1.- INTRODUCCIÃ N.-

1.- INTRODUCCIÃ N.Con frecuencia sucede que las reacciones quÃ−micas no llegan a completarse. Por este motivo una mezcla de
reactantes no se convierte por completo en productos. En lugar de esto, después de cierto tiempo, las
concentraciones de los reactantes no disminuyen más. El sistema de la reacción en este punto, consiste en
una mezcla de reactantes y productos. Un sistema quÃ−mico en estas condiciones se encuentra en equilibrio
quÃ−mico. Ya hemos encontrado ejemplos de este tipo de equilibrio. Por ejemplo en un recipiente cerrado, el
vapor que existe encima de un lÃ−quido se encuentra en equilibrio con respecto a la fase lÃ−quida. La
velocidad a la cual la molécula se escapa del lÃ−quido hacia la fase gaseosa es igual a la velocidad a la cual
las moléculas de la fase gaseosa entran en la superficie lÃ−quida y se vuelven parte de ella. Otro ejemplo es
el cloruro de sodio sólido que puede encontrarse en equilibrio que puede encontrarse en equilibrio con los
iones que se encuentran disueltos en agua. La velocidad a la cual los iones llegan a la superficie sólida es
igual a la velocidad a la cual otros iones salen de fase lÃ−quida para convertirse en sólidos.
PRACTICA # 5
EQULÃ BRIO QUÃ MICO
2.- OBJETIVOS:
• Aplicar los conocimientos teóricos adquiridos sobre equilibrio quÃ−mico.
3.- FUNDAMENTO TEà RICO.3.1.- PROCESO HABER.La molécula de N2 es excepcionalmente inerte. Es decir que carece de reactividad debido en gran parte a
los enlaces triples muy fuertes que existen entre los átomos de nitrógeno. Debido a estos enlaces que son
tan fuertes, hay muy poca tendencia para que la molécula participe en reacciones quÃ−micas. Por esta
razón, el proceso de fijación no es fácil de lograr. En la naturaleza la fijación del N2 se lleva a cabo
mediante un grupo especial de bacterias fijadoras de nitrógeno que crecen en las raÃ−ces de las plantas,
ejemplo: el trébol o alfalfa. Henos puesto este momento interés en una forma particular en las reacciones
de fijación, que se conocen con el nombre de proceso haber.
Fritz Haber, un quÃ−mico alemán, investigó las relaciones energéticas en la reacción entre el
nitrógeno y el hidrógeno y se convención a si mismo que era posible formar amoniaco en una cantidad
razonable a partir de estas sustancias. La reacción quÃ−mica que se lleva a cabo se representa por:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
La doble flecha indica el carácter reversible de estas reacciones. El NH3 puede formarse a partir de N2 y H2,
pero también se puede descomponer en estos dos elementos.
Las investigaciones de Haber fueron de gran interés para la industria quÃ−mica alemana.
3.2.- CONSTANTE DE EQUILIBRIO.Supongamos que tenemos la reacción general representada por:
JA + kB pR + qS
1
En donde A, B, R y S son las especies quÃ−micas que participan, y j, k, p y q son sus coeficientes en la
ecuación quÃ−mica balanceada. De acuerdo a la ley de la acción de las masas, la condición de equilibrio
se expresa mediante la siguiente ecuación:
K = [R]p [S0q
[A]j [B]k
En donde K es una constante, denominada constante de equilibrio, y las letras que se encuentran por fuera de
los corchetes significa la concentración de las especies que se encuentran enceradas en corchetes. La ley de
acción de masas se aplica solamente a un sistema que ha logrado un equilibrio. En general, la constante de
equilibrio se expresa por la concentración de todos los productos de la reacción multiplicados entre sÃ−, y
cada uno de ellos elevados a la potencia de su coeficiente en la ecuación balanceada, dividido por la
concentración de todos los reactivos multiplicados entre si, y cada uno de ellos elevado a la potencia de su
coeficiente en la ecuación balanceada.
