Este informe de laboratorio describe dos experimentos sobre equilibrio químico. El primer experimento analiza el equilibrio entre iones cromato e iones dicromato al agregarles ácido o base. El segundo experimento estudia el equilibrio del cromato de bario al agregarle sales de bario a soluciones de cromato o dicromato. El informe también incluye una sección de fundamentos teóricos sobre velocidad de reacción, factores que afectan el equilibrio químico y la constante de equilibrio.

1. UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA
FACULTAD DE INGENIERÍA INDUSTRIAL Y SISTEMAS
QUÍMICA I
BQU01
Informe N°: 6
Nombre de práctica: Equilibrio Químico
Integrantes:
- Anthony Junior Bonilla Vallejos (20180113H)
- Christian Jesús Espinoza Ramirez (20180081I)
- Miguel Angel Lloclle Choque (20180124J)
Fecha de entrega: 05/06/2018
Ciclo académico: 2018-1
Docente: Ing. Petra Rondinel

2. I. OBJETIVOS
El objetivo de este 6to informe de laboratorio es analizar de forma teórico-
práctico la teoría del equilibrio químico, para ello estudiaremos algunas
reacciones en las que revisaremos su reversibilidad apreciable y además
controlaremos la extensión de la misma.
II. FUNDAMENTO TEÓRICO
VELOCIDAD DE REACCIÓN
Las velocidades de reacción química se suelen expresar determinando como
varían las concentraciones de los reactantes o de los productos en determinados
intervalos de tiempo
Consideramos la reacción hipotética:
𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ⇄ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷
La velocidad a la cual procede la reacción se puede describir en términos de la
velocidad de la cual desaparece un reactivo.
𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑 =
−∆[𝐴]
∆𝑡
O velocidad a la cual aparece uno de los productos.
𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑 =
+∆[𝐶]
∆𝑡
Las concentraciones de los reactivos disminuyen a través del intervalo de tiempo
(Δt)
∆[𝐴] = [𝐴]𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 − [𝐴]𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
[𝐴]𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 < [𝐴]𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
Entonces la cantidad 𝛥[𝐴]sería negativa. Como las velocidades de reacción son
positivos, entonces, cuando se desee medir la velocidad de reacción usando
reaccionantes, se le tiene que poner signo negativo, para que así, la velocidad
resulte positiva.
Describiremos la velocidad de reacción sobre la base de que es la misma,
independientemente del reactivo o producto que queremos medir. Por lo tanto,

3. dividiremos cada cambio por su coeficiente en la ecuación ajustada, así para la
reacción hipotética:
𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ⇄ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷
Velocidad de Reaccion =
−1
𝑎
∆[𝐴]
∆𝑡
=
−1
𝑏
∆[𝐵]
∆𝑡
=
−1
𝑐
∆[𝐶]
∆𝑡
=
−1
𝑑
∆[𝐷]
∆𝑡
FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN
NATURALEZA DE LOS REACTIVOS
El estado físico de los reactantes es importante en la determinación de la
velocidad con la que ocurre una reacción. La gasolina líquida puede arder
suavemente, pero los vapores de la gasolina pueden arder explosivamente.
La extensión de la subdivisión de sólidos y líquidos también es importante en la
determinación de las velocidades de reacción. Por ejemplo, 10 gramos de una
barra metálica de magnesio reacciona lentamente con el ácidoclorhídrico diluido,
mientras que, 10 gramos de magnesio en polvo reacciona violentamente con el
ácido clorhídrico diluido:
“A mayor estado de subdivisión de los sólidos, se ofrece mayor área superficial
para la reacción”
Otro factor que afecta las velocidades de reacción es la identidad química de los
reactivos. Por ejemplo, el sólido metálico, que posee una baja energía de
ionización, reacciona rápidamente con el agua a temperatura ambiente; el calcio
metálico reacciona lentamente con agua a temperatura ambiente dado que
posee una energía de ionización superior.
CONCENTRACIÓN DE LOS REACTIVOS
A mayor concentración de los reaccionantes, mayor es el número de choques
moleculares de las moléculas reaccionantes y por tanto, mayor es la probabilidad
de que estos choques sean eficaces, aumentando así la velocidad de reacción.
EFECTO DE LA TEMPERATURA
Al aumentar la temperatura, aumenta la energía cinética media de las moléculas
reaccionantes, es decir, las moléculas tienen mayor contenido energético para
poder superar la energía de activación, aumentando así la velocidad de reacción.

4. EFECTO DE LOS CATALIZADORES
Son especies químicas que aumentan la velocidad de reacción, en razón a que
disminuyen la energía de activación proporcionando mecanismos alternos con
menor energía de activación.
Las características de los catalizadores son:
 Los catalizadores solo forman compuestos intermedios para ejercer la
acción catalítica, por lo tanto no se consumen en el curso de la misma y
se les puede recuperar finalizada la reacción.
 El catalizador permanece invariable al final de la reacción; en lo que
respecta a su composición química, pues en su forma física puede variar.
 El catalizador no altera el equilibrio, pues aumenta por igual las
velocidades de las reacciones directa e inversa.
 El catalizador no inicia una reacción, solo aumenta la velocidad.
 La acción catalítica es específica y es ejercida sin violar las leyes de la
estequiometria.
 Los catalizadores se utilizan en pequeñas cantidades, debido a que la
acción catalítica es rápida.
Los catalizadores disminuyen la energía de activación. Ellos significa, con la
misma energía cinética promedio de las moléculas, una mayor fracción de
moléculas ya tienen la suficiente energía para alcanzar el estado de
transición, aumentando así la velocidad de reacción.
EQUILIBRIO QUÍMICO
El equilibrio se refiere a aquel estado de un sistema en el cual no se produce
ningún cambio neto adicional. Cuando A y B reaccionan para formar C y D a la
misma velocidad a la que C y D reaccionan para formar A y B, el sistema se
encuentra en equilibrio.
La mayoría de las reacciones no llegan a completarse. Esto es, cuando se
mezclan los reactivos en cantidades estequiometrias; no se convierten
completamente en los productos. Las reacciones que no llegan a completarse y
que tienen lugar en ambos sentidos se llaman reacciones reversibles.

5. Los equilibrios químicos son equilibrios dinámicos, esto es, las moléculas
individuales están reaccionando constantemente aunque la composición y
propiedades de la mezcla en equilibrio no cambian en el tiempo, mientras no
actúe una fuerza externa que perturbe la condición de equilibrio.
𝐴(𝑔) + 𝐵(𝑔) ⇄ 𝐶(𝑔) + 𝐷(𝑔)
Esta ecuación puede leerse en ambos sentidos, hacia adelante y hacia atrás. Si
A Y B se mezclan, reaccionarán para formar C y D. Por otra parte, una parte de
C y D, reaccionarán para formar A y B.
LA CONSTASNTE DE EQUILIBRIO
En una reacción química reversible en equilibrio, las concentraciones de
reactivos y productos son constantes; esto es, no varían. Las velocidades de las
reacciones directa e inversa con constantes e iguales, Las velocidades de las
reacciones directas e inversa son constates, y se puede escribir una expresión
como la constante de equilibrio, que relaciona a los productos con los reactivos.
𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ⇄ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷
Aplicando la ley de acción de masas, se establece:
𝑉𝑑𝑖𝑟𝑒𝑐𝑡𝑎 = 𝑘𝑑[𝐴]𝑎[𝐵]𝑏
(1)
𝑉𝑖𝑛𝑣𝑒𝑟𝑠𝑎 = 𝑘𝑖[𝐶]𝑐[𝐷]𝑑
(1)
Como en el equilibrio las velocidades de reacción directa e inversa se igualan,
tenemos:
𝑉𝑑𝑖𝑟𝑒𝑐𝑡𝑎 = 𝑉𝑖𝑛𝑣𝑒𝑟𝑠𝑎
𝑘𝑑[𝐴]𝑎[𝐵]𝑏
= [𝐶]𝑐[𝐷]𝑑

6. A temperatura constante, se define a la constante de equilibrio como:
𝐾𝑒𝑞 =
[𝐶]𝑐[𝐷]𝑑
[