Fisicoquímica Reporte 1

Fisicoquímica ‘19
UNIDAD I. Espontaneidad y equilibrio. Evidencia de producto 1
Alumno: Alan Mendoza Ocampo Grado y grupo: 4° “C”
Calificación: Firma:
Introducción: La constante de equilibrio nos permite determinar la espontaneidad de los

procesos la cual se define como la capacidad de una transformarse de un estado a otro, o en
este caso en particular, de que una reacción de llevarse a cabo de manera natural por si misma
o en escenario opuesto y sea no espontánea y requiera de ayuda para llevarse a cabo
Planteamiento del problema: Conocer la constante de equilibrio, resulta necesario para
comprender la naturaleza del proceso en cuestión, por ello es vital comprender los factores que
están involucrados para determinar dicha constante y termodinámicamente hablando como se
relaciona con la constante de equilibrio.
Justificación: El presente reporte de prácticas tiene como finalidad que el alumno relacione
conceptos termodinámicos en conjunto de fundamentos químicos y de esa manera establezca
su relación con la constante de equilibrio mediante el análisis de una serie de reacciones.
Marco teórico: Uno de los aspectos fundamentales de la termodinámica en el área de la
química es tratar de predecir la espontaneidad de una reacción, que esta amplia mente
relacionada con el equilibrio químico. Otro par de fundamentos termodinámicos respaldan
estos fenómenos de espontaneidad y equilibrio, como lo son la primera ley de la
termodinámica la cual permite plantear y considerar el concepto de equilibrio en una serie de
procesos químicos, mientras que la segunda ley de la termodinámica, introduce las bases para
plantear como dichos procesos pueden ser espontáneos o no.
La medida de la espontaneidad de una reacción es el cambio de la energía libre de Gibbs la cual
se relaciona ampliamente con la constante de equilibrio. La ecuación que relaciona a ambos
conceptos es la ecuación:
En donde ΔG° es el cambio de energía libre en condiciones estándar, es decir a 1 atmosfera de

presión y 25°C, y donde Q es cociente de reacción el cual indica que, en prácticamente
cualquier reacción química, la velocidad de reacción es directamente proporcional a la
concentración de reactivos. Dicho cociente se plantea con la ecuación 2:
El principio de Le Châtelier, desempeña un papel importante en la determinación de la constante
de equilibrio ya que afecta la constante de equilibrio, este principio dicta que diversos factores
como la temperatura, presión, volumen y concentración de reactivos y productos. En resumen,
la alteración de cualquiera de los factores mencionados provoca que la propia reacción intente
desplazarse tanto a reactivos como a productos con la finalidad de encontrar un punto de
equilibrio3.
Objetivos:
General:
 Determinar la constante de equilibrio de una reacción mediante una titulación ácido-

base.
Específicos:
 Establecer e interpretar los resultados obtenidos durante el desarrollo.

 Detallar la relación entre la ΔG y la constante de equilibrio.
Metodología
Sesión 1
Sesión 2
Materiales
 3 matraces Erlenmeyer de 125mL

 1 Bureta
 Pinzas para bureta
 1 Soporte universal
 1 Vaso de precipitado 100mL
 4 tubos de ensaye con tapa
 1 Pipeta de 10mL
 1 gradilla metálica
Resultados
Volúmenes de NaOH requeridos para cada titulación en los distintos tubos
Tubo Volumen(mL) de NaOH gastado en titulación

A N/A
B 42.9
C 37.2
D 12.8
-Tubo D
Cantidad de HCl inicial Cantidad de HCl final

5ml de HCl 2mL de HCl
12.8 mL NaOH−2mLHCl
x−5 mLHCl
12. 8 mLNaOH∗5 mLHCl
x= =32mL NaOH para titular 5mL de HCl
2mLHCl
-Tubo C
C4H8O2 + H2O C2H5OH + CH3COOH
Cantidad de HCl inicial Cantidad de C4H8O2 inicial

5mL 5mL
Moles de C4H8O2 en el inicio

1g 1mol C 4 H 8 O2
5 mLC 4 H 8O 2 * = 0.063molC4H8O2
0.9 mL 88.11 g
Moles de ácido acético al final de la reacción
37.2 mLNaOH −32 mLNaOH=5.2 mLNaOHreaccionando
mLNaOH∗1 L 1.5 mol 1mol C 4 H 8 O2

5.2 * * =0.0078molC 4 H 8O 2
1000 mL 1L 1molNaOH
C4H8O2 C2H5OH + CH3COOH

Inicio 0.063mol 0 0
Cambio -2x x x
Equilibrio 0.063-0.0156= 0.0474mol 0.0078mol 0.0078mol
( 0.0078 mol )( 0.0078mol )

