Practica 8 Quimica 2

UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN CRISTÓBAL DE
HUAMANGA
FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y METALURGÌA
DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE INGENIERÍA
QUÍMICA
Laboratorio de Química General “B”

ASIGNATURA: QU-142 QUÍMICA II
PRÁCTICA N° 8
EQUILIBRIO QUÍMICO
PROFESOR DE TEORÍA : Ing. Mauro Vargas Camarera.
PROFESOR DE PRÁCTICA : Ing. Mauro Vargas Camarera.
ALUMNO : GUTIERREZ VIVANCO, Gabriel Ricardo.
DÍA DE PRÁCTICAS : Miércoles HORA: 10:00 am – 1:00 pm MESA : C
FECHA DE EJECUCÍON : 12/12/2018 FECHA DE ENTREGA : 19/12/2018
AYACUCHO-PERÚ
2018
1
1. OBJETIVOS:
Al finalizar la práctica el alumno estará en condiciones de:
 Explicar cuantitativamente el equilibrio químico de una reacción
reversible.
 Calcular la constante de equilibrio y la composición de un sistema
químico en equilibrio.
2. REVISION BIBLIOGRAFICA
EQUILIBRIO QUIMICO
Se le llama equilibrio químico al estado de un sistema donde no se
observan cambios en la concentración de reactivos o productos, al
transcurrir el tiempo, éstas se mantienen constantes. Esto se da en
reacciones reversibles, donde la velocidad de la reacción de reactivos a
productos es la misma que de productos a reactivos.
Un equilibrio químico puede ser representado de la siguiente manera:

Siendo A y B, los reactivos, S y T los productos, y las letras griegas delante
de cada uno, sus respectivos coeficientes estequiométricos.
La constante del equilibrio K puede definirse como siendo la relación entre
el producto entre las concentraciones de los productos (en el equilibrio)
elevadas a sus correspondientes coeficientes estequiométricos, y el
producto de las concentraciones de los reactivos (en el equilibrio) elevadas
en sus correspondientes coeficientes estequiométricos. Esta constante
sufre variaciones con la temperatura.
Existen varios factores que pueden alterar el estado de equilibrio químico,

los más importantes son la temperatura, la presión y la concentración de los
reactivos o productos. La manera en que estos factores pueden alterar el
equilibro químico se pude predecir cualitativamente según el principio de Le
Chatelier, que establece lo siguiente: si se modifica alguno de los factores
capaces de alterar el equilibrio químico (temperatura, presión,
2
concentración) el sistema se desplazará de manera de contrarrestar la
modificación.
Efecto de la temperatura. Un aumento de la temperatura causará un
desplazamiento del equilibrio en el sentido de la reacción que absorba calor,
es decir, en el sentido endotérmico de la reacción. Por el contrario, una
disminución en la temperatura causará un desplazamiento en el sentido
exotérmico de la reacción.
Efecto de la presión: Si aumenta la presión, el equilibrio se desplazará
hacia el lado de la reacción donde haya menor número de moles gaseosos,
contrarrestando de esta manera la disminución de volumen. Si la presión
disminuye, ocurrirá lo contrario.
Efecto de la concentración: El aumento de la concentración de los
reactivos causará un desplazamiento del equilibrio hacia la formación de
productos. Un aumento en la concentración de productos determinará un
desplazamiento del equilibrio hacia la formación de reactivos. La
disminución en la concentración de reactivos o productos causa un
desplazamiento hacia la formación de mayor cantidad de reactivos o
productos, respectivamente.
A continuación, tenemos un ejemplo concreto de equilibrio químico, el ácido
acético disuelto en agua y la formación de iones acetato e hidronio:
Donde la constante de equilibrio estaría dada por la siguiente fórmula:
J.W. Gibbs sugirió en el año1873 que se alcanzaría el estado de equilibrio

químico cuando la energía libre de Gibbs se encuentra en su valor mínimo,
siempre y cuando la presión sea constante. Si la mezcla de reactivos y
productos no están en equilibrio, el exceso de energía de Gibbs hace que la
reacción se desplace hasta lograr un equilibrio. La constante de equilibrio se
puede relacionar con el cambio de energía libre de Gibbs mediante la
siguiente ecuación:
3
Donde R representa la constante universal de los gases, y T la temperatura en
grados Kelvin.
3. MATERIALES Y REACTIVOS QUIMICOS
 5 varillas para tubos

 5 pipeta graduada en 5 ml
 5 vasos de precipitado de 250 ml
 5 probeta graduada en 50 ml
 5 probeta graduada de 25 ml
 2 bureta graduada en 25 ml
 25 tubos e prueba
 2 pinza para bureta
 5 regla graduada en 30 cm
 5 equipo de iluminación
Reactivos químicos: FeCl3 0,2 M y KSCN 0,002 M
4. PARTE EXPERIMENTAL
Evaluación cuantitativa de la constante de equilibrio del ion complejo
sulfucianuro-hierro (III)
Fe3 +¿¿(ac) + SCN (ac ) → Fe(SCN ) (ac)

2 +¿¿
Se determinará la concentración de cada uno de los iones en equilibrio, luego

se buscará una expresión que relacione matemáticamente las cantidades,
denominada constante de equilibrio.
La determinación de las concentraciones se realizará colorimétricamente, es
decir. Mediante la comparación de colores. Si se observa un recipiente de
vidrio contenido un líquido coloreado, se notará mejor la intensidad del color
mirando desde la superficie hacia el fondo y este dependerá de la
concentración de la sustancia coloreada y del espesor de la solución. Así, 1 cm
de espesor de una solución coloreada 1 M aparecerá con la misma intensidad
de color que un espesor de 2 cm de solución 0,5 M de la misma sustancia.
La concentración de dos disoluciones se compara, variando sus espesores
relativos, hasta que la intensidad del color sea la misma. La relación de las
concentraciones es inversa a la relación de espesores, según la ley de
Lambert-Beer.
Procedimiento:
Dispóngase de cinco (5) tubos de ensayo limpios y secos, del mismo
diámetro y rotulados con los números: 1, 2, 3, 4 y 5. Haciendo uso de una
bureta agregar 5 ml de solución de KSCN 0,002 M a cada uno de ellos.
Al tubo N° 1, que contiene 5 ml de KSCN 0,002 M de SCN −¿¿(ac), agregar 5
ml de solución de FeCl3 0,2 M. Este tubo será utilizado como estándar.
4
Mídase en una probeta 10 ml de FeCl3 0,2 M, enrasa a 25 ml con agua
destilada. Viértase la solución a un vaso limpio y seco para
homogeneizar. Tome 5 ml de esta solución con una pipeta y viértase en el
tubo N° 2. Conserve la solución sobrante de FeCl3 para el paso siguiente.
Calcúlese la concentración de Fe3 +¿¿(ac) de esta solución como parte de la
preparación preliminar antes de continuar la experiencia.
Vierta 10 ml de la solución del vaso de precipitado a una probeta.
Deseche el resto. Continúe llenando la probeta hasta 25 ml con agua
destilada y viértase la solución a un vaso limpio y seco para
homogeneizar. Agregar 5 ml de esta solución el tubo N° 3.
Continúe la dilución hasta que se tenga 5 ml de solución sucesivamente
más diluida en cada tubo de ensayo. Calcúlese la concentración de cada
solución contenida en cada tubo de ensayo como parte preliminar del
trabajo de laboratorio.
Compare las intensidades de color de cada tubo con el tubo N° 1
(estándar) a fin de determinar la concentración del ion sulfucianuro-hierro
(III), Fe(SCN )2 +¿¿(ac) . Para lo cual arróllese una tira de papel alrededor de
los tubos Nos. 1 y 2 para evitar la iluminación lateral. Obsérvese
verticalmente hacia abajo a través de las soluciones sobre un foco
luminoso difuso. Si las intensidades de color son iguales, mídase el
espesor o altura de cada solución con precisión de 1 mm y anotar. Si las
intensidades de color no son iguales, redúzcase parte de la solución del
tubo N° 1 (estándar) con una pipeta o cuenta gotas, hasta que las
intensidades de ambos tubos sean iguales. Colóquese la porción que se
ha sacado a un vaso limpio y seco, ya que puede utilizarse mas adelante.
Cuando las intensidades de color sean iguales en ambos tubos, mídase el
espesor o altura del tubo N° 1 (estándar). Repítase la operación
comparando los tubos Nos. 3, 4 y 5 con el tubo N° 1 (estándar) y anótese
el espesor de cada tubo.
Medir la temperatura de la solución contenida en el tubo N° 1 y registrar.
5. CALCULOS
Para los detalles de los cálculos tome en consideración lo siguiente:
a) El FeCl3 y el KSCN acuosos están formados enteramente por iones.
b) En el tubo N° 1 (estándar), esencialmente todos los iones SCN −¿¿(ac), han
pasado a la forma de iones complejos Fe(SCN )2 +¿¿(ac) . Además, recuerde
que ambas soluciones se diluyeron al mezclarse.
c) Realice los cálculos para cada tubo de prueba del 2 al 5, en forma que
sigue:
 Calcular la relación de espesores o alturas de la comparación

colorimétrica. La relación entre el tubo N° 1 (estándar) y el tubo N° 2 se
calcula por:
5
Altura del tubo N ° ( estandar ) obtenido con el tubo N ° 2
R1-2 =
Altura de la solcuion deltubo N ° 2
 Utilizando los resultados anteriores, calcúlese la concentración en el

equilibrio del ion complejo Fe(SCN )2 +¿¿(ac) en el tubo N° 2, por:
¿ ¿eq = Relación de alturas x concentración del Fe(SCN )2 +¿¿(ac) en el tubo N° 1.
De conformidad con lo señalado en b) la concentración del ion Fe(SCN )2 +¿¿(ac)

en el equilibrio en el tubo N° 1 (estándar) será igual a 0,001 M.
 Partiendo de los datos de dilución, calcular la concentración inicial del ion

Fe3 +¿¿(ac) , ¿ ¿.
 Calcular la concentración en el equilibrio del ion ¿ ¿, restando de la
concentración en el equilibrio inicial del ion ¿ ¿ a la concentración inicial del
ion ¿ ¿, para ello, utilice la relación:
¿¿ = ¿¿ - ¿¿
 Calcular la concentración en el equilibrio del ion SCN −¿¿(ac) , ¿eq de la

misma forma que el anterior, restando la concentración en el equilibrio del
ion ¿ ¿ a la concentración inicial del ion SCN −¿¿(ac) , ¿ ¿. Es decir, utilice la
relación:
¿eq = ¿ ¿ - ¿ ¿
 Tabule los resultados obtenidos en los cuadros respectivos y obtenga una

relación numérica constante entre las concentraciones en equilibrio de los
iones en cada tubo de ensayo, multiplicando y dividiendo los valores
obtenidos en cada uno de ellos, en varias combinaciones, según lo
siguiente:
K 1 = ¿ ¿eq ¿ ¿
K 2 = ¿ ¿/¿eq
K 3 = ¿ ¿/¿ ¿eq
6
6. DATOS Y RESULTADOS EXPERIMENTALES
Evaluación cuantitativa de la constante de equilibrio del ion complejo
sulfucianuro-hiero (III)
2 +¿¿
Fe3 +¿¿(ac) + SCN (ac) → Fe(SCN ) (ac)
−¿¿
DATOS EXPERIMENTALES:
 Altura de las soluciones en los tubos Nos. 2, 3, 4 y 5: cm.
 Altura de la solución del tubo N° (estándar) comparado con:
El tubo N° 2: 6.4 cm
El tubo N°3: 5.8 cm
 Volumen inicial de la solución de FeCl3 (ac) = 5ml

 Volumen inicial de la solución de KSCN (ac) = 5ml
 Concentración molar inicial de la solución de:
FeCl3 (ac) =0.2M y del ion Fe3 +¿¿(ac) 0.1M en la mezcla de 10 ml
 Concentración molar inicial de la solución:
KSCN (ac )) 0 .002M y del ion SCN −¿¿(ac) ) ¿ 0.001❑M en la mezcla de 10 ml
 Concentración molar del ion Fe ( SCN )2+ ¿¿(ac) en el equilibrio: 0.001 M .
OBSERVACIONES: FeCl3(ac) + KSCN(ac) ⇄ [FeSCN]Cl2(ac) + KCl(ac)

Anaranjado incoloro rojo incoloro
En cinco tubos de ensayo se midió la misma cantidad de sulfucianuro de

potasio (a cada tubo de ensayo se le coloca una etiqueta del 1 al 5 para
facilitar el experimento) y al primer tubo se le hecha 5 ml de cloruro
férrico (tubo estándar).
En una probeta se mide 10 ml de cloruro férrico y se le agrega agua
hasta que llegue a 25 ml, vaciamos la solución a un vaso de precipitado
y tomamos 5ml para el segundo tubo y 10 ml devolvemos a la probeta y
el resto lo desechamos.
A la solución de 10 ml que está en la probeta agregamos agua hasta 25
ml volvemos a vaciar y repetimos en procedimiento anterior de la misma
manera hasta llegar al quinto tubo.
Ya obtenidos los 5 tubos se observa la degradación del color de la
solución; con la ayuda de un foco de luz podemos observar claramente
la diferencia de los colores (envolvemos los tubos con papel para poder
observar bien).
7
CALCULOS:
CUADRO N° 1
N° de CONCENTRACION MOLAR INICIAL Relación

tubos de
prueba Antes de mezclar = 5 ml Después de mezclar = 10 ml alturas,
R, cm
[Fe3+] [SCN-] [Fe3+]0 [SCN-]0
1 0.2 0.002 0.1 0.001 1
2 0.8 0.002 0.04 0.001 0.88
3 0.32 0.002 0.016 0.001 0.80
4 0.0128 0.002 0.0064 0.001 0.58
5 0.000512 0.002 0.00256 0.001 0.29
CUADRO N° 2
N° Concentración molar en el equilibrio, M Relación de constantes
de
tubo
[Fe(SCN)2+]eq [Fe3+]eq [SCN-]eq K1 K2 K3
1
2
3
4
5
8
7. CONCLUSION Y RECOMENDACIONES
CONCLUSION:
 se logro explicar cualitativamente el equilibrio químico de una reacción

reversible.
 se calculó la constante de equilibrio y la composición de un sistema
químico en equilibrio.
RECOMENDACIÓN:
 Se debe hacer con cuidado y con medida exacta las combinaciones de las
concentraciones.
8. BIBLIOGRAFIA
 https://www.ecured.cu/Termoqu%C3%ADmica
 http://www.hiru.eus/quimica/la-constante-de-equilibrio
 www.google.com.pe/search?
q=libro+de+quimica+brown+11+edicion&oq=LIBRO+DE+QUIMICA+BR
OW&aqs=chrome.3.69i57j0l5.9688j0j4&sourceid=chrome&ie=UTF-8

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Laboratorio de Química General “B”

Un equilibrio químico puede ser representado de la siguiente manera:

Existen varios factores que pueden alterar el estado de equilibrio químico,

Donde la constante de equilibrio estaría dada por la siguiente fórmula:

J.W. Gibbs sugirió en el año1873 que se alcanzaría el estado de equilibrio

3. MATERIALES Y REACTIVOS QUIMICOS

 5 varillas para tubos

Fe3 +¿¿(ac) + SCN (ac ) → Fe(SCN ) (ac)

Se determinará la concentración de cada uno de los iones en equilibrio, luego

 Calcular la relación de espesores o alturas de la comparación

 Utilizando los resultados anteriores, calcúlese la concentración en el

¿ ¿eq = Relación de alturas x concentración del Fe(SCN )2 +¿¿(ac) en el tubo N° 1.

De conformidad con lo señalado en b) la concentración del ion Fe(SCN )2 +¿¿(ac)

 Partiendo de los datos de dilución, calcular la concentración inicial del ion

 Calcular la concentración en el equilibrio del ion SCN −¿¿(ac) , ¿eq de la

 Tabule los resultados obtenidos en los cuadros respectivos y obtenga una

 Volumen inicial de la solución de FeCl3 (ac) = 5ml

OBSERVACIONES: FeCl3(ac) + KSCN(ac) ⇄ [FeSCN]Cl2(ac) + KCl(ac)

En cinco tubos de ensayo se midió la misma cantidad de sulfucianuro de

N° de CONCENTRACION MOLAR INICIAL Relación

[Fe3+] [SCN-] [Fe3+]0 [SCN-]0

1 0.2 0.002 0.1 0.001 1

2 0.8 0.002 0.04 0.001 0.88

3 0.32 0.002 0.016 0.001 0.80

4 0.0128 0.002 0.0064 0.001 0.58

5 0.000512 0.002 0.00256 0.001 0.29

 se logro explicar cualitativamente el equilibrio químico de una reacción

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