UNIVERSIDAD NACIONALMAYOR DE SAN MARCOS (Universidad del Perú, Decana de América) FACULTAD QUÍMICA E INGENIERIA QUÍMICA E.A.P DE INGENIERIA QUÍMICA (07.2) ASIGNATURA: Laboratorio de Química General AULA: Martes 8-12 horas SEMESTRE ACADEMICO: 2015-I PROFESOR: Manuel Bejar Ramos PRACTICA N°8: Equilibrio Químico y constante de equilibrio INTEGRANTES-CODIGO: Ciudad Universitaria, 9 de Junio del 2015 ahí se muestra la colorimetría como un nuevo método nuevo a emplear. además comprobaremos la reversibilidad de una reacción mediante el experimento del cromato al pasarlo a dicromato y regresarlo a cromato. .Introducción En esta práctica aprenderemos como hallar la constante de equilibrio. Además aprendimos a obtener las concentraciones a partir de la diferencia de alturas. la reacción toma el sentido inverso. los reactivos se combinan para formar productos a una determinada velocidad. [C]c) / ([A] a. los productos también se combinan para formar reactivos. Es decir. El equilibrio químico se representa a través de una expresión matemática llamada constante de equilibrio.Principios Teóricos Equilibrio Químico Cuando estamos en presencia de una reacción química. A este equilibrio lo llamamos equilibrio químico. Sin embargo. . En una reacción hipotética: aA + bB cC + dD La constante de equilibrio está dado por: K = ([D] d. sino que las sustancias siguen combinándose formando tanto productos como reactivos. llega a un punto de equilibrio dinámico cuando ambas velocidades se igualan. No hablamos de un equilibrio estático en el que las moléculas cesan en su movimiento. Este doble sentido en las reacciones que es muy común en química. [B]b) (Las minúsculas están elevadas como potencia). invertirá su sentido con la finalidad de disminuir esa presión. En el caso de aquellas reacciones donde figuren compuestos en estado gaseoso. tendremos una idea certera de lo completa que puede llegar a ser una reacción. A cada temperatura distinta habrá valores diferentes de constantes para la misma reacción. la reacción tiende a completarse bastante a favor de los productos. si una reacción gaseosa aumenta el volumen al formar productos. Por ejemplo. Si estamos en presencia de una K grande. estas dependerán de la expresión matemática que quede en cada caso particular. Con respecto a las unidades de K. la constante se denomina Kp en lugar de Kc como normalmente se usa en las reacciones.La constante de equilibrio químico es igual al producto de las concentraciones de los productos elevados a sus coeficientes estequiométricos (c y d) dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos elevados a sus coeficientes estequiométricos (a y b). las . La constante no varía. ∆ng = Variación del numero de moles gaseosos. Principio de Le Chatelier Cuando hablamos de equilibrio aplicado a sistemas químicos o físicos. Recordemos que estos coeficientes son los números que equilibran a las reacciones químicas. Este principio sostiene que un sistema siempre reaccionará en contra del cambio inducido. Kp = Kc. por eso es constante. Kp hace alusión a la presión en lugar de la concentración molar. es decir. Otro ejemplo lo tenemos en las reacciones exotérmicas o endotérmicas. Solo depende de la temperatura. al aplicarle una presión tendera a formar reactivos. mucho mayor que 1. Según el valor que tenga la K de equilibrio.T) ∆ng R = Constante universal de los gases. (R. siempre se hace hincapié en el Principio de Le Chatelier. Caso contrario