Kc= =1.28x10-3
(0.0474 mol)
ΔG ° =−RTlnQ
ΔG=− ( 8.3135
mol
J
° K ) (298.16 ° K ) ln 1.28 x 10−3=16,509.72(No Espontanea)
-Tubo B
C2H5OH + CH3COO C4H8O2 + H2O
Cantidad de C2H5OH inicial Inicial de CH3COO

2ml 3mL
Moles de C2H5OH en el inicio

1.05 g 1mol C 2 H 5 OH
2 mL C 2 H 5 OH * = 0.035mol C2H5OH
1.0 mL 60.052 g
Moles de CH3COO al inicio de la reacción
0.798 g 1mol CH 3COO
3 mL CH 3 COO * = 0.052mol CH3COO
1.0 mL 46.07 g
Moles de ácido acético al final de la reacción
42.9 mLNaOH −32 mLNaOH =10.9 mLNaOHreaccionando

mLNaOH∗1 L 1.5 mol 1molC 4 H 8 O2
10.9 * * =0.0164molC 4 H 8O 2
1000 mL 1L 1 molNaOH
C2H5OH + CH3COO C4H8O2
Inicio 0.035mol 0.052mol 0

Cambio -x -x x
Equilibrio 0.035- 0.052mol- 0.0164
0.0164mol=0.0186mol 0.0164mol=0.0356
( 0.0164 mol ) =24.76

Kc=
¿¿
ΔG=− ( 8.3135
mol
J
° K ) ( 298.16 ° K ) ln 24.7674=¿ -7955.62 (Espontanea)
Tubo A
Debido a falta de tiempo en el laboratorio se omitió la titulación de este tubo.
Discusión
En el tubo C la Δ G resulta ser, positiva lo que indica que es no espontanea, es decir que
requiere de energía para que la reacción se lleve a cobo, al ser una reacción de síntesis, esto
tiene bastante sentido, ya que para romper la estructura de una molécula más compleja, se
requiere de energía para separar dicha molécula en compuestos más simples, en dicha reacción
el agua es despreciable ya que se está llevando a cabo en una solución acuosa y por lo tanto no
se toma en cuenta. Por otro lado, la reacción en el tubo B opuesto al tubo C resulto tener una
ΔG negativa, de manera similar, tiene sentido en una reacción de síntesis, en donde los
reactivos, en este caso el ácido acético y el etanol necesitan de energía para formar acetato de
etilo.
Conclusión
Se logró determinar exitosamente la constante de equilibrio de cada reacción en base a la
cantidad de reactivos y productos en la misma gracias a una titulación acido base, además,
mediante la ecuación mencionada en la teoría, se logra relacionar la constante de equilibrio con
la ΔG la cual permite conocer si la reacción requiere o en su lugar, libera energía al reaccionar.
Ahora se conoce que la constante de equilibrio es un valor que afecta directamente el valor de
ΔG.
Referencias
1. Wayne E. Wentworth, S. Jules Ladner. (1972). Fundamentos de química física. Belmont,
California: Wadsworth Publishing Company.
2. Néstor Riaño Cabrera. (2007). Fundamentos de química analítica básica. Análisis
cuantitativo. Colombia: Editorial Universidad de Caldas.
3. Gerardo M. Antón Fos, Ramón García Doménech, José Luis Moreno Frigols. (2011).
Introducción a la Fisicoquímica. Valencia: Editorial de la Universidad de Valencias.

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Introducción: La constante de equilibrio nos permite determinar la espontaneidad de los

En donde ΔG° es el cambio de energía libre en condiciones estándar, es decir a 1 atmosfera de

 Determinar la constante de equilibrio de una reacción mediante una titulación ácido-

 Establecer e interpretar los resultados obtenidos durante el desarrollo.

 3 matraces Erlenmeyer de 125mL

Tubo Volumen(mL) de NaOH gastado en titulación

Cantidad de HCl inicial Cantidad de HCl final

Cantidad de HCl inicial Cantidad de C4H8O2 inicial

Moles de C4H8O2 en el inicio

37.2 mLNaOH −32 mLNaOH=5.2 mLNaOHreaccionando

mLNaOH∗1 L 1.5 mol 1mol C 4 H 8 O2

C4H8O2 C2H5OH + CH3COOH

( 0.0078 mol )( 0.0078mol )

Cantidad de C2H5OH inicial Inicial de CH3COO

Moles de C2H5OH en el inicio

42.9 mLNaOH −32 mLNaOH =10.9 mLNaOHreaccionando

Inicio 0.035mol 0.052mol 0

( 0.0164 mol ) =24.76

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