4 EQUILIBRIO QUÍMICO y Aplicaciones Del Principio de Lechatelier

INDICE:

INDICE:...1

1.- Objetivos:...2

2.- Fundamento Teórico:...2

3.- Parte experimental:...3

3.1.- Experiencia Nº1: Sistema en equilibrio, ion cromato – ion dicromato (principio de Le Chatelier)...3

a) Observaciones:...3

b) Diagrama de flujo:...3

c) Concusiones:...3

3.2.- Experimento Nº2: Reversibilidad entre el nitrato de hierro y el tiocianato de potasio...4 a) Datos:...4 b) Observaciones:...4 c) Reacciones químicas:...4 d) Diagrama de flujo...4 e) Conclusiones...5

3.3.- Experimento Nº3: Determinación de la constante de equilibrio...5

a) Datos:...5 b) Observaciones:...5 c) Reacciones químicas:...5 d) Cálculos:...5 e) Diagrama de flujo...8 f) Conclusiones...8 4.-Cuestionario:...9 5.- Bibliografía...12

EQUILIBRIO QUÍMICO

y aplicación del principio de Le Chatelier

1.- Objetivos:

- Comprender y analizar experimentalmente la aplicación del principio de Le Chatelier.

- Determinación cuantitativa de la constante de equilibrio en un sistema en equilibrio.

2.- Fundamento Teórico:

Equilibrio:

Las reacciones químicas reversibles se desarrollan hasta alcanzar un estado de equilibrio químico definido como aquel en el cual no se puede apreciar un nuevo cambio en la composición del sistema en el transcurso del tiempo, siempre que no se alteren la temperatura y/ o presión. El estado de equilibrio químico es de naturaleza dinámica, es decir que, la reacciones directa e inversa se producen simultáneamente a la misma velocidad en el equilibrio.

Reacciones reversible:

Es probable que todas las reacciones químicas puedan producirse en ambos sentidos, pero en muchos casos la magnitud de la reacción inversa es tan insignificante que puede ignorarse.

Cuando las condiciones son tales que, tanto la reacción directa como la inversa pueden producirse en magnitud apreciable, el proceso se describe como una reacción reversible.

Desplazamiento del equilibrio. Principio de Le Chatelier.

El principio de Le Chatelier es de gran ayuda en el estudio de los equilibrios químicos, porque permite pronosticar la respuesta cualitativa de un sistema a los cambios de las condiciones externas como presión, temperatura, concentración.

Este principio establece que si un sistema en equilibrio es sometido a una perturbación que modifica a cualquiera de los factores que determinan el estado de equilibrio (presión, temperatura, concentración) el sistema reaccionará de manera que anulará en lo posible el efecto de ese cambio.

3.- Parte experimental:

3.1.- Experiencia Nº1: Sistema en equilibrio, ion cromato – ion dicromato (principio de Le Chatelier) a) Observaciones:  2 ) ( 4) 0 (Cr _{ac 0.1M Color Amarillo}  2 ) ( 7 2 ) (Cr O _{ac 0.1M Color anaranjado}  2 ) ( 4) 0 (Cr _ac 2 ) ( 7 2 ) (Cr O _{ac Observaciones} ) ( ) (OH ac Na 2 ) ( 4) 0 (Cr _{ac (1)} 2 ) ( 4) 0

(Cr _{ac (2) Tanto 1como 2 amarillo} ) ( ac HCl (Cr2O7)2(ac) (3)  2 ) ( 7 2 ) (Cr O _ac

(4) Tanto 3como 4 anaranjado ) ( 4(OH) ac NH 2 ) ( 4) 0 (Cr _{ac (5)} 2 ) ( 4) 0

(Cr _{ac (6) Tanto 5 como 6 amarillo}

) ( 4 2SO ac H (Cr2O7)2(ac) (7)  2 ) ( 7 2 ) (Cr O _ac

(8) Tanto 7 como 8 anaranjado

b) Diagrama de flujo: c) Concusiones: Se concluye que 2 ) ( 4) 0

(Cr _{ac no reaccionan en bases fuertes ni} en bases débiles. Los 2 ) ( 7 2 )

(Cr O _{ac reaccionan con bases fuertes y débiles.} Los 2

) ( 4)

0

Los 2 ) ( 7 2 )

3.2.- Experimento Nº2: Reversibilidad entre el nitrato de hierro y el tiocianato de potasio

a) Datos:

Tubo Estándar Tubo 2 Tuno 3 Tubo 4

S o lu ci o ne s d e : 20 ml H2O 20 ml H2O 20 ml H2O 20 ml H2O 2 ml SCN- _{0.002M 2 ml SCN}- _{0.002M 2 ml SCN}- _{0.002M 2 ml SCN}- _0.002M 2 ml Fe+3 _{0.2M 2 ml Fe}+3 _{0.2M 2 ml Fe}+3 _{0.2M 2 ml Fe}+3 _0.2M Añadimos: 2 ml SCN- _{0.002M 2 ml Fe}+3 _{0.2M KCl} (s) b) Observaciones:

- El tubo estándar es de color anaranjado transparente.

