INFORME QUIMICA 3

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA Facultad de Ingeniería Industrial y de Sistemas

LABORATORIO LABORAT ORIO N° 03 “EQUILIBRIO QUÌMICO”

Curso:

Química Industrial I

Secciòn:

CB 221 “U”

Alumnos:

Amaro Robladillo, Roblad illo, Anthony

20110017J

Calisaya Condori, Luis

20112082F

Espinoza Flores, Jose

20070257E

Profesora:

Ing. Petra Rondinel Pineda

QUIMICA INDUSTRIAL -I

I.

sección U

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OBJETIVOS

a) Estudiar algunas reacciones en las que se observa reversibilidad apreciable y con las posibilidades de controlar la extensión de la misma. b) Determinación cuantitativa de las especies presentes en un sistema en equilibrio. c) Búsqueda de una expresión matemática que relacione las cantidades de las especies presentes en el equilibrio.

II.

FUNDAMENTO TEÓRICO

En un proceso 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 observable en el tiempo. Generalmente, en el equilibrio químico es en donde se produce cuando el proceso químico 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. El equilibrio químico se produce siempre que dos cambios exactamente opuestos ocurren a la misma velocidad dentro de un sistema cerrado. Por ejemplo, suponga que se desarrollan la reacción siguiente:

A+B

<==>

C+D

Donde; A, B, C y D representan distintas sustancias que se encuentran en la mezcla de reacción Recuerde que la concentración de las sustancias se expresan en mol/litro y se designan poniendo las fórmulas correspondientes entre corchetes. Para la reacción directa se puede escribir

V1 = k1[A][B] Donde v1 es la velocidad de la reacción directa y k1 es el factor de proporcionalidad denominando “constante de velocidad de reacción” Análogamente, la velocidad de la reacción inversa (V 2) se puede escribir como:

2


sección U

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v2 = k2 [C][D] A medida que se desarrolla la reacción, la concentración de las sustancias de la reacción directa debe disminuir con el tiempo y la velocidad de la reacción inversa debe aumentar a partir de cero. Al final ambas velocidades se igualan y durante el equilibrio:

V1 = V2 Sustituyendo en esta ecuación los valores se tiene que:

k1[A][B] = k2 [C][D] Reordenando términos en la igualdad anterior se tiene:

K2/K 1 = ([C][D])/( [A][B]) Y como la reacción entre dos constantes es otra constante por tanto, la expresión anterior queda como:

K C = ([C][D])/( [A][B]) Cuando existen coeficientes estequiométricos en la ecuación química, las concentraciones de los reactantes y productos deben ser elevadas a una potencia igual a dichos coeficientes. Por ejemplo:

aA

+

bB

Kequil =

<=>

cC

+dD

[C]C [D]d [A]a [B]b

PRINCIPIO DE LE CHATELIER El Principio de la Chatelier o alteración de la condición de equilibrio, puede ser enunciado como sigue: “Cuando un sistema en equilibrio está sujeto a una acción externa, el equilibrio se desplazará en la dirección que tiende a disminuir dicha acción”. El Principio de le Chatelier, es aplicable a un sistema en equilibrio químico y establece que un sistema cerrado en desequilibrio momentáneo, responde para poder contrarrestar una perturbación, tales como un cambio de concentración, presión, temperatura, etc. La determinación de las concentraciones

3


sección U

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de las sustancias coloreadas se puede calcular con la intensidad de color de dicha sustancia. Si se observa atentamente, un recipiente de vidrio conteniendo un líquido coloreado, como una infusión de té, se comprobará que la intensidad del color, mirando a través de las paredes laterales es menor que la intensidad de color que se aprecia mirando desde la superficie hacia el fondo. Esto es así porque la intensidad del color depende de la concentración de la sustancia coloreada y del espesor de la disolución. Así, 1cm. de espesor de una solución coloreada 1M, aparecerá con la misma intensidad de color que un espesor de 2cm. de una solución 0.5M de la misma sustancia. La concentración de dos disoluciones puede compararse, variando sus espesores relativos, hasta que la intensidad de color sea la misma. La relación de la concentración es inversa a la relación de los espesores.

