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Contenido

1. RESUMEN...........................................................................................................................2

2. INTRODUCCIÓN..................................................................................................................3

3. HISTORIA............................................................................................................................4

4. FUNDAMENTOS TEÓRICOS.................................................................................................6

5. DETALLES EXPERIMENTALES...............................................................................................9

5.1. MATERIALES Y REACTIVOS..................................................................................................9

5.2. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL......................................................................................9

6. DISCUSIÓN DE RESULTADOS.............................................................................................15

7. CONCLUSIONES.................................................................................................................15

8. RECOMENDACIONES........................................................................................................16

9. BIBLIOGRAFÍA...................................................................................................................17

10. APÉNDICE.........................................................................................................................18

10.1. CUESTIONARIO.................................................................................................................18

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1. RESUMEN

Esta experiencia que daremos a conocer se centrara en el estudio del equilibrio químico para reacciones reversibles, en el cual demostraremos el Principio de Le Chatelier y su reversibilidad, mediante la experiencia del “sistema de equilibrio del ion cromato – ion dicromato”, en el cual agregaremos la solución de NaOH al dicromato para convertirlo en cromato y si a este le agregamos HCl la solución pasa a ser dicromato.También veremos la reversibilidad que hay entre el cloruro de hierro (III) y el tiocianato de potasio.

Fe+3(ac)+SCN(ac)

−¿ ⇌(FeSCN )+2(ac)¿

Y lo más importante, calcularemos la constante de equilibrio mediante el método más efectivo que es el calorimétrico, en el cual consistirá en formar en 5 tubos limpios, diferentes concentraciones de FeCl3 y de ahí poder calcular la Keq.

Y de esa manera estaríamos finalizando toda la experiencia en el laboratorio.

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2. INTRODUCCIÓN

Hablamos de equilibrio químico cuando se llega al punto en que las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan, lo que tiene como consecuencia que las cantidades de reactivos y productos presentes sean constantes a través del tiempo.En otras palabras el equilibrio químico es el estado al que evoluciona de forma espontánea un sistema químico, en el que tiene lugar una reacción química reversible. Y a su vez es un fenómeno cuya naturaleza dinámica permite su modificación con sólo variar algunos factores de los que depende, como temperatura, presión, volumen o concentraciones de las sustancias que intervienen en la reacción.Y es así que en esta práctica analizaremos el estudio cualitativo de sistemas en equilibrio, también mediante datos experimentales y unos cuantos cálculos hallaremos la constante de equilibrio a través del método calorimétrico.

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3. HISTORIA

A mediados del siglo XIX se habían descrito y estudiado de forma cuantitativa algunas reacciones que nunca se producían de forma completa. Uno de los trabajos más relevantes en este terreno fue el estudio realizado por Berthelot y Péan St. Giles acerca de la reacción de esterificación entre compuestos orgánicos que puede representarse de forma general por la ecuación:

alcohol + ácido éster + agua

Esta reacción nunca era total y comprobaron que siempre se aproximaba lentamente a un estado de equilibrio. Además, este estado de equilibrio se podía alcanzar tanto si se partía inicialmente del ácido y el alcohol como si se iniciaba el proceso partiendo del éster y agua.En el año 1862, estos estudios de esterificación sirvieron de base para el trabajo empírico emprendido por dos científicos noruegos, C. M. Guldberg (1836-1902) y P. Waage (1833-1900), profesores de Matemáticas aplicadas y de Química, respectivamente, en la Universidad de Cristianía (actualmente Oslo). Estos dos cuñados, tomando la Mecánica como paradigma, centraron sus esfuerzos en encontrar la naturaleza que determina lo que ellos denominaban las 'fuerzas químicas'. Así, en un proceso que podemos representar por A B + C '...dos fuerzas se ponen de manifiesto, una de descomposición y otra de formación,..., y establecemos como necesariamente inevitable el considerar conjuntamente estas fuerzas si se desea encontrar una expresión cuantitativa para las mismas...' Basándose en los trabajos que previamente habían realizado otros científicos y en el estudio de múltiples procesos que ellos mismos se encargaron de estudiar, desarrollaron un tratamiento matemático según el cual las fuerzas químicas eran proporcionales a las 'masas activas' (en la actualidad diríamos molaridad) de los 'reactivos' o en su caso de los 'productos'. Para cada sustancia, la masa activa estaba elevada a un exponente diferente.En el primer artículo de 1864 particularizan su ley de acción de masas para el caso que supone que dos sustancias A y B se transforman en A' y B' y en las mismas condiciones A' y B' pueden a su vez transformase en A y B: 'Si existen cuatro sustancias, cuyas masas activas son inicialmente p, q y p´ q´ cuando el estado de equilibrio se ha alcanzado, una cierta cantidad, x, de las dos primeras sustancias se habrá transformado. En consecuencia las cantidades que permanecen en el equilibrio de cada una de las cuatro sustancias serán (p - x), (q -x) y (p' + x), (q' +x)... La fuerza química para las dos primeras sustancias es (proporcional a las 'masas activas respectivas') α (p - x)a (q - x)b y la fuerza química de las otras dos es (proporcional a las 'masas activas respectivas') α'(p'+x)a´ (q'+ x)b´. Cuando se alcance el equilibrio se cumplirá:

