1. OBJETIVOS.
1.1. General:
Al finalizar la practícale estudiante habrá adquirido la habilidad para modificar el estudio de equilibrio de una reacción química mediante la variación de las condiciones de temperatura y concentración, teniendo en cuenta el principio de Chartelier.
1.2 Específicos:
Aplicar los conceptos teóricos sobre equilibrio químico de forma correcta y precisa en el laboratorio
Definir de forma práctica el equilibrio químico
2. INTRODUCCIÓN:
En esta practica de laboratorio trataremos de hallar el equilibrio de algunas reacciones, obligando a que el equilibrio de estas se desplace de un lado al otro, también con el cambio de temperatura.
En el desarrollo de nuestra vida diaria estamos sometidos a una gran cantidad de cuestiones y fenómenos que nos suceden diariamente, y a muchos de estos nos podemos darles sólo explicaciones físicas y respuestas poco trabajadas, por que no tendrían un sentido lógico. De esta manera debemos estar al contacto de la investigación, queriendo conocer hasta los más mínimos detalles de lo que queremos conocer. Así dando constancia a esto, buscaremos solucionar todos los interrogantes que se nos presenten con relación a un tema como el equilibrio químico y en gran parte abordar todos los conocimientos que se relacionen al tema para responder todas las inquietudes.
3. PALABRAS CLAVES:
Equilibrio químico
Reacción reversible
Temperatura
Reactantes
Productos
Velocidad de reacción
Cambio químico
4. MARCO TEÓRICO.
Equilibrio químico:
La mayoría de las reacciones químicas no se producen en forma completa. Es decir, cuando los reactivos se mezclan en cantidades estequiométricas, no se transforman completamente en productos. Las reacciones que no se completan del todo y que pueden producirse en ambas direcciones se denominan reacciones reversibles. Todas las sustancias químicas tienden al equilibrio, aunque no es evidente todas las veces. Cuando una reacción alcanza el equilibrio, si se conserva por lo menos alguna cantidad de un reaccionante, ésta es tan pequeña que prácticamente es imposible de medir. En estos casos se dice que la sustancia se consumió toda, en lo que concierne a efectos prácticos.
Se observa cuando las cantidades relativas de 2 o más sustancias permanecen constantes, es decir, el equilibrio químico se da cuando los moles no cambian, de igual manera, en estado de equilibrio no se observan cambios físicos a medida que transcurre el tiempo; no es necesario que exista una reacción química para que exista un equilibrio químico.
Una vez iniciada una reacción química puede evolucionar de dos maneras diferentes: la reacción puede desarrollarse hasta que se agote uno de los reactivos o bien transcurrir hasta un cierto punto en el que, aunque existan reactivos en cantidad suficiente, la reacción, aparentemente, se detiene. En el segundo caso se dice que el sistema formado por los reactivos, los productos y el medio de reacción ha alcanzado un estado de equilibrio. A pesar de que un sistema químico en equilibrio parece que no se modifica con el tiempo, esto no significa que no está ocurriendo ningún cambio. Inicialmente, los reactivos se combinan para formar los productos, pero llega un momento en que la cantidad de producto es los suficientemente grande como para que estos productos reaccionen entre sí volviendo a formar los reactivos iniciales. De esta manera transcurren simultáneamente dos reacciones, directa e inversa. Estos equilibrios son dinámicos ya que las moléculas individuales están reaccionando continuamente aunque la composición global de la mezcla de reacción no cambie. En un sistema en equilibrio, éste se desplaza hacia la derecha si hay más C y D que A y B, y hacia la izquierda cuando hay más Ay B que C y D.
A medida que la reacción tiene lugar, disminuye la concentración de los reactivos según se van agotando. Del mismo modo, la velocidad de la reacción también decrece. Al mismo tiempo aumentan las concentraciones de los productos, tendiendo a colisionar unos con otros para volver a formar los reactivos. Por último, la disminución de la velocidad de la reacción directa se equipara al incremento de la velocidad de la reacción inversa, y cesa todo cambio. El sistema está entonces en ‘equilibrio químico’, en el que las reacciones directa e inversa tienen lugar a la misma velocidad.
