¡Descarga practica 11-Equilibrio Quimico y más Ejercicios en PDF de Química solo en Docsity!
PRACTICA 11
Equilibrio químico
I.- CAPACIDADES
1.1.- Analiza en forma cualitativa las modificaciones que experimenta un sistema en equilibrio
por variación de la concentración y la temperatura.
1.2.- Determina la constante de ionización ácida del ácido acético y el porcentaje de error en el
cálculo.
1.3.- Mide el pH de soluciones acuosas en forma aproximada y exacta, usando medidores de pH.
1.4.- Determina si una solución es ácida o básica usando soluciones indicadoras y papel de
tornasol rojo y azul.
II.- FUNDAMENTO TEORICO
2.1.- Equilibrio químico, ley del equilibrio químico.
En una reacción reversible se dice que ha terminado cuando se ha alcanzado el equilibrio
químico, es decir cuando las concentraciones de todos los reactivos y productos
permanece constante, a una cierta temperatura. Las velocidades de las reacciones directa
e inversa son iguales al alcanzar el estado de equilibrio.
Para todo equilibrio homogéneo, a una temperatura dada, existe una relación constante
entre las concentraciones de las sustancias en el equilibrio cuyo valor numérico se
denomina constante de equilibrio de la reacción. Kc. Esta expresión es conocida como ley
de acción de las masas.
2.2.- Factores que afectan al equilibrio químico.
El equilibrio químico representa un balance entre las reacciones directa o inversa. Este
balance se puede afectar si hay cambios en las condiciones experimentales, y se puede
desplazar la posición del equilibrio para hacer que se forme mayor o menor cantidad del
producto deseado. Estos factores que producen cambios en el equilibrio son:
1.- Efecto o cambio en la temperatura
2.- Efecto o cambio en la presión
3.- Efecto o cambio en la concentración.
4.- Efecto o cambio en el volumen.
El comportamiento del equilibrio frente a un cambio en los factores mencionados se rige
por el principio de Le Chatelier
Principio de Le Chatelier
Si un sistema inicialmente en equilibrio se perturba al modificar alguna condición
experimental. Se observa en él una evolución que le lleva de nuevo al equilibrio, el
principio de Le Chatelier permite predecir el sentido de dicha evolución.
“Un sistema en equilibrio químico, sometido a una perturbación externa, reacciona en el
sentido necesario para que la causa perturbadora quede, en lo posible, contrarrestada”
Este principio ha tenido una gran influencia en la industria química, al guiar la
fabricación de productos químicos con el máximo rendimiento posible.
2.3.- Equilibrio Iónico.
El equilibrio iónico considera sustancias que, en solución acuosa, son capaces de
ionizarse o disociarse, produciendo iones cuya formación se pueden representar por
reacciones irreversibles para ácido y bases fuertes; y por reacciones reversibles si se trata
de ácidos o bases débiles.
Teoría de Brönsted – Lowry
Un ácido es una sustancia (molécula o ion) que puede transferir un protón, H
+ , a otra
sustancia.
Una base es una sustancia que puede aceptar un protón.
HCl + H 2 O H 3 O
**1+
1-
Acido Base Acido Base
conjugado conjugado
HClO + H 2
O H
3
O
**+
Acido Base Acido Base
conjugado Conjugada
NH 3 + H 2 O NH 4
**1+
1-
Base Acido Acido conj. Base Conj.
Las concentraciones de los ácidos y bases fuertes coinciden con las concentraciones de
sus iones. Ejemplos.
Acido Fuerte
HClO 4
+ H
2
O H
3
O
Irreversible
0.25M 0,25M 0,025M
Base Fuerte
NaOH + H 2 O Na
+ OH
Irreversible
0,01M 0,01M 0,01M
H 2 O + H 2 O H 3 O
1-
Kw = [H 3
O
+ ] [OH
- ] = 1 x 10 -
2.5.- Potencial de hidrógeno(pH)
Mide el grado de acidez o basicidad de una muestra, matemáticamente es igual a:
pH = – log [H 3
O
+ ]
pOH = – log [OH
pH + pOH = 14
ESCALA DE pH
A menor pH mayor grado de acides y a mayor pH mayor grado de basicidad
2. 6.- Medición de pH
El pH en forma exacta es medido con instrumentos especiales llamados potenciómetros
o pH-metro, que se utilizan mucho en laboratorios clínicos, de suelos y plantas de
centros de investigación, son precisos y permiten mediciones hasta centésimos de
unidad de pH.
El pH aproximado de una solución puede ser determinado haciendo uso de cintas. Estas
cintas adquieren colores diferentes, al ser humedecidos con la solución problema, los
mismos que son comparados con los correspondientes a un mismo valor de pH. El papel
universal adquiere un solo color de acuerdo al pH del medio, el que determina por
comparación con una escala de colores establecidos.
El papel de tornasol y las soluciones indicadoras solamente nos indican si el medio
acuoso es ácido o básico, de acuerdo al color que adquiera cuando es humedecido con
la sustancia examen. El cambio de azul a rojo nos indica que la muestra es ácida y de
rojo a azul indica que la muestra es básica.
III.- MATERIALES Y REACTIVOS
Todos los que aparecen en los experimentos.
IV.- PROCEDIMIENTO
4.1.- Factores que afectan el equilibrio químico. Principio de Le Chatelier (8 minutos)
https://tinyurl.com/y8pgvf5k
4.2.- Calculo de la constante de acidez(Ka) del ácido acético (5minutos)
https://tinyurl.com/y9vfpqwe
4.3.- Medición de pH (18minutos)
https://tinyurl.com/869xv6ed
V.- CALCULOS Y RESULTADOS
5.1. Análisis cualitativo del desplazamiento del equilibrio. Factores que afectan el equilibrio
Fe
(ac) + 6SCN
(ac) Fe(SCN) 6
(ac)
Ión férrico ión tiocianato Complejo de hierro (III)
(Color amarillo) (incoloro) coloración roja
5.2.- Cálculo de la constante de acidez del ácido acético a diferentes concentraciones.
5.3.- Medición de pH usando soluciones indicadoras, papel de tornasol y papel universal.
Muestra
Soluciones indicadoras Papel universal Papel de tornasol
Fenolftaleína Solución
universal
pH Azul Rojo
Acido
Base
Ensa
yo
Adición de Cambio Sentido del
desplazamiento del
1 FeCl 3
2 NH 4 SCN
3 NaOH
4 AgNO 3
Volumen Concentració
n del ácido
pH [H 3 O
+ ] %ionizació
n
Ka
10mL 0,2 M 2,
15 mL 0,133 M 2,
20 mL 0,0997M 2,
Promedio del valor de Ka
Porcentaje de error