(p - x) a (q - x) b = ' (p'+x) a´ (q'+ x) b´

Utilizando esta expresión encontraron que para el proceso:

alcohol etílico + ácido acético acetato de etilo + agua

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Se cumplía la siguiente relación:

Es decir, encontraron una relación constante (actualmente denominada Kc) entre las concentraciones de equilibrio de los 'productos' y de los 'reactivos'.Guldberg y Waage afirmaron en su artículo haber encontrado una expresión matemática de la denominada afinidad química, que venía a superar las ideas anteriores expresadas por Bergman (en 1770) y Berthollet (entre 1801 y 1803).Generalizaron sus resultados para cualquier sistema en equilibrio químico representado por la ecuación:

a A+bB c C+d D

Donde existe una relación sencilla entre las concentraciones de las sustancias presentes, denominada constante de equilibrio Kc, cuya expresión viene determinada producto de las concentraciones de equilibrio de los “productos”, elevadas cada una de ellas a sus coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los “reactivos” elevadas también a cada uno de sus coeficientes estequiometricos.

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4. FUNDAMENTOS TEÓRICOS

El equilibrio es un estado en el que se observan cambios conforme el tiempo transcurre. Cuando una reacción química llega al estado de equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en el tiempo, sin que se produzcan cambios visibles en el sistema. Sin embargo, a nivel molecular existe una gran actividad debido a que las moléculas de reactivos siguen formando moléculas de productos, y éstas a su vez reaccionan para formar moléculas de reactivos.

Pocas reacciones químicas se dan en una sola dirección. La mayoría son reversibles, al menos en cierto grado. Al inicio de un proceso reversible, la reacción lleva a la formación de productos. Tan pronto como se forman algunas moléculas de producto, comienza el proceso inverso: estas moléculas reaccionan y forman moléculas de reactivo. El equilibrio químico se alcanza cuando las rapideces de las reacciones en un sentido y en otro se igualan, y las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes. El equilibrio químico es un proceso dinámico. Se puede comparar con el movimiento de los esquiadores en un centro de esquí repleto de personas, donde el número de esquiadores que suben a la montaña por el teleférico es igual al número de esquiadores que bajan deslizándose. Aunque hay un acarreo constante de esquiadores, la cantidad de personas que hay en la cima y la que está en la base de la ladera no cambia. Cabe señalar que en el equilibrio químico participan distintas sustancias como reactivos y productos. El equilibrio entre dos fases de la misma sustancia se denomina equilibrio físico porque los cambios que suceden son procesos físicos. La evaporación de agua en un recipiente cerrado a una temperatura determinada es un ejemplo de equilibrio físico. En este caso, el número de moléculas de H2o que dejan la fase líquida y las que vuelven a ella es el mismo:

H 2O(l) H 2O(g )

Ahora para ver como se aplica este concepto a las reacciones químicas, considere la reacción entre el vapor y el monóxido de carbono en un contenedor cerrado a una temperatura alta donde la reacción se lleva a cabo con rapidez.

