Equilibrio Quimico

CONTENIDO

I. RESUMEN

II. OBJETIVOS

III. PRINCIPIOS TEÓRICOS

IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

V. RESULTADOS

VI. EJEMPLOS DE CÁLCULO

VII. DISCUSIÓN DE RESULTADOS

VIII. CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES

IX. BIBLIOGRAFÍA

X. APÉNDICE (CUESTIONARIO)

I. RESUMEN

En el principio de Le Chatelier al tener un sistema en equilibrio (FeCl3 + KSCN) en el segundo tubo al adicionar 2 gotas de KSCN modificara dicho equilibrio para lo cual reacción del sistema se desplazará en la dirección de reactantes a productos (-) lo mismo pasaré en el 3° tubo al adicionarle 3 gotas de FeCl3 la reacción del sistema se desplazará en el mismo sentido. Contrario a esto, está el tubo 4 ya que al agregar el cloruro de potasio (KCl) la reacción se desplazará en sentido contrario, es decir, de producto a reactante ( -).

Para la determinación de la constante de equilibrio, la concentración del ion tiocianato SCN- pero la misma en los 5 tubos ya que este es el reactivo limitante, caso contrario para la concentración del ion Fe+3 el cual sería el reactivo en exceso.

La resumen del ion FeSCN+2 se hallan por medio de igualación de colores conocida esta concentración se puede hallar las de los iones Fe+3 y SCN- (estos tres últimos en el equilibrio).

Las constante de equilibrio se hallan por una ecuación matemática que relaciona las concentracioens de las soluciones en el equilibrio.

II. OBJETIVOS

Establecer cualitativamente el equilibrio químico de una reacción reversible, dentro de una sustancia homogénea.

Predecir la influencia de una variación de las condiciones sobre un sistema en equilibrio aplicando el Principio de Le Chatelier.

Relacionar las cantidades de las sustancias en equilibrio mediante una expresión matemática (constante de equilibrio Keq).

III. PRINCIPIO TEÓRICO

Equilibrio Químico: Cuando las propiedades de un sistema no sufren cambios observables experimentalmente, aún transcurrido un tiempo indefinido de experimentación, se dice que estamos en un equilibrio químico. Esto es relativo, ya que las partículas individuales sufrirían cambios. Al alcanzar equlibrio un sistema químico, las concentraciones reflejan la tendencia intrínseca de los átomos a existir ya sea como moléculas de reaccionantes o moléculas.

NATURALEZA DEL EQULIBRIO QUÍMICO

1. El equilibrio químico es dinámico:

aA + bB rR + pP

En el equilibrio químico rd = ri

Donde:

rd = velocidad de reacción directa

ri = velocidad de reacción inversa

2. Los sistemas van espontáneamente hacia un estado de equilibrio.

3. La naturaleza y las propiedades del estado de equilibrio son las mismas.

4. El estado de equilibrio representa una transacción entre los tendencias opuestas.

LEY DEL EQUILIBRIO QUÍMICO

Para un sistema deterninado, el estado de equilibrio está constituido por las composiciones proporcionales de los productos y reactivos presentes en el equilibrio. En el siguiente ejemplo:

aA + bB pP + rR

Donde:

rd = K1AaBb K1 = constante de velocidad directa

r1 = K2PpRr K2 = constante de velocidad directa

a,b,p,r = orden de reacción experimental (ocasionalmente son iguales a los coeficientes estequiométricos).

A,BP,R=representan la concentración en equilibrio de los reactivos y productos.

En el equilibrio rd = r1 => K1AaBb = K2PpRr

K1 = PpRr = Keq

K2 AaBb

Keq = constante de equilibrio.

El Principio de Le Chatelier

El principio ayuda a predecir cambios en condiciones de equilibrio, cuyo enunciado dice: "Si un sistema en equilibrio se somete a cualquier causa exterior (presión, temperatura, composición) perturbadora, el equilibrio se desplaza (reaccionando químicamente) en el sentido de que se contraresta la acción producida". Los catalizadores influyen sobre las velocidades de la reacción directa e inversa y en cambio, no alteran el estado de equilibrio.

IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Principio de Le Chatelier

Reversibilidad entre el Cloruro de Hierro (III) y el Tiocianato de Potasio

Añadir 20 mL de agua destilada en un vaso precipitado, enseguida agregar 3 gotas de solución de FeCl3 y KSCN. La solución resultante dividirla en 4 tubos de ensayo en partes iguales. Obsérvese el color y anote. Luego realizar las siguientes operaciones:

• El 1er. tubo será el tubo estándar

• Añadir en el 2do. tubo 2 gotas de KSCN

• En el 3er. tubo 3 gotas de FeCl3

• En el 4to. tubo unos cristales de cloruro de potasio (KCl). Agitar. Comparar el color de cada una de las soluciones con respecto al primer tubo.

Determinación Cuantitativa de la Constante de Equilibrio mediante el método colorimétrico

• En 5 tubos de ensayo de igual diámetro y altura, enumerados, añadir 5 mL de KSCN 0,002M a cada tubo.

• Al 1er. tubo agregar 5 mL de FeCl3 0,2M (este será el tubo estándar).

• En un vaso precipitado añadir 10 mL y el agua destilada en la probeta de 25 mL. De esta mezcla vaciar 5 mL en el tubo N2 y sacar con la pipeta 10 mL (de la mezcla) el resto debe ser desechado. Lavar el vaso precipitado y vaciar ahí los 10 mL contenido en la pipeta y añadir 15 mL de agua destilada.

• Repetir esta operación hasta haber depositado 5 mL de una nueva mezcla en el último tubo (N5).

• Para comparar el color de la mezcla en los tubos debe envolverse el tubo estándar y el tubo 2 en un papel blanco mirar hacia abajo a través de los tubos que están dirigidos a una fuente de luz blanca difusa. Se debe extraer líquido del tubo estándar hasta que éste quede del mismo color del tubo 2. (El contenido que se extrae en la pipeta de 5 mL del tubo estándar se vierte en el vaso de 150 mL ya que si por un mal cálculo visual se extrae demasiado líquido, este se repone si es necesario hasta que se iguale la coloración). Una vez realizada esta operación se medirá la altura del líquido en los tubos 1 y

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