informe de laboratorio n°3-equilibrio químico
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Informe de laboratorio N°3 acerca del Equilibrio Químico del curso Química Industrial I, presentado en FIIS-UNITRANSCRIPT
UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA
FACULTAD DE INGENIERÍA INDUSTRIAL Y DE SISTEMAS
QUIMICA INDUSTRIAL I
EQUILIBRIO QUIMICO
Huamanyauri Huamán, Renzo Alfredo 20141033G
Cosquillo Quispe, Mijael Bryan 20142502K
Garces Timoteo, Antony Bryan 20141067I
2015-I
FUNDAMENTO TEORICO
En termodinámica, la energía libre de Gibbs (o energía libre) es un potencial termodinámico, es decir, una función de estado extensiva con unidades de energía, que da la condición de equilibrio y de espontaneidad para una reacción química (a presión y temperatura constantes). La segunda ley de la termodinámica postula que una reacción química espontánea hace que la entropía del universo aumente, ΔSuniverso > 0, así mismo ΔSuniverso está en función de ΔSsistema y ΔSalrededores. Por lo general sólo importa lo que ocurre en el sistema en estudio y; por otro lado el cálculo de ΔSalrededores puede ser complicado. Por esta razón fue necesario otra función termodinámica, la energía libre de Gibbs, que sirva para calcular si una reacción ocurre de forma espontánea tomando en cuenta solo las variables del sistema.
Figura: Relaciones entre los parámetros termodinámicos.
La Energía libre es la parte de la energía total del sistema que está disponible para realizar trabajo útil y está dada por la siguiente relación:
ΔG = ΔH − TΔS Esta fórmula es válida cuando en un sistema particular discurre hacia el equilibrio a temperatura y presión constante, ΔG es la variación en energía libre, ΔH es la variación de entalpía o contenido calórico, T es la temperatura absoluta y ΔS es la variación de entropía del sistema. La variación de energía libre de una reacción química está relacionada con la constante de equilibrio de tal reacción, por ejemplo, una reacción se puede escribir como:
Y la expresión para la constante de equilibrio:
En condiciones estándar, cuando reactivos y productos se encuentran presentes inicialmente a concentración 1 M, a 1 atm de presión y una 1 M o pH 0, el cambio de energía libre estándar se define como ΔG°. Dado que en el equilibrio ΔG = 0, se define la siguiente expresión: En donde R es la constante de los gases. Cuando la constante de equilibrio se halla por debajo de la unidad, la reacción es endergónica y ΔG°' es positiva. Cuando la constante de equilibrio es mayor que 1, la reacción es exergónica y ΔG°' es negativa. Tal como ya se ha dicho, la ΔG°' de una reacción define el trabajo disponible en una reacción cuando sustratos y productos están presentes a concentración 1 M. La expresión para obtener ΔG a cualquier concentración de sustrato o producto incluye la variación de energía libre para que una concentración 1 M de sustrato y de producto alcancen el equilibrio (ΔG°') y la variación de energía para alcanzar una concentración 1 M de sustratos y productos:
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 observable en el tiempo. Generalmente, en el equilibrio químico es en donde se
produce cuando el proceso químico 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.
El equilibrio químico se produce siempre que dos cambios exactamente opuestos
ocurren a la misma velocidad dentro de un sistema cerrado. Por ejemplo, suponga que
se desarrollan la reacción siguiente:
A + B <==> C + D
Donde; A, B, C y D representan distintas sustancias que se encuentran en la mezcla de
reacción Recuerde que la concentración de las sustancias se expresan en mol/litro y
se designan poniendo las fórmulas correspondientes entre corchetes.