Relación = Altura del estandar operado Altura de solución a comparar Obsérvese que este método suministra solamente valores relativos para las concentraciones. Para conseguir valores absolutos, debe emplearse una solución estándar de concentración conocida. Un sistema en equilibrio que se estudiará será la reacción:

Fe+3(aq) + SCN(aq)

<=>

FeSCN+2(aq)

Las concentraciones en el equilibrio estarán expresadas por:

[FeSCN+2] (Relación de alturas)(Concentración del estándar) [Fe+3]e

=

[Fe+3]0 - [FeSCN+2]e

[SCN]e

=[SCN]0 - [FeSCN +2]e

Con las concentraciones en el equilibrio se hallará la expresión matemática que los relacione dando el valor de la constante de equilibrio del sistema.

K C =([FeSCN+2]e) /([Fe+3]e[SC] e )

4


III.

sección U

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DIAGRAMAS O ESQUEMAS DEL PROCESO

Experimento 1: Coloque 5 ml de Tiocianato potásico( KSCN 0.001M) a cada uno de ellos

Tubo n°1

Tubo n°2

añada 5ml de Fe(NO3)3, 0.2 M. Este tubo será empleado

Tubo n°3

Tubo n°4

Tubo n°5

2ml de

0.8 ml

0.3 ml

0.1 ml

Fe(NO3)3, 0.2 M,

Fe(NO3)3, 0.2 M

Fe(NO3)3, 0.2 M

Fe(NO3)3, 0.2 M

y 4.2 ml de H2O

y 4.7 ml de H2O

y 4.9 ml de H2O

y 3ml de H2O

como estandar

Envuelva lateralmente con una tira de papel

Si las intensidades de color son iguales mida la

oscuro los tubos 1 y 2. Observe verticalmente

altura, sino retire parte de la solución del tubo

de arriba hacia abajo en la luz.

estándar hasta que sean iguales y mida la altura

Repita las operaciones con los tubos 1y 3; 1 y 4 y finalmente 1 y 5.

Experimento 2:

Colocar 3ml K2CrO4, 0.1M, y en otro tubo 3ml de

Coloque 5 gotas de cada

K2Cr2O7 0.1M.Observe el color de cada solución y

solución en 2 tubos de ensayo.

anote

Luego agregue gota a gota NaOH

Luego agregue gota agota HCl

(0.1M) a cada tubo hasta que

(0.1M) a cada tubo hasta que

observe un cambio de color

observe un cambio de color.

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Añadir HCl (0.1M) gota a gota

Añadir NaOH (0.1M) gota a gota

hasta que observe algún cambio

hasta que observe algún cambio

Experimento 3:

Ponga 10 gotas de K2CrO4,0.1M en un

Añada gota a gota HCl, 1M hasta

tubo añada dos gotas de NaOH 1M.

que observe un cambio

Luego gota a gota Ba(NO3)2 , 0.1M.

En otro tubo ponga 10 gotas de K2Cr2O7,0.1M

Añada gota a gota NaOH, 1M

en un tubo añada dos gotas de HCl, 1M. Luego

hasta que observe un cambio

gota a gota Ba(NO3)2 , 0.1M.

Ponga 10 gotas de K2CrO7, 0.1M,

Añada unas gotas de Ba(NO3)2, 0.1 M a

en un tubo y 10 gotas de

cada uno. Observe los resultados y

K2CrO4,0.1M.

anote

IV.

DATOS EXPERIMENTALES

Experimento 1: Determinación de la constante de equilibrio a partir del sistema en equilibrio

TUBO

0.2M Fe(NO3)

0.001M SCN

H2O

1

5ml

5

-

2

2ml

5

3

3

0.8ml

5

4.2

4

0.3ml

5

4.7

5

0.1ml

5

4.9

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sección U

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SOLUCION COMPARABLE Altura

2

3

4

5

6.8

4.9

4.4

2.8

Altura Estándar

7.3

7.3

7.3

7.3

V.

CÁLCULOS Y RESULTADOS

Experimento 1: Determinación de la constante de equilibrio a partir del sistema en equilibrio -

Consideramos que: [SCN ] =0.001M para todos los demás tubos. Hallando la concentración del FeSCN

+2

-

Según lo indicado en clase; consideramos al SCN como el reactivo limitante:

[FeSCN+2]1 = 5ml (0.001M)/ (5ml+5ml) = 5x10-4 en el tubo estándar(n°1) Para hallar la concentración del tiocianato de hierro (III) en el equilibrio. 

