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Informe 7 Equilibrio Quimico Grupo 3

QUIMICA GENERAL I (QBB013)

FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA CARRERA DE INGENIERÍA QUÍMICA LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL II

LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL II

PRACTICA N° 6

EQUILIBRIO QUÍMICO

Nombres: Quelal Grace

Quishpe Johanna

Ramírez Sthip

Rojas Meygan

Ayudante de Cátedra: Telenchana Alex

Docente: Ing. Sergio Medina

Fecha: 9 de Enero del 2020

Quito- Ecuador

FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA CARRERA DE INGENIERÍA QUÍMICA LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL II

PRÁCTICA 6

TEMA: EQUILIBRIO QUÍMICO.

1. OBJETIVOS. 1.1. Determinar mediante valores experimentales la constante de equilibrio de una reacción química. 1.2. Comprobar las concentraciones de equilibrio de los reactivos y productos. 2. TEORÍA.

2.1. Equilibrio químico. (fundamento) Cuando no se observa una variación de la composición del sistema, una transformación química se detiene, lo cual no significa que no ocurran más reacciones químicas en el sistema, sino que las reacciones directas e inversas ocurren con la misma velocidad. Es por esto que en estas condiciones la velocidad neta o total de transformación es nula. En este caso se dice que el sistema llego al equilibrio químico. (Aldabe, 2001, p. 327)

2.2. Constante de equilibrio químico. Las constantes de equilibrio en función de las concentraciones, presiones parciales de gases y fracciones molares son:

(J.M. Teijón, 2006, p.165)

2.3. Ley de acción de masas

Sea una reacción reversible (^) aA + bB → cC + dD

Kc = [^ C ]^

c [ D ] d

[ A ] a [ B ] b^

= K kd i

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La constante de equilibrio, juega en las reacciones reversibles el mismo papel que el reactivo limitante en las reacciones irreversibles, ya que condiciona la concentración tanto de los reactivos como de los productos en el equilibrio. La constante de equilibrio Kc no tiene unidades y depende de la temperatura. Las concentraciones tanto de productos como de los reactivos se expresan como concentraciones Molares. El valor de la constante de equilibrio nos da una idea de la extensión en que ha tenido lugar la reacción.  Si Kc ≥ 1 la mayoría de los reactivos se ha convertido en productos.  Si Kc ≤1 la mayoría de los reactivos quedan sin reaccionar. (Escobar, 2012, p.163)

2.4. Características del equilibrio químico

El equilibrio es una situación de equilibrio dinámico, que se aplican a las reacciones reversibles. Tanto la reacción directa como la inversa, tienen lugar simultáneamente y cuando se alcanza el equilibrio, ocurren a la misma velocidad. En el equilibrio ∆G = 0. Cuando se alcanza el equilibrio no varían ni las concentraciones de los productos ni la de los reactivos, ni sus propiedades macroscópicas como la presión de vapor. La temperatura es una variable fundamental que controla el equilibrio. La constante de equilibrio Kc depende de la temperatura, de la expresión de la reacción y de su ajuste estequiométrico. (Escobar, 2012, p.143).

3. PARTE EXPERIMENTAL.

3.1. Materiales y Equipos.

3.1.1. 2 vasos de precipitación R: (0-50) [mL] Ap: ±^ 0.5 [mL] 3.1.2. Termómetro digital R: (0-200) [ºC] Ap: (^) ± 1 [°C]

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del azul. Hacer titulaciones a intervalos de 5 minutos por cada vaso. Anotar en la tabla correspondiente los mililitros gastados de Tiosulfato de sodio para cada tiempo y cada matraz, y la temperatura registrada.

4. DATOS. 4.1. Datos Experimentales.

Tabla 2. Datos experimentales. MATRAZ 1 T (ºC) V alícuota (mL) V Na2s2O3 (mL) 20,1 2 0, 20,4 2 0, 20,4 2 0, 20,2 2 0, Fuente: Universidad Central del Ecuador. Facultad de Ingeniería Química. Laboratorio de Química General 2. Grupo

3. (2019)

Tabla 3. Datos experimentales. MATRAZ 2 T (ºC) V alícuota (mL) V Na 2 S 2 O 3 (mL) 20,2 2 0, 20,1 2 0, 19,7 2 1, 20,4 2 1, Fuente: Universidad Central del Ecuador. Facultad de Ingeniería Química. Laboratorio de Química General 2. Grupo

3. (2019)

4.2. Datos Adicionales.

Tabla 4. Constante Teórica Keq Teórica 0, Fuente: Constante de Equilibrio Químico Obtenido de: https://www.academia.edu/11622979/Constante_de_equilibrio_quimico