Para la reacción directa se puede escribir
V1 = k1[A][B]
Donde v1 es la velocidad de la reacción directa y k1 es el factor de
proporcionalidad denominando “constante de velocidad de reacción”
Análogamente, la velocidad de la reacción inversa (V2) se puede escribir como:
v2 = k2 [C][D]
A medida que se desarrolla la reacción, la concentración de las sustancias de la reacción
directa debe disminuir con el tiempo y la velocidad de la reacción inversa debe aumentar
a partir de cero. Al final ambas velocidades se igualan y durante el equilibrio:
V1 = V2
Sustituyendo en esta ecuación los valores se tiene que:
k1[A][B] = k2 [C][D]
Reordenando términos en la igualdad anterior se tiene:
K2/K1 = ([C][D])/( [A][B])
Y como la reacción entre dos constantes es otra constante por tanto, la expresión
anterior queda como:
KC = ([C][D])/( [A][B])
Cuando existen coeficientes estequiométricos en la ecuación química, las
concentraciones de los reactantes y productos deben ser elevadas a una potencia
igual a dichos coeficientes. Por ejemplo:
aA + bB <=> cC +dD
Kequil = [C]C [D]d
[A]a [B]b
PRINCIPIO DE LE CHATELIER
El Principio de la Chatelier o alteración de la condición de equilibrio, puede ser
enunciado como sigue: “Cuando un sistema en equilibrio está sujeto a una acción externa,
el equilibrio se desplazará en la dirección que tiende a disminuir dicha acción”. El
Principio de le Chatelier, es aplicable a un sistema en equilibrio químico y establece
que un sistema cerrado en desequilibrio momentáneo, responde para poder
contrarrestar una perturbación, tales como un cambio de concentración, presión,
temperatura, etc. La determinación de las concentraciones de las sustancias
coloreadas se puede calcular con la intensidad de color de dicha sustancia. Si se observa
atentamente, un recipiente de vidrio conteniendo un líquido coloreado, como una
infusión de té, se comprobará que la intensidad del color, mirando a través de las
paredes laterales es menor que la intensidad de color que se aprecia mirando desde la
superficie hacia el fondo. Esto es así porque la intensidad del color depende de la
concentración de la sustancia coloreada y del espesor de la disolución. Así, 1cm. de
espesor de una solución coloreada 1M, aparecerá con la misma intensidad de color que un
espesor de 2cm. de una solución 0.5M de la misma sustancia. La concentración de dos
disoluciones puede compararse, variando sus espesores relativos, hasta que la
intensidad de color sea la misma. La relación de la concentración es inversa a la
relación de los espesores.
Relación = Altura del estandar operado
Altura de solución a comparar
Obsérvese que este método suministra solamente valores relativos para las
concentraciones. Para conseguir valores absolutos, debe emplearse una solución
estándar de concentración conocida.
Un sistema en equilibrio que se estudiará será la reacción:
Fe+3(aq) + SCN(aq) <=> FeSCN+2(aq)
Las concentraciones en el equilibrio estarán expresadas por:
[FeSCN+2] (Relación de alturas)(Concentración del estándar)
[Fe+3]e = [Fe+3 ]0 - [FeSCN+2]e
[SCN]e =[SCN]0 - [FeSCN+2]e
Con las concentraciones en el equilibrio se hallará la expresión matemática que los relacione
dando el valor de la constante de equilibrio del sistema.
KC =([FeSCN+2]e) /([Fe+3]e[SC]e)
OBJETIVOS
EXP.1
Determinación de la constante de equilibrio a partir del sistema en equilibrio.
EXP.2
Comprobar experimentalmente el equilibrio de un sistema a partir de la reacción
𝐶𝑟𝑂4−2 ↔ 𝐶𝑟2𝑂7
−2
EXP.3
Estudiar algunas reacciones en las que se observa reversibilidad apreciable y con las
posibilidades de controlar la extensión de la misma.
Determinación cuantitativa de las especies presentes en un sistema en equilibrio.
Búsqueda de una expresión matemática que relacione las cantidades de las especies
presentes en el equilibrio.
