EQUILIBRIO QUIMICO-LABORATORIO QIMICA II

informe de practicas de laboratorio.

1. "UNIVERSIDAD NACIONAL SANTIAGO ANTÚNEZ DE
MAYOLO"


FACULTAD DE ING. DE MINAS, GEOLOGÍA Y METALURGIA


INFORME: Equilibro químico.

GRUPO:

DOCENTE ENCARGADO:

ESCUELA PROFESIONAL: Ing. De Minas.

2. I. INTRODUCCIÓN



En la mayoría de las reacciones químicas se comprueba
experimentalmente que la conversión de unas sustancias en otras es a
menudo incompleta, sin que importe el tiempo de que disponga la reacción
para realizarse. Estas reacciones que no terminan se llaman reversibles. Este
tipo de reacciones por lo general conducen a un estado de equilibrio en donde
las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales y las
concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes con el
tiempo.

La característica más notable de un sistema en equilibrio es su habilidad
para regresar al equilibrio después que un cambio de condiciones modifica
este estado. Este impulso para conservar el estado de equilibrio lo define el
Principio de Le Chatelier. Los cambios en las condiciones experimentales
pueden alterar el balance y desplazar la posición del equilibrio para hacer
que se forme una mayor o menor cantidad del producto deseado.

En las reacciones a estudiar en esta práctica se observarán las alteraciones
que suceden en el equilibrio cuando se modifican bien sea las
concentraciones de los reactivos o productos o bien la temperatura.

3. II. OBJETIVOS


OBJETIVO GENERAL

Analizar el comportamiento de un sistema en equilibrio químico cuando se
somete a diferentes perturbaciones con base en el Principio de Le Chatelier.

OBJETIVOS ESPECIFICOS

 Observar el efecto que tiene la variación de la concentración de los
reactivos y productos en el equilibrio químico.

 Observar el efecto que tiene la variación de la temperatura en el
equilibrio químico de una reacción determinada.





III. FUNDAMENTO TEORICO



1. Reacción Irreversible: Es aquel tipo de reacción química la cual llega a
completarse y ocurre en un solo sentido, es decir hay una conversión
completa de los reactivos en producto determinada por el agotamiento
del reactivo limitante. Se representa de la siguiente forma:



aAbBcC dD




2. Reacción Reversible: Es una reacción química que no llega a
completarse es decir cuando se mezclan cantidades estequiométricas de
reactivos no se convierten totalmente en productos, debido a que antes
de que esto ocurra la reacción inversa (de derecha a izquierda) tiene
lugar. Se representa de la siguiente forma:

4. aAbBcC Dd

La doble flecha indica que la reacción es reversible, es decir la reacción
directa e inversa ocurren simultáneamente.

3. Equilibrio Químico: La condición en la cual la concentración de todos
los reactivos y productos deja de variar con el tiempo se denomina
equilibrio químico. Se establece cuando la velocidad de formación de
los productos a partir de los reactivos (velocidad de la reacción directa)
es igual a la velocidad de formación de los reactivos a partir de los
productos (velocidad de la reacción inversa).

4. Constante de Equilibrio Químico: Se define como el producto de las
concentraciones en el equilibrio (mol/L) de los productos, cada uno
elevado a la potencia que corresponde a su coeficiente en la ecuación
balanceada, dividido por el producto de las concentraciones en el
equilibrio de los reactivos cada una elevada a su coeficiente en la
ecuación balanceada



aAbBcC dD


b
k
a
k
d
k
c
k
c
BA
DC
K
][][
][][




5. Principio de Le Chatelier: “Si un sistema en equilibrio es perturbado
por un cambio de temperatura, presión o concentración de algunos de
los componentes, el sistema desplazará su posición de equilibrio de
modo que se contrarreste el efecto de la perturbación “.

 Cambio de concentración de reactivo o productos.

Si un sistema químico está en equilibrio y se agrega un sustancia
(reactivo o producto) la reacción se desplazará para reestablecer el
equilibrio consumiendo parte de la sustancia adicionada. En caso
contrario, si se extrae una sustancia reactiva o producto la reacción se

5. lleva a cabo en el sentido que se forme parcialmente la sustancia
removida.

 Cambio de volumen y presión.

Si un sistema está en equilibrio y su volumen por lo que su
presión aumenta el sistema responderá desplazando su posición de
equilibrio para reducir la presión disminuyendo el número total de
moléculas de gas, menos moléculas de gas ejercen una presión menor.

A temperatura constante, la reducción del volumen (aumento de
presión) de una mezcla gaseosa en equilibrio origina que el sistema se
desplace en el sentido que reduce el número de moles de gas. En caso
contrario un aumento de volumen (disminución de presión) origina un
desplazamiento del sistema en el sentido que aumenta el número de
moles de gas. Si no hay diferencia entre el número de moles de los
gases de los reactivos y los productos, un cambio de volumen y
presión no afecta la posición de equilibrio.


 Cambio de temperatura


Reacción endotérmica:

Un aumento de temperatura a presión constante por adición de
calor al sistema favorece la reacción directa, eliminando parte del calor
suministrado. Un descenso de temperatura favorece la reacción
inversa, para reponer parte del calor perdido.


AB calor C D


Reacción exotérmica:

Un aumento de temperatura a presión constante por adición de
calor al sistema favorece la reacción inversa, eliminando parte del calor
suministrado. Un descenso de temperatura favorece la reacción directa,
para reponer parte del calor perdido.


AB C D Calor

6.  Introducción de un catalizador.

El catalizador afecta la energía de activación de la reacción
directa e inversa por igual, es decir cambia ambas reacciones por igual
y el equilibrio se establece más rápidamente. Un catalizador
incrementa la rapidez con la que el equilibrio se alcanza pero no la
composición de la mezcla en el equilibrio.

7. IV. MATERIALES Y EQUIPOS

 10 tubos de ensayo (con una gradilla).
 2 vasos de precipitado.
 Erlenmeyer de 150 ml.
 Equipo de titulación.
 Mechero bunsen.
 Pipeta graduada (10ml).

V. REACTIVOS

 Tiocianato de potasio ( KSCN 0.2M).
 Fe(NO
3)
3 0.2 M.
 Dicromato de potasio 0.1M.
 Cromato de potasio 0.1 M.
 Bi
3Cl (Cloruro de bismuto (III)) 0.1 M.
 NaOH 0.1 M.
 Fenolftaleína.
 Indicador rojo de cresol.
 Indicador azul de timol.
 Indicador naranja de metilo.
 Indicador azul de bromo fenol.
 BaCl
2 (cloruro de bario) 0.1 M.
 Ácido acético.
 Ácido clorhídrico ( HCl) 0.1 M.

8. VI. DESARROLLO EXPERIMENTAL



ASPECTO CUALITATIVO


Experimento 1:

a. En un tubo de ensayo, colocamos 3 ml de una solución de cloruro de
bismuto, añadiremos agua hasta observar la formación de precipitado
blanco lechoso (todas las ecuaciones y cálculos estarán en la hoja
de resultados).



b. Añadiremos HCl al tubo hasta disolver completamente el precipitado
(debemos observar como varia el equilibro químico).

9. c. Con el tubo que contiene al precipitado, procederemos a experimentar
el efecto que tiene el cambio de temperatura en el equilibrio químico
(calentaremos el tubo con el mechero).



Experimento 2:

a. Prepararemos una solución coloreada para este paso ( para los tres
grupos de trabajo:

10. En un vaso colocamos 50 ml de agua destilada, luego adicionaremos
1ml de solución de Fe(NO3)3 y 1 ml de solución de KSCN.



b. En tres tubos de ensayo colocaremos (en cada tubo) 5 ml de la solución
preparada anteriormente, al primer tubo añadiremos 1 ml de una
solución férrica, al segundo 1ml de solución de tiocianato. El tercer
tubo nos servirá como patrón para las comparaciones así que no le
agregaremos nada, solo calentaremos en tubo y anotaremos las
observaciones.

11. Experimento 3:

a. En un tubo de ensayo, colocamos 3 ml de K
2Cr
2O
7 ( dicromato de
potasio, color naranja) y le añadiremos gota a gota una solución de
NaOH hasta observar cambios en la solución.

12. b. Agregamos a la solución anterior gota a gota una solución de HCl
hasta registrar un nuevo cambio.



Experimento 4:

a. En dos tubos de ensayo ( A y B), colocaremos 3 ml de soluciones de
K
2CrO
7 al tubo de ensayo A y 3ml de K
2Cr
2O
7 al tubo B, añadiremos
unas gotas de una solución de BaCl
2 a cada tubo, anotaremos las
observaciones.

13. Tubo A



Tubo B


b. A los tubos A y B añadiremos gotas de solución de HCl.

14. Tubo A


Tubo B



c. Nuevamente a los tubos A y B añadiremos gota a gota una solución
de NaOH.

15. Tubo A



Tubo B

16. ASPECTO CUANTITATIVO

Experimento 1: Concentración de equilibrio del acido acético.

a. En un matraz colocamos 10ml de ácido acético 0.1 M, medidos con
pipeta, procederemos a añadir 30 ml de agua destilada y 3 gotas de
fenolftaleína (indicador de carácter acido-base).





b. Procedemos a titular la solución de ácido acético preparada con la base
fuerte NaOH 0.1M, realizaremos dos veces esta operación para estirar
la cantidad media de concentración (la solución neutralizara el ácido
y coloreara la fenolftaleína, cuando esto ocurra se detendrá el goteo de
NaOH).

17. Experimento 2: Concentración de equilibrio de H
3O
+
y CH
3COO
−


a. Colocamos en 4 tubos de ensayo respectivamente en cada uno, 3 ml
de ácido acético en solución, 3 gotas de rojo de crisol al primero, 3
gotas de azul de timol al segundo, 3 gotas de anaranjado de metilo al

18. tercero y 3 gotas de azul de bromofenol al cuarto, anotaremos las
observaciones.





b. Usaremos los indicadores de color acido-base para determinar el pH
aproximado de la solución.

19. VII. HOJA DE CALCULOS Y RESULTADOS



Experimento 1:

 Se forma precipitado lechoso.

BiCl
3(ac) + H
2O BiOCl
(s) + 2HCl
(ac)

Aumento de la
concentración del HCl
Aumento de la
concentración del H
2O
Aumento de la
temperatura

El equilibrio se
desplaza a la izquierda

El equilibrio se
desplaza a la derecha

La solubilidad
aumenta


Experimento 2 :

 Solución de color rojo sangre.

Fe
+3
(ac)+ 6SCN
−
Fe(SCN)
6
−3


Aumento de la
concentración del
Fe
+3
(ac)
Aumento de la
concentración del
SCN
−

Aumento de la
temperatura

El equilibrio se
desplaza a la derecha


El equilibrio se
desplaza a la derecha

El equilibrio se
desplaza a la izquierda

20. Experimento 3:

 Proceso de reacción al añadir NaOH, en formación del ion cromato (
color amarillo en solución):

Cr
2O
7(ac)
−2
+ 2OH
(ac)
−
2CrO
4(ac)
−2
+ H
2O

 Proceso de reacción al añadir HCl, formación del ion dicromato
(color naranja en solución):

2CrO
4(ac)
−2
+ 2H
3O
(ac)
+
Cr
2O
7(ac)
−2
+ 3H
2O


Experimento 4: equilibrio del precipitado, cloruro de bario BaCrO
4


 Proceso de reacción al añadir el BaCl
2, forma precipitado lechoso en
el fondo del tubo.

CrO
4(ac)
−2
+ Ba
+2
BaCrO
4 (s)

 Proceso de reacción al añadir HCl, el precipitado se disuelve y la
solución toma una tonalidad naranja por la formación de dicromato.

2CrO
4(ac)
−2
+ 2H
3O
(ac)
+
Cr
2O
7
−2
(ac)+ 3H
2O

 Proceso de reacción al añadir NaOH, toma una tonalidad amarilla
por la formación de cromato.

21. Cr
2O
7
−2
(ac) + 2OH
−
2CrO
4(ac)
−2
+ H
2O



ASPECTO CUALITATIVO


Experimento 1: Concentración de equilibrio del ácido acético.

CH
3COOH + H
2O CH
3COO
−
+ H
3 O
+


 Titulación con NaOH:

Equivalente del ????????????
3COOH = Equivalente del NaOH

(Normalidad del ácido) x (volumen)= (Normalidad de la base) x (volumen)

 (N)(40)=(6,7)x(0,1) N=0,01675

 (N)(40)=(7,2)x(0,1) N=0,018


Gasto de NaOH Molaridad del acido
Calculo 1 6,7 ml 0,02
Calculo 2 7,2 ml 0,02
promedio - 0,02

 El ácido acético solo proporciona un H
+
, por ello consideramos que
su molaridad es igual a su normalidad.

22. Experimento 2:

Color Rango
Tubo 1 purpura 8
Tubo 2 Naranja rojizo 2,5
Tubo 3 rojizo 4
Tubo 4 amarillo 3

Ph promedio =
8+2,5+4+3
4
= 4,36

23. VIII. CONCLUSIONES

 Hemos comprobado que El equilibrio químico, es afectado por los
cambios de concentración, temperatura, etc.

 La titulación, es un buen método para determinar la concentración de
sustancias acidas y básicas.

 La presencia de precipitados, el cambio de color y demás ayudan a
predecir hacia donde se desplaza el equilibrio químico.

 El aumento de las concentraciones de ácido clorhídrico e hidróxido de
sodio, favorecen la formación del ion bicromato y el ion cromato
respectivamente en una solución pudiendo desplaza el equilibrio sea a
la derecha o a la izquierda.

24. IX. BIBLIOGRAFIA

 CRISPINO, Álvaro. Manual de química experimental. Brasil. 1994.

 UNASAM. Manual de laboratorio, química general. Perú. Quinta
edición.