[FeSCN+2]2 = (H2 /H1) x [FeSCN+2]1 = 4.6575 x10-4……en el tubo 2



[FeSCN+2]3 = (H3 /H1) x [FeSCN+2]1 = 3.3562 x10-4……en el tubo3







Hallando la constante de equilibrio para cada caso: +3

Para este propósito, necesitamos hallar la nueva [Fe ] para cada tubo: Podemos deducir lo siguiente: +3

[Fe ]i = Mi x Vi / VT

VT = 10 ml y Mi= 0.2M

Luego con la tabla de los datos experimentales calculamos lo siguiente: +3

[Fe ]1= 0.1M……………en el tubo 1 +3

[Fe ]2 = 0.04 M………..en el tubo 2 +3

[Fe ]3 = 0.016 M………en el tubo 3

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+3

[Fe ]4 = 0.006 M……..en el tubo 4 +3

[Fe ]5 = 0.002 M………en el tubo 5 Para poder encontrar la Keq tenemos que reemplazar los valores hallados en: +2

+3

+2

-

+2

Keq = [FeSCN ]i /([Fe ]i-[FeSCN ]i)x([SCN ]i -[FeSCN ]i) Reemplazando se obtiene: 

Keq1=10.05



Keq2=22.05



Keq3=32.25



Keq4=75.70



Keq5=131.23

Experimento 2: Estudio del sistema en equilibrio, Ión Cromato COMPUESTO

COLOR

COMPUESTO

COLOR

KrCrO4

Amarillo

KCr2O7

Anaranjado

KCrO4 + NaOH

Amarillo

KCrO4 + NaOH

Amarillo

(KCrO4 + NaOH) + HCl

Anaranja

(KCrO4 + NaOH) + HCl

Anaranjado

KrCrO4

Amarillo

KCr2O7

Anaranjado

KCrO4 + NH4OH

Amarillo

KCr2O7 + NH4OH

Amarillo

(KCrO4 + NH4OH) + CH3COOH

Anaranjado

(KCr2O7 + NH4OH) + HCl

Anaranjado

Experimento 3: Estudio del equilibrio del cromato de bario con una solución saturada de iones 1) 

K2CrO4 0.1M + NaOH 1M

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-se observa un color amarillo de baja intensidad 

K2CrO4 0.1M + NaOH 1M + Ba(NO 3)2 0.1M -Precipitado de color amarillo más vistoso

K2CrO4 0.1M + NaOH 1M + Ba(NO 3)2 0.1M + HCl gota a gota



-Hay un cambio de color hacia el anaranjado

2) 



K2CrO4 0.1M - color amarillo K2CrO4 0.1M

+ Ba(NO3)2 0.1M gota a gota

-No hay cambio de color 3) 

K2Cr2O7 0.1M + HCl 1M -se observa un color naranja de baja intensidad



K2Cr2O7 0.1M + HCl 1M + Ba(NO3)2 0.1M -Precipitado de color anaranjado más vistoso

K2Cr2O7 0.1M + HCl 1M + Ba(NO 3)2 0.1M + NaOH gota a gota



-Hay un cambio de color hacia el amarillo

4) 



K2Cr2O4 0.1M - color anaranjado K2Cr2O7 0.1M + Ba(NO3)2 0.1M gota a gota -No hay cambio de color

VI.

OBERVACIONES

Experimento 1: 

Se aprecia que la intensidad de color depende mucho de la concentración de la mezcla.



También se observó que el color del conjunto de los tubos es rojo grosella.

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sección U

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Experimento 2: 

Se aprecio que los colores de cada mezcla al final resultaban anaranjado.



Se pudo apreciar que la reacción entre un ácido y una base conllevan a la neutralización.

Experimento 3: 

Por el hecho de trabajar con ácidos y bases débiles los cambios de coloración que se produjeron fueron de manera opaca en comparación con las del experimento #2 que se realizó con ácidos y bases fuertes.



se pudo apreciar la aparición de precipitados en gran parte de las soluciones finales obtenidas.



K2Cr2O7, 0.1M + Ba(NO3)2 0.1M se observa que la solución es soluble



K2CrO4, 0.1M + Ba(NO3)2 0.1M se observa que no es soluble ya que se forma un precipitado.