PROCEDIIENTO
EXP.1
5mL de KSCN, 0,001M
TUBO
2
TUBO
3
TUBO
1
TUBO
4
TUBO
5
5mL de
Fe(No3)3
0.2M
5mL de
Fe(No3)3
aM
5mL de
Fe(No3)3
bM
5mL de
Fe(No3)3
cM
5mL de
Fe(No3)3
dM
Tubo
estándar
Envolver con una
tira de papel
oscuro al tubo 1 y
2
Compara
r sobre la
fuente
de luz
Intensidad
de color
igual
Medir
altura
Proceder de
la misma
manera con
3,4 y 5
EXP. 2
EXP.3
1
• en un tubo de ensayo ponga 1 gota de KCrO4 0.1M
• en otro tubo 1 gota de KCr2O7
• observar el clo de caa solucion y anote
2• añada 5 gotas de cada solucion en 2 tubos de ensayo
• añadir NaOH a cada uno hasta un cambio de color
3• repetir el paso "2" usando esta vez HCl, 1M, añadiendo gota a gota a cada tubo
• anote los de color observados
4• anadir NaOH, 1M, gota a gota a uno de los tubos del paso 3 hasta el cambio de color
5• añadir HCl 1M a uno de los tubos del paso 2 hasta el cambio de color
6• repita los pasos del 1 hasa 5, pero esta vez usando NH4OH, 1M y CH3COOH
Ponga 10 gotas de K2CrO4,0.1M en un
tubo añada dos gotas de NaOH 1M. Luego
gota a gota Ba(NO3)2 , 0.1M.
Añada gota a gota HCl, 1M hasta
que observe un cambio
Añada gota a gota NaOH, 1M
hasta que observe un cambio
Ponga 10 gotas de K2CrO7, 0.1M, en un
tubo y 10 gotas de K2CrO4,0.1M.
Añada unas gotas de Ba(NO3)2,
0.1 M a cada uno. Observe los
resultados y anote
En otro tubo ponga 10 gotas de
K2Cr2O7,0.1M en un tubo añada dos
gotas de HCl, 1M. Luego gota a gota
Ba(NO3)2 , 0.1M.
CALCULOS
Exp.1
𝐹𝑒(𝑎𝑞)+3 + 𝑆𝐶𝑁−
(𝑎𝑞) ↔ 𝐹𝑒𝑆𝐶𝑁(𝑎𝑞)+2
𝐶𝑜𝑛𝑠𝑖𝑑𝑒𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑎𝑙 𝑆𝐶𝑁−(𝑎𝑞) 𝑐𝑜𝑚𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜 𝑙𝑖𝑚𝑖𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒
𝐾𝑐 =[𝐹𝑒𝑆𝐶𝑁(𝑎𝑞)
+2 ]𝑒
{[𝐹𝑒(𝑎𝑞)+3 ] − [𝐹𝑒𝑆𝐶𝑁(𝑎𝑞)
+2 ]} × {[𝑆𝐶𝑁−(𝑎𝑞)] − [𝐹𝑒𝑆𝐶𝑁(𝑎𝑞)
+2 ]}
[𝐹𝑒𝑆𝐶𝑁(𝑎𝑞)+2 ]
𝑒=
𝐻𝑒
𝐻𝑒𝑠𝑡á𝑛𝑑𝑎𝑟
[𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑒𝑠𝑡á𝑛𝑑𝑎𝑟]
COMPARACIÓN 1 y 2 1 y 3 1 y 4 1 y 5