La constante de equilibrio es una constante verdadera. Su valor a cualquier temperatura no depende de la
concentración inicial de los reactantes y de los productos. Tampoco es alterada por la presencia de otras
sustancias, si este tipo de sustancias no consumen reactivos o productos a través de una reacción
quÃ−mica. Sin embargo la constante de equilibrio varia con la temperatura.
Consideremos la fase gaseosa de equilibrio entre el tetróxido de dinitrógeno y el dióxido de nitrógeno
como una ilustración de la ley de las masas:
N2O4(g) 2NO2(g)
Debido a que el NO2 es un gas café oscuro, y el N2O4 es incoloro, la cantidad de NO2 en la mezcla pude
medirse por la intensidad del color marrón de la mezcla de gases.
Siguiendo la regla, la ecuación de la constante de equilibrio para la reacción de la ecuación es:
K = [NO2]2
[N2O4]
3.3.- CONSTANTE DE PRESIà N DE EQULIBRIO.Al igual que la variación de energÃ−a libre, la constante de presión de equilibrio es una medida de la fuerza
impulsora de la reacción quÃ−mica, puesto que es una función termodinámica directamente relacionada
con la variación de la energÃ−a libre.
Por ejemplo: un valor muy negativo de Î Go, que corresponde a una fuerte fuerza impulsora, indica
también un valor muy positivo para el logaritmo de Kp y, en consecuencia, un alto valor de Kp. En la
misma forma, un valor muy positivo de ΠGo, que corresponde a una fuerza impulsora débil, indica un
valor muy negativo para el logaritmo de Kp y, por lo tanto, un valor muy pequeño de Kp.
La derivación de la expresión constante de presión de equilibrio indica que los exponentes asociados con
los términos de presión son los coeficientes de las substancias en la ecuación.
CCl4(g) + 2H2O(g) CO2(g) + 4HCl(g)
La constante de la presión de equilibrio de una reacción de fase gaseosa puede definirse como el producto
2
de la presión de equilibrio de los productos gaseosos, cada uno elevado a una potencia numéricamente
igual al coeficiente que tienen en la ecuación, dividido por el producto de las presiones de equilibrio de los
reaccionantes gaseosos, cada uno elevado a una potencia numéricamente igual al coeficiente que tienen en
la ecuación quÃ−mica.
Por lo tanto, para la reacción quÃ−mica general que describe la ecuación en la cual, las letras mayúsculas
representan substancias quÃ−micas y las minúsculas representan coeficientes numéricos, la constante de
presión de equilibrio queda dada por la ecuación:
aB + bB yY + zZ
Kp = [PY]y [PZ]z
[PA]a [PB]b
Dependiendo de los valores de a, b, y y z en la ecuación, la constante de presión de equilibrio puede ser
adimensional o puede tener unidades. En la ecuación que se describe anteriormente, la constante de presión
de equilibrio tiene unidades de atm2 cuando las presiones se dan en atmósferas:
Kp = [PCO2] [PHCl]4 = atm x atm4 = atm2
[PCCl4] [PH2O]2 atm x atm2
Sin embargo el caso de la variación expresada en la ecuación:
H2(g) + CO2(g) H2O(g) + CO2(g)
La constante de presión de equilibrio queda dada por la ecuación:
Kp = [PH2O] [PCO]
[PH2] [PCO2]
Se puede demostrar que la constante de presión de equilibrio es adimensional:
Kp = [PH2O] [PCO] = atm x atm = 1
[PH2] [PCO2] atm x atm
La constante de presión de equilibrio es adimensional cuando la suma de los coeficientes de los reactantes de
la ecuación quÃ−mica es igual a la suma de los coeficientes de los productos.
3.4.- CAMBIOS DE PRESIà N O CONCENTRACIà N DE LOS COMPONENTES INDIVIDUALES.Los sistemas en equilibrio pierden frecuentemente dicha condición por algunas variaciones y es conveniente
conocer lo que sucede en el sistema ala medida que vuelve ala condición de equilibrio.