VII.

CUESTIONARIO

1. ¿Cuál será la concentración inicial de Fe+3 (aq) en el tubo No2? Por lo visto en la sección de cálculos la concentración en el tubo 2 será de:

[Fe+3]2 = 0.2 M , en vaso, luego se agrega en el tubo n° 2 0.2M.(2/10) = 0.04M

2. ¿Cuál será la concentración en el equilibrio del ion FeSCN+2 (aq) en el tubo No3? +2

+2

-4

[FeSCN ]3 = (H3 /H1) x [FeSCN ]1 = 3.3562 x10 M

3. ¿Cuál será la concentración en el equilibrio del ion SCN- (aq) en el tubo No4? -

La concentración del ion SCN (aq) en cualquier tubo siempre será la misma: 0.001M

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4. Calcular el valor de la constante de equilibrio, Kc, del sistema estudiado. 

Keq1=10.05



Keq2=22.05



Keq3=32.25



Keq4=75.70



Keq5=131.23

5. Añadiendo Iones H + y moléculas de agua al miembro adecuado de la ecuación, balancear la ecuación. = = 2CrO4 (aq)  Cr 20 (aq)

2CrO4 (aq)  Cr207(aq) = = 2CrO4 (aq)+ 2 H+  Cr207 (aq) + H2O(l)

6. Añadiendo Iones OH y moléculas de agua al miembro adecuado de la reacción, balancear la ecuación. = = 2CrO4 (aq)  Cr 207 (aq) = = 2CrO4 (aq)  Cr207 (aq) = = 2CrO4 (aq) + H2O(l)  Cr207 (aq) + 2OH-

7. ¿Qué conclusiones pueden deducirse de las preguntas 5 y 6 con respecto a su dependencia de los Iones H y OH? -Se concluye que no depende si se balancean en medio ácidos o básicos. = - por cada molecula de Cr207 (aq) se obtiene una de agua.

8. La constante de equilibrio, kc determinada temperatura. HCHO (g)

para la reacción en fase gaseosa es de 0.5 a

H2(g) + CO(g)

A determinar temperatura. Se introduce una mezcla de HCHO, H2 y CO a un matraz a esta temperatura. Transcurrido cierto tiempo, el análisis de una pequeña muestra del matraz indica las siguientes concentraciones HCHO = 0.50M H2 = 1.50M y CO

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= 0.25M. Indique si cada una de las siguientes afirmaciones es verdadera (V) o falsa (F). a. La mezcla del matraz está en equilibrio Para determinar si la mezcla esta en equilibrio las concentraciones de cada una de sus componentes deben estar en una relación proporcional a los coeficientes de su ecuación de equilibrio químico. HCHO (g) → H2(g) + CO(g) Observamos que las concentraciones que nos dan de dato no están en la relación de 1 que deberían estar para que la mezcla este en equilibrio. Por lo tanto la proposición a es (F)

b. La mezcla del matraz no está en equilibrio y ya no se producirá reacción alguna. Esta proposición es falsa debido a que en toda mezcla que no esta en equilibrio el sistema buscara el equilibrio químico de una u otra forma y en este caso existe un exceso de H 2

c.

La mezcla del matraz descomponiéndose.

está

en

equilibrio,

pero

el

HCHO

seguirá

La mezcla no se encuentra en equilibrio pero no se descompondrá el HCHO, hasta que aumente en concentración debido al exceso de concentración de H 2 (F)

d. La velocidad de reacción hacia la derecha es igual a la velocidad hacia la izquierda. Sabemos que las velocidades en un situación de equilibrio son iguales pero en la situación del problema tenemos una mezcla que no se encuentra en equilibrio por lo que no existirá esa igualdad de velocidades. (F)

9. Si se introducen 1.35 moles de hidrogeno y 0.493 moles de iodo en una vaso de reacción de un litro de capacidad y se calienta a 454ºC ¿cuánto será el valor de la constante de equilibrio a esa temperatura, sabiendo que a la concentración de vapor de yoduro de hidrogeno, HI, en equilibrio es de 9.45/100 (mol/L) H2(g) + Fase inicial: Fase de equilibrio:

I2(g) →

2HI(g)