Altura del tubo estándar operado (en mm)
6.9
5.3
3.4
1.25
Altura de la solución (en mm)
7.05
7.05
6.75
6.7
Tubo 1:
𝑛𝑚𝑜𝑙 𝑆𝐶𝑁− = 𝑣 × 𝑀 = 5𝑚𝐿 × 10−3 𝑚𝑚𝑜𝑙
𝑚𝐿= 5 × 10−3𝑚𝑚𝑜𝑙
𝑛𝑚𝑜𝑙 𝐹𝑒+3−= 𝑣 × 𝑀 = 5𝑚𝐿 × 0.2𝑚𝑚𝑜𝑙
𝑚𝐿= 1𝑚𝑚𝑜𝑙
[𝑆𝐶𝑁−] =5×10−3𝑚𝑚𝑜𝑙
5𝑚𝐿= 5 × 10−3𝑀
[𝐹𝑒+3]1 =1𝑚𝑚𝑜𝑙
10𝑚𝐿= 100 × 10−3𝑀
[𝐹𝑒𝑆𝐶𝑁+2] =5×10−3𝑚𝑚𝑜𝑙
10𝑚𝐿= 0.5 × 10−3𝑀
𝐾𝑐1 = 1.15
Tubo 2:
[𝐹𝑒+3]2 =1𝑚𝑚𝑜𝑙
12.5𝑚𝐿= 80 × 10−3𝑀
𝑛𝑚𝑜𝑙 𝐹𝑒+3−= 𝑣 × 𝑀 = 5𝑚𝐿 × 0.08𝑚𝑚𝑜𝑙
𝑚𝐿= 0.4𝑚𝑚𝑜𝑙
[𝑆𝐶𝑁−] =5×10−3𝑚𝑚𝑜𝑙
5𝑚𝐿= 5 × 10−3𝑀
[𝐹𝑒𝑆𝐶𝑁+2]2 =7.05
6.9× 0.5 × 10−3𝑀 = 0.51 × 10−3𝑀
𝐾𝑐2=1.43
Tubo 3:
[𝐹𝑒+3]3 × 12.5𝑚𝐿 = [𝐹𝑒+3]2 × 5𝑚𝐿
[𝐹𝑒+3]3 = 32 × 10−3𝑀
𝑛𝑚𝑜𝑙 𝐹𝑒+3−= 𝑣 × 𝑀 = 5𝑚𝐿 × 0.032𝑚𝑚𝑜𝑙
𝑚𝐿= 0.16𝑚𝑚𝑜𝑙
[𝑆𝐶𝑁−] =5×10−3𝑚𝑚𝑜𝑙
5𝑚𝐿= 5 × 10−3𝑀
[𝐹𝑒𝑆𝐶𝑁+2]3 =7.05
5.3× 0.5 × 10−3𝑀 = 0.67 × 10−3𝑀
𝐾𝑐3 =4.94
Tubo 4:
[𝐹𝑒+3]4 × 12.5𝑚𝐿 = [𝐹𝑒+3]3 × 5𝑚𝐿
[𝐹𝑒+3]4 = 12.8 × 10−3𝑀
𝑛𝑚𝑜𝑙 𝐹𝑒+3−= 𝑣 × 𝑀 = 5𝑚𝐿 × 0.0128𝑚𝑚𝑜𝑙
𝑚𝐿= 0.064𝑚𝑚𝑜𝑙
[𝑆𝐶𝑁−] =5×10−3𝑚𝑚𝑜𝑙
5𝑚𝐿= 5 × 10−3𝑀
[𝐹𝑒𝑆𝐶𝑁+2]4 =6.75
3.4× 0.5 × 10−3𝑀 = 0.99 × 10−3𝑀
𝐾𝑐4 =20.9
Tubo 5:
[𝐹𝑒+3]5 × 12.5𝑚𝐿 = [𝐹𝑒+3]4 × 5𝑚𝐿
[𝐹𝑒+3]5 = 5.12 × 10−3𝑀
𝑛𝑚𝑜𝑙 𝐹𝑒+3−= 𝑣 × 𝑀 = 5𝑚𝐿 × 0.00512𝑚𝑚𝑜𝑙
𝑚𝐿= 0.0256𝑚𝑚𝑜𝑙
[𝑆𝐶𝑁−] =5×10−3𝑚𝑚𝑜𝑙
5𝑚𝐿= 5 × 10−3𝑀
[𝐹𝑒𝑆𝐶𝑁+2]5 =6.9
1.25× 0.5 × 10−3𝑀 = 2.76 × 10−3𝑀
𝐾𝑐4 =522.09
Exp.2
COMPUESTO COLOR COMPUESTO COLOR
KrCrO4 Amarillo KCr2O7 Anaranjado
KCrO4 + NaOH Amarillo KCrO4 + NaOH Amarillo
(KCrO4 + NaOH) + HCl Anaranja (KCrO4 + NaOH) + HCl Anaranjado
KrCrO4 Amarillo KCr2O7 Anaranjado
KCrO4 + NH4OH Amarillo KCr2O7 + NH4OH Amarillo
(KCrO4 + NH4OH) + CH3COOH
Anaranjado (KCr2O7 + NH4OH) + HCl Anaranjado
Exp.3
1)
K2CrO4 0.1M + NaOH 1M
-se observa un color amarillo de baja intensidad
K2CrO4 0.1M + NaOH 1M + Ba(NO3)2 0.1M
-Precipitado de color amarillo más vistoso
K2CrO4 0.1M + NaOH 1M + Ba(NO3)2 0.1M + HCl gota a gota
-Hay un cambio de color hacia el anaranjado
2)
K2CrO4 0.1M
- color amarillo
K2CrO4 0.1M + Ba(NO3)2 0.1M gota a gota
-No hay cambio de color
3)
K2Cr2O7 0.1M + HCl 1M