“El equilibrio químico tiene por objeto el estudio de los sistemas verdaderamente reversibles”.
(La naturaleza dinámica del equilibrio químico puede probarse experimentalmente “marcando” un pequeño porcentaje de las moléculas de reactivo con átomos radioactivos y siguiéndolos a lo largo de la reacción. Aunque la mezcla inicial estuviera ya en equilibrio, los átomos radioactivos aparecen en las moléculas de productos).
Un sistema en equilibrio debe cumplir los siguientes requisitos:
Sólo puede existir equilibrio en un sistema cerrado: un sistema en el que ni la energía ni las sustancias entren o salgan continuamente.
Cuando se alcanza el estado de equilibrio, las propiedades observables del sistema (color, masa del reactivo sin reaccionar, temperatura etc.), no varían con el tiempo
Toda situación de equilibrio se altera cuando se modifica la temperatura, pero se restablece cuando el sistema vuelve a la temperatura original.
Principales características del equilibrio
El estado de equilibrio se caracteriza porque sus propiedades macroscópicas no varían con el tiempo.
La temperatura es la variable fundamental que controla el equilibrio (aunque no existe proporcionalidad directa entre temperatura y constante de equilibrio)
La Kc corresponde al equilibrio expresado de una forma determinada, de manera que si se varía el sentido del mismo, o su ajuste estequiométrico, cambia también el valor de la nueva constante
Factores que afectan el equilibrio químico.
Cuando se perturba un sistema en equilibrio, éste es enunciado en;
Principio de Le Châtelier (químico francés (fenómeno estudiado de 1850-1936)), principio según el cual si se realiza cualquier cambio en las condiciones de un sistema en equilibrio, éste tiende a desplazarse de forma que compensa la variación producida. A medida que el sistema se acomoda, la posición de equilibrio se desplaza a favor de más reaccionantes o productos. Un desplazamiento que favorezca los productos se llama desplazamiento a la derecha. Si el desplazamiento favorece a los reaccionantes se llama desplazamiento a la izquierda.
En una reacción química, un cambio en la temperatura, la presión o la concentración de los reactivos o los productos en el equilibrio químico provoca el desplazamiento del equilibrio en uno u otro sentido (reacción directa o inversa) según este principio. Así, el aumento de temperatura causa reacciones que absorben energía, pero si la temperatura desciende se producen reacciones que desprenden energía. El aumento de presión favorece reacciones que disminuyen el volumen; sucede lo contrario cuando la presión baja. Al incrementar cualquier concentración se provocan reacciones que gastan el material añadido, y al disminuirla se favorecen reacciones que forman dicho material. Los principales factores que afectan el equilibrio son:
Cambio de concentración. Supongamos el siguiente sistema en equilibrio: A + B ó C + D.
Si se agrega alguna de las sustancias reaccionantes, por ejemplo A, se favorece la reacción que tiende a consumir el reactivo añadido. Al haber más reactivo A, la velocidad de reacción hacia los productos aumenta, y como en el estado de equilibrio las velocidades de reacción son iguales en ambos sentidos, se producirá un desplazamiento de la reacción hacia los productos. Es decir, se formará una mayor cantidad de C y D, hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. De igual modo podemos predecir qué efectos tendría un aumento en la concentración de cualquiera de los productos C o D. Al aumentar C, por ejemplo, el equilibrio se desplazaría hacia los reactivos, ya que la velocidad de reacción aumentaría en ese sentido hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. Al disminuir la concentración de alguno de los reactivos, retirando parte de A o B, también podemos alterar el equilibrio químico. Según el Principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplazaría en el sentido de compensar dicha falta, es decir, hacia la formación de reactivos. De igual manera, si disminuimos la concentración de uno de los productos, el sistema reacciona desplazándose hacia los productos. Sin embargo, aunque la variación de la concentración de cualquiera de las sustancias que interviene en el equilibrio no afecta en absoluto el valor de la constante, si se modifican las concentraciones de las restantes sustancias en equilibrio.