1.35mol (1.35-x) mol

0.493mol (0.493-x) mol

12

0 mol 2x


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Pero por dato en el equilibrio 2x= 9.45/100)(mol/L)

→

x= 4.725/100(mol/L)

Por la relación kc = [HI(g)/][H2(g)][I 2(g)] -2

Entonces kc= 2*4.725*10 /(1.35-x)(0.493-x)

k c =0.0156

10. Para la siguiente reacción en equilibrio 2NO(g) + O 2(g)



2NO2(g) el valor de la

constante de equilibrio kc es 6.43x10 5 a 200°C. Si la concentración en el equilibrio del NO(g) es 3.04x10-4 moles/L y la concentración de 0 2(g) es 0.606 moles/L. Cuál será la concentración del NO2(g). Kc = 6.43 .10 Kc =

-5





Kc = 6.43 .10

5

 = 3.04x mol/L = 0.606 mol/L [NO2] = 10.8837mol/litro. 11. A 375K, el valor de Kp de la reacción: SO 2Cl2(g)



Cl2(g) + SO2(g) es 2.4 cuando las

presiones se expresan en atm. Supóngase que se colocan 6.7g de SO 2CL2(g) en un balón de 1L y se aumenta la temperatura a 375 K. ¿Cuál será la presión del SO 2CL2(g) si nada de él se disociara? En el equilibrio cuáles son las presiones del SO 2CL2(g), CL2(g) y SO2(g). El balon contiene V=1L

SO2Cl2 = 6.7g ;si no se disocia se cumple P SO 2Cl2 = P1

P1 V = RTn

P 1=1.5atm

SO2Cl2(g)  Cl2(g) + SO2(g) 1.5-X

X

Kp = [X] [X]/ [1.5-X] = 2.4

X X= 1.045

PSO2Cl2 = 0.455atm P CL2

=1.045 atm

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sección U

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P SO2 =1.045atm

12. Halle las presiones del SO 2CL2(g), CL2(g) y SO2(g) en un balón de 1L. a 375K, al cual se ha agregado 6.7 g de SO 2CL2 y 1 atm de Cl2. Emplee los datos del problema anterior. Compare sus resultados con el problema anterior, y diga si ellas son compatibles con el principio de Le Chatelier.

SO2Cl2 (g)



Cl2(g) + SO 2(g)

1.5-X

1+X X Kp = [X]

[1+X] /[1.5-X] =2.4

X=0.84atm PCl2 = 1.84atm PSO2Cl2 = 0.65atm

Se cumple el principio de Le Chatelier pues el equilibrio se desplaza para anular el efecto externo.

VIII. CONCLUSIONES 

En el experimento #1 se puedo apreciar que la constante de equilibrio de cada reacción es diferente debido a que hacemos variar la concentración de los productos y reactantes.



La concentración no solamente depende de la intensidad de color sino también de la altura de la sustancia.



+

Con el único que reacciona el cromato es el ion H (acido) produciéndose después de la reacción el dicromato.



Toda reacción entre un ácido y una base conllevan a la neutralización de ambas quedando ni base ni acido.



En el experimento #3 se observa que se producen precipitados en el tubo que contiene al dicromato de potasio y al cromato de potasio y como el dicromato de potasio contiene a los iones bario y cromato entonces podemos concluir que el cromato está presente en ambas soluciones.

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IX.



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RECOMENDACIONES Toda prueba realizada en laboratorio debe ser repetida por lo menos 2 veces si no se obtuviesen resultados muy cercanos deberá hacerse una tercera necesariamente.



Al momento de hacer las comparaciones de concentraciones utilizando la luz blanca (fluorescente), cubrir cada uno de los tubos en todo el diámetro de su borde con el papel de color negro (calca).



En el experimento 2 enumerar cada tubo y no caer en confusiones.



De ser necesario añadir mas gotas en los tubos de ensayo ya que al final los resultados no varian.

X.

REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS



Castellan, G,W. (1987) Fisicoquímica 2da Ed Addison Wesley



http://es.wikipedia.org/wiki/Equilibrio_qu%C3%ADmico



www.mcgraw-hill.es/bcv/guide/capitulo/844816962X.pdf



http://www.uia.mx/campus/publicaciones/quimanal/pdf/4equilibrioquimico.p df

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INFORME QUIMICA 3

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