-se observa un color naranja de baja intensidad
K2Cr2O7 0.1M + HCl 1M + Ba(NO3)2 0.1M
-Precipitado de color anaranjado más vistoso
K2Cr2O7 0.1M + HCl 1M + Ba(NO3)2 0.1M + NaOH gota a gota
-Hay un cambio de color hacia el amarillo
4)
K2Cr2O4 0.1M
- color anaranjado
K2Cr2O7 0.1M + Ba(NO3)2 0.1M gota a gota
-No hay cambio de color
OBSERVACIONES
EXP.1
Se aprecia que la intensidad de color depende mucho de la concentración de la
mezcla.
También se observó que el color del conjunto de los tubos es rojo grosella.
EXP.2
Al comparar el Cr2O7−2 y CrO4
−2con NaOH observamos que el Cr2O7−2 pasa de color naranja
a amarillo, en cambio, CrO4−2 mantiene su color amarillo. Estas soluciones se conservan
Al comparar el Cr2O7−2 y CrO4
−2 con HCl observamos que el CrO4−2pasa de color amarillo a
naranja, en cambio, el Cr2O7−2 mantiene su color naranja. Estas soluciones se conservan
Al añadir NAOH a las soluciones guardados en el paso 3 ( de color de naranja) las dos
soluciones tornan color amarillo.
Al añadir HCl a las soluciones guardadas en el paso ( de color amarillo) las dos soluciones se
tornan naranja
EXP.3
Por el hecho de trabajar con ácidos y bases débiles los cambios de coloración que se
produjeron fueron de manera opaca en comparación con las del experimento #2 que
se realizó con ácidos y bases fuertes.
se pudo apreciar la aparición de precipitados en gran parte de las soluciones finales
obtenidas.
K2Cr2O7, 0.1M + Ba(NO3)2 0.1M se observa que la solución es soluble
K2CrO4, 0.1M + Ba(NO3)2 0.1M se observa que no es soluble ya que se forma un
precipitado.
7
CUESTIONARIO
1. ¿Cuál será la concentración inicial de Fe+3 (aq) en el tubo No2?
Por lo visto en la sección de cálculos la concentración en el tubo 2 será de:
[Fe+3]2 = 0.2 M , en vaso, luego se agrega en el tubo n° 2
0.2M.(2/10) = 0.04M
2. ¿Cuál será la concentración en el equilibrio del ion FeSCN+2 (aq) en el tubo No3?