- El tubo 2 presenta una coloración mas intensa, a comparación con el tubo estándar.

- El tubo 3 presenta la misma coloración que el tubo estándar. - El tubo 4 tiene una coloración más clara que la del tubo estándar.

c) Reacciones químicas: 2 ) ( ) ( 3 ) (ac SCNac  FeSCNac Fe d) Diagrama de flujo

e) Conclusiones

- De las observaciones podemos concluir que el SCN- _{es el}

reactivo limitante y el Fe+3 _{es el reactivo en exceso.}

- Concluimos la reversibilidad de la siguiente reacción. 2 ) ( ) ( 3 ) (ac SCNac  FeSCNac Fe

3.3.- Experimento Nº3: Determinación de la constante de equilibrio a) Datos:

Tubo Estándar Tubo 2 Tuno 3 Tubo 4 Tubo 5

S o lu ci o ne s d e : 5 ml SCN -0.002M 5 ml SCN -0.002M 5 ml SCN -0.002M 5 ml SCN -0.002M 5 ml SCN -0.002M 5 ml Fe+3 0.2M 5 ml Fe +3 0.08M 5 ml Fe +3 0.032M 5 ml Fe +3 0.0128M 5 ml Fe +3 0.00512M Altura (cm) 7.4 7.4 7.4 7.4 7.4

Estándar 1-2 Estándar 1-3 Estándar 1-4 Estándar 1-5 Altura del tubo estándar luego

de la Colorimetría (cm) 7.20 6.40 3.92 2.40

2 1

h h13 h14 h15 b) Observaciones:

- El color que presenta el tubo estándar es rojo sangre de mayor intensidad que el tubo 2, y este a su ves que el tubo 3 y así hasta el tubo 5.

c) Reacciones químicas:    _{ } 2 ) ( ) ( 3 ) (ac SCN ac FeSCNac Fe d) Cálculos: Tubo Nº (i) Relación de alturas 4 . 7 1 i hx h  Inicial Equilibrio k



_SCN





_Fe3







eq FeSCN2





eq Fe3



_



SCN eq 1 Estándar --- 0.001 M 0.1M _10,0104M 2 0.973 0.001 M 0.04 M _9.730104M _922.438 3 0.865 0.001 M 0.016 M _8.648104M _422.857 4 0.530 0.001 M 0.0064 M _5.297104M _191.888 5 0.324 0.001 M 0.00256 M _3.243104M _214.700

[ F e 3+ ]-[F e S C N 2+ ] [S C N - ]-[F e S C N 2+ ] *



_SCN



_:    ml ml M_SCN M) (5.0 /10,0 ) 002 . 0 ( M M_SCN 0.001 *



_Fe3



_: - Tubo estándar:   (5.0 /10,0 ) 3 ) 2 . 0 ( M ml ml M_Fe M M_Fe3 0.1 - Tubo 2:   (5.0 /10,0 ) 3 ) 08 . 0 ( M ml ml M_Fe M M_Fe3 0.04 - Tubo 3:   (5.0 /10,0 ) 3 ) 032 . 0 ( M ml ml M_Fe M M_Fe3 0.016 - Tubo 4:   (5.0 /10,0 ) 3 ) 0128 . 0 ( M ml ml M_Fe M M_Fe3 0.064 - Tubo 5:   (5.0 /10,0 ) 3 ) 00512 . 0 ( M ml ml M_Fe M M_Fe3 0.00256 **



FeSCN 



eq 2

- Tubo estándar:



FeSCN 



eq 2 =0.001M; es igual a la concentración del SCN -- Tubo 2:



FeSCN2



(h12/h2)



FeSCN2



eq



FeSCN



eq cm cm M_{(7.2 /7.4 )} 2 001 . 0



FeSCN



eq M 4 2 _{9.73010} - Tubo 3:



FeSCN 



 h13 h3 



FeSCN2



eq 2 _{( / )}



FeSCN



eq cm cm M _{(6.4 /7.4 ) } 2 001 . 0



FeSCN2



_{eq 8.64810}4M - Tubo 4:



FeSCN 



 h14 h4 



FeSCN2



eq 2 _{( / )}



FeSCN



eq cm cm M _{(3.92 /7.4 )}  2 001 . 0



FeSCN2



_{eq 5.29710}4M - Tubo 5:



FeSCN2



(h15 /h5)



FeSCN2



eq



FeSCN



eq cm cm M _{(2.4 /7.4 ) } 2 001 . 0



FeSCN2



_{eq 3.24310}4M

Promediamos las constantes K, y obtenemos la constante de equilibrio: K=437.971  NOTA: x x c c

h

C

C

h



x S Sc   x S Sc 0 0 : : tan : : A hC A absorvancia cons te h altura C cancentracion    1 1 1 2 2 2 1 2 1 1 2 2 2 1 2 1 Se entonces: A h C A h C A A h C h C h C C h          estándar tubo del Solución S y tubos los de de Solución S c x   2,3,4 5 estándar tubo del Solución S y tubos los de de Solución S c x   2,3,4 5

e) Diagrama de flujo

f) Conclusiones

- Toda reacción en su estado de equilibrio presenta una constante de equilibrio q relaciona las concentraciones de los reactantes y los productos.

