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UNIVERSIDAD TÉCNICA DE AMBATO
FACULTAD DE CIENCIA E INGENIERÍA EN ALIMENTOS Y
BIOTECNOLOGÍA
INFORME 8
DATOS INFORMATIVOS
Carrera: Fisicoquímica Nivel: Primero B Fecha de entrega: 30 /0 7 / Integrantes:
APE N°: 8
Asignatura: Fisicoquímica Docente: Dr. Ing. Rodny Peñafiel Auxiliar: Ing. Christian Salinas
- Brisa Barros
- Valeria Espín
- Luis Perrazo
- Orlando Pilatuña
- David Sevilla I. TEMA Equilibrio Químico II. OBJETIVOS Objetivo General Demostrar el principio de Le Chatelier en el equilibrio químico, mediante la experimentación en un laboratorio virtual. Objetivos Específicos
- Conocer la influencia de la temperatura sobre el equilibrio químico.
- Reconocer la dirección a la que favorece la constante de equilibrio. III. INTRODUCCIÓN El equilibrio químico es el estado al que evoluciona de forma espontánea un sistema químico, dando así lugar a una reacción química reversible. El principio de Le Chatelier “Establece que, si un sistema en equilibrio es sometido a una perturbación o una tensión, el sistema reaccionará de tal manera que disminuirá el efecto de la tensión” (Pinta, M., 2021). La naturaleza dinámica del mismo permite la modificación con solo variar algunos factores de los que se sujeta, como temperatura, presión, volumen o concentraciones de las sustancias que pueden interceder en la reacción.
El estado de equilibrio, a una temperatura se lo denomina constante de equilibrio, expresando la relación que debe existir entre las concentraciones de los componentes de la reacción química cuando este se detecta en equilibrio, además es una correspondencia entre las constantes específicas de velocidad de reacción directa e inversa Figura 1 (Mora, J., n.d.). El equilibrio es autónomo de la dirección desde la cual puede alcanzar, cuando esta se consigue, las concentraciones de los reactivos y productos se mantienen constante, siempre que la temperatura permanezca constante (Pinta, M., 2021). Figura 1. Equilibrio Químico En las reacciones a estudiar en la presente practica se observarán alteraciones que acontece en el equilibrio cuando se la modifica, ya sea la concentración o bien la temperatura. IV. METODOLOGÍA Pasos Imagen Descripción 1 Seleccionar los reactivos 2 Agregar 25 ml de [Co(H20)6]+2^ a un matraz Erlenmeyer vacío. Después agregar HCl 12 M en incrementos de 1ml
Tabla 3. Tercera perturbación de 𝐶𝑜(𝐻 2 𝑂) 6 2 +
- 𝐻𝐶𝑙 + AgNO3 + HCl Muestra Volumen (ml) Temperatura (°C) Compuesto Concentración 𝒎𝒐𝒍 𝒍 𝑪𝒐(𝑯𝟐𝑶)𝟔𝟐+^ + 𝑯𝑪𝒍
- 𝐀𝐠𝐍𝐎𝟑 + 𝐇𝐂𝐥 126.49 25 H 2 O 𝐶𝑜𝐶𝑙 42 −
- 01337
- 0156 𝐶𝑙−^6. 9634 𝐶𝑜(𝐻 2 𝑂) 62 +^0.^3043 Tabla 4. Perturbación a un rango de temperatura de 20-30°C Muestra Volumen (ml) Temperatura (°C) Compuesto Concentración 𝒎𝒐𝒍 𝒍 𝑪𝒐(𝑯𝟐𝑶)𝟔𝟐+^ + 𝑯𝑪𝒍
- 𝐀𝐠𝐍𝐎𝟑 + 𝐇𝐂𝐥 126.49 20 - 30 H 2 O 7. 𝐶𝑜𝐶𝑙 42 −^0.^0156 𝐶𝑙−^6. 9634 𝐶𝑜(𝐻 2 𝑂) 62 +^0.^3043 Cálculos 𝐶𝑜(𝐻 2 𝑂) 6 +^2 + 4 𝐶𝑙−^ ↔ 𝐶𝑜𝐶𝑙 4 −^2 + 6 𝐻 2 𝑂 Primera perturbación 𝐾𝑐 = [𝐶𝑜𝐶𝑙 4 −^2 ] ∗ [𝐻 2 𝑂]^6 [𝐶𝑜(𝐻 2 𝑂) 6 +^2 ] (^) ∗ [𝐶𝑙]^4 𝐾𝑐 = [ 0. 2965 M] ∗ [ 7 ]^6 [ 0. 3777 ] (^) ∗ [ 4. 0721 ]^4 𝐾𝑐 = 335. 886 Segunda perturbación 𝐾𝑐 = [𝐶𝑜𝐶𝑙 4 −^2 ] (^) ∗ [𝐻 2 𝑂]^6 [𝐶𝑜(𝐻 2 𝑂) 6 +^2 ] ∗ [𝐶𝑙]^4
𝐾𝑐 = [ 0. 0334 ] (^) ∗ [ 5. 0432 ]^6 [ 0. 3225 ] (^) ∗ [ 5. 4483 ]^4 𝐾𝑐 = 1. 934 Tercera perturbación 𝐾𝑐 = [𝐶𝑜𝐶𝑙 4 −^2 ] ∗ [𝐻 2 𝑂]^6 [𝐶𝑜(𝐻 2 𝑂) 6 +^2 ] (^) ∗ [𝐶𝑙]^4 𝐾𝑐 = [ 0. 0156 ] ∗ [ 7. 01337 ]^6 [ 0. 3043 ] ∗ [ 6. 9634 ]^4 𝐾𝑐 = 2. 5946 Perturbación en temperatura de 20 - 30°C 𝐾𝑐 = [𝐶𝑜𝐶𝑙 4 −^2 ] ∗ [𝐻 2 𝑂]^6 [𝐶𝑜(𝐻 2 𝑂) 6 +^2 ] ∗ [𝐶𝑙]^4 𝐾𝑐 = [ 0. 0156 ] ∗ [ 7. 01337 ]^6 [ 0. 3043 ] (^) ∗ [ 6. 9634 ]^4 𝐾𝑐 = 2. 5946 VI. DISCUSIÓN Como menciona Skoog (1996), el equilibrio químico es un estado en el cual la relación de concentración de reactivos y productos es igual, esta se calcula mediante ecuaciones donde se plasma la concentración existente en productos y reactivos en el equilibrio químico, estas relaciones permiten calcular la cantidad de analito sobrante, es decir, que no reacciona cuando se alcanza un estado estacionario. A partir de estos datos se puede calcular el error del análisis que se basa en esa reacción, que resulta incompleta (Skoog, West, Hollerl, 2003). De acuerdo al principio de Le Chatelier se sabe que cuando un sistema en equilibrio se somete a un cambio en sus condiciones, este se desplazará hacia una nueva posición, con el fin de llegar nuevamente a un estado de equilibrio (Carrillo, 2020), esto se observa al agregar HCl a la solución, puesto que al reaccionar se va a alterar el estado de equilibrio inicial, lo cual se verá claramente en el cambio de color, lo que indica que están cambiando sus condiciones y tendrá que buscar un nuevo estado de equilibrio. Las concentraciones relativas de las sustancias reaccionantes y de los productos de la reacción en el equilibrio dependen principalmente de la propia naturaleza de las sustancias que intervienen. Es así que, las concentraciones correspondientes al estado de equilibrio pueden
La temperatura afecta al equilibrio químico haciendo que la dirección favorecida sea hacia la reacción directa o la inversa. Se favorece a la primera cuando existe un aumento de temperatura debido a la absorción de calor del sistema, y a la reacción inversa cuando existe el descenso térmico. En el presente trabajo se concluye que la constante de equilibrio favorece la dirección directa, es decir, hacia los productos ya que todos los cálculos presentados son mayores de 1, demostrando con ello que los reactivos, en su mayoría, se convirtieron en productos. VIII. RECOMENDACIONES
- Controlar el cambio de color de las distintas reacciones ya que es importante al momento de determinar el equilibrio químico.
- Mantener un control de la temperatura y volumen ya que como se dio a conocer, estos factores alteran al desequilibrio de la reacción.
- Las cantidades que se suministran deben tener precisión al momento de utilizarse para así poder apreciar mejor la reacción.
- Una adecuada interpretación de los colores dados es muy importante para poder determinar los productos. IX. BIBLIOGRAFÍA Carrillo. (2020). 4. Equilibrio químico. Química general. Principio de Le Chatelier Skoog, D. A. Holler, F. J. y West, D. M. (1996). Fundamentos de química analítica. Editorial Reverté. https://elibro.net/es/lc/uta/titulos/ Pinta, M. (2021). Equilibrio Químico - Marco Pinta. Google.com. https://sites.google.com/site/1marcopinta/equilibrio-quimico Mora, J. (n.d.). Equilibrio químico. http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/Equilibrio_quimico_23415.pdf Bertelle, A. H., Rocha, A. L., & Domínguez Castiñeiras, J. M. (2014). Análisis de las discusiones de los estudiantes en una clase de laboratorio sobre el equilibrio químico. Revista Eureka sobre Enseñanza y Divulgación de las Ciencias , 11 (2), pp-114. SKOOG D. WEST D. HOLLER J. (2003). “Equilibrio Químico”. Fundamentos de Química Analítica. Tercera Edición. Editorial Reverté S.A. España. Pp. 124-128.
ATKINS P. DE PAULA J. (2008). “Equilibrio Químico”. Química-Física. Octava Edición. Editorial Medica Panamericana. Buenos Aires. Pp. 200-210. TIPÁN, R. (2005). “Equilibrio químico”. Disponible en: https://laboralfq.files.wordpress.com/2012/03/prc3a1cticas-de-equilibrio- quc3admico.pdf HURTADO, T. (2012). “El equilibrio químico”. Disponible en: http://www.guatequimica.com/tutoriales/cinetica/Factores_que_afectan_el_equilibrio _quimico.htm BOLAÑOS, V. (2003). “Equilibrio Químico en Reacciones”. Química analítica cualitativa (reacciones en solución). Primera Edición. Editorial Anónima. México. Pp. 21-27.