[FeSCN+2]3 = (H3/H1) x [FeSCN+2]1 = 3.3562 x10-4M
3. ¿Cuál será la concentración en el equilibrio del ion SCN- (aq) en el tubo No4?
La concentración del ion SCN- (aq) en cualquier tubo siempre será la misma: 0.001M
4. Calcular el valor de la constante de equilibrio, Kc, del sistema estudiado.
Keq1=10.05
Keq2=22.05
Keq3=32.25
Keq4=75.70
Keq5=131.23
5. Añadiendo Iones H+ y moléculas de agua al miembro adecuado de la ecuación, balancear la
ecuación.
2CrO4 =
(aq) Cr20 =
(aq)
2CrO4 (aq) Cr207(aq)
2CrO4=
(aq)+ 2 H+ Cr207=
(aq) + H2O(l)
6. Añadiendo Iones OH y moléculas de agua al miembro adecuado de la reacción, balancear la ecuación.
2CrO4 =
(aq) Cr207 =
(aq)
2CrO4=
(aq) Cr207=
(aq)
2CrO4=
(aq) + H2O(l) Cr207=
(aq) + 2OH-
7. ¿Qué conclusiones pueden deducirse de las preguntas 5 y 6 con respecto a su dependencia de los Iones H y OH?
-Se concluye que no depende si se balancean en medio ácidos o básicos.
- por cada molecula de Cr207=
(aq) se obtiene una de agua.
8. La constante de equilibrio, kc para la reacción en fase gaseosa es de 0.5 a determinada temperatura.
HCHO (g) H2(g) + CO(g)
A determinar temperatura. Se introduce una mezcla de HCHO, H2 y CO a un matraz a esta
temperatura. Transcurrido cierto tiempo, el análisis de una pequeña muestra del matraz
indica las siguientes concentraciones HCHO = 0.50MH2 = 1.50M y CO = 0.25M.
Indique si cada una de las siguientes afirmaciones es verdadera (V) o falsa (F).
a. La mezcla del matraz está en equilibrio
Para determinar si la mezcla esta en equilibrio las concentraciones de cada una de sus
componentes deben estar en una relación proporcional a los coeficientes de su ecuación
de equilibrio químico.
HCHO (g) → H2(g) + CO(g)
Observamos que las concentraciones que nos dan de dato no están en la relación de 1 que deberían
estar para que la mezcla este en equilibrio.
Por lo tanto la proposición a es (F)
b. La mezcla del matraz no está en equilibrio y ya no se producirá reacción alguna.
Esta proposición es falsa debido a que en toda mezcla que no esta en equilibrio el
sistema buscara el equilibrio químico de una u otra forma y en este caso existe un
exceso de H2
c. La mezcla del matraz está en equilibrio, pero el HCHO seguirá
descomponiéndose.
La mezcla no se encuentra en equilibrio pero no se descompondrá el HCHO, hasta que
aumente en concentración debido al exceso de concentración de H2 (F)
d. La velocidad de reacción hacia la derecha es igual a la velocidad hacia la izquierda.
Sabemos que las velocidades en un situación de equilibrio son iguales pero en la
situación del problema tenemos una mezcla que no se encuentra en equilibrio por lo
que no existirá esa igualdad de velocidades. (F)
9. Si se introducen 1.35 moles de hidrogeno y 0.493 moles de iodo en una vaso de reacción de un litro de capacidad y se calienta a 454ºC ¿cuánto será el valor de la constante de equilibrio a esa temperatura, sabiendo que a la concentración de vapor de yoduro de hidrogeno, HI, en equilibrio es de 9.45/100 (mol/L)
H2(g) + I2(g) → 2HI(g)
Fase inicial: 1.35mol 0.493mol 0 mol
Fase de equilibrio: (1.35-x) mol (0.493-x) mol 2x
Pero por dato en el equilibrio 2x= 9.45/100)(mol/L) → x= 4.725/100(mol/L)
Por la relación kc = [HI(g)/][H2(g)][I 2(g)]
Entonces kc= 2*4.725*10-2/(1.35-x)(0.493-x) kc=0.0156
10. Para la siguiente reacción en equilibrio 2NO(g) + O2(g) 2NO2(g) el valor de la
constante de equilibrio kc es 6.43x105 a 200°C. Si la concentración en el equilibrio del
NO(g) es 3.04x10-4 moles/L y la concentración de 02(g) es 0.606 moles/L. Cuál será la
concentración del NO2(g).