sucede si la K es muy pequeña. T = Temperatura absoluta. Y si es endotérmica formara más productos. Detalle Experimental Materiales Fuente de luz blanca difusa Gradilla Probeta de 25ml Pipeta de 5 y 10ml Vaso de precipitado de 150ml Piceta Goteros Regla milimetrada 5 etiquetas o stickers Reactivos 5 Tubos de ensayo . absorberá más calor evitando el ascenso térmico. De esta manera generara menos calor para atenuar el cambio. Si a una reacción exotérmica le damos calor.que generan calor o absorben respectivamente. y así. el sistema para disminuir la temperatura. irá hacia la formación de reactivos. 2ml de Agregamos a la solución de HCl(ac ) hasta que uno de ellos cambie de color. Agregamos a la solución de NaOH (ac) a ambas soluciones hasta que uno de ellos cambie de color.1M en dos tubos de ensayo.1M y 1ml de Dicromato de K 2 Cr 2 O7 (ac) potasio potasio 0. por separado. a ambas soluciones . Luego con una pipeta medimos 0.002M Cloruro Férrico (FeCl3) 0.1M Hidróxido de Sodio (NaOH) 1M Ácido Clorhídrico (HCl) 1M Tiocianato de Potasio (KSCN) 0. A.1M.2 En medio ácido: Agregamos 1ml de solución de Cromato de K 2 Cr O4 (ac) 0.2ml de NaOH (ac ) 0. HCl(ac) 0. Luego con una pipeta medimos 0.1M Dicromato de potasio (K2Cr2O4) 0.Cromato de potasio (K2CrO4) 0.1M en dos tubos de ensayo. por separado.1M.1 En medio básico: Agregamos 1ml de solución de Cromato de K 2 Cr O4 (ac) 0.2M Cloruro de Potasio KCl(s) Agua destilada Procedimiento Experimental Principio de Le Chatelier Sistema de equilibrio del ion Cromato – ion Dicromato: A.1M y 1ml de Dicromato de K 2 Cr 2 O7 (ac) potasio potasio 0. Al tubo A.2 ml de HCl(ac) hasta que volvió a su coloración anterior.3 Comprobación de la reversibilidad: Con las soluciones que cambiaron de color en los puntos A. La solución resultante la trasvasamos en 4 tubos de ensayo con igual volumen. A. Al cuarto tubo agregamos 0. la reacción se va hacia la derecha (→).1 agregamos gota a gota 0. No se pudo observar un cambio notable en él. Al tubo A. la reacción se va hacia la derecha (→).1 y A. Se observa el color rojo intenso característico del ion Usamos el primer tubo como patrón o estándar.A. .3g de cristales de cloruro de potasio.2 se le agrego 0. Observamos 1. Reversibilidad entre el cloruro de hierro (III) y el Tiocianato de potasio: −¿ ↔(FeSCN )+2 (ac) +3 ¿ Fe(ac)+ SCN (ac ) En un vaso de precipitado agregamos 20ml de agua destilada y añadir 2 gotas de FeC l 3 y otras dos gotas de KSCN . Al segundo tubo añadimos 3 gotas de solución de Observamos cómo el color rojo se torna más oscuro. KSCN . Añadimos al tercer tubo 3 gotas de FeC l 3 . Determinación cuantitativa de la constante de equilibrio mediante el método colorimétrico INDICACIONES: +2 La concentración del ion Tiocianato de hierro (III) [ (FeSCN )(ac ) ] se determina por una técnica de igualación de colores.1 ( FeSCN )+2 (ac ) .2 ml de NaOH (ac ) hasta que volvió a su coloración anterior.2. cómo el color rojo se torna más intenso. así el reactivo limitante siempre será el ion del ion Fe+3 (ac) Fe+3 (ac) −¿¿ SCN ( ac ) . mientras que la concentración del ion −¿ SCN ¿( ac ) será constante. Es necesario suponer que la reacción en el primer tubo llego a completarse y que este será el estándar que se tiene para determinar la concentración del ion ( FeSCN )+2 (ac) en los demás tubos. La variación de la concentración del ion Fe+3 (ac) se observo por la diferencia en la intensidad del color rojo (que se dbe a la formación