formar moléculas de reactivos. El propósito de esta práctica de laboratorio es el estudio de tales procesos dinámicos. Aquí describimos diferentes tipos de reacciones en equilibrio y cada uno de los cambios observados, así como los factores que pueden modificar un sistema en equilibrio. Situaciones de equilibrio son bastante frecuentes en la naturaleza, por lo que el estudio de este tipo de estados es de suma importancia para el hombre. 3 II. Objetivos Objetivo General Consolidar la teoría sobre equilibrio químico mediante la experimentación. Objetivos específicos Comprobar el desplazamiento del equilibrio químico cambiando la concentración de los reactivos y productos, y variando la temperatura. Desarrollar habilidades en el cuido, uso y manejo de materiales y reactivos de laboratorio. 4 III. Marco Teórico Concepto de equilibrio químico Pocas reacciones químicas se dan en una sola dirección. La mayoría son reversibles, al menos en cierto grado. Al inicio de un proceso reversible, la reacción lleva a la formación de productos. Tan pronto como se forman algunas moléculas de producto, comienza el proceso inverso: estas moléculas reaccionan y forman moléculas de reactivo. Chang & Goldsby (2013) establece que el equilibrio químico se alcanza cuando las rapideces de las reacciones en un sentido y en otro se igualan, y las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes (p. 624). Pero, ¿qué es esto de equilibrio? Chang & Goldsby (2013) de igual manera lo define: El equilibrio químico es un proceso dinámico. Se puede comparar con el movimiento de los esquiadores en un centro de esquí repleto de personas, donde el número de esquiadores que suben a la montaña por el teleférico es igual al número de esquiadores que bajan deslizándose. Aunque hay un acarreo constante de esquiadores, la cantidad de personas que hay en la cima y la que está en la base de la ladera no cambia. Cabe señalar que en el equilibrio químico participan distintas sustancias, como reactivos y productos (p. 624). Constante de equilibrio químico Chang & Goldsby (2013) explican la constante de equilibrio químico (K): Ecuación 1 Donde a, b, c y d son coeficientes estequiométricos de las especies reactivas A, B, C y D. Para la reacción a una temperatura dada: ecuación 2 En esta ecuación se deben utilizar las concentraciones de equilibrio, donde K es la constante de equilibrio. La ecuación (2) es la expresión matemática de la ley de acciones de masas, propuesta por los químicos noruegos Cato Guldberg y Peter Waage en 1864. Esta ley establece que para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante K (la constante de equilibrio). Observe que, aunque las concentraciones pueden variar, el valor de K para una reacción dada permanece constante, siempre y cuando la reacción esté en equilibrio y la temperatura no cambie. 5 Por consiguiente, la constante de equilibrio se define mediante un cociente, cuyo numerador se obtiene multiplicando las concentraciones de equilibrio de los productos, cada una de las cuales está elevada a una potencia igual a su coeficiente estequiométrico en la ecuación balanceada. El denominador se obtiene aplicando este mismo procedimiento para las concentraciones de equilibrio de los reactivos (pp. 626-627). Significado de la constante de equilibrio Mondragón Martínez et al., (2010) explica el significado que tiene el valor de la constante de equilibrio. En un sistema en equilibrio se puede presentar alguna de las siguientes situaciones:  K>1: La concentración de los productos es mayor que la concentración de los reactivos, de manera que el cociente [Productos]/[Reactivos] es mayor a la unidad. Esto significa que la reacción es favorable en el sentido de formación de los productos. Industrialmente se busca que se presente esta situación, con el fin de optimizar la producción de algún compuesto deseado, como el ácido sulfúrico (H2SO4) o el amoníaco (NH3).  K<1: La concentración de los productos es menor que la de los reactivos. En este caso, se presenta una situación desfavorable en la formación de productos, pues predomina la formación de reactivos.  K=1: El valor de la constante de equilibrio oscila alrededor de uno. Significa que la proporción de reactivos y productos es similar, sin que se favorezca la formación de ninguno de los dos. A partir de lo anterior, podemos inferir que una simple mirada al valor de la constante de equilibrio aporta información cualitativa acerca de las condiciones en las que se alcanza el equilibrio y si en este estado hay predominio de la formación de productos o de reactivos (pp. 216-217). Chang & Goldsby (2013) afirman que, aunque el uso de los términos “reactivos y “productos” pudiera resultar confuso porque una sustancia que es un reactivo en la reacción hacia la derecha también es el producto de la reacción hacia la izquierda, esta terminología es congruente