Supóngase que un sistema en equilibrio contiene hidrógeno, dióxido de carbono, monóxido de carbono y
vapor de agua a 25ºC, y que las presiones parciales son:
PH2O = 4.40 x 10-2atm
3
PCO = 1.00 x 10-2atm
PCO2 = 6.00 x 10-1atm
La presión parcial del hidrógeno se puede calcular partiendo del valor de la constante de equilibrio de
2.95x10-4:
Kp = (PH2O) (PCO) = 2.95x10-4
(PH2) (PCO2)
(PH2) = (PH2O) (PCO) = (4.40x10-2) (1.00x10-2) = 2.49atm
(PCO2) Kp (6.00x10-1) (2.95x10-4)
Por lo tanto, el estado de equilibrio puede describirse mediante las cuatro presiones. Ahora supóngase que
mientras este sistema esta en condiciones de equilibrio, se introduce mas CO2 en el recipiente en tal forma,
que la presión de este componente sea de 5.00atm. En ese momento la presión del CO2 excede la presión
original de equilibrio y este ya no esta en equilibrio. Se puede demostrar que el cociente de presión es mayor
que la constante de equilibrio:
Qp = PH2O PCO = (4.40x10-2) (1.00x10-2) = 3.55x10-4
PCO2 PH2 5.00(2.49)
Bajo estas condiciones, Qp es menor que Kp, lo que quiere decir que para alcanzar un equilibrio el valor de
Qp debe disminuir. Esto se puede lograr si el dióxido de carbono y el hidrógeno reaccionan para producir
agua y monóxido de carbono, esta reacción continua hasta que se alcanza nuevamente el equilibrio.
3.5.- EFECTOS DE LA TEMPERATURA.Para sistemas de gases ideales, las variaciones de presión y de concentración no afectan los valores de las
constantes de equilibrio. Sin embargo los cambios de temperatura si lo hacen. Aunque no se derivara la
relación entre la constante de equilibrio y la temperatura, el efecto cualitativo de esta puede comprenderse a
partir del principio de LECHATELIER.
Considérese un sistema gaseoso hipotético como lo descrito en la siguiente ecuación:
A + B C + D + calor
Escrito la ecuación de esta forma la reacción es exotérmica y la constante de concentración de
equilibrio se representa como sigue:
Kc = [C] [D]
[A] [B]
Si el sistema en equilibrio se calienta, el exceso de calor es la fuerza aplicada al sistema y este reacciona para
consumir calor. Esto significa que la relación inversa se ve favorecida con respecto a la directa y parte de los
productos se combinan para formar mas reactantes. Esto corresponde a un descenso en el valor numérico
del numerador del cociente de la ecuación y un aumento en el valor numérico del denominador de la
misma. Esto significa que en una reacción exotérmica, el valor de la constante de equilibrio debe
4
disminuir a medida que la temperatura aumenta.
De igual manera se puede demostrar que la constante de equilibrio en una reacción endotérmica, aumenta
a medida que la temperatura se incrementa.
4.- MATERIALES Y REACTIVOS.4.1.- MATERIALES.• Vaso depresipitado.
• Pipeta simple.
• 6 tubos de ensayo.
• Piseta.
• Probeta de 25 ml.
• Gradilla para tubos de prueba.
4.2.- REACTIVOS.• Sulfocianuro de potasio (KSNC)
• Nitrato de Fierro (Fe(NO3)3)
• Agua destilada (H2O).
5.- ENSAYO # 1.- EQUILIBRIO QUÃ MICO.
5.1.- PROCEDIMIENTO.• se toma 5 tubos de ensayo y se vierte en esta 5ml de SCN.
• En un tubo verter 5ml de Fe+3.
• En una probeta verter 10ml de Fe+3(0.1M), y llenar con agua hasta una volumen de 25ml,luego echar
5ml en el tubo que contiene 5ml de Fe+3.
• Luego echar 10ml a otra probeta y enrazarlo hasta un volumen de 25ml luego echarlo en el tubo que
contiene 5ml de SCN. Y asÃ− sucesivamente hasta completar con los 5 tubos de prueba.
• Luego llenar el cuadro correspondiente.
• Después de tener todos los tubos de prueba con sus respectivas soluciones ver la intensidad de los
colores de la parte superior de los tubos.
• Ver la intensidad del color del primer tubo con el segundo, si este es diferente ir separando de a poco
hasta que la intensidad sea la misma.
