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EQUILIBRIO QUÍMICO

PRÁCTICA Nº 4EQUILIBRIO QUÍMICO

I. OBJETIVOS

- Estudio cualitativo de sistemas de equilibrio.- Verificar la reversibilidad en reacciones de equilibrio.

II. PRINCIPIOS TEÓRICOS

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 estequiométricas en la reacción de productos y reactivos permanece constante al equilibrio. Para cualquier reacción:

aA + bB cC + dD

K = cte. de cada reacción en el equilibrio.

Q= valor que disminuye durante la reacción hasta que permanece constante al equilibrio, relación antes del equilibrio.

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.

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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.

El equilibrio químico se rige por el principio de Le Chatelier:

Principio de Le Chatelier:

Un sistema, sometido a un cambio, se ajusta el sistema de tal manera que se cancela parcialmente el cambio.

Factores que influyen en la reacción:

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 PV= nRT que implica que a mayor número de moles, mayor presión.

Temperatura:En la temperatura se debe de considerar su entalpía (H°):I. Si H es positiva, la reacción es endotérmica.II. Si H es negativa, la reacción es exotérmica

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

- Si una reacción es endotérmica, al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplazará hacia la derecha (mayor formación de productos).

- Si una reacción es exotérmica, al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda (mayor formación de reactivos)

III. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

a) Materiales:

- Tubos de ensayo- 1 gradilla- 1 probeta 10mL- 1 piceta- 1 propipetas

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b) Reactivos:

- Cromato de potasio- Dicromato de potasio- Ácido clorhídrico- Hidróxido de sodio.

c) Procedimiento:

Sistema en equilibrio ion Cromato – ion dicromato: Principio de Le Chatelier.

En esta experiencia se estudiará cualitativamente el sistema de Equilibrio del ion Cromato – ion dicromato.

2CrO42-

(ac) + H+ Cr2O7

2- (ac) + OH-

Amarillo Naranja

Indicaciones:

- En un tubo de ensayo agregar 1 mL de cromato de potasio y en otro tubo de ensayo 1mL de dicromato, observa el color y anota.

Ion Dicromato Cr2O72-

(ac): Color naranja.

Ion cromato CrO42-

(ac): Color amarillo.

Paso A:

1. En tubos de ensayo por separado agregar 1mL de cromato de potasio y 1 mL de dicromato de potasio.

2. Añadir gota a gota NaOH a cada uno de los tubos hasta que alguna de las soluciones cambie de color. Conservar estas soluciones.

Tubo con dicromato e hidróxido:

Cr2O72-

(ac) + 2 OH- CrO42-

(ac) + H2O Color naranja Color amarillo

Tubo con cromato e hidróxido:

CrO42-

(ac) + OH- No se forma Dicromato, permanece amarillo

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Paso B:

1. Repetir el paso anterior, esta vez usar HCl en vez de NaOH. Guardar estas soluciones.

Tubo con dicromato y ácido:

Cr2O72-

(ac) + H+ No se forma cromato, permanece naranja.

Tubo con cromato y ácido:

CrO42-

(ac) + 2H+ Cr2O7

2- (ac) + H2O

Color amarillo Color naranja

Paso C:

1. Añadir gota a gota NaOH a las soluciones de los tubos anteriores (Paso B) hasta que cambien de color.

2. Indicar las ecuaciones:

Paso D:

1. Añadir gota a gota HCl a los tubos del paso A hasta notar el cambio en la coloración.

2. Indicar las ecuaciones correspondientes:

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IV. TABLA DE RESULTADOS:

1. Anotar el color resultante de los iones en la siguiente tabla:

V. CUESTIONARIO:

1) Explique detalladamente el significado del valor de la constante de equilibrio de una reacción química. De un ejemplo.

2) Explique con 2 ejemplos la diferencia que existe entre un equilibrio químico Homogéneo y un equilibrio químico Heterogéneo.

3) La siguiente reacción en equilibrio a 127ºC y en un recipiente de 1 litro de capacidad tiene un Keq = 10

H2 + I2 ↔ HI

Si inicialmente se tienen 2 mol-g de H2 y 2 mol-g de I2. Calcule la concentración de HI en el equilibrio.

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Especie química: Ion Cromato Ion DicromatoColor inicialPaso APaso BPaso CPaso D