con la convención de que las sustancias escritas al lado izquierdo de las flechas de equilibrio se consideran como “reactivos”, y las que están al lado derecho, como “productos” (p. 627). Tipos de equilibrio químico Cuando el equilibrio se establece de manera que todos los compuestos presentes se hallan en una sola fase, por ejemplo, una mezcla de gases o una solución líquida, hablamos de equilibrio homogéneo. En este caso, no existen límites físicos entre las especies presentes, pues todas se encuentran en el mismo estado de agregación. Por el contrario, cuando el equilibrio se presenta para más de una fase, por 6 ejemplo, un sólido inmerso en líquido, se trata de un equilibrio heterogéneo (Mondragón Martínez et al., (2010), p. 220). Dicho en palabras más sencillas, el término equilibrio homogéneo se aplica a las reacciones en las que todas las especies reactivas se encuentran en la misma fase. Una reacción reversible en la que intervienen reactivos y productos en distintas fases conduce a un equilibrio heterogéneo. Reglas para escribir las expresiones de las constantes de equilibrio Chang & Goldsby (2013) hace mención de las siguientes reglas para escribir las expresiones de las constantes de equilibrio: 1. Las concentraciones de las especies reactivas en fase condensada se expresan en mol/L; en la fase gaseosa las concentraciones se pueden expresar en mol/L o en atm. Kc se relaciona con Kp mediante una ecuación simple ecuación 3 2. Las concentraciones de los sólidos puros, líquidos puros (en equilibrios heterogéneos) y los disolventes (en equilibrios homogéneos) no aparecen en las expresiones de la constante de equilibrio. 3. La constante de equilibrio (Kc o Kp) es una cantidad adimensional. 4. Al señalar un valor para la constante de equilibrio, necesitamos especificar la ecuación balanceada y la temperatura. 5. Si una reacción representa la suma de dos o más reacciones, la constante de equilibrio para la reacción global está dada por el producto de las constantes de equilibrio de las reacciones individuales (p. 638). Factores que afectan el equilibrio químico El equilibrio químico representa un balance entre las reacciones hacia la derecha y hacia la izquierda. Chang & Goldsby (2013) explica que en la mayoría de los casos este balance es muy delicado. Los cambios en las condiciones experimentales pueden alterar el balance y desplazar la posición del equilibrio para que se forme mayor o menor cantidad de producto deseado. Por ejemplo, cuando decimos que la posición de equilibrio se desplaza a la derecha, significa que la reacción neta ahora va de izquierda a derecha. Las variables que se pueden controlar en forma experimental son la concentración, la presión, el volumen y la temperatura (p. 646). 7 Principio de Le Chatelier Chang & Goldsby (2013) explican en que consiste este principio: Existe una regla general que ayuda a predecir en qué dirección se desplazará una reacción en equilibrio cuando hay un cambio de concentración, presión, volumen o temperatura. Esta regla, conocida como el Principio de Le Chatelier, establece que, si se presenta una perturbación externa sobre un sistema en equilibrio, el sistema se ajustará de tal manera que se cancele parcialmente dicha perturbación en la medida que el sistema alcanza una nueva posición de equilibrio. El término de “perturbación” significa aquí un cambio de concentración, presión, volumen o temperatura que altera el estado de equilibrio de un sistema. El principio de Le Chatelier se utiliza para valorar los efectos de tales cambios. Se debe entender que, el principio de Le Chatelier simplemente resume el comportamiento observado de los sistemas en equilibrio; por lo tanto, no es correcto decir que en un equilibrio determinado el desplazamiento ocurre “debido al” principio de Le Chatelier (pp. 646-647). Efecto de un catalizador La presencia de un catalizador no modifica la constante de equilibrio, y tampoco desplaza la posición de un sistema en equilibrio. Si un catalizador se añade a una mezcla de reacción que no está en equilibrio, sólo provocará que la mezcla alcance más rápido el equilibrio. La misma mezcla en equilibrio se obtendría sin el catalizador, pero habría que esperar más tiempo (Chang & Goldsby (2013), p. 652). Resumen de los factores que pueden modificar la posición del equilibrio Existen cuatro maneras en las que se puede alterar un sistema de reacción en equilibrio (concentración, presión, volumen y temperatura). Es importante recordar que, de las cuatro, sólo un cambio en la temperatura modifica el valor de la constante de equilibrio. Los cambios en concentración, presión y volumen pueden cambiar las concentraciones de equilibrio en la mezcla de reacción, pero no modifican la constante de equilibrio, en tanto que la temperatura no cambie. Un catalizador puede acelerar el proceso, pero no tiene efecto sobre la constante de equilibrio o sobre las concentraciones en equilibrio de las especies reactivas. 