Equilibrio Químico, Efecto De La Concentración Y La Temperatura.

Practica No 5

Equilibrio químico, efecto de la concentración y la temperatura.

Objetivo de la práctica: El alumno comprobara la influencia de la concentración de los reactivos y de la temperatura en la velocidad de una reacción química.

Fundamento teórico: En un proceso químico, el equilibrio químico es el estado en el que las actividades químicas o las concentraciones de los reactivos y los productos no tienen ningún cambio neto en el tiempo. Normalmente, este sería el estado que se produce cuando una reacción reversible evoluciona hacia adelante en la misma proporción que su reacción inversa. La velocidad de reacción de las reacciones directa e inversa por lo general no son cero, pero, si ambas son iguales, no hay cambios netos en cualquiera de las concentraciones de los reactivos o productos. Este proceso se denomina equilibrio dinámico. Cuando estamos en presencia de una reacción química, los reactivos se combinan para formar productos a una determinada velocidad. Sin embargo, los productos también se combinan para formar reactivos. Es decir, la reacción toma el sentido inverso. Este doble sentido en las reacciones que es muy común en química, llega a un punto de equilibrio dinámico cuando ambas velocidades se igualan. No hablamos de un equilibrio estático en el que las moléculas cesan en su movimiento, sino que las sustancias siguen combinándose formando tanto productos como reactivos. A este equilibrio lo llamamos equilibrio químico. El equilibrio químico se representa a través de una expresión matemática llamada constante de equilibrio. En una reacción hipotética: aA + bB<——–> cC + dD La constante de equilibrio está dado por: K = ([D] d. [C]c) / ([A] a. [B]b) (Las minúsculas están elevadas como potencia). La constante de equilibrio químico es igual al producto de las concentraciones de los productos elevados a sus coeficientes estequiométricos (c y d) dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos elevados a sus coeficientes estequiométricos (a y b). Recordemos que estos coeficientes son los números que equilibran a las reacciones químicas. La constante no varía, por eso es constante. Solo depende de la temperatura. A cada temperatura distinta habrá valores diferentes de constantes para la misma reacción. Con respecto a las unidades de K, estas dependerán de la expresión matemática que quede en cada caso particular.

Material, equipos y reactivos empleados:

Material:

a) 5 Tubos de ensayo

b) 2 Pipeta pasteur

c) 2 Pipeta de 5mL

d) 1 Propipeta

e) 2 Vasos de precipitado de 250 mL

f) 1 Gradilla

g) Papel parafilm

h) 1 Soporte universal

i) 1 Anillo metálico

j) 1 Malla de asbesto

k) 1 Mechero de bunsen con manguera

Reactivos:

a) Tiocianato de potasio [SCN]− 0.1M

b) Cloruro férrico (FeCl3) 0.1M

c) Cloruro férrico (FeCl3) 2M

d) Agua

e) Hidróxido de sodio (NaOH) 4M

f) Ácido clorhídrico (HCl) 4M

g) Cobre metálico

h) Ácido nítrico concentrado (HNO3)

Diagrama de flujo:

Desarrollo:

Llegamos al laboratorio y en la mesa ya se encontraban los materiales que íbamos a utilizar, al igual que la mezcla que íbamos a usar para nuestros experimentos. Procedimos a realizar nuestras actividades.

El procedimiento para preparar la mezcla que utilizamos fue el siguiente:

1. Colocar en un vaso de precipitado 3ml de KSCN (sulfocianato potásico) a 0.1 M y 3 mL de una disolución de cloruro de férrico al 2M.

2. Diluir y mezclar con 60 ml de agua con objetivo de disminuir la intensidad del color y poder observar más fácilmente los cambios del mismo.

Actividad 1: Preparamos 4 tubos de ensayo e introducimos en cada uno de ellos 5ml de la disolución ya preparada. Al tubo 1 le añadimos 1ml de FeCl3 a 0.1 M y al tubo 2 le agregamos 1ml de KSCN a 0.1 M. En el tubo 3 añadimos 11 gotas de NaOH a 4 M. agitamos hasta que el color de la disolución se convirtiera en color naranja de hidróxido férrico que se re disolvió cuando añadimos gotas de HCl a 4 M.

Después de eso tomamos el tubo número 4 como referencia para notar el cambio de color que

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