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 REACCIONES

2 Fe Cl 3 + 2 KI ↔ 2 F Cl 2 + 2 KCl + I 2 ( 1 )

5. CÁLCULOS 5.1. Calculo de la concentraciones de reactivos y productos teórica

2 Fe Cl 3 + 2 KI ↔ 2 F Cl 2 + 2 KCl + I 2 Inicio ¿ 0,03 0,03 0 0 0 Rx ¿− 2 x − 2 x + 2 x + 2 x + x

EQ ¿ 0,03 − 2 x 0,03− 2 x 2 x 2 x x

Keq =[^

FeCl 2 ]^2 [ KCl ]^2 [ I 2 ]

[ Fe Cl 2 3 ]^2 [^ KI ]^2

0,017= [^2 x ]

2 [ 2 x ] 2 [ x ]

[0,03− 2 x ] 2 [ 0,03− 2 x ]^2

0,017= 16 x

5 [ 9 ∗ 10 −^4 −0,12 x + 4 x ]^2 [ (^9) ∗ 10 −^4 −0,12 x + 4 x ]^2

0,017= 16 x

5 8,1∗ 10 −^7 −2,16∗ 10 −^4 x +0,0216 x^2 −0,96 x^3 + 16 x^4

16 x^5 −0,272 x^4 + 0,01632 x^3 −3,672∗ 10 −^4 x^2 +3,672∗ 10 −^6 x −1,377 ∗ 10 −^8

Al resolver el polinomio de grado 5 la raíz real es:

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5.3. Calculo de la constante de equilibrio teórica Basándose en la reacción y tabla estequiométrica

2 FeCl + 2 KI ------------> 2 FeCl + 2 KCl + I 3 2 2 (a-2x) (b-2x) (2x) (2x) (x) Equilibrio

a = Concentración inicial de FeCl3 (0.03 M) b = Concentración inicial de KI (0.03M) x = Concentración de I2 [M]

Keq =[^ FeCl^2 ]

2 [ KCl ] 2 [ I

2 ]

[ Fe Cl 2 3 ]^2 [^ KI ]^2

Keq = [^2 x^ ]

2 [ 2 x ] 2 [ x ]

[ a − 2 x ]^2 [ b − 2 x ] 2

Keq = [^2 x^ ]

2 [ 2 x ] 2 [ x ]

[0,03− 2 x ]^2 [0,03− 2 x ]^2

Vaso 1 →C^ I 2 =0,006 M

Concentraciones matraz 1

Cálculo modelo

[ FeCl 3 ] =0,03− 2 x

[ FeCl 3 ] =0,03− 2 (0,006)

[ FeCl 3 ] =0,018 M

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 [ KI ]=¿ 0,018M

 [ FeCl 2 ] =0,012M

 [ KCl ] =¿ 0,012M

 [ I 2 ]=¿ 0,006M

Keq =(^ 0,012)

( 0,018)^2 (0,018)^2

Keq =0,

Vaso 2 →C (^) I 2 =0,00825 M Concentración matraz 2 Cálculo modelo

[ FeCl 3 ] =0,03− 2 x

[ FeCl 3 ] =0,03− 2 (0,00825)

[ FeCl 3 ] =0,0135 M

 [ KI ]=0,0135 M

 [ FeCl 2 ] =0,0165M

 [ KCl ] =¿ 0,0165M

 [ I 2 ]=¿ 0,00825M

Keq =(^ 0,0165^ )

(0,0135)^2 (0,0135)^2

Keq =0,

5.4. Calculo del error

%e =| Keq^ teorico Keq^ −^ Keqexperimental | teorico

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Cálculo modelo

%e =|[ C ]^ teorico [ C^ − ] [ C ] experimental |

teorico

%e = 0,01364 0,01364^ −0,0135 ∗100 %

%e =1,

 %[ KI ]=1,

 %[ FeCl 2 ]=0,

 %[ KCl ]=0,

 %[ I 2 ]=0,85 5

6. RESULTADOS

Tabla 5. Observaciones. (Matraz 1) SUSTANCIA CONCENTRACIO N TEORICA

CONCENTRACIO

N

EXPERIMENTAL

%ERROR

[FeCl 3 ] M 0,01364^ 0,018 31, [KI] M 0,01364 0,018 31, [FeCl 2 ] M 0,01636 0,012 26, [KCl] M 0,01636 0,012 26, [I2] M 0,00818 0,006 26, Keq 0,017 0,00118 93, Fuente: Universidad Central del Ecuador. Facultad de Ingeniería Química. Laboratorio de Química General 2. Grupo