H2O(g )+C O(g ) H 2 (g)+CO2 (g)

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Luego suponga que se coloca el mismo número de moles de CO gaseoso y H2O gaseoso en un contenedor cerrado y se permite que reaccionen (lo cual se muestra en la siguiente figura).Cuando el CO y el H2O, los reactivos, se mezclan, de inmediato comienzan a reaccionar para formar los productos H2 y CO2. Y esto conduce a una disminución en las concentraciones de los reactivos, pero las concentraciones de los productos, los cuales inicialmente eran de cero, están incrementándose.

Después de cierto periodo, las concentraciones de los reactivos y productos ya no cambian para nada, eso quiere decir que se ah alcanzado el equilibrio. A menos que el sistema se perturbe de alguna manera, no ocurrirán más cambios en las concentraciones.

LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO (K)

Se expresa como la relación entre las concentraciones molares (mol/l) de reactivos y productos. Su valor en una reacción química depende de la temperatura, por lo que ésta siempre debe especificarse. La expresión de una reacción genérica es:

En el numerador se escribe el producto de las concentraciones de los productos y en el denominador el de los reactivos. Cada término de la ecuación se eleva a una potencia cuyo valor es el del coeficiente estequiométrico en la ecuación ajustada.La naturaleza de la constante de equilibrio nos permite hacer algunos juicios cualitativos sobre la reacción. Las reglas generales son las siguientes:Si K>>1, la mezcla será principalmente producto.Si K<<1, la mezcla será principalmente reactivo.

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Si K es aproximadamente 1, la reacción alcanzará el equilibrio a cierta mezcla intermedia.PRINCIPIO DE LE CHATELIEREste principio nos dice que “si en un sistema en equilibrio se modifica algún factor (presión, temperatura, concentración,..) El sistema evoluciona en el sentido que tienda a oponerse a dicha modificación”.Cuando algún factor que afecte al equilibrio varía, éste se altera al menos momentáneamente. Entonces el sistema comienza a reaccionar hasta que se restablece el equilibrio, pero las condiciones de este nuevo estado de equilibrio son distintas a las condiciones del equilibrio inicial. Se dice que el equilibrio se desplaza hacia la derecha (si aumenta la concentración de los productos y disminuye la de los reactivos con respecto al equilibrio inicial), o hacia la izquierda (si aumenta la concentración de los reactivos y disminuye la de los productos).

Cabe mencionar en el caso del volumen: Si disminuye el volumen de un sistema gaseoso en equilibrio, el sistema se desplaza

hacia donde hay menor número de moles. Si aumenta el volumen de un sistema gaseoso en equilibrio, el sistema se desplaza

hacia donde hay mayor número de moles.

Y en el caso de un catalizador vemos que: los catalizadores son sustancias que aceleran las reacciones químicas. No afectaran al equilibrio químico ya que aceleran la reacción directa e inversa por igual. El único efecto es hacer que el equilibrio se alcance más rápidamente.

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5. DETALLES EXPERIMENTALES

5.1. MATERIALES Y REACTIVOS

- 5 tubos de ensayo (de igual diámetro y altura)- Gradilla - Probeta de 25 ml´- Pipeta de 5ml y 10 ml- Vaso precipitado de 150ml- Piceta- Goteros- Regla milimetrada- Fuente de luz blanca

- Cromato de potasio 0.1M- Dicromato de potasio 0.1M- Hidróxido de sodio 1M- Ácido clorhídrico 1M- Tiocianato de potasio 0.002M- Cloruro férrico 0.2M- KCl solido - Agua destilada

5.2. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

PRINCIPIO DE LE CHATELIERA. Sistema de equilibrio del ion cromato – ion dicromato

A.1. En medio básico: Vierta 1ml de solución de cromato de potasio (K2CrO4) 0.1M y de dicromato de potasio

(K2Cr2O7) 0.1M en dos tubos de ensayo respectivamente. Con la pipeta mida 1ml de NaOH 1M. La misma solución de NaOH lo vamos agregando gota a gota a los dos tubos hasta que uno

de ellos cambie de color. Conservar las soluciones para el paso A.3.

