1.- INTRODUCCIÓN.-

Con frecuencia sucede que las reacciones químicas 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 químico en estas condiciones se encuentra en equilibrio químico. Ya hemos encontrado ejemplos de este tipo de equilibrio. Por ejemplo en un recipiente cerrado, el vapor que existe encima de un líquido se encuentra en equilibrio con respecto a la fase líquida. La velocidad a la cual la molécula se escapa del líquido hacia la fase gaseosa es igual a la velocidad a la cual las moléculas de la fase gaseosa entran en la superficie líquida 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 líquida para convertirse en sólidos.

PRACTICA # 5

EQULÍBRIO QUÍMICO

2.- OBJETIVOS:

• Aplicar los conocimientos teóricos adquiridos sobre equilibrio químico.

3.- FUNDAMENTO TEÓRICO.-

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 químicas. 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 raíces 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 químico 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 química 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 química alemana.

3.2.- CONSTANTE DE EQUILIBRIO.-

Supongamos que tenemos la reacción general representada por:

JA + kB pR + qS

En donde A, B, R y S son las especies químicas que participan, y j, k, p y q son sus coeficientes en la ecuación química 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 sí, 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 química. 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 PRESIÓN DE EQULIBRIO.-

Al igual que la variación de energía libre, la constante de presión de equilibrio es una medida de la fuerza impulsora de la reacción química, puesto que es una función termodinámica directamente relacionada con la variación de la energía libre.

Por ejemplo: un valor muy negativo de ΔGo, 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 ΔGo, 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 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 química.

Por lo tanto, para la reacción química general que describe la ecuación en la cual, las letras mayúsculas representan substancias químicas 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 química es igual a la suma de los coeficientes de los productos.

3.4.- CAMBIOS DE PRESIÓN O CONCENTRACIÓN 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

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 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 QUÍMICO.

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 así 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.

• Realizar bien las mediciones.

• Hacer bien los cálculos para llenar el cuadro.

5.4.- PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.-

6.- CUESTIONARIO.-

6.1.- EN EL CÁLCULO (e), CUAL DE LAS COMBINACIONES DE CONCENTRACIONES 1,2 Ó 3, ARROJA EL VALOR NUMÉRICO MÁS 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 sería la que más se asemeja a la constante .

6.2.- LA COMBINACIÓN QUE PRODUCE EL VALOR NUMÉRICO MÁS CONSTANTE SE LLAMA CONSTANTES DE EQUILIBRIO. ENUNCIE ESTAS CONSTANTES CON SUS PROPIAS PALABRAS Y EMPLEANDO LOS TÉRMINOS 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 químico esto es relativo por que las partículas individuales sufrirán cambios.

• Al alcanzar el equilibrio un sistema químico 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 RELACIÓN NUMÉRICA CONSTANTE.

1.- (FeSCN+2) = 0.000083 = 1257,575

(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 así sucesivamente. Se llega a ver el color rojizo.

conc. Inicial

metodo óptico

conc. Equilibrio

Exp.

[Fe+3]

[SCN - ]

alturas

rel. de alt.

[FeSCN]

[SCN -]]

[Fe+3]

[FeSCN+2] [SCN -][Fe+3]

[Fe+3][SCN -]

[FeSCN+2]

1

0.1M

0.001

2

0.04M

0.001

h1= 6.2

r1,2 = 0.837

3.25x10-2

7.5x10-2

3.15x10-2

7.678x10-6

2.363x10-4

3.25x10-2

h2= 7.5

3

0.016M

0.001

h1= 5.2

r1,3 = 0.693

1.01x10-2

5.9x10-3

9.1x10-3

5.423x10-7

5.369x10-5

1.01x10-2

h3= 7.5

4

0.0064M

0.001

h1= 4.0

r1,4 = 0.533

2.4x10-3

4.00x10-3

1.4x10-3

9.6x10-6

5.6x10-6

2.4x10-3

h4= 7.5

5

0.0025M

0.001

h1= 2.4

r1,5 = 0.320

8.0x10-4

1.7x10-3

2.0x10-4

2.72x10-10

3.4x10-7

8.0x10-4

h5= 7.5

7.- BIBLIOGRAFÍA.-

SNYDER K. ,Milton “Química estructura y reacciones”

p.p. 549-570.

BROMW Y OTROS “Química la ciencia central”

p.p 550-565.