Kc = 6.43 .10-5
Kc =[NO2]2
[O2][NO]
Kc = 6.43 .105
[NO] = 3.04x10−4 mol/L
[O2]= 0.606 mol/L
[NO2] = 10.8837mol/litro.
11. A 375K, el valor de Kp de la reacción: SO2Cl2(g) Cl2(g) + SO2(g) es 2.4 cuando las
presiones se expresan en atm. Supóngase que se colocan 6.7g de SO2CL2(g) en un balón de
1L y se aumenta la temperatura a 375 K. ¿Cuál será la presión del SO2CL2(g) si nada de él se
disociara? En el equilibrio cuáles son las presiones del SO2CL2(g), CL2(g) y SO2(g).
El balon contiene V=1L SO2Cl2 = 6.7g ;si no se disocia se cumple P SO2Cl2 = P1
P1 V = RTn P1=1.5atm
SO2Cl2(g) Cl2(g) + SO2(g)
1.5-X X X
Kp = [X] [X]/ [1.5-X] = 2.4 X= 1.045
PSO2Cl2 = 0.455atm
P CL2 =1.045 atm
P SO2 =1.045atm
12. Halle las presiones del SO2CL2(g), CL2(g) y SO2(g) en un balón de 1L. a 375K, al cual se ha agregado 6.7 g de SO2CL2 y 1 atm de Cl2. Emplee los datos del problema anterior. Compare sus resultados con el problema anterior, y diga si ellas son compatibles con el principio de Le Chatelier.
SO2Cl2 (g) Cl2(g) + SO2(g)
1.5-X 1+X X Kp =
[X] [1+X] /[1.5 -X] =2.4 X=0.84atm
PCl2 = 1.84atm
PSO2Cl2 = 0.65atm
Se cumple el principio de Le Chatelier pues el equilibrio se desplaza para anular el efecto
externo.
CONCLUSIONES
En el experimento #1 se puedo apreciar que la constante de equilibrio de cada reacción es
diferente debido a que hacemos variar la concentración de los productos y reactantes.
Al añadir gotas de NaOH el cromato cambia de color amarillo a anaranjado, mas
intenso si se sigue añadiendo más gotas
Al añadir gotas de HCl la solución inicial de dicromato cambia de color anaranjado a
amarillo. El color se intensifica si se sigue añadiendo más gotas de HCl
En un equilibrio a nivel macroscópico no se observa cambios de color en ninguna de
las dos soluciones
La concentración no solamente depende de la intensidad de color sino también de la altura
de la sustancia.
Con el único que reacciona el cromato es el ion H+ (acido) produciéndose después de la
reacción el dicromato.
Toda reacción entre un ácido y una base conllevan a la neutralización de ambas quedando
ni base ni acido.
En el experimento #3 se observa que se producen precipitados en el tubo que contiene al
dicromato de potasio y al cromato de potasio y como el dicromato de potasio contiene a los
iones bario y cromato entonces podemos concluir que el cromato está presente en ambas
soluciones.
BIBLIOGRAFIA
CASTELLAN, Gilbert W.
Fisicoquímica
México, Pearson Educación, 1987
1057 p.
CHANG, Raymond
Química
México, editorial Mc Graw Hill, 1999
993 p.
WHITTEN, Kenneth W.
Química general
España, editorial Mc Graw Hill, 1998
1121 p.
CHANG, Raymond
Fisicoquímica
México, editorial Mc Graw Hill, 2009