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EQUILIBRIO QUÍMICO
Atencio, Enilka 6-725- Departamento de Química Tello, Thifany 6-724-2462 Laboratorio N° 6 de Química Lunes, 04 de mayo del 2020 Grupo: 1. RESUMEN: Los resultados obtenidos en este trabajo indican que todas las sustancias químicas tienden al equilibrio. El equilibrio químico ocurre cuando la concentración de las especies participantes no cambio y, cabe señalar que en estado de equilibrio no se observan cambios físicos a medida que el tiempo transcurre. Este trabajo, además, pretende demostrar que existen factores que alteran el equilibrio químico, como lo es, las concentraciones de los productos, la temperatura y los cambios de volumen-presión. Estos efectos los explica el principio de Le Châtelier, “Si un sistema en equilibrio se perturba mediante un cambio de temperatura, presión o la concentración de uno de los componentes, el sistema desplazará su posición de equilibrio de manera que se contrarreste el efecto de la perturbación”. Otra forma de explicar el desplazamiento de las reacciones en equilibrio, y que analizaremos en este laboratorio, es comparando el cociente y la constante de equilibrio. MARCO TEÓRICO: El equilibrio químico es el estado al que evoluciona de forma espontánea un sistema químico, en el que tiene lugar una reacción química reversible. Cuando se alcanza esta situación, las concentraciones de las sustancias, tanto reactivos como productos de la reacción, permanecen constantes a lo largo del tiempo. Desde el punto de vista microscópico los procesos siguen teniendo lugar indefinidamente: continuamente los reactivos se transforman en productos y estos a su vez reaccionan para producir los reactivos, pero al hacerlo a igual velocidad, las concentraciones de ambos no varían. Así pues, se trata de una situación dinámica. La característica más notable de un sistema en equilibrio es su habilidad para regresar al equilibrio después que un cambio de condiciones modifica este estado. Este impulso para conservar el estado de equilibrio lo define el Principio de Le Chatelier. Los cambios en las condiciones experimentales pueden alterar el balance y desplazar la posición del equilibrio para hacer que se forme una mayor o menor cantidad del producto deseado. En las reacciones a en esta práctica se observarán las alteraciones que suceden en el equilibrio cuando se modifica el volumen, la temperatura y las concentraciones de distintos equilibrios. Además de estudiar dichos factores, determinaremos la constante de equilibrio en una reacción y la reacción en equilibrio de SCN-^ + Fe3+→ FeSCN2+, para obtener su Ke. MATERIALES, REACTIVOS Y EQUIPOS. Experiencia 1: ‣ Émbolo
‣ Matraz Erlenmeyer (2) ‣ Vaso de precipitado (2) ‣ Parrilla eléctrica (2) Experiencia 3: ‣ bureta (3), ‣ tubo de ensayo ‣ colorímetro ‣ disolución de SCN- 0,1 M ‣ disolución de Fe3+ 0,1 M ‣ agua destilada PROCEDIMIENTO Experiencia1: Se modifica el volumen del NO2 y del I2, con la ayuda del émbolo y se observa el equilibrio en el que este se desplaza. Luego, a las disoluciones que se encuentran en el vaso de precipitados, se aumenta la temperatura y de igual manera se anotan las observaciones sobre el desplazamiento del equilibrio. Por último, se añade una base a la disolución de cromato y posteriormente se le añade un ácido, y aplicando el principio de Le Chatelier se explican los desplazamientos observados en los diferentes equilibrios. Experiencia 3: Para realizar esta experiencia se selecciona la temperatura y concentraciones de los reactivos indicados y posterior a esto se pulsa el botón para iniciar la experiencia. Luego, con ayuda del ajuste grueso y fino del colorímetro tratamos de obtener un el color lo más cercano posible, al que nos señaló la experiencia, esto para determinar la concentración de FeSCN2+. Una vez hecho esto podemos proceder a realizar los cálculos solicitados. RESULTADOS: Experiencia 1: A) Variación del volumen: Mueva el émbolo y observe como se desplaza el equilibrio en los siguientes casos: Si se le aumenta el volumen el equilibrio se desplaza hacia los reactivos (izquierda) y si se disminuye va hacia los productos (derecha). Al aumentar o disminuir el volumen el equilibrio se mantiene igual. B) Variación de la temperatura Al ser una reacción exotérmica si se disminuye la temperatura se desplazará
I2(g) + H2(g) ↔ 2 HI(g)
2 NO2 (g) ↔ N2O4 (g)
Fe3+(aq) + SCN- (aq) ↔ FeSCN2+(aq)
Co(H2O)62+(aq) + 4 Cl-(aq) ↔ CoCl42-(aq) + 6 H2O
Cuando se agrega NaOH a la solución, neutraliza el ácido, eliminando los iones H +, lo que a su vez desplaza el equilibrio a los reactivos y las soluciones se vuelven amarillas (más CrO42-). Y al agregar HCl aumentan los iones H+, haciendo la solución naranja, y que se desplace hacia los
√^5 =√
( 1 − x )
2
2,24 ( 1 − x ) =( 1 − x )
2,24−2,24 x = 1 − x
1,24=3,24 x
x =
[A] [B] [C] [D] i 1 1 1 1 c -0,38 -0,38 0,38 0, e 0,62 0,62 1,38 1, Experiencia 3:
SC N
