La evaluación desde la existencia del equilibrio químico en una reacción
Enviado por bernafloyd • 5 de Febrero de 2014 • Práctica o problema • 2.657 Palabras (11 Páginas) • 407 Visitas
INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL
UNIDAD PROFESIONAL INTERDISCIPLINARIA DE INGENIERIA Y CIENCIAS SOCIALES Y ADMINISTRATIVAS
INGENIERIA INDUSTRIAL
LAB. QUIMICA INDUSTRIAL
PRACTICA No. 5
PROF. ING. PLANOS LAUREIRO ANTONIO
ALUMNOS: RUIZ ROSAS BERNABE
RUIZ TRUJILLO ANA LAURA
ORTEGA ARROYO IAN STEVEN
SUAREZ ZAVALA CIRIACO ABRAHAM
MELO PEREZ UZIEL
SEC. 2IV36
Objetivo
El alumno experimentara a partir de datos experimentales la constante de equilibrio químico en función de las concentraciones en un sistema homogéneo a temperatura constante.
Alcance
Lograr calcular con los datos que obtendremos en el experimento la constante de la práctica de equilibrio químico y poder apreciar en que momento existe el equilibrio químico en la reacción.
Introducción
Existe una gran variedad de reacciones químicas, así como diversas formas de clasificarlas. Aquellas que transcurren con cambio de color o del estado físico de los reaccionantes y productos son más fáciles de seguir. En general, las reacciones que tienen lugar en disolución son mucho más rápidas que aquellas en las que los reactivos son sólidos; estas últimas se aceleran al elevar la temperatura y fundir alguno de los reactivos. Las reacciones entre iones son también mucho más rápidas que aquellas que implican ruptura de enlaces covalentes. Las reacciones ácido-base se pueden seguir realizando medidas del pH de la disolución y/o mediante otras reacciones que permiten seguir la variación del color de alguna de las especies, reactivo o producto, en función del pH.
Pocas reacciones químicas proceden en una sola dirección. Muchas de ellas son reversibles, al menos en cierto grado. Al inicio de un proceso reversible, la reacción procede hacia la formación de productos. Tan pronto como se forman algunas moléculas de productos, comienza el proceso inverso: estas moléculas reaccionan entre sí y forman moléculas de reactivo. El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes.
Marco Teórico
Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce simultáneamente en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos). Es decir, se trata de un equilibrio dinámico.
Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos) se estabiliza, es decir, se gastan a la misma velocidad que se forman, se llega al EQUILIBRIO QUÍMICO.
Ley de Acción de Masas
Constante de Equilibrio (KC)
Para una reacción cualquiera (a A + b B + .... Á c C + d D + ...) se define la constante de equilibrio (KC) de la siguiente manera:
siendo las concentraciones medidas en el equilibrio (no confundir con las concentraciones iniciales de reactivos y productos).
Se denomina constante de equilibrio, porque se observa que dicho valor es constante (dentro un mismo equilibrio) si se parte de cualquier concentración inicial de reactivo o producto.
En la reacción anterior: H2(g)+ I2(g) Á 2 HI (g)
El valor de KC, dada su expresión, depende de cómo se ajuste la reacción. Es decir, si la reacción anterior la hubiéramos ajustado como: ½ H2(g) + ½ I2(g) Á HI (g), la constante valdría la raíz cuadrada de la anterior.
La constante KC cambia con la temperatura.
¡ATENCIÓN!: Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución. Las especies en estado sólido o líquido tienen concentración constante, y por tanto, se integran en la constante de equilibrio.
Constante de Equilibrio (KP).
Relación con KC.
En las reacciones en que intervengan gases es mas sencillo medir presiones parciales que concentraciones. Así en una reacción tipo: a A + b B Á c C + d D, se observa la constancia de Kp viene definida por:
En la reacción: 2 SO2(g) + O2(g) Á 2 SO3(g)
De la ecuación general de los gases: se obtiene:
Vemos, pues, que KP puede depender de la temperatura siempre que haya un cambio en el nº de moles de gases
donde Dn = incremento en nº de moles de gases (nproductos – nreactivos)
Grado de Disociación (a)
Se utiliza en aquellas reacciones en las que existe un único reactivo que se disocia en dos o más moléculas más pequeñas.
Es la fracción de un mol que se disocia (tanto por 1). En consecuencia, el % de sustancia disociada es igual a 100•a.
Ejemplo:
En un matraz de 5 litros se introducen 2 moles de PCl5(g) y 1 mol de PCl3(g) y se establece el siguiente equilibrio: PCl5(g) Á PCl3(g) + Cl2(g). Sabiendo que Kc (250 ºC) = 0,042; a) ¿cuáles son las concentraciones de cada sustancia en el equilibrio?; b) ¿cuál es el grado de disociación?
a) Equilibrio: PCl5(g) Á PCl3(g) + Cl2(g)
Moles inic.: 2 1 0
Moles equil. 2– x 1 + x x
conc. eq(mol/l)(2– x)/5 (1 + x)/5 x/5
Resolviendo la ecuación de segundo grado, se deduce que x = 0,28 moles
; ;
b) Si de 2 moles de PCl5 se disocian 0,28 moles en PCl3 y Cl2, de cada mol de PCl5 se disociarán 0,14. Por tanto, a = 0,14, lo que viene a decir que el PCl5 se ha disociado en un 14 %.
Relación Entre KC Y a
Sea una reacción A Á B + C.
Si llamamos “c” = [A]inicial y suponemos que en principio sólo existe sustancia “A”, tendremos que:
Equilibrio: A Á B + C
Conc. Inic. (mol/l): c 0 0
conc. eq(mol/l) c(1– a) c a c • a
En el caso de que la sustancia esté poco disociada (KC muy pequeña): a << 1 y KC = c a2, con lo que se tiene a de manera inmediata. En caso de duda, puedes despreciar, y si ves que a < 0,02, puedes dejar el resultado, mientras que si a > 0,02 conviene que no desprecies y resuelvas la ecuación de segundo grado.
Principio de Le Chatelier
El Principio de Le Chatelier establece que si una reacción en equilibrio es perturbada desde el exterior, el sistema evoluciona en el sentido de contrarrestar los efectos
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