Prof. Svitlana Cespedes Cesar Romero Saldaña Abraham Arana Vilca Cristhian Llactahumán Quispe Randy Minaya Bottoni
2013
Introducción
Las ecuaciones para las reacciones químicas se escriben frecuentemente con una simple flecha que muestra la conversión de los productos en reactivos. Se asume que la reacción es completa y que al término de la reacción no queda ningún reactivo habiéndose transformado todo en producto. No obstante muchas de las reacciones químicas no llegan a ser completas. Por ejemplo, en la reacción de ácido acético con etanol la reacción procede hasta un ciertopunto y se obtiene una mezcla de reactivos y de productos. Este sistema tiene reacciones directas e inversas que ocurren concurrentemente y que llegan a una posición de equilibrio
Para indicar que la reacción puede proceder en la dirección directa y la inversa, se escribe la ecuación balanceada con dos flechas, una apuntando de los reactivos a los productos y otra apuntando de los productos a los reactivos. En este contexto el término “producto” y “reactivo” podría ser confuso, debido a que los productos de la reacción directa son los reactivos de la reacción reversa. Para evitar confusiones se denominan por convención reactivos a las substancias del lado izquierdo de la ecuación química y el término productos a las substancias del lado derecho de la ecuación. El equilibrio es denotado por el signo en lugar de una única flecha. Todas las reacciones pueden ser consideradas como equilibrios, pero en algunos casos la dirección directa es la dominante de tal manera que la dirección reversa puede ser ignorada. Así en sentido estricto, todas las reacciones químicas son reversibles. Las llamadas reacciones irreversibles son simplemente aquellas que proceden casi a la total completitud así que la mezcla de equilibrio contiene productos y casi ningún reactivo. Para estas reacciones, la reacción inversa es frecuentemente demasiado lenta para ser detectada.
1. Objetivo Consiste en hacer notar como una reacción responde a cualquier aporte o disminución de las sustancias que conforman la reacción y su tendencia a buscar su estabilidad química temporal. Estudiar las reacciones reversibles y la posibilidad de controlar la extensión de las mismas.
2. Principio Teórico
El equilibrio químico es el estado de equilibrio dinámico en el cual la velocidad de la reacción hacia la derecha y hacia la izquierda son iguales, no se produce cambio neto delas concentraciones de los reactivos y productos, mientras el sistema se encuentra en equilibrio. Sea:
aA + bB = cC + dD Considerando que los coeficientes de la ecuación son iguales a la unidad cuando las sustancias A y B reaccionan, la velocidad de la reacción hacia la derecha disminuye con el transcurso del tiempo, debido a que las concentraciones de A y B disminuyen.
A + B -> C + D ,
V1=K1{A}{B}
Al formarse mayor cantidad de C y D, se comienza a formar A y B.
C + D -> A +B ,
V2=K2{C}{D}
La velocidad de reacción entre C y D aumenta con el tiempo, al formarse más moléculas de Cy D, pueden reaccionar más. En último término, ambas reacciones se producen a la misma velocidad y el sistema se encuentra en equilibrio.
V1=V2 ->K1{A}{B} = Kc = K1/K2 = {C}{D}/{A}{B}
Factores que afectan al equilibrio
Concentración Si varía la concentración de un sistema que en principio esté en equilibrio químico, en ese sistema variarán también las concentraciones de sus componentes de manera que se contrarreste la primera variación. Con respecto a su representación mediante una ecuación estequiométrica, diremos que el equilibrio se desplazará a un lado o a l otro de esa ecuación (en dirección a un miembro o al otro). Por ejemplo, si aumenta la concentración de yoduro de hidrógeno en la reacción representada así: H2 + I2 ←→ 2 HI ocurrirá que habrá más yoduro de hidrógeno que se transforme en moléculas de hidrógeno y de yodo que lo contrario, y, según esa representación, diremos que esa reacción se desplazará a la izquierda..
Cambio de temperatura Si aumenta la temperatura en un sistema que en principio esté en equilibrio, ese sistema se reorganizará de manera que se absorba el exceso de calor; y, en la representación estequiométrica, diremos también que la reacción se desplazará en un sentido o en el otro. Hay dos tipos de variación con la temperatura:
Reacción exotérmica: aquella reacción que libera o desprende calor.
Por ejemplo: aA + bB ←→ cC + dD + Calor En este caso se puede apreciar que si aumenta la temperatura habrá un desplazamiento del equilibrio hacia los reactivos (←); y, si disminuye la temperatura, habrá un desplazamiento hacia los productos (→).