8 IV. Metodología Experimento No. 1 Se vertió 1 mL de disolución de K2CrO4 0,1 M en un tubo de ensayo y 1mL de solución de K2Cr2O7 0,1 M en otro tubo de ensayo. Con el gotero se vertió, gota a gota, solución de KOH 0,1 M sobre cada uno de los tubos de ensayo hasta que se observó cambio. Se anotó observaciones. Se agregó a cada tubo de ensayo, gota a gota, solución de HCl 0,1 M hasta que se observó cambio. Se anotó observaciones. Experimento No. 2 Se colocó 2 mL de solución alcohólica de cloruro de cobalto 0,1 M en un tubo de ensayo y se agregó agua hasta lograr un cambio de color. Se observó y se procedió a tomar apuntes. Se añadió gotas de HCl concentrado (12 M) en el tubo de ensayo hasta lograr un cambio de color. Se observó y tomó apuntes. Se agregó 3 mL de solución de AgNO3 0,1 M. Se agitó y posteriormente, se observó los resultados y se tomó apuntes. Experimento No. 3 Se tomó dos beaker de 250 mL y se hizo lo siguiente: a. Se llenó un beaker con hielo. b. Se llenó otro beaker con 1/3 de agua y se puso a calentar en el mechero o calentador eléctrico. Se tomó dos tubos de ensayo y se enumeraron. Se agregó al primero 1 mL de solución alcohólica de cloruro de cobalto 0,1 M y 3 mL de agua destilada al segundo. Se observó y tomó apuntes. Se colocó el tubo de ensayo #1 color azul en el baño de enfriamiento. Se observó lo sucedido, se comparó con el tubo de ensayo #2 y se procedió a tomar apuntes. Posteriormente, se introdujo el mismo tubo de ensayo #1 en el baño de calentamiento. Se observó lo sucedido, se comparó con el tubo de ensayo #2 y se procedió a tomar apuntes. 9 V. Resultados y discusiones Procedimientos llevados a cabo en esta práctica de laboratorio (Ver tabla 1). Tabla 1. Procedimientos realizados en la práctica de laboratorio 6: equilibrio químico Procedimiento Equipo de Observaciones Imágenes laboratorio Experimento No. 1 1 mL de En el tubo de disolución de ensayo que K2CrO4 contenía K2CrO4 se notó una 1mL de solución coloración de K2Cr2O7 naranja en la sustancia y el tubo Solución de KOH de ensayo no presentaba Solución de HCl indicios de calor, estaba a Gotero temperatura ambiente. Dos tubos de ensayo En el tubo de ensayo que contenía K2Cr2O7 no hubo ningún cambio al añadir KOH y HCl. Pero en comparación con el tubo de ensayo con K2CrO4 el color naranja era mucho más intenso. 10 Experimento No. 2 2 mL de solución Al agregar agua a alcohólica de los 2 mL de cloruro de solución cobalto alcohólica de cloruro de cobalto HCl la sustancia concentrado cambió a color (12 M) rosa, luego al agregar gotas de 3 mL de solución HCl (ácido de AgNO3 clorhídrico) no se presentó ningún Gotero cambio que pudiésemos notar. Tubo de ensayo Finalmente, al agregar 3 mL de Agua (H2O) solución de AgNO3 y después de haber agitado se pudo apreciar la presencia de pequeñas perturbaciones de color blanco. 11 Experimento No. 3 Dos beaker de Al introducir 1 mL 250 mL de solución alcohólica de Hielo cloruro de cobalto (color azul) en el Mechero beaker con hielo se notó que la Agua (H2O) coloración azul se hacía más leve, es Dos tubos de decir, ésta perdía ensayo intensidad. Y cuando ese 1 mL de solución mismo tubo de alcohólica de ensayo con cloruro de solución cobalto alcohólica de cloruro de cobalto 3 mL de agua se introdujo en el destilada beaker que estaba calentándose en el mechero, se logró apreciar que el tono azul de la sustancia se intensificaba, apreciándose un 12 color azul más predominante. 13 Limitaciones: Durante la práctica de laboratorio no se presentó ninguna complicación que afectara los objetivos propuestos. Es decir, luego de finalizar esta práctica de laboratorio se notó que cada uno de los objetivos estimados se cumplieron de manera eficiente, siguiendo rígidamente las indicaciones del docente responsable. 14 VI. Conclusiones  El equilibrio químico se alcanza cuando las rapideces de las reacciones en un sentido y en otro se igualan, y las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes.  La constante de equilibrio se define mediante un cociente, cuyo numerador se obtiene multiplicando las concentraciones de equilibrio de los productos, cada una de las cuales está elevada a una potencia igual a su coeficiente estequiométrico en la ecuación balanceada. El denominador se obtiene aplicando este mismo procedimiento para las concentraciones de equilibrio de los reactivos.  El valor de la constante de equilibrio aporta información cualitativa acerca de las condiciones en las que se alcanza el equilibrio y si en este estado hay predominio de la formación de productos o de reactivos.  Cuando el equilibrio se establece de manera que todos los compuestos presentes se hallan en una sola fase, se trata de un equilibrio homogéneo.  Cuando el equilibrio se presenta para más de una fase se trata de un equilibrio heterogéneo.  