PRACTICA NO. 6 Equilibrio Químico

PRACTICA  NO. 6

Equilibrio Químico

6.1 OBJETIVO.-

Determinar la constante de equilibrio Kc. para una reacción reversible cuyas características  se conocen, y observar el desplazamiento del equilibrio químico, ante diversos cambios.

6.2 EQUIPO.-

• 1 Bureta de 50 ml
• 3 Matraces Erlenmeyer de 125 ml
• 3 Tapones
• 1 Pipeta de 10 ml
• 1 Probeta de 50 ml
• 1 soporte universal
• 1Pinza nuez
• 1 Hornilla
• 1 Generador de gas

6.3 REACTIVOS

• Acetato de etilo
• Ácido clorhídrico
• Hidróxido de sodio
• Fenolftaleína
• Cobre en laminas

6.4 FUNDAMENTO TEORICO

Muchas reacciones, tales como la combustión del carbón en el aire, el desprendimiento de hidrogeno en el ataque del zinc por el ácido sulfúrico diluido y la descomposición del clorato potásico en cloruro potásico y oxígeno al calentarlo a temperatura algo elevada, entre otros muchos procesos químicos bien conocidos y familiares, se realizan hasta que se agota la sustancia reaccionante que está en defecto, o sea en los casos considerados, el carbón, el zinc y el clorato potásico. Estos resultados pueden llevar a la idea de que esta conclusión es general, de que todas las reacciones progresan hasta su terminación, esto es, hasta que desaparece uno de los cuerpos que intervienen en la reacción y el proceso no puede ya proseguir.

[pic 1]

En realidad, estos casos de reacciones completas  lo son en menor número y la mayoría de los procesos químicos se verifican en extensión limitada, ya que los productos de la reacción se unen a su ve entre sí para formar los cuerpos primitivos. Se establece un estado de equilibrio dinámico, en el cual las cantidades de todos los cuerpos reaccionantes permanecen invariables, pues si bien los cuerpos que determinan la reacción siguen combinándose, y es su virtud las cantidades de los productos de la reacción irían aumentando, estas sustancias se combinan también constantemente entre sí e la reacción inversa y originan los cuerpos de partida en la misma cantidad con que ellos desaparecen por la reacción directa.

La velocidad de una reacción química depende de varios factores, tales como la naturaleza de las reaccionantes, la temperatura, la presencia de catalizadores, y la concentración o presión (en caso de gases) de las sustancias que intervienes en el proceso. La influencia de este último factor viene dada por la ley de Guldberg y Waage, que dice: la velocidad de una reacción es proporcional al producto de las masas activas de cada uno de los cuerpos reaccionantes. Para sistemas ideales la masa activa es igual a la concentración molar, esto es, al número de moles por litro. El coeficiente de la sustancia en la ecuación igualada aparece como exponente de su concentración en la expresión de la velocidad de reacción. 

[pic 2]

Por ejemplo:

A + 2B =Productos

La velocidad de reacción directa, Vd, es igual a:

Vd = Kd (A) (B) (B)

Siendo Kd la constante de velocidad, la cual depende de otros factores antes mencionados. La igualdad de las dos velocidades de reacción, directa e inversa, permite conocer la reacción entre las concentraciones de los cuerpos reaccionante en el punto de equilibrio. Para el proceso químico:

aA + bB +…………..  = lL + mM +………..

Se tiene                         Vd = Kd (A) (B)……….

Vi = Ki (L) (M)………..

Y como en el punto de equilibrio Vd =  Vi, resulta:

Kd (A) (B) = Ki (L) (M)

Kd  (L) (M)………..

Ki   (A) (B)………..

Ya que la relación entre dos constantes es una constante.

Esta expresión es correcta para reacciones entre sustancias gaseosas, si bien en estos casos se deduce a partir de consideraciones teóricas más exactas la constante Kp establecida en función de las presiones parciales de los gases reaccionantes, y cuyo valor es:

[pic 3]

Para obtener constantes de equilibrio de una reacción química a estequiometria de una reacción debe ser conocida, además debemos disponer de un método analítico para determinar las condiciones de equilibrio

Alternativamente es posible calcular las concentraciones de equilibrio de una de las especies involucradas en la reacción y de las concentraciones iniciales que son conocidas. Ej. La formulación de un éter y de agua a partir de alcohol y un ácido.

[pic 4]

[pic 5]

Un valor grande de kc indica una reacción completa en la dirección de la izquierda a derecha, tal como se escribe la ecuación; en otras palabras en el equilibrio la relación de productos a sustancias reaccionantes es grande. A la inversa, un valor pequeño de Kc indica reacción completa en el equilibrio.

Cuando un sistema reaccionante alcanza el estado de equilibrio, un análisis del mismo permite calcular el valor de la constante de equilibrio. Si en el sistema el equilibrio se modifica la concentración o presión de alguno de los cuerpos reaccionantes, el equilibrio se desplaza en sentido que tiende a minimizar el efecto del cambio externo impuesto al sistema (ley de Chateleir).

Si se conoce la constante de equilibrio puede calcularse cuantitativamente la extensión en que se modifica el punto de equilibrio del sistema reaccionante

Cambios comunes:

• Adición de un catalizador o de un inhibidor
• Variación de cantidad de moles
• Variación de volumen
• Variación de temperatura
• Variación de la presión

6.5 METODO

Constante de equilibrio

• Estudiar las características físico-químicas de los reactivos
• Disponer de tres matraces Erlenmeyer con tapones de goma
• Añadir el primer matraz 5 ml de HCL 0,1 N
• Añadir al primer matraz 5ml agua destilada
• Añadir al segundo matraz 5 ml de acetato de etilo
• Añadir al tercer matraz 2 ml de acetato etilo y 3 ml de agua destilada
• Agitar y tapar los frascos y dejar en reposo 48 horas
• Titulas los matraces 1,2 y 3 con NaOH y fenolftaleína como indicador

PRINCIPIO DE CHATELIER

• Disponer de tres matraces Erlenmeyer de 125ml y sus respectivos tapones, un generador de gases y láminas de cobre.
• Introducir en el generador las láminas de cobre más el ácido nítrico concentrado y taparlo .
• Calentar para apresurar la reacción.
• Confinar en los matraces el NO2 producido y taparlos.
• Colocar el primer matraz en la nevera.
• Colocar el segundo matraz en medio de agua en ebullición.
• Colocar el tercer matraz a temperatura ambiente.

6.6 OBSERVACIONES Y CALCULOS 

 PRINCIPIO DE CHATELIER

Según la intensidad de color y su influencia con la temperatura, observar el desplazamiento de equilibrio.

PRIMER MATRAZ (laboratorio)

[pic 6]

En el primer matraz  ha sido conservado el gas NO2 (Dióxido de Nitrógeno) a temperatura de laboratorio podemos observar que tiene un color café mediano con tonalidades rojizas

Ha sido preservado a una temperatura de 23 grados Celsius

La reacción química esta en equilibrio

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