quimica 2

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UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN CRISTÓBAL DE HUAMANGA
FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y METALURGIA
EFP. INGENIERÍA EN INDUSTRIAS ALIMENTARIAS
QUIMICA II QU- 142
PRACTICA N° 6
“EQUILIBRIO QUÍMICO I"
PROFESOR DE TEORÍA : ING. MUNARRIS JESUS
PROFESOR DE PRÁCTICA : ING. ALVAREZ RIVERA, Robert
ALUMNOS : SUAREZ PEREZ, Yvis Antonio
MICHCA HUAYLLANI, Rubén
MALLQUI PABLO, Nora
GRUPO : MIERCOLES 7 – 10 AM
SERIE : 100-II
FECHA DE PRÁCTICA : 06-12-2017
FECHA DE ENTREGA : 13-12- 2017
AYACUCHO – PERÚ
2017

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EQUILIBRIO QUÍMICO I
I. OBJETIVOS
 Estudiar el efecto que produce los cambios de concentración y temperatura sobre
un sistema químico en equilibro.
II. INTRODUCCIÓN TEÓRICA
Equilibrio químico
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
química 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.
Expresión general para la constante kc
El equilibrio químico es un estado del sistema en el que no se observan cambios a medida
que transcurre el tiempo. Así pues, si tenemos un equilibrio de la forma:
a A + b B= c C + d D
Se define la constante de equilibrio Kc como el producto de las concentraciones en el
equilibrio de los productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos,
dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a
sus respectivos coeficientes estequiométricos, para cada temperatura.
   
   ba
dc
C
BA
DC
K 
Efecto de un cambio de las condiciones de equilibrio.
Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio en un proceso
químico, como son la temperatura, la presión, y el efecto de la concentración. La influencia
de estos tres factores se puede predecir, de una manera cualitativa por el Principio de Le
Chatelier,que dice lo siguiente: si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los
factores que influyen en el mismo ( temperatura, presión o concentración), el sistema
evoluciona de forma que se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha
variación.

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 Efecto de la temperatura: si una vez alcanzado el equilibrio, se aumenta la
temperatura, el equilibrio se opone a dicho aumento desplazándose en el sentido
en el que la reacción absorbe calor, es decir, sea endotérmica.
 Efecto de la presión: si aumenta la presión se desplazará hacia donde existan
menor número de moles gaseosos, para así contrarrestar el efecto de disminución
de V, y viceversa.
 Efecto de las concentraciones: un aumento de la concentración de uno de los
reactivos, hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de productos, y a la
inversa en el caso de que se disminuya dicha concentración. Y un aumento en la
concentración de los productos hace que el equilibrio se desplace hacia la
formación de reactivos, y viceversa en el caso de que se disminuya.
Kc y Kp
Para proceder a relacionar el Kc y la Kp debemos relacionar previamente las
concentraciones de las especies en equilibrio con sus presiones parciales. Según la
ecuación general de los gases perfectos, la presión parcial de un gas en la mezcla bale:
pi = (ni R T) / V = Ci R T
Una vez que hemos relacionados las concentraciones con las presiones parciales de cada
especie, se calcula la dependencia entre ambas concentraciones, simplemente llevando
estos resultados a la constante Kc. De esta manera llegamos a la expresión:
Kp = Kc (R T )An
Donde la An es la suma de los moles estequiométricos de todos los productos en estado
gaseoso menos la suma de todos los moles de reactivos también gaseosos.
Relación entre la variación de energía libre de gibbs, y la constante de equilibrio.
La variación de Energía Libre de Gibbs y la constante de equilibrio están intimamente
ligadas entre sí a través de la siguiente ecuación:
AG = - R T Ln kp
Donde R es la constante de los gases, T la temperatura absoluta, y Kc la constante de
equilibrio.
Resumen.
Un sistema en equilibrio dinámico, es aquel en el que la reacción directa y la inversa,
ocurren a la misma velocidad. El sistema en equilibrio, puede ser descrito a través del
constante Kc. Si la constante es muy grande, la reacción directa se producirá casi
exhaustivamente, mientras que la inversa no ocurre de forma apreciable. Si la constante es
muy pequeña, la reacción que domina es la inversa.
Si un sistema en equilibrio, es perturbado en su posición de equilibrio, se produce o bien la
reacción directa o la inversa, con objeto de restablecer el equilibrio. Se puede utilizar el
Principio de Le Châtelier para predecir de qué forma evolucionará el equilibrio sometido a
una perturbación.
 Una disminución del volumen; hace que se produzca la reacción de modo que
decrezca, el nº de moles de gas en el sistema.
 Un aumento de la temperatura:

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Hace que se produzca la reacción endotérmica.
La constante de equilibrio se puede relacionar con la energía Libre de Gibbs a través de la
ecuación:
AG = - R T Ln Kp
III. MATERIAL Y REACTIVOS.
 Tubo de ensayo.
 Gradilla
 Vaso de precipitado
 Mechero de bunseng
 Pipeta.
 solución de K2CrO4 0,1M
 solución K2Cr2O7 0,1M
 solución de KOH 0,1 M
 solución de HCl 0,1 M
 solución de Fe3+ (FeCl3 0,2 M)
 solución de SCN- (KSCN 0,002 M).
 solución de AgNO3 0,1 M
IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
Evaluación cualitativa de reacciones químicas reversibles
Ensayo 1. Equilibrio de un ion cromato y dicromato
1. En dos tubos de prueba, colocar al primer tubo 2 ml de solución de K2CrO4 0,1M y al
segundo tubo 2 ml de solución K2Cr2O7 0,1M; anote el color de la de cada solución.
Guarde en la gradilla como una muestra de comparación.
observaciones
K2CrO4
K2Cr2O7

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2. Agregar aproximadamente 1 ml de cada solución en dos tubos diferentes. añadir gota
a gota solución de KOH 0,1 M a cada solución, hasta observar un cambio de color en
uno de los tubos (por comparación de la muestra patrón determine el compuesto
obtenido). Anote los colore y realice la ecuación química en su forma iónica y
molecular (para lo cual considere la ecuación química en un solo sentido). Guarde
estos tubos para el punto 5.
Resultados.
 K2CrO4 + KOH..……………… N.R.
 K2Cr2O7 + KOH………………. K2CrO4 + H2O
 Se forma el cromato
 se observa la coloración amarillo
3. Agregar próximamente 1mL de cada solución de las muestras patrón en dos tubos
diferentes y añadir gota a gota solución de HCl 0,1 M a cada tubo, hasta que observe
un cambio de color en uno de los tubos y compare el color como en el punto anterior.
Escriba las ecuaciones químicas. Guarde estos tubos para el punto 4.
Resultados:
 K2CrO4 + HCl..……………… K2Cr2O7 + KCl + H2O
 K2Cr2O7 + HCl………………. N.R.
 Se forma el dicromato

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4. Añadir KOH 0,1 M gota a gota a uno de los tubos preparados en el punto 3, hasta que
observe un cambio de color. Escriba la ecuación química correctamente.
Resultados:
 en este ensayo se pudo observar que si agregamos el KOH 0.1M altubo que cambio
en el punto 3 esta regresa a su coloración inicial de cromato K2CrO4 ha
dicromato(K2Cr2O7 ).
5. Agregar HCl 0,1 M gota a gota, a uno de los tubos preparados en el punto 2. Hasta que
observe un cambio de color. Escriba la ecuación química.
Resultados:
 en este ensayo se pudo observar que si agregamos el HCl al tubo que cambio en el
punto 3 esta regresa a su coloración inicial de dicromato(K2Cr2O7 ) ha cromato
K2CrO4
6. A) procesa a sumar las ecuaciones químicas obtenidas; uno de ellos inviértase de
sentido antes de sumarse. El resultado final en cada caso debe tener las flechas

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opuestas. Sume la ecuación química del punto 2 con la del punto 5 (invirtiendo) y la
del punto 3 con 4 (invirtiendo).
B) halle la expresión de la constante de equilibrio de las dos ecuaciones reversibles
obtenidas.
Observaciones y resultados:
Ecuaciones invertidas
a) H2O + K2CrO4 K2Cr2O7 + KOH
b) K2CrO4 + H2O K2Cr2O7 + KOH
E.I. 2CrO4 2- + H2O 2Cr2O7 2- + 2OH-
E.I. 2CrO4
2- + H+ Cr2O7
2- + H2O
4CrO4
2- + H+ 2Cr2O7
2- + 2OH-
2CrO4
2- + H+ Cr2O7
2- + OH-
[Cr2O7]2 x [OH]
Kc =
[CrO4]2 x [H+]
[0.1]2 x [0.1]
Kc =
[0.1]2 x [0.1]
Kc = 1M
Ensayo 2. Equilibrio del ion hierro (III) y el ion tiocianato
La ecuación de equilibrio es:
Fe3+(ac) + SCN -(ac) FeSCN 2+ (ac) + calor
Disponer de 4 tubos y enumerar del 1 al 4
1. Al tubo 1, agregar 10mL de solución de Fe3+ (FeCl3 0,2 M) y 1 mL de solucion0 de
SCN- (KSCN 0,002 M). observe la coloración y anotar.

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Resultados:
+ FeSCN2+ (la coloración es rojo)
 La reacción se dirige a la derecha.
2. Añadir al tubo 2 las misma cantidades de reactivos de la parte 1, más un exceso de
SCN-, observar que el color se incrementa por la mayor formación de FeSCN 2+,
desplazándose el equilibrio a la derecha.
Resultados.
+ FeSCN2+ (la coloración es más rojizo)
 La reacción se dirige a la derecha.
3. Añadir al tubo 3 las mismas cantidades de reactivo de 1, y luego un exceso de iones
Fe3+, el color también se incrementa porque se desplaza hacia la derecha.
Resultados:
+ FeSCN2+ (la coloración es Más rojizo)
 La reacción se dirige a la derecha.
4. Al tubo 4, agregar las mismas cantidades de 1, y luego 1 mL de solución de AgNO3
0,1 M. este reactivo causa la precipitación de AgSCN, insoluble, disminuyendo la
concentración del ion SCN- .
El complejo FeSCN 2+ se disocia para restablecer el equilibrio disminuyendo la
concentración de FeSCN 2+, formándose un color rojo débil. El equilibrio se
desplaza hacia la izquierda.
Resultados:
+ FeSCN2+ (la intensidad de coloración disminuye)
 La reacción se dirige hacia la izquierda.
V. CONCLUSIÓN
 Se estudió el equilibrio químico desde el punto de vista cualitativo y
cuantitativo que fue demostrado con los experimentos realizados.
 Se determinó la constante de disociación del ácido acético a temperatura
ambiente.
VI. RECOMENDACIONES
 Para hacer pruebas de laboratorio manipular de forma correcta los instrumentos.
 Antes de iniciar los ensayos o experimentación revisar si los materiales están
limpios y los equipos funcionan correctamente.
 Es de carácter obligatorio contar con los accesorios de protección del cuerpo para
evitar así accidentes que más adelante se puedan lamentar.

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VII.CUESTIONARIO:
1. Defina el equilibrio químico y ponga dos ejemplos de un equilibrio dinámico.
Equilibrio químico
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
química 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.
Ejemplos
 H2(g) + I2(g) 2HI(g)
 3H2(g) + N2(g) 2HN3(g)
2. Explique la diferencia entre equilibrio físico y equilibrio químico. Ponga dos
ejemplos de cada uno.
La diferencia que existe es que el equilibrio físico se da entre dos fases de la misma
sustancia, debido a que los cambios que ocurren son procesos físicos, mientras que el
equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directas e inversas
se igualan y las concentraciones netas de los reactivos y productos permanecen
constantes.
Ejemplos de equilibrios físicos
 La evaporación de un agua en un recipiente cerrado a una temperatura
determinada.
Ejemplos de equilibrios químicos
 CO(g) + Cl2(g) COCl2
 H2(g) + I2(g) 2HI(g)
3. ¿favorece la formación del ion dicromato en un medio acido? Explique
El ion dicromato no favorece en el medio acido porque no hay una reacción porque el HCl
es un ácido fuerte.

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4. ¿favorece la formación del ion tiocianato de hierro (III) el aumento de
temperatura? Explique.
En una temperatura elevada la formación de ion tiocianto si favorece por en esta reacción
toma una coloración más rojo intenso y la reacción se dirige a la derecha o también se
puede decir que es una reacción endotérmica.
VIII. BIBLIOGRAFÍA:
 SALCEDO Y OTROS “Curso práctico de química”
 ROSENBER, J. Laurente “química general”
 Colección RACSO “ química fundamentos y aplicaciones”
 LUMBRERAS “QUIMICA- análisis de principios y aplicaciones(tomo I)”
 http://www.fortunecity.com/campus/dawson/196/oxbas.ht
 NUFFIELD FOUNDATION “Química colección de experimentos”
 MAHAN AND MYERS “Química curso universitario”
 IRAZABAL, ALEJANDRO “Química Laboratorio”.
 RAYMON CHAG w, (2003) química general séptima edición, México, editorial
mexicana.
 JARA BENITES c, CUEVA GARCIA r, (2001) problemas de química y como
resolverlos (colección racso) primera edición, lima racso editores.