• Este proceso realizarlo con todos los tubos (1-2, 1-3, 1-4, 1-5)
5.2.- OBSERVACIONES.• Se observa que a medida que baja la concentración del fierro el color también va variando de
fuerte a mas débil.
• El color de Fe+3 en solución es de color naranja, pero cuando se mezcla con el SCN este se torna de
color rojo.
• El color del SCN es incolora.
5.3.- RECOMENDACIONES.• Tener cuidado con los tubos de prueba.
• Tener cuidado al pipetear las soluciones.
• Ver en forma correcta los colores que va variando.
5
• Realizar bien las mediciones.
• Hacer bien los cálculos para llenar el cuadro.
5.4.- PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.6.- CUESTIONARIO.6.1.- EN EL CÔLCULO (e), CUAL DE LAS COMBINACIONES DE CONCENTRACIONES 1,2 à 3,
ARROJA EL VALOR NUMà RICO MÔS CONSTANTE?.
1.- 5.53112x10-11
2.- 0.3x10-8
3.- 0.7x10-9
4.- 0.5x10-9
1.- (Fe+3)(FeSCN+2) = 0.00191
(SCN-)
2.- 0.00001056 = 0.034077
0.00031
3- 0.0000167 = 0.03555
0.00047
4.- 0.0000082 = 0.0120847
0.00068
Se observa que en las resultantes de las operaciones realizadas el ejemplo 1 serÃ−a la que más se asemeja a
la constante .
6.2.- LA COMBINACIà N QUE PRODUCE EL VALOR NUMà RICO MÔS CONSTANTE SE
LLAMA CONSTANTES DE EQUILIBRIO. ENUNCIE ESTAS CONSTANTES CON SUS PROPIAS
PALABRAS Y EMPLEANDO LOS TÃ RMINOS REACTANTES Y PRODUCTOS.
Cuando las propiedades de un sistema no sufren cambios observables experimentalmente aun trascurrido un
tiempo indefinido de experimentación se dice que el sistema se encuentra en equilibrio quÃ−mico esto es
relativo por que las partÃ−culas individuales sufrirán cambios.
• Al alcanzar el equilibrio un sistema quÃ−mico las concentraciones reflejan la tendencia intensita de
los átomos a existir ya sea como moléculas de reaccionantes o moléculas de productos.
6.3.- EXPLIQUE PORQUE PUEDE EXISTIR ESA RELACIÃ N NUMÃ RICA CONSTANTE.
1.- (FeSCN+2) = 0.000083 = 1257,575
6
(Fe+3)(SCN-) 0.000000666
2.- 0.00069 = 146,8085
0.0000047
3.- 0.00053 = 35,8108
0.0000149
4.- 0.00032 = 18,32760
0.00001746
Porque al ser resueltos multiplicándolos tanto el Fe+3 como el SCN y el FeSCN+2. Son los datos
experimentalmente obtenidos en el ensayo de acuerdo a la moralidad de cambio y por la constante. Lo cual
nos llevó a la conclusión de un solo calor ya experimentado. Por ser combinados el 1 con el 2 y el 1 con el
3 y asÃ− sucesivamente. Se llega a ver el color rojizo.
conc. Inicial
metodo
conc. Equilibrio
óptico
[FeSCN+2]
rel.
[Fe+3][SCN
[SCN
[SCN
[FeSCN+2]
[Fe+3] [SCN
alturas de [FeSCN]
Exp. [Fe+3]
-]
-]]
-]
-][Fe+3]
alt.
Â
2
3
1
0.1M 0.001
h1= r1,
6.2 0.8
h2=
7.5
h1= r1,
0.016M 0.001
5.2 0.6
h3=
7.5
h1= r1,
0.0064M 0.001
4.0 0.5
h4=
7.5
h1= r1,
0.0025M 0.001
2.4 0.3
h5=
7.5
0.04M
Â
Â
Â
Â
Â
4
5
Â
Â
0.001
7.- BIBLIOGRAFÃ A.SNYDER K. ,Milton “QuÃ−mica estructura y reacciones”
p.p. 549-570.
BROMW Y OTROS “QuÃ−mica la ciencia central”
p.p 550-565.
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