A.2. En medio ácido: Vierta 1ml de solución de cromato de potasio (K2CrO4) 0.1M y de dicromato de potasio

(K2Cr2O7) 0.1M en dos tubos de ensayo respectivamente. Con la pipeta mida 1ml de HCL 1M.

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La misma solución de HCL lo vamos agregando gota a gota a los dos tubos hasta que uno de ellos cambie de color. Conservar las soluciones para el paso A.3.

A.3. Comprobación de la reversibilidad: Trabajamos solo con las soluciones que cambiaron de color en los pasos A.1 y A.2

respectivamente. Al tubo de A.1 agregue gota a gota HCL 1M hasta cambio de coloración. Al tubo de A.1 agregue gota a gota NaOH 1M hasta cambio de coloración.

EXPLICACION:

Para el cromato de potasio:

a) 2K2Cr O4+2HCl⇆ K2Cr2O7+2KCl+H2O , de color anaranjado pasara a color amarillo.

b) K 2CrO4+2NaOH⇆2KOH+Na2CrO 4 , mantiene el mismo color naranja eso quiere decir que mantiene el equilibrio al no cambiar de color.

Para el dicromato de potasio:

a) K2Cr2O7+14HCl⇆2KCl+2Cr Cl3+3Cl2+7H 2O, mantiene el color naranja. Sigue en equilibrio.

b) K2Cr2O7+2NaOH⇆K 2CrO 4+Na2CrO4+H 2O, la solución cambia de color amarillo a anaranjado.

B. Reversibilidad entre el cloruro de hierro (III) y el tiocianato de potasio

En esta parte haremos un examen cualitativo de la siguiente reacción:

Fe(ac)3+¿+SCN(ac)

−¿ ⇆¿¿¿¿

En un vaso precipitado adicionar 20ml de agua destilada y añadir 4 gotas de FeCl 3 y KSCN respectivamente de los goteros. La solución resultante la dividimos en partes iguales y la trasvasamos a cuatro tubos de ensayo. Observe el color y anote.

El primer tubo es el tubo estándar (o patrón). Al segundo tubo le añadimos 3 gotas de FeCl3. Al tercer tubo le agregamos 3 gotas de KSCN Y por ultimo al cuarto tubo le añadimos unos cristales de cloruro de potasio (KCl (s)) y lo

agitamos. Y con ayuda de la luz blanca difusa y envolviendo los tubos con papel blanco, comparamos

los tubos 2, 3 y 4 con respecto al tubo 1. Anotar las observaciones.

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OBSERVACION:Al momento en el que comparamos los tubos 2, 3 y 4 con el tubo patrón (tubo 1) mediante los anillos de intensidad, notamos que la intensidad del tubo 1 con respecto al tubo 2, es menor (T1 < T2); la intensidad del tubo 1 con respecto al tubo 3, es menor (T1 < T3) y la intensidad del tubo 1 con respecto al tubo 4, es mayor (T1 > T4).

DETERMINACION CUANTITATIVA DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO POR EL METODO CALORIMETRICO

INDICACIONES:a) La concentración del ion tiocianato de hierro (III), se determinara por una técnica

calorimétrica (igualación de colores).b) Una vez conocida la concentración del ion (FeSCN)+2

(ac) se puede calcular la concentración de los demás componentes en el equilibrio:

Fe+3(ac)+SCN(ac)

−¿ ⇌(FeSCN )+2(ac)¿

A partir de las concentraciones iníciales y los volúmenes empleados en las soluciones de FeCl 3 y KSCN se puede calcular la concentración inicial de los iones: Fe+3

(ac) y SCN-(ac) respectivamente.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

FeCl3 (ac)+KSCN (ac)⇌Fe (SCN )Cl2 (ac)+KCl(ac)

Fe+3(ac)+(SCN )−¿⇌ ¿¿¿ ¿

T1 T2 T3 T4 T57ml FeCl3 0.2M 0.08M 0.032M 0.0128M 0.00512M7ml KSCN 0.002M 0.002M 0.002M 0.002M 0.002M

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Para preparar 15 ml de FeCl3 0.08M a partir de 0.2M, hay que calcular el volumen que se debe agregar al vaso precipitado con la siguiente fórmula:

M 1×V 1=M 2×V 2

V 1×0.2M=15ml×0.08MV 1=6mlFeCl30.2M

Luego agregamos 9 ml de H2O destilada al vaso precipitado y agitamos. De ahí extraemos 7ml de FeCl3 0.08M para el tubo 2.