3. (2019) Tabla 6. Observaciones. (Matraz 2) SUSTANCIA CONCENTRACIO N TEORICA

CONCENTRACIO

N

EXPERIMENTAL

%ERROR

[FeCl 3 ] M 0,01364^ 0,0135 1, [KI] M 0,01364 0,0135 1,

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[FeCl 2 ] M 0,01636 0,0165 0, [KCl] M 0,01636 0,0165 0, [I2] M 0,00818 0,00825 0, Keq 0,017 0,0184 8, Fuente: Universidad Central del Ecuador. Facultad de Ingeniería Química. Laboratorio de Química General 2. Grupo

3. (2019)

7. DISCUSION.

Los métodos empleado, cualitativo y cuantitativo, fueron los correctos para llegar a los objetivos planteados para la práctica, los cuales consistían en determinar la constante de equilibrio en una reacción química y comprobar las concentraciones de equilibrio de los reactivos y productos, la validación del método cualitativo se basa en la capacidad de observación en los cambios que ocurrieron en el transcurso de la reacción entre las soluciones A y B gracias al indicador que fue el almidón, mientras que el método cuantitativo se logró validar gracias a los cálculos realizados para obtener el valor experimental de la constante de equilibrio y mediante valores experimentales determinar las concentraciones de los compuestos. Sin embargo, a pesar del cumplimiento de los objetivos se presentó un error de tipo aleatorio, el cual consistió en el control del tiempo de cada una de las reacciones lo cual afecta directamente a la cantidad de tiosulfato gastada y por ende afectará a la hora de realizar los cálculos de concentraciones experimentales. Tomando en cuenta los errores cometidos en la práctica se recomienda añadir en el orden correcto las soluciones para evitar resultados erróneos del volumen de titulación y controlar de manera adecuada los tiempos de reacción.

8. CONCLUSIONES.

8.1. La velocidad de reacción nos indica que la reacción ha llegado al equilibrio químico debido a que cuando las velocidades se llegan a igualar, las concentraciones tanto de reactivos como de productos se van a mantener constante por lo que podemos decir que el volumen utilizado para titular va a ir creciendo y la velocidad

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10.1. Resolver los siguiente ejercicios

a) Se ha encontrado que cuando la reacción: 3 NO 2 + H (^) 2 O → 2 HN O 3 + NO Llega al equilibrio a 300ºC contiene 0.60 moles de dióxido de nitrógeno, 0.40 moles de agua, 0.60 moles de ácido nítrico y 0.80 moles de óxido nítrico. Calcular cuántos moles de ácido nítrico deben añadirse al sistema para que la cantidad final de dióxido de nitrógeno sea de 0.90 moles. El volumen del recipiente es de 1.00L.

3NO 2 + H O 2 ↔ 2 HNO + NO 3 Inicio 0,60 0,40 0,60 0, Rx + 3 x + x − 2 x − x

EQ ¿ 0,60 + 3 x 0,40 + x 0,60 + y − 2 x 0,80− x

Sabiendo que 0,60 + 3 x =0,90 con lo que x =0,

Al final la única incógnita es y

Kc = [^ 0,60]^

2 [ 0,80 ]

[0,60 ] [0,40] =3,

3,3= [0,40+^ y ]^

2 [0,70]

[0,90 ]^3 [ 0,50]

y =0,91 moles de HN O 3 se añadieron

b) En un recipiente se introduce cierta cantidad de carbamato amónico, NH CO NH 4 2 2 sólido que se disocia en amoniaco y dióxido de carbono cuando se evapora a 25ºC. Sabiendo que la constante KP para el equilibrio NH (^) 4 CO 2 NH 2 ( s ) → 2 N H 3 ( g )+ CO 2 ( g ) Y a esa temperatura vale (^) 2,3∗ 10 −^4. Calcular K y las presione parciales en elc equilibrio.

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NH CO NH 4 2 2(s) ↔^ 2 NH (^) 2(g) + CO2(g) I ¿ n − x 2 x x

En este equilibrio heterogéneo y en la expresión de la constante solo intervente los dos gases amoniaco y dióxido de carbono, pero además la presión del amoniaco es dos veces la del dióxido.

K (^) p =2,3 × 10 −^4 =( PNH 3 )^2 ∗( PCO 2 ) = 4 ∗( PCO 2 )^3

PCO 2 =0,039 atm

PNH (^) 3 =0,078 atm

Kc = ( RTK^ p ) ∆n = 2,3^ ×^10

− 4 (0,082∗ 298 )^3 =1,57^ ×^^10

− 8

Kc =1,57 × 10 −^8

11. ANEXOS

11.1. Diagrama del Equipo (Ver Anexo1) 11.2. Hoja de Control (Ver Anexo 2)