Los cambios de concentración, presión o volumen pueden alterar la posición de equilibrio, es decir, las cantidades relativas de reactivos y productos, pero no modifican el valor de la constante de equilibrio. Ésta sólo se altera con los cambios en la temperatura.  Los cambios de presión normalmente no alteran las concentraciones de especies reactivas en fase condensada (por ejemplo, en disolución acuosa), ya que los líquidos y los sólidos son prácticamente incompresibles. En cambio, las concentraciones de los gases son muy susceptibles a los cambios de presión.  Un aumento en la temperatura favorece una reacción endotérmica y una disminución de temperatura favorece una reacción exotérmica.  El Principio de Le Chatelier establece que, si se presenta una perturbación externa sobre un sistema en equilibrio, el sistema se ajustará de tal manera que se cancele parcialmente dicha perturbación en la medida que el sistema alcanza una nueva posición de equilibrio.  La presencia de un catalizador no modifica la constante de equilibrio, y tampoco desplaza la posición de un sistema en equilibrio. Si un catalizador se añade a una mezcla de reacción que no está en equilibrio, sólo provocará que la mezcla alcance más rápido el equilibrio. 15 VII. Referencias Bibliográficas Chang, R., & Goldsby, K. A. (2013). Química (Undécima ed.). México, D.F: McGraw- Hill. Mondragón Martínez, C. H., Peña Gómez, L. Y., Sánchez de Escobar, M., Arbeláez Escalante, F., & González Gutiérrez, D. (2010). Hipertexto Química 1. Bogotá, Colombia: Santillana S.A. 16 VIII. Anexos 1. ¿Qué papel juegan las disoluciones de KOH y HCl en el experimento No. 1? Juegan el papel de factores externos que ocasionan perturbaciones en el equilibrio químico de la reacción. Al ser agregados producen un cambio de energía, y un cambio de color a las disoluciones 2. ¿Cuál es el papel que desempeña el nitrato de plata en el experimento 2? Co(H2O)6+2 + 4Cl- <==> CoCl4-2 + 6H2O Se añade Nitrato de plata (AgNO3) con la finalidad de disminuir la concentración del ion cloruro, precipitándolo como cloruro de plata (AgCl). 3. ¿Qué se pretende comprobar en el experimento 3 enfriando y calentando el sistema reactante? Se pretende observar el equilibrio químico a través de la variación de temperatura. Al someter a los reactantes a bajas y altas temperaturas se comprueba si el sistema está en equilibrio o no está. 4. ¿Cuál es la evidencia en la reacción que demuestra un cambio en el equilibrio? La variación de color. 5. Escriba los enunciados de los principios de Le Chatelier que se comprobaron en esta práctica. El Principio de Le Chatelier establece que, si se presenta una perturbación externa sobre un sistema en equilibrio, el sistema se ajustará de tal manera que se cancele parcialmente dicha perturbación en la medida que el sistema alcanza una nueva posición de equilibrio. Según el principio de Le Chatelier, el sistema reaccionará desplazando el equilibrio en el sentido en que disminuya el efecto perturbador. En otras palabras, cuando algún factor externo perturba un sistema, que se encuentra en equilibrio; dicho equilibrio se pierde momentáneamente. El sistema comienza entonces a reaccionar químicamente hasta que el equilibrio se restablece. Pero, en este nuevo estado de equilibrio las condiciones son diferentes a las condiciones en que originalmente se 17 hallaba el sistema. Se dice entonces que el efecto perturbador ha sido causante de un desplazamiento del equilibrio, ya sea hacia la derecha o hacia la izquierda, es decir, la reacción directa o la inversa se ven favorecidas. 6. ¿La reacción es endotérmica o exotérmica sí, cuando aumentamos la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda? Para conocer la dirección en la cual se desplaza un equilibrio químico en relación a variación de temperatura, se necesita tan sólo saber necesariamente si la reacción que nos encontramos es de tipo exotérmica (ΔH>0), o en cambio, endotérmica (ΔH<0). En las reacciones exotérmicas, la constante de equilibrio ve disminuido su valor, cuando aumenta la temperatura, sin embargo, ocurre justo lo contrario en el caso de una reacción endotérmica, donde la constante de equilibrio aumenta al incrementar también la temperatura. Si la reacción es de tipo endotérmica, al aumentar la temperatura, se produce un desplazamiento del equilibrio hacia los productos, pues K aumenta o crece en valor con la temperatura. Por lo contrario, cuando la reacción es de tipo exotérmica, un crecimiento del valor de la temperatura provocará un desplazamiento del equilibrio en sentido inverso, pues disminuye la constante K con la temperatura. Entonces, si aumentamos la temperatura y el equilibrio se desplaza hacia la izquierda la reacción es exotérmica. 18 Ilustración 1. Significado de la constante de equilibrio (Chang & Goldsby, 2013) 19