Con lo que queda que son 8 ml, nos deshacemos de 2ml quedando 6ml nuevamente para luego volver a echar 9ml de agua destilada y agitar.

Finalmente extraemos 7ml de FeCl3 0.032M para el tubo 3. Y de esa manera (con los mismos pasos) vamos a obtener las demás concentraciones para

el tubo 4 y 5. Luego le agregamos KSCN a cada tubo.

Comparar el color de la solución del tubo estándar, tubo 1 con la del tubo 2 envueltos en papel blanco, mirando hacia abajo a través de los tubos que están dirigidos a una fuente de luz blanca difusa. Extraer liquido del tubo estándar hasta que se igualen los colores, anote las alturas de los dos tubos que se está comparando.

De igual forma se trabaja con los pares de tubos 1 y 3, 1 y 4, y 1 y 5.

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DATOS Y CALCULOS: Determine la razón de altura experimental de cada par, dividiendo la altura del líquido del

tubo 1 entre las alturas de los líquidos de los tubos 2, 3, 4 y 5, siendo la razón menor a 1.

ALTURAS RT1 = 1.9cm, T5 = 6.5cm

R1−5=1.96.5

=0.2923

T1 = 2.9cm, T4 = 6.5cmR1−4=

2.96.5

=0.4462

T1 = 4.1cm, T3 = 6.5cmR1−3=

4.16.5

=0.6308

T1 = 5.7cm, T2 = 6.5cmR1−2=

5.76.5

=0.8769

La concentración inicial del ion SCN-, en los tubos del 1 al 5 será diferente 0.002M, ya que se ha diluido a 10 mL, entonces la concentración del SCN - será de 0.001M, esta concentración inicial pasara mayormente al equilibrio ya que es el reactivo limitante.Multiplicando la razón del espesor del líquido por la concentración del ion SCN -

(constante), se calcula la concentración del ion complejo (FeSCN)+2(ac) en el equilibrio.

¿¿

¿¿ 0.2923× 0.002M2

=2.923×10−4M

¿¿ 0.4462× 0.002M2

=4.462×10−4M

¿¿ 0.6308× 0.002M2

=6.308×10−4M

¿¿ 0.8769× 0.002M2

=8.769×10−4M

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Para ello restamos la concentración del ion ¿¿formado de la concentración inicial del ion Fe+3.

[Fe+3 ](equilibrio )=[Fe+3 ](inicial)−¿¿

[Fe+3 ]eq50.00512M

2−2.923×10−4M=2.2677×10−3M

[Fe+3 ]eq 40.0128M

2−4.462×10−4M=5.9538×10−3M

[Fe+3 ]eq30.032M2

−6.308×10−4M=0.0154M

[Fe+3 ]eq20.08M2

−8.769×10−4M=0.0391M

Calcula la concentración en equilibrio del ion SCN-(ac), para ello restamos la concentración

del ion complejo formado (FeSCN )2+¿¿ , de la concentración inicial de ¿¿.

¿¿

¿¿ 0.001M−2.923×10−4M=7.077×10− 4M

¿¿ 0.001M−4.462×10−4M=5.538×10−4M

¿¿ 0.001M−6.308×10−4M=3.692×10−4M

¿¿ 0.001M−8.769×10−4M=1.231×10−4M

Empleando las concentraciones en equilibrio que ha calculado para cada especie, realice las operaciones matemáticas para obtener la expresión adecuada que represente el equilibrio del sistema.

Keq=¿¿

K eq 5 2.923×10−4M(2.2677×10−3M )×(7.077×10−4M )

=182.14M−1

K eq 4 4.462×10−4M(5.9538×10−3M )×(5.538×10−4M )

=135.33M−1

K eq 3 6.308×10−4M(0.0154M )×(3.692×10−4M )

=110.95M−1

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K eq 2 8.769×10−4M(0.0391M )×(1.231×10−4M)

=182.19M−1

Kpromedio=¿

Keq2+K eq3+Keq4+Keq5

4 =182.14+135.33+110.95+182.19

4 =152.65M−1¿

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6. DISCUSIÓN DE RESULTADOS

Notamos que las constantes de equilibrio que calculamos no obtienen ninguna relación, a un valor semejante entre ellos y eso es debido a que hicimos variar la ¿.

