Equilibrio Químico Iónico

ÍNDICE

INTRODUCCIÓN

CAPÍTULO I

Práctica 1 “Equilibrio Químico Iónico: Estudio de la formación del complejo monotiocianato férrico por espectrofotometría”

Consideraciones Teóricas

Equilibrio Químico Iónico

Espectrofotometría

Artículo de Divulgación Científica

Estudio científico de la termólisis de tetroxanos por espectrofotometría UV

Aplicaciones Experimentales y Conclusiones Parciales

CAPÍTULO II

Práctica 2 “Equilibrio Químico Homogéneo en Fase Liquida: Estudio de la esterificación del ácido acético”

Consideraciones Teóricas

Equilibrio Químico Homogéneo en fase líquida

Esterificación del ácido acético

Artículo de Divulgación Científica

Reacciones de esterificación por el método de destilación catalítica (producción de n-Pentil acetato)

Aplicaciones Experimentales y Conclusiones Parciales

CAPÍTULO III

Práctica 2 “Equilibrio Químico Simultáneo: Estudio de la distribución y dimerización del ácido benzoico en benceno y agua”

Consideraciones Teóricas

Distribución y Dimerización del Ácido Benzoico

Artículo de Divulgación Científica

A Development of Henry’s Constant Correlation And Solubility Measurements of n-Pentane, Cyclopentane, n-Hexane, and Toluene in Water

Aplicaciones Experimentales y Conclusiones Parciales

CONCLUSION GLOBAL

ANEXOS

REFERENCIAS

INTRODUCCIÓN

La presente investigación es resultado de un esfuerzo académico en torno a la elaboración de tres prácticas de laboratorio realizadas en el transcurso del semestre. Éstas se insertan en un marco teórico más amplio denominado Equilibrio Químico.

El Equilibrio Químico es uno de los conceptos centrales en la enseñanza de la química. La importancia del estudio de este tema radica en que por una parte complementa el tema de reacción química, razón por la cual se considera fundamental en el estudio de la Ingeniería Química Industrial, por otra parte, permite comprender los equilibrios de la naturaleza, su aplicación en la industria y en la vida cotidiana.

Como sabemos, el Equilibrio Químico es el estado al que se llega al final de cualquier sistema químico. La expresión matemática que representa al Equilibrio Químico, se conoce como Ley de Acción de Masas y se enuncia como:

“La relación del producto de las actividades (actividad igual a concentración en soluciones diluidas) elevadas los coeficientes estequiométricos en la reacción de productos y reactivos permanece constante al equilibrio”.

De acuerdo a Sidney W. Benson, la Ley de Acción de Masas afirma que “si el producto de las concentraciones de todos los productos se divide entre el producto de las concentraciones de todos los reactivos, la razón originada es una constante para todos los cambios, excepto para la temperatura”. Se debe aclarar que si una determinada sustancia aparece en la ecuación con un coeficiente 3, entonces la razón debe contener su concentración por triplicado.

Para cualquier reacción:

Las letras entre paréntesis rectangular indican concentración molar de reactivo o producto y los exponentes son los coeficientes estequiométricos respectivos en la reacción. De acuerdo con estas expresiones matemáticas:

Si K << 1, entonces la reacción es muy reversible y se dice que se encuentra desplazada a la izquierda.

Si K = 1, es una reacción en la que se obtiene 50% de reactivos y 50% de productos.

Si K > > 1, la reacción tiene un rendimiento alto y se dice que esta desplazada a la derecha.

Si se utiliza Q se sabe que:

Si Q < K: la reacción se lleva a cabo hacia los productos (derecha), y Q va a aumentar hasta llegar a K, donde se vuelve constante.

Si Q > K: la relación entre productos y reactivos es muy grande, entonces los productos se convierten en reactivos y la reacción se lleva a cabo en sentido contrario (izquierda, pero en menor cantidad).

Si Q = K: el sistema se encuentra en equilibrio.

Según Benson el equilibrio químico se rige por el principio de Le Chatelier “el cual nos permite predecir cualitativamente la forma en que cambiarán las concentraciones en el equilibrio cuando se hagan cambios externos en el sistema en equilibrio”

El Principio de Le Chatelier afirma:

“Cuando un sistema está en equilibrio químico, un cambio en las propiedades del sistema dará lugar a que la concentración en el equilibrio se desplace en la dirección que tienda a absorber el efecto del cambio”.

En otras palabras, el principio Le Chatelier establece que la posición de un equilibrio siempre se desplaza en la dirección que contrarresta la tensión aplicada al sistema. La concentración, la presión y la temperatura son factores que influyen en la reacción. Es conveniente mencionar que la presencia de un catalizador no afecta de ninguna manera el estado final de equilibrio, ellos solo afectan la velocidad con que se alcanza el equilibrio.

Concentración:

A mayor concentración en los productos, el equilibrio tiende a desplazarse hacia los reactivos para compensar la reacción (el equilibrio se va hacia la izquierda).

A mayor concentración en los reactivos, el equilibrio tiende a desplazarse hacia los productos (el equilibrio se va hacia la derecha).

Presión:

Es importante hacer notar, que la presión sólo afecta a aquellos productos o reactivos que se encuentran en fase gaseosa.

A mayor presión, el equilibrio tenderá a irse a donde hay menor número de moles. De acuerdo con la ley general del estado gaseoso.

Que implica que a mayor número de moles, mayor presión.

Temperatura:

En la temperatura se debe de considerar su entalpía (H°):

Si H es positiva, la reacción es endotérmica.

Si H es negativa, la reacción es exotérmica

Si una reacción es endotérmica, al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplazará hacia la derecha (mayor formación de productos). Por el contrario, si una reacción es exotérmica, al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda (mayor formación de reactivos).

Los tipos de Equilibrio Químico que tienen importancia en termodinámica son el equilibrio químico iónico, equilibrio químico homogéneo y el equilibrio químico simultáneo, cada uno de los cuales se presenta en

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