Reacción endotérmica: aquella que absorbe calor.
Por ejemplo: aA + bB + Calor ←→ cC + dD En este otro caso, se aprecia que la disminución de temperatura afecta a los reactivos, de manera que se produce un desplazamiento del equilibrio hacia éstos (←). En cambio, si aumenta la temperatura, el equilibrio se desplazará hacia los productos (→).
Cambio de Presión Si se eleva la presión de un sistema de gases en equilibrio, la reacción se desplaza en la dirección en la que desaparezcan moles de gas, a fin de minimizar la elevación de presión. Por el contrario, si disminuye la presión, la reacción se desplazará en el sentido en que aumenten las moles totales de gas lo que ayudará a que la presión no se reduzca. Es importante hacer notar que, a bajas temperaturas, la reacción requiere más tiempo, ya que esas bajas temperaturas reducen la movilidad de las partículas involucradas. En el laboratorio, para contrarrestar ese efecto se emplea un catalizador que acelere la reacción.
3. Parte experimental
3.1 EXPERIMENTO 1 Esta reacción involucra la reacción en equilibrio 3+ (ac) +
Fe
-
SCN (ac)
FeSCN
2+
Utilizando una caja Petri colocado sobre un proyector o pantalla de fluorescente, puedes mostrar los cambios de color en la concentración de los reaccionantes. MATERIALES:
PROCEDIMIENTOS:
Use guantes de seguridad 1.-Colocar una caja Petri sobre una película clara de plástico y todo esto colocar sobre una pantalla luminosa.
2.-Cubrir el fondo de la caja Petri con una solución de KSCN. Indicar los iones presentes. Escriba +
K
(ac) y
-
SCN (ac) sobre la película de plástico.
3.-Adicione de 2 a 3 gotas de Fe(NO 3)3 en solución. Note el cambio de color. Escriba Fe
3+ (ac) y
NO
3(ac)
para mostrar los iones que fueron agregados.
4.-Debido al cambio de color que indica la formación de nuevas especies demuestre que la reacción puede ocurrir como sigue: 3+
Fe
(ac) +
-
SCN (ac)
FeSCN
2+
5.-Adicione unos cuantos cristales de KSCN a la caja Petri. No agite. Note la formación de un color oscuro de FeSCN2
+
(ac).
El color oscuro representa el d esplazamiento del equilibrio hacia la derecha.
6.-Agregar una gota de Fe(NO 3)3 en solución. Note que el color nuevamente se intensifica e indica un desplazamiento hacia la derecha.
1)
3+
Remueva algo de Fe formando un complejo por adición de unos cuantos cristales de Na 2HPO4. Note la inmediata desaparición del color oscuro. Esto indica un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda.
REACCIONES:
La adición de SCN
-
(ac) proveniente
del KSCN incrementa la concentración de los reaccionantes y causa el
desplazamiento del equilibrio hacia los productos. La adición de Fe
3+ (ac) proveniente
del Fe(NO 3)3 incrementa la concentración de los reaccionantes y causa
el desplazamiento del equilibrio hacia la d erecha. La adición de Na2HPO4 reduce la concentración de Fe
3+
(ac)
por la formación de un complejo no
coloreado, FeHPO 4(ac). Esta reacción causa el desplazamiento del equilibrio a la izquierda.
SOLUCIONES:
KSCN en solución 0,002M. Disolver 0,19g de KSCN por litro. Fe(NO3)3 en solución 0,2M. Disolver 8g de Fe(NO 3)3.9H2O por 100ml de agua. Guardar esta solución en frasco tipo gotero.
CUESTIONARIO
¿Por qué los iones K
+
(ac) y
el NO
-3 (ac) no
están incluidos en la reacción de equilibrio?
Puesto ue no reacciona con los demás iones , ya que tienden a reaccionar mas con otros iones que son más fuertes. 2+
Cuando un cristal de KSCN fue agregado, la solución se convirtió a oscura como resultado de la formación de mas FeSCN
2+ (ac). Como
3+
podría formarse más Fe(NO 3)3 si no hay Fe adicional del que fue
agregado. Con un desplazamiento hacia la izquierda en la reacción 3+ (ac) +
Fe
-
SCN (ac)
FeSCN
2+
Para ganar ions de Fe eso podria realizarse añadiendo a la solusion FeSCN
2+
3.2 EXPERIMENTO 2
Estudio del equilibrio del ión cromato. =
CrO4
=
(ac)
= Cr2O7
Materiales :
(ac)
Procedimiento: 1)
Verter 5ml de K 2CrO4 y K2Cr2O7 0.1 en tubos separados. Estas soluciones servirán como origen de =
los iones CrO 4
2)
(ac) y
=
Cr2O7
(ac).