- La constante de equilibrio es positiva por lo q decimos q la concentración de el producto es mayor y hacia los productos (directa) es la dirección de la reacción.

- La formula:





  

eq



eq eq SCN Fe FeSCN K _{ }    ₃ 2

4.-Cuestionario:

1.- Haga una descripción del proceso Haber empleado en la fabricación industrial del amoniaco, y la importancia que tiene el equilibrio químico en la realización del proceso.

- El procedimiento de Haber-Bosch: la unión de nitrógeno e hidrógeno a presión y temperaturas elevadas y en presencia de un catalizador para dar amoniaco,

C. Bosch escogió entre todas las posibles condiciones de reacción el trabajar a una presión de 200 atm y a una temperatura máxima de 550 ºC. El posterior desarrollo de esta industria demostró durante muchos años que estas condiciones eran las óptimas condiciones de trabajo.

Para la obtención del hidrógeno, C. Bosch se decantó por el proceso del gas de agua, empleando para la gasificación el coque de hulla como materia prima. El nitrógeno, en la cantidad correspondiente a la proporción estequiométrica de la reacción, lo obtuvo a partir del aire.

La dificultad principal en la obtención del hidrógeno está en la eliminación del monóxido de carbono obtenido como subproducto. Es importante su eliminación ya que los gases que van a reaccionar deben estar lo más puros posible con objeto de no acortar la vida del catalizador. Bosch realizó la eliminación por el llamado método de conversión del gas de agua, que convierte previamente el CO en CO2. Además desarrolló un sistema de lavados

con lejías cupríferas que permitían la absorción de estos óxidos del carbono.

2.- A 25ºC la constante de equilibrio Kc de la siguiente reacción vale 4,66x 10-3.

Si se inyectan0.8 moles de N2O4 en un recipiente de 1,0 litro a 25ºC. a)¿Cuáles

serán la concentraciones de equilibrio de ambos gases?. b)¿Cuáles serán la nuevas concentraciones de equilibrio si se disminuye el volumen a la mitad y se mantiene la misma temperatura?

Sea la reacción: ) ( 4 2O g N 2NO_2(g)

Al inicio: 0.8moles 0 moles Se consume: X moles -Se produce: -- 2X moles En equilibrio: (0.8-X) moles 2X moles

Debido a que el volumen es un litro, las concentraciones en el equilibrio seran las siguientes: (0.8-X) L mol ; 2X L mol

Utilizando Kc del dato del problema:

4,66x 10-3 ₌





X X  8 . 0 2 2

_

_{X = 0,029moles}



N2O4(g)



= 0,77 L mol .



NO2 g( )



= 0,06. L mol

- Debido a que el volumen disminuye a 0,5 litros, las concentraciones en equilibrio serán:



0.8X



2 L mol y 4X L mol por lo tanto: 4,66x 10-3 ₌





) 8 , 0 ( 2 4 2 X X  L mol

_

X = 0,021moles 



N2O4(g)



= 1,558 L mol y



NO2 g( )



= 0,084 L mol

3.- Influencia de la temperatura sobre la constante de equilibrio y determine la expresión cuantitativa que relacione la constante de equilibrio Kp con la

temperatura.

- Se sabe que los cambios de concentración, presión, volumen, pueden alterar la posición del equilibrio, pero no modifican el valor de la constante de equilibrio, sin embargo, el valor de la constante de equilibrio solo se altera con los cambios en la temperatura.

aA(g) + bB(g) cC(g) + dD (g) Se sabe que: Kc = b d a c B D A C ] [ ] [ ] [ ] [ ………. (1) Kp = _b B d D a A c C P P P P ] [ ] [ ] [ ] [ ……….. (2)

De la ecuación universal de gases ideales tenemos:

RT n V P_{A A}  _A  RT V n P A A A   P_A [A]RT Análogamente: RT B P_B [ ] RT C PC [ ] RT D P_D [ ]

Reemplazando en la expresión (2) tenemos:

Kp= a b d c b a d c b a d c RT RT B A D C RT B RT A RT D RT C        ) ( ) ( ] [ ] [ ] [ ] [ ) ] ([ ) ] ([ ) ] ([ ) ] ([ Kp = Kc (RT)(c+d)-(a+b) Kp = Kc(RT)n Donde: n  : (c+d)-(a+b) R : 0.082 molxK atmxL

5.- Bibliografía

Raimond Chang – Química – Pág. 562-588