del ion complejo (FeSCN )+2 (ac) ¿ . La concentración variara. se puede calcular la concentración La experiencia plantea que siempre se utilizara un exceso de ion . como la intensidad de color depende de este ion y de la profundidad del líquido. La concentración del ion Tiocianato de hierro en equilibrio será la misma que la concentración inicial del −¿¿ SCN ( ac ) . Una vez conocida la concentración del ion +2 (FeSCN )(ac) se puede calcular la concentración de los demás componentes en equilibrio: −¿ ↔(FeSCN )+2 (ac) +3 ¿ Fe(ac)+ SCN (ac ) A partir de las concentraciones iniciales y los volúmenes empleados de las soluciones de FeC l 3 y KSCN inicial de los iones Fe+3 (ac) y −¿ SCN ¿( ac ) respectivamente. PROCEDIMIENTO: . se puede igualar el color del tubo estándar con el de los tubos. extrayendo liquido del tubo estándar. 00512M. por ultimo con el tubo 1 y 5. Medimos nuevamente 10ml de la solución anterior y desechamos el resto para preparar la solución de 0. añadimos 5. separamos 5ml y vertimos al tubo número 4. En cinco tubos de ensayo limpio y seco rotulamos con los números del uno al cinco. Del mismo modo con el tubo 1 y 3. Anotamos las alturas de los líquidos. medimos 10. FeC l 3(ac) Luego añadimos 5. û La concentración del ion −¿¿ SCN ( ac ) en los 5 tubos será diferente a 0.2M y se completa con agua destilada hasta 25ml y llevar a un vaso de precipitado para mezclar bien.0ml de estándar. dividiendo las alturas del tubo 1 entre la altura del tubo 2.002M debido a que se diluyo agregando 10ml de agua destilada. completar la probeta con agua destilada hasta 25ml.2M al tubo 1. 3. como el nuevo volumen es el doble entonces la nueva concentración será 0. vertimos a una probeta y agregamos hasta 25ml.032M (descartar la solución que queda en el vaso). separamos 5ml y vertimos al tubo número 5. Medimos nuevamente 10ml de la solución anterior y desechamos el resto para preparar la solución de 0.001M. Siendo R 1/Ri<1.0128M. DATOS Y CALCULOS: Se determinó la razón de alturas experimental de cada par. De esta solución medimos 10ml y lo vertimos a la probeta limpia y seca para preparar la solución de 0. mezclamos bien y separamos 5ml y lo vertimos en el tubo número 3. este será el tubo FeC l 3(ac) FeC l 3(ac ) 0. Luego con el tubo 1 y 4. extrajimos 5.002M cada uno.0ml y lo vertimos al tubo número 2. Extrajimos las cantidades necesarias para igualar los colores.08M a partir de la solución 0.2M.0ml de solución de Tiocianato de potasio KSCN 0. Desechamos el resto.0ml de 0. 5. Separamos el tubo 1 y 2 para envolverlos en papel blanco y mirando hacia abajo a través de los tubos que estaban dirigidos a una fuente de luz blanca difusa. û Multiplicando la razón de espesor del líquido por la concentración del ion −¿ SCN ¿( ac ) se calculo la concentración del ion complejo equilibrio. Preparamos una solución de 0. 4. ( FeSCN )+2 (ac) en el . vertimos a una probeta y agregamos hasta 25ml. México 2010 Teodore L. 10ma edición.com/trabajos73/equilibrioquimico/equilibrio-quimico. Brown. 1998 . +2 −¿ ↔ ( FeSCN )( ac ) +3 ¿ Fe (ac ) + SCN ( ac ) Bibliografía http://es.wikipedia.shtml Raymond Chang “Química”.Empleando las concentraciones halladas en cada caso procedemos a realizar los cálculos para encontrar las constantes de equilibrio. Prentice Hall México.org/wiki/Equilibrio_qu%C3%ADmico http://www. Jr. H. “Química. La Ciencia Central”.monografias. Burstein. Y Bruce E. McGraw Hill Interamericana. Eugene Lemay.