Anotar el color de cada solución.
Adicionar 10 gotas (aproximadamente 0.5ml) de cada solución (visto en el paso 1) en tubos de ensayo distintos de 13 x 100 mm. Añadir gota a gota hidróxido de sodio diluido, NaOH 1M sucesivamente a cada tubo. Anotar los cambios de color observados y conservar estos tubos para el paso (5).
3)
Adicionar 10 gotas (aproximadamente 0.5ml) de cada solución (visto en el paso 1) en tubos de ensayo distintos de 13 x 100 mm limpios, añadiendo ácido clorhídrico diluido, HCl 1M, gota a gota sucesivamente a cada tubo. Anotar los cambios de color observados y conserva estos tubos para el paso (4).
4)
Añadir NaOH 1M, gota a gota, a cada uno de los tubos preparados en el paso (3), hasta que se observe un cambio.
5)
Añadir HCl 1M, gota a gota, a cada uno de los tubos preparados en el paso (2), hasta que se observe un cambio.
6)
Repetir los pasos 1, 2 y 3 empleando las soluciones de K 2CrO4 y K2Cr2O7, pero utilizando en el ensayo algunas gotas de soluciones diluidas de CH 3COOH y NH 4OH. Anotar los cambios de color observados.
Los cambios no son tan notorios como en los casos anteriores puestos que son mas débiles 3.3 EXPERIMENTO 3 Materiales:
Estudio del Equilibrio del cromato de bario solido BaCrO 4(s) con una solución saturada de sus iones. 1)
Colocar 10 gotas (aproximadamente 0.5ml) de K 2CrO4 0,1M en un tubo limpio, añada 2 gotas de NaOH 1M, luego añada gota a gota nitrato de bario y guarde este tubo para el paso 3.
Al hecharle NaOH no sucede ningun cambio pero cuando hachamos nitrato de bario queda se forma un precipitado y cambia un poco de color a un poco mas claro.
2)
Colocar 10 gotas (aproximadamente 0.5ml) de K 2Cr2O7 0,1M en un tubo limpio, añada 2 gotas de HCl 1M, y 10 gotas de Ba(NO 3)2 0,1M. Anotar las conclusiones acerca de las solubilidades relativas de BaCrO4(s) y BaCr2O7(s) valiéndose de las observaciones en los pasos 1 y 2.
En el prmero no se nota ningun ca mbo pero en el segundo reactivo se forma un precipitado.
3)
Añadir al tubo del paso 1, gota a gota de HCl 1M hasta que observe un cambio. Anotar su observación. De amarillo pasa a ser de un color blanco
4)
Añadir al tubo del paso 2 gota a gota NaOH 1M hasta que observe un cambio. Anotar su observación.
Cambia de color como se nota en la foto.
5)
Sugerir una forma de invertir los cambios y reacciones que ha observado en el paso 3, y realice lo mismo para el paso 4, ensaye los experimentos.
Para el del paso 4 se le debe agregar HCl mientras que el del paso 3 NaOH 6)
Colocar 10 gotas (Aproximadamente 0,5ml) de K 2Cr2O7 0,1M en un tubo limpio y la misma cantidad de K2CrO4 en otro. Añadir unas gotas de Ba(NO3)2 0,1M a cada uno. Observar los resultados y notar.
K2CrO4 despues de añadirle Ba(NO3)2
K2Cr2O7 despues de añadirle Ba(NO3)2
4. Aplicaciones a la carrera
5. Conclusiones Del experimento uno podemos concluir la verificación del principio de Lechatelier, por ejemplo si se agrega mas reactivos la dirección de la reacción seria hacia la izquierda produciendo favoreciendo a los productos; mientras que si se disminuye los reactivos la dirección de la reacción seria hacia la izquierda . Del segundo experimento se concluye que una reacción se puede notar con mas notoriedad silos reactivos están concentrados mientras uno este diluido como en el paso 6 de este experimento no se notara con claridad el cambio . Del ultimo experimento concluimos que K 2CrO4 no reacciona con la base NaOH mientras en el caso de K2Cr2O7 no reacciona con HCl ; pero viceversa si se ve un cambio ( en el caso del anterior experimento)
6. Bibliografia
www.wikillerato.org/Introducción _al_ equilibrio _ químico.html