Cambio de la temperatura. Si se afecta la temperatura, el sistema se opone al cambio desplazándose en el sentido que absorba calor, esto es, favoreciendo la reacción endotérmica. Por el contrario, al disminuir la temperatura se favorece el proceso que genera calor; es decir, la reacción exotérmica. Si una vez alcanzado el equilibrio, se aumenta la temperatura, el equilibrio se opone a dicho aumento desplazándose en el sentido en el que la reacción absorbe calor, es decir, sea endotérmica.
Cambio de la presión. La variación de la presión en un equilibrio, sólo influye cuando intervienen sustancias en estado gaseoso y se verifica una variación en el número de moles entre reactivos y productos. Un aumento de presión favorecerá la reacción que implique una disminución de volumen. Si aumenta la presión se desplazará hacia donde existan menor número de moles gaseosos, para así contrarrestar el efecto de disminución de V. En cambio, si se disminuye la presión, se favorecerá la reacción en la que los productos ocupen un volumen mayor que los reactivos.,
Ley de acción de masas:
Fue tratado matemáticamente, por primera vez, por Guidberg y Waage, de 1863 a 1879. Estos dos investigadores noruegos propusieron que, en su forma actual, establece que la velocidad de una reacción química sencilla es proporcional al producto de las concentraciones (o más correctamente, de las actividades) de las sustancias reaccionantes, elevadas cada una de ellas a una potencia igual al número de moles que de dicha sustancia interviene en la ecuación.
“El cociente entre las concentraciones de los productos y de los reactantes, elevado cada uno de ellos a un exponente igual al coeficiente que le corresponde en la ecuación balanceada”.
Cociente de reacción
Es la aplicación de la ley de acción de masas para una reacción general que no haya conseguido alcanzar el equilibrio
Donde Q es el cociente de reacción y las concentraciones expresadas en él no son las concentraciones en equilibrio.
Si Q < Kc predomina la reacción hacia la derecha, hasta llegar al equilibrio (hacia productos disminuyen los reactivos)
Si Q = Kc el sistema está en equilibrio.
Si Q > Kc predomina la reacción hacia la izquierda, hasta llegar al equilibrio (hacia reactivos disminuyen los productos).
Constante de equilibrio:
Constante que equivale al producto de las concentraciones de las sustancias formadas en una reacción química reversible en la que se ha alcanzado el equilibrio, dividido entre el producto de las concentraciones de las sustancias que reaccionan, elevada cada una a un exponente igual al coeficiente que precede a su respectiva fórmula en la ecuación química ajustada.
Sea la reacción reversible entre los reactivos A y B para dar los productos de reacción C y D, según:
aA + bB ⇄ cC + dD
Siendo A, B, C y D especies químicas cualesquiera y [A], [B], [C] y [D] sus concentraciones respectivas expresadas en mol/litro.
La velocidad de la reacción directa, v, es directamente proporcional al producto de las concentraciones de los reactivos, elevada cada una a un exponente igual al coeficiente del reactivo en la reacción:
v = k [A]a · [B]b
Donde k es la constante de velocidad de la reacción de A con B a una temperatura determinada. La velocidad de la reacción inversa, v ’, es, de forma análoga:
v ’= k’ [C]c · [D]d
“Las concentraciones de todas las especies químicas presentes en la reacción se hacen constantes, no es un equilibrio estático, pues la reacción no se detiene; es un equilibrio dinámico en el cual dos cambios de dirección opuesta están compensando”.
Cuando se alcanza el equilibrio, la velocidad de las dos reacciones es la misma y, por tanto:
Donde Kc es la constante de equilibrio, que depende únicamente de la temperatura.
La constante Kc para una reacción en equilibrio es una fracción cuyo numerador es el producto de las concentraciones mol/litro de las sustancias resultantes, y su denominador es el producto de las concentraciones en moles/litro de las sustancias reaccionantes, cada concentración elevada a una potencia igual al coeficiente de la respectiva sustancia en la ecuación química balanceada. Si la constante Kc es muy grande, la reacción directa se producirá casi exhaustivamente, mientras que la inversa no ocurre de forma apreciable. Si la constante es muy pequeña, la reacción que domina es la inversa.
La magnitud Kc mide el grado en que se produce una reacción, asi:
Cuando Kc > 1 indica que en el equilibrio la mayoría de los reactivos se convierten en productos.
Cuando Kc se aproxima a infinito (es grande), en el equilibrio prácticamente solo existen los productos.
Cuando Kc < 1, indica que cuando se establece el equilibrio, la mayoría de los reactivos quedan sin reaccionar, formándose solo pequeñas cantidades de productos.
En reacciones entre gases se utilizan las presiones parciales en lugar de las concentraciones molares, y la constante de equilibrio se denomina Kp. En las reacciones heterogéneas, las sustancias sólidas no aparecen en la expresión de la constante de equilibrio, ya que no influyen en las constantes de velocidad. Por ejemplo, en la reacción: FeO(s) + CO(g) ⇄ Fe(s) + CO2(g)
La constante de equilibrio Kc = [CO2]/[CO], y
Para proceder a relacionar la Kc y la Kp debemos relacionar previamente las concentraciones de las especies en equilibrio con sus presiones parciales. Según la ecuación general de los gases perfectos, la presión parcial de un gas en la mezcla vale:
pi = (ni R T) / V = Ci R T
Una vez que hemos relacionados las concentraciones con las presiones parciales de cada especie, se calcula la dependencia entre ambas concentraciones, simplemente llevando estos resultados a la constante Kc. De esta manera llegamos a la expresión:
Kp = Kc (R T )An
Donde la An es la suma de los moles estequiométricos de todos los productos en estado gaseoso menos la suma de todos los moles de reactivos también gaseosos.
En otras circunstancias se encuentra la relación estricta de las fracciones molares en el equilibrio químico de los reactantes y productos con el fin de poder determinar un valor total que nos haga alusión a esta relación de términos. En esta se relacionan en el numerador el producto de las fracciones molares de los reactantes, elevados a la potencia que estequiométricamente es el coeficiente que acompaña la ecuación, dividido por el producto de las fracciones molares de las sustancias que se forman, de igual forma elevados a la potencia igual al coeficiente de la ecuación balanceada.
De esta forma obtenemos:
[XA] a[XB] b = K x [XC]c [XD]d
Algunas fórmulas determinadas en equilibrio químico de vital importancia
se demuestran mediante los cálculos los cuales se le realizan a un sistema que busca o tiende a estar en equilibrio teniendo en cuenta el estado en el que se encuentran los reactantes y el paso a productos y viceversa.
Equilibrio Químico
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a A (g) + b B (g) < === >c C (g) + d D (g)
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Constante de equilibrio
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Kc = [C]c [D]d / { [A]a [B]b }
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Kp = [PC]c [PD]d / { [PA]a [PB]b }
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Kx = [XA]a [XB]b / { [XC]c [XD]d }
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Relación entre las constantes
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Kp = Kc (R T)n
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Kp = Kx (P)n
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Relación entre la presión parcial y la fracción molar
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Pa = Pt Xa
donde Pa es la presión parcial del componente A, Pt la presión total y Xa su fracción molar Xa = na / nt
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Coeficiente α de (disociación, ionización, hidrólisis...)
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Es la fracción de 1 mol que se transforma (disocia, ioniza, hidroliza...)
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Principio de Le Chatelier
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Si en un fenómeno natural interviene una causa externa que trata de modificarlo, el sistema tiende a oponerse a esta causa externa.
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Los catalizadores no alteran los equilibrios químicos, pero sí aumentan la velocidad con la que se alcanza el equilibrio.
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5. ANÁLISIS DE DATOS
En el desarrollo del laboratorio se generaron una serie cambios que dieron a conocer las diversas reacciones que se generaron en las diversas combinaciones de las sustancias.
De esta manera se dieron a conocer las siguientes reacciones.
4.1 para el equilibrio:
CrO4 + H+ ⇄ Cr2O7(-2) + H2O
4.1.1
10 gotas de K2CrO4 a 0.3 M + gota a gota HCl a 0.3 M
El equilibrio cambio de un lado hacia el otro ya que al agregar el acido al cromato, al otro lado se formo el dicromato mas agua por eso paso de un color amarillo claro a otro amarillo oscuro.
Cromato=amarillo
Dicromato= amarrillo oscuro
Cr2O7(-2) + OH- ⇄ CrO4(-2) + H+
4.1.2
NaOH + K2CrO4 a 0.3 M
Al agregarle la base al dicromato el equilibrio paso al otro lado par luego estableserce para formar el cromato más H.
Intensificación del color amarillo, aumenta las concentraciones de los productos
4.1.3
K2CrO4 + gota a gota HCl a 0.3 M
El equilibrio cambio de un lado hacia el otro ya que al agregar el acido al cromato, al otro lado se formo el dicromato mas agua por eso paso de un color amarillo claro a otro amarillo oscuro
Cambió la coloración a un naranja-rojo.
4.1.4
o 5 gotas K2CrO4 (0.5N) + 4 gotas HCL (0.7M)
El equilibrio cambio de un lado hacia el otro ya que al agregar el acido al cromato, al otro lado se formo la reacción siguiente que es el dicromato mas agua por eso paso de un color amarillo claro a otro amarillo oscuro.
o 10 gotas K2CrO7 (0.0417M) + 5gotas H2O
Es el producto de la reacción anterior por eso tenia la misma pigmentación, ya que el resultado de la reacción anterior es dicromato mas agua, por eso paso de amarillo claro a amarillo claro.
4.2 para el equilibrio:
BaCrO4 ⇄ Ba (+2) (ac) + CrO4(-2)
4.2.1
BaCl2 + NaCrO4 ⇄ BaCrO4(-2) + NaCl2
Se ven dos fases y esta enturbesido ya que hay una reacción y otra reacción inversa mientras se forman los productos estos vuelven a ser reactantes.
NaCrO4 verde limón
4.2.2
NaCrO4 + HCl (0.3M) + NaCl2
Se ven dos fases (amarrillo oscuro arriba, verde limón abajo) al agregarle el acido al la mezcla anterior el cromato pasa a ser otra vez dicromato por eso se ve color amarillo oscuro en la parte superior.
BaCrO4 ⇄ CrO4(-2) + BaCl2
4.3 para el equilibrio:
2Cu++ + 4I- 2CuI + I2
CuSO4=0.1M transparente
KI= 2.0M color amarillento
4.3.1
5 gotas CuSO4 + H2O + H2SO4 + KI
Color AMARILLO blancuzco claro.(dos fases) el cromato al agregarle el agua acidificada el equilibrio tiende a el lado derecho para formar dicromato pero al agregarle el yodo hay una reacción de precipitación.
4.3.2
20 gotas CuSO4 + H2O + H2SO4 + KI
Color amarillo oscuro blancuzco (dos fases)
Cambia la concentración del dicromato ya que se agrego mas reactivo al la anterior reacción, por eso queda un color amarillo mas oscuro.
4.3.3
o 5 gotas CuSO4 + H2O + H2SO4 + KI+ CCL4
(amarillo arriba, violeta claro abajo) se había formado una base y dicromato antes de agregar el cloruro, pero al agregárselo se volvió a formar el cromato la sal.
o 20 gotas CuSO4 + H2O + H2SO4 + KI+ CCL4+ CCL4
o (amarillo arriba, violeta oscuro abajo), este es el mismo caso que el anterior solo que cambia la concentración del dicromato final.
6. ANÁLISIS DE RESULTADOS
o La última reacción no nos dio ya que debería estar a ciertas condiciones de temperatura y presiones que no se lograron obtener en el laboratorio.
o Las coloraciones o pigmentaciones de las sustancias nos indicaban cuando volvíamos a una misma sustancia cuando le agregábamos la sal al acido y nos daba la base o al contrario.
7. Conclusiones
o En una reacción de equilibrio químico cuando a una sal se le agrega un acido el resultado es la base de donde desciende la sal
o Siempre que hay equilibrio podemos devolvernos a los reactantes de donde comenzamos.