−¿+ F e^3 +^ ¿ →FeSC^ N^^2 +¿ ¿ (^) ¿ ¿ ‣ Estudio de la variación de la constante de equilibrio con la concentración de los reactivos. [SCN-]i (M) 0, 1 0, 2 0, 3 0,04 0, 5 0, 2 0, [Fe3+]i (M) 0, 1 0, 1 0, 1 0,01 0, 1 0, 2 0, [FeSCN2+]e (M) 0, 05 0, 07 0, 08 0, 85 0, 09 0, 12 0, 5 [SCN-]e (M) 5x 0- 0, 13 0, 22 0, 15 0, 41 8x 0- 5,5x 0- [Fe3+]e (M) 5x 0- 3x 0- 2x 0- 1,5x 0- 1x 0- 8x 0- 0, 5 Kc 200 179 , 181 , 179, 9 219 , 187 , 170, ‣Estudio de la variación de la constante de equilibrio con la temperatura T (ºC) 20 30 40 50 60 70 [FeSCN2+]e ( M) 0, 3 0, 2 0, 1 0, 5 0, 1 0, 9 [SCN-]e (M) 7x
8x
9x - 9,5x 0- 0, 1 0, 1
[Fe3+]e (M) 7x10 8x10 9x10 8,5x1 0,0 0, -3 -3 -3 0-3 1 1 265, 3 187, 5 135, 8 116,3 100 74, ANÁLISIS DE RESULTADOS A partir de los resultados obtenidos en la experiencia 1 y siguiendo el principio de Le Chatelier podemos decir que cuando se cambia el volumen de una disolución, se producirá un cambio en su presión. Por ende al aumentar el volumen el equilibrio se desplaza hacia los reactivos y al disminuirlo, va hacia los productos. Esto es debido a que si se eleva la presión el sistema responderá desplazando su posición de equilibrio para reducir la presión disminuyendo el número total de moléculas de gas y así menos moléculas de gas ejercerán presión. Para el caso en que se varió la temperatura del sistema en equilibrio, cuando esta disminuya y sea endotérmica formará más reactivos y así, absorberá más calor evitando el ascenso térmico. De la misma manera, si una vez alcanzado el equilibrio se aumenta la temperatura, el sistema se opone a ese aumento de energía calorífica desplazándose en el sentido que absorba calor; es decir, hacia el sentido que marca la reacción endotérmica, tal como lo describe el principio de Le Chatelier. Para la última reacción de esta experiencia se explica del hecho de que cuando aumenta la concentración de una sustancia que se encuentra en un sistema en equilibrio, el sistema se desplazará de modo que utiliza parcialmente la sustancia que se adicionó. Para cuando se disminuyó, el sistema se desplace en el sentido que le permita reemplazar parcialmente la sustancia que se removió. Para esta reacción las soluciones que contienen principalmente el ión CrO42- son de
color amarillo, mientras que las soluciones que contienen principalmente el ión Cr2O72- son de color naranja. Esta demostración puede ser utilizada para demostrar el principio de Le Chatlier. La ecuación redox que demuestra esto es:
2 Cr O 4
2 −¿+ 2 H^1 +^ ¿ ↔^ Cr^2 O^7 2 −¿ + H (^) 2 O + 2 e −¿^ ¿^ ¿ ¿ ¿ Para nuestra segunda experiencia, determinamos el valor del cociente de reacción con ciertas concentraciones, debemos de saber que el cociente de reacción Q es una medida de la cantidad relativa de productos y reactivos presente en una reacción en un determinado momento. Además, predijimos el sentido en el cual evolucionara una reacción, para esto n os ayudamos del cociente obtenido en la primera parte de esta segunda experiencia el cual resulto ser 1 y lo comparamos con las constantes de equilibrio que el applet nos proporcionaba, comparando Q y K para una reacción dada nos dice en qué dirección necesita proceder la reacción para alcanzar el equilibrio. Q>K, nos dice que tenemos más producto presente de lo que tendríamos en el equilibrio. En consecuencia, la reacción tratará de usar algo del exceso de producto y favorecer la reacción inversa para alcanzar el equilibrio. Para Q<K, ocurre lo contrario, hay más concentración de reactivos en el equilibrio, alcanzar el equilibrio, la reacción favorecerá la reacción hacia adelante y utilizará algo del reactivo en exceso para generar más producto. Cuando Q y K son iguales, significa que la reacción ya está en equilibrio. Por otra parte, para el cálculo de las concentraciones de equilibrio solo se insertaron tanto el valor de la constante de equilibrio como las concentraciones en equilibrio, partiendo de las concentraciones iniciales, pero con la varialble x, que indican el cambio en la concentración, en la expresión de la constante de equilibrio de la reacción en la
que, para nuestra reacción A + B ↔C + D
resultó:
Kc =
[ C ] [ D ] [ A ] [ B ] Los valores de constante de equilibrio indican hasta qué punto se lleva a cabo la reacción. Al comparar nuestros resultados de las concentraciones de equilibrio con los de la tabla presentada por página, estos eran similares, por ende nuestros caculos fueron realizados con éxito. Para le tercera experiencia , en el estudio de la variación de la constante de equilibrio con la concentración de los reactivos, donde mantuvimos la temperatura a un valor constante (25°C), observamos que la concentración de
FeSC N 2
+¿¿ en equilibrio es significativamente más alta que las
concentraciones de SC N −¿^ y^ F^ e
3 + ¿¿ (^) ¿ , esto significa que el valor de la constante de equilibrio va a ser mayor a uno y por lo tanto el producto se ve favorecido en el equilibrio. Otra forma de ver este análisis es a través del principio de Le Châtelier, el cual dice que, si aumentamos la concentración inicial de los reactivos, una vez en equilibrio la concentración de los productos aumentará y por ende los reactivos disminuyen, esto se debe a que el sistema tiende al equilibrio y para lograrlo entonces se desplaza hacia la derecha, favoreciendo así los productos. Como segundo estudio de esta última experiencia, evaluamos la variación de la constante de equilibrio con la