Las concentraciones utilizadas nos pueden llevar a la confusión, ya que, no definimos si nuestras reacciones acababan en equilibrio homogéneo o heterogéneo.

La proporción molar de la ecuación química balanceada permitió obtener la concentración de las otras sustancias que intervinieron en la reacción.

No debe confundirse la fuerza de un ácido con su reactividad; la fuerza acida se refiere al grado de ionización del ácido y no de las reacciones que experimenta.

7. CONCLUSIONES

Esta práctica mejoro nuestra compresión sobre los diferentes factores que afectan el equilibrio químico.

Se aprendió una nueva técnica, más efectiva, pues el método calorimétrico que nos sirve para determinar la contante de equilibrio en reacción reversible.

Concluimos que la mejor manera de comparar los tubos de ensayo mediante la observación fue enrollarlos en papel blanco y llevarlo a la fuente de luz blanca, ya que este color refleja la luz, mejor que otros, y de esta manera se aprecie mejor los anillos del tubo al cual nos permitió compararlo.

Vemos que el cromato (Cr) solo llega a reaccion con los iones H+¿¿ (ácido) motivo por el cual se transforma en dicromato, a su vez este al hacerlo reaccionar con los iones OH−¿¿ que son bases se transforman en cromato.

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8. RECOMENDACIONES

Al momento de utilizar los instrumentos de medición debemos asegurarnos de que este completamente limpio, esto implica lavarlos antes utilizarlos por primera vez; al no tomar estas medidas podemos contaminar las muestras patrón.

Realizar cuidadosamente las experiencias para que de este modo no se presenten dificultades referentes a los valores obtenidos (especialmente en el momento de realizar la disolución sucesiva, técnica para disminuir la concentración de una solución).

Verificar antes del procedimiento que todos los materiales estén en perfectas condiciones y en las concentraciones de molaridad que indican la guía de trabajo.

BIBLIOGRAFÍA

http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbasees/chemical/chemequi.html (26-09-15)http://www.hiru.com/quimica/la-constante-de-equilibrio (26-09-15)http://thales.cica.es/cadiz2/ecoweb/ed0765/capitulo6.html (26-09-15)http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/32-principio-de-le-chatelier.html (27-09-15)http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/ley-de-guldberg-waage-accion-de-masas (27-09-15)http://www.quimitube.com/videos/constante-de-equilibrio-kc-ley-de-accion-de-masas (27-09-15)Quimica: la ciencia central – Brown, Le May, Bursten – novena edición – pag. 577-578.Química – Raymond Chang – undécima edición – pag. 624, 625, 626.

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9. APÉNDICE

9.1. CUESTIONARIO

I. ¿En qué técnica se basa la experiencia? Explique.Como hemos podido observar, la experiencia se basa en la técnica calorimétrica, que consiste en la comparación de una sustancia, con la única diferencia que tiene que es la concentración.Esta técnica se basa en observar el color de la solución estándar y ver la diferencia que tiene con las demás. Se realiza cogiendo 2 tubos en el cual se encuentra el tubo patrón y otro tubo de diferente concentración, luego lo envolvemos con un papel blanco y lo llevamos a la luz blanca y miramos hacia abajo sobre el tubo, y por ultimo extraemos una parte del tubo estándar y vamos agregándolo al otro tubo hasta que su color se asemeje al del tubo patrón.

II. Mediante una reacción de equilibrio exprese el cambio reversible de cromato y dicromato en función del medio acido y base.

Para el cromato de potasio:c) 2K2Cr O4+2HCl⇆ K2Cr2O7+2KCl+H2O , de color anaranjado pasara a color

amarillo.d) K 2CrO4+2NaOH⇆2KOH+Na2CrO 4 , mantiene el mismo color naranja eso quiere

decir que mantiene el equilibrio al no cambiar de color.

Para el dicromato de potasio:c) K2Cr2O7+14HCl⇆2KCl+2Cr Cl3+3Cl2+7H 2O, mantiene el color naranja. Sigue

en equilibrio. d) K2Cr2O7+2NaOH⇆K 2CrO 4+Na2CrO4+H 2O, la solución cambia de color amarillo

a anaranjado.

III. ¿Cuáles son respectivamente las [SCN-] y [(FeSCN)2+] en los tubos 2 y 4?

Las concentraciones son: Para el tubo 2: [SCN-] = 1.231x10-4M [(FeSCN)2+] = 8.769x10-4M Para el tubo 4: [SCN-] = 5.538x10-4M [(FeSCN)2+] = 4.462x10-4M

IV. En un frasco de 1L se le coloca una mol de NO2 (g), se tapa el recipiente se reduce la temperatura y se espera que alcance el equilibrio.

2NO2 (g)⇄N2O 4( g), donde Kc = 2.00M-1

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¿Cuántas moles NO2 (g) están presentes en el equilibrio?

2NO2 (g)⇄N2O4( g)

#moles inicio 1 - #moles gastados X - #moles producidos - X Equilibrio 1 – X X

Entonces: Kc=[X ]

[1−X ]2=2

Ahora vemos que: 2 X2−5 X+2=O, de donde se obtiene que X puede tomar dos valores.

X = ½ O X = 2

Si X = 2, el valor de la concentración es negativo, cosa que es algo absurdo y erróneo, por

lo que el único valor que puede tomar X es ½. Y por lo tanto en el equilibrio están

presentes ½ mol de NO2 (g).

V. En un recipiente de 5L se produce el siguiente equilibrio:

PCl5 (g)⇄PCl3 (g)+Cl2(g) En donde las concentraciones de cada especie son: [PCl5]=0.4mol/L; [PCl3]=0.1mol/L y [Cl2]=0.1mol/L

¿Cuáles serán las nuevas concentraciones de estas especies si, al equilibrio se agrega 2 moles de Cl2 (g)?

nCl 2(g )=0.1mol

L×5 L=0.5mol+2mol=2.5mol

nPCl3 (g )=0.1mol

L×5 L=0.5mol

nPCl5( g)=0.4mol

L×5 L=2.0mol

Con las concentraciones podremos calcular el Kc:

Kc=[PCl3(g) ] [Cl2(g) ]

[PCl5 (g)]=0.1×0.1

0.4=0.025

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PCl5 (g)⇌PCl3 (g)+Cl2(g )

#moles inicial 2 0.5 0.5 #moles gastan X - - #moles producen - X X Equilibrio 2 – X 0.5 + X 2 + 0.5 + X

Aplicando la formula de la constante de equilibrio hallamos un valor para X:

0.025=

(0.5+x)5

× (2.5+x)5

(2−x)5

X = 0,5

Entonces las nuevas concentraciones serán:

[PCl3 (g)]=0.2M , [Cl2(g) ]=0.6M , [PCl5 (g)]=0.3M

VI. Si el proceso de la pregunta 5 es exotérmico, para la reacción directa, ¿Cuál o cuáles de los siguientes factores aumentarían la [N2O4 (g)]?

a) Elevar la temperatura: La reacción se desplaza hacia la izquierda.b) Disminuir la presión: La reacción se desplaza hacia la derecha. c) Aumentar el volumen del recipiente: La reacción se desplaza hacia la izquierdad) Aumentar la [NO2 (g)]: La reacción se desplaza hacia la derecha.

VII. Con un diagrama explique cómo preparo las soluciones de FeCl3 a diferentes concentraciones.

Primero mediante la fórmula M1xV1 = M2xV2 determinamos la cantidad de FeCl3

que agregaremos, en este caso es 6ml.

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Luego pasamos a agregarle 9ml de agua destilada y vemos que la intensidad va disminuyendo, para luego extraer 7 ml y trasvasarlo al tubo 2

Y veremos que han sobrado 8 ml de la cual eliminaremos 2ml para luego volver a repetir los mismos pasos hasta completar los 5 tubos de ensayo a diferentes concentraciones.

De ahí agregamos tiocianato de potasio y la coloración se torna de la siguiente manera: