Informe Nº1 Q Analítica

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UNIVERSIDAD CENTRAL DEL ECUADOR 
LABORATORIO DE QUÍMICA ANALITICA II 
INFORME Nº1 
 
 
 
EQUILIBRIO QUÍMICO 
 
Objetivo: 
Comprobar el principio de Le Châtelier, sometiendo a un cambio de concentración de reactivos 
o productos en diferentes reacciones en equilibrio. 
1. Resumen 
 
 La ley de equilibrio químico establece que una reacción química llega al equilibrio cuando 
al multiplicar la concentración de los productos elevados a sus coeficientes estequiométricos y 
dividir para el producto de la concentración de los reactivos elevados a sus coeficientes, es 
siempre una constante, denomina constante de equilibrio. La constante de equilibro puede ser 
alterada por un cambio en la temperatura, presión o una alteración en el número de moles, esta 
última es el objetivo de estudio en el siguiente informe para ello lo que se va a realizar es la 
mezcla de una solución de cloruro férrico más tiocianato de potación para formar el complejo 
de tiocianato férrico y observar que sucede cuando se altera la concentración de los reacción y 
productos. Una vez finalizado el experimento se llegó a deducir que un aumento en los reactivos 
provoca un desplazamiento del equilibrio hacia la derecha mientras que una disminución de los 
reactivos desplaza el equilibrio hacia la izquierda. 
2. Introducción 
 
 El equilibrio químico se lo define como un estado que se da de forma espontánea con una 
reacción química reversible, por lo que es posible visualizar de forma directa que las 
NOMBRE Y APELLIDO CARRERA FACULTAD 
-Cartagena Martínez Genesis 
Michelle 
-Chiquito Toaquiza Cristian Stalin 
-Delgado Yépez Diana Carolina 
-Fierro Montero María Fernanda 
 
BIOQUÍMICA Y 
FARMACIA 
CIENCIAS QUÍMICAS 
PARALELO GRUPO 
P1 
8 
 
FECHA DE ENTREGA 
 
concentraciones de las sustancias ya sean productos o reactivos, permanecen constantes (𝐴 +
𝐵 ↔ 𝐶 + 𝐷). De otro modo también se dice que son dos reacciones opuestas que van 
simultáneamente a la misma velocidad, por ende, se trata de una situación dinámica. (Massa & 
Cantó, s.f) 
 El sistema al estar en equilibrio y sufrir algún tipo de modificación ya sea por temperatura, 
cambio de moles del componente o presión, este se verá obligado a encontrar un nuevo estado 
de equilibrio el cual es posible deducirlo gracias al principio de Le Châtelier. Junto a esto se 
dice también que se puede relacionar las concentraciones tanto de reactivos como de productos 
en el equilibrio con una magnitud, la cual es la constante de equilibrio (K). Esta es independiente 
a las concentraciones de las sustancias, pero al igual que las constantes de velocidad, esta (K) 
deberá variar con la temperatura. (OLABS, 2013) 
El equilibrio se lo puede ver de la siguiente forma: 
 
 
 
𝑉𝑑=𝐾𝑑 [𝐴]
𝑎[𝐵]𝑏 (1) 𝑉𝑓=𝐾𝑓 [𝐶]
𝑐[𝐷]𝑑 (2) 𝐾𝑑 [𝐴]
𝑎[𝐵]𝑏 =𝐾𝑓 [𝐶]
𝑐[𝐷]𝑑 (3) 
 
 La primera ecuación nos indica que, si hay un aumento en la concentración de los reactivos, 
el equilibrio irá hacia adelante, pero si hay una disminución irá hacia atrás. Mientras que en la 
segunda ecuación nos dice que si hay un aumento en la concentración de los productos el 
equilibrio irá hacia atrás, pero si hay una disminución ira hacia adelante. Por lo tanto, la tercera 
ecuación nos manifiesta que las dos velocidades son iguales en el equilibrio y solo se tendría 
que despejar las constantes y unificarlas en una sola de la siguiente manera. (Chumacero, 2014) 
 
𝐾𝑑
𝐾𝑓
=
[𝐶]𝑐[𝐷]𝑑 
[𝐴]𝑎[𝐵]𝑏
 
𝐾𝑑
𝐾𝑓
=𝐾𝑐 
 
 
 
 
𝐾𝑐=
[𝐶]𝑐[𝐷]𝑑 
[𝐴]𝑎[𝐵]𝑏
 
 
3. Procedimiento 
 
 
 
4. Resultados 
 
Reacción en Equilibrio Color Inicial Solución Añadida Color Final Desplazamiento 
F𝑒3+ (ac)+ 𝐶𝑁𝑆
-
(ac) ↔ 
𝐹𝑒(𝐶𝑁𝑆)(𝑎𝑐) 
 
Rojo intenso 
FeCl3 Rojo Oscuro Derecha 
KSCN Rojo Oscuro Derecha 
KCl Rosado pálido Izquierda 
[Co (H2O)6]2+ (𝑎𝑐) + 4Cl-(𝑎𝑐) ↔ 
[CoCl4]2+(𝑎𝑐) +6H2O (𝑙) 
 
Celeste 
[Co (H2O)6] 2+ Morado Derecha 
HCl Morado Derecha 
H2O Lila claro Izquierda 
[Cu (H2O)6]2+(𝑎𝑐) + 4Cl-(ac) ↔ 
[C𝑜Cl4]2+(𝑎𝑐) + 6H2O (𝑙) 
 
Verde oscuro 
[Cu (H2O)6] 2+ Verde grisáceo Derecha 
HCl Verde claro Derecha 
H2O Gris Izquierda 
 
5. Discusión de resultados 
 
 Basándonos en el principio de Le Chátelier que dice: “Si un sistema en equilibrio es 
perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración de uno de los componentes, 
Tabla N.ª 1 Datos Obtenidos del Simulador 
el sistema desplazará su posición de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de la 
perturbación” (Chang, 2010) 
 Se deduce entonces que, en los tres casos de experimentación (Fe(CNS)2+, (CoCl4)
2- y 
(CuCl4)
2-) se tiene perturbaciones con origen en el cambio de la concentración lo que provoca 
una alteración en el equilibrio inicial, teniendo así que: en el primer caso al añadir iones Fe3+ 
y CNS- da como resultado más del complejo Fe(CNS)2+, esto ocasiona que en ambos casos el 
equilibrio cambie en la dirección hacia la derecha, ocurriendo lo contrario al momento de añadir 
K+; en el segundo caso tenemos, la adición de [Co(H2O)6]
2+ y iones Cl- resulta en un aumento 
de la concentración del complejo (CoCl4)
2-, el equilibrio se desplaza hacia la derecha, 
obteniendo el efecto contrario al momento de la adición de H2O; y en el tercer caso ocurre lo 
mismo al añadir [Cu(H2O)6]
2+ y iones Cl-, aumenta el (CuCl4)
2- con un desplazamiento hacia la 
derecha y al momento de añadir agua, se formara [Cu(H2O)6]
2+ siendo el desplazamiento hacia 
la izquierda. 
 El desplazamiento en cada caso ocurrirá tomando en cuenta que a mayor concentración en 
los productos el equilibrio tiende a desplazarse hacia los reactivos para compensar la reacción 
(el equilibrio se va hacia la izquierda), a mayor concentración en los reactivos, el equilibrio 
tiende a desplazarse hacia los productos (el equilibrio se va hacia la derecha) y a su vez si un 
sistema químico está en equilibrio y se agrega una sustancia (ya sea un reactivo o un producto), 
la reacción se desplazará de modo que se restablezca el equilibrio consumiendo parte de la 
sustancia agregada. A la inversa, eliminar una sustancia provocará que la reacción se desplace 
en el sentido que forma más de esa sustancia (Brown, 2004). 
6. Conclusiones 
 
 Se logró comprobar el principio de Le Châtelier, al someter a un cambio de concentraciones 
de reactivos y productos a tres reacciones en equilibrio, mismas que al presentar un cambio de 
coloración permitieron predecir su dirección de desplazamiento. 
 Al aumentar la concentración de los reactivos, el equilibrio se desplaza hacia adelante, y el 
color final de la reacción se torna más intenso, mientras que en una disminución en la 
concentración de dichos reactivos el equilibrio se desplaza hacia atrás, y la reacción se torna de 
un color más claro. De igual manera, al aumentar la concentración de los productos el equilibrio 
se desplaza hacia atrás, obteniéndose una reacción final de un color claro y con una disminución 
de estos, el equilibrio se desplaza hacia adelante, donde la reacción final tendrá un color más 
intenso. 
 Una forma de entender si una reacción tiende a mostrar una concentración más alta de 
productos o de reactivos en el equilibrio es mediante la constante de equilibrio, misma que 
dependiendo de un valor grande o pequeño permite conocer la dirección en la que se desplaza. 
7. Cuestionario 
1) ¿Cuál de los siguientes es CORRECTO con respecto al equilibrio químico? 
- El equilibrio se logra solo cuando se reduce la presión de la reacción. 
- El equilibrio se logra cuando la velocidad de reacción directa es igual a la velocidad de 
reacción inversa. 
- La constante de equilibrio depende de la concentración inicial del reactivo. 
- El equilibrio se logra solo cuando se aumenta la temperatura de la reacción. 
2) ¿Cuál es el complejo formado por la adición de iones de tiocianatoen una solución de 
sal férrica? 
- [Fe (SCN)] ²⁺ 
- [Fe (SCN)] ³¯ 
- [Fe (SCN)] ²¯ 
- [Fe (SCN)] ³⁺ 
3) La constante de equilibrio para la reacción 2CO (g) + O₂ (g) → CO₂ (g) es Kс. Entonces 
la constante de equilibrio para la reacción, CO (g) + ½ O₂ (g) → CO₂ (g) sería 
- Kc 
- 2Kc 
- √Kc 
- 1 / Kc 
4) En equilibrio, las concentraciones son N₂ = 3.0 x 10ˉ³ M, O₂ = 4.2 x 10ˉ³ M y NO = 2.8 x 
10ˉ³ M en un recipiente sellado a 800 K. ¿Cuál será el Kc para la reacción? 
- 6.22 x 10 ³ 
- 0,622 x 10 ³ 
- 62,2 x 10 ̄ ² 
- 6.22 x 10 ̄ ³ 
5) La reacción N₂ (g) + 3H₂ (g) → 2NH₃ (g) [∆H = -92,22 KJ / mol] está en equilibrio. 
¿Cómo responderá el sistema si aumenta la temperatura? 
- El equilibrio se desplazará hacia la izquierda. 
- La reacción se volvió endotérmica. 
- Ningún cambio en la posición de equilibrio de la reacción. 
- El equilibrio se desplazará hacia la derecha. 
6) ¿Cuál es el efecto de un catalizador en un sistema en equilibrio? 
- La velocidad de reacción disminuye. 
- La entalpía de reacción disminuye. 
- Aumente la velocidad de reacción creando una nueva vía de baja energía. 
- La energía potencial del producto disminuye. 
7) Una planta de fertilizantes utiliza el proceso Haber para la fabricación de amoníaco. 
¿Cuáles son las condiciones para un rendimiento máximo? 
- Alta temperatura, baja presión 
- Alta temperatura, alta presión 
- Baja temperatura, baja presión 
- Baja temperatura, alta presión 
8) ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es verdadera para un proceso endotérmico? 
- ∆H> 0 
- ∆H = -1 
- ∆H = 0 
9) Considere la reacción reversible: A + B ⇌ C + D. La constante de equilibrio para esta 
reacción es: 
- K = [A] [B] / [C] [D] 
- K = [C] [D] / [A] [B] 
- K = [A] [C] / [B] [D] 
- K = [A] [D] / [B] [C] 
 
8. Bibliografía 
(1) Brown, T. (2004). Química la ciencia central. Mexíco: Pearson. 
(2) Chang, R. (2010). Química. México: Mc.Graw Hill. 
(3) Chumacero, A. R. (2014). Equilibrio químico. En Físicoquímica (págs. 167-169). 
(4) Massa, A., & Cantó, C. (s.f). EL EQUILIBRIO QUÍMICO. Valencia. 
(5) OLABS. (2013). Equilibrio químico. Obtenido de 
http://amrita.olabs.edu.in/?sub=73&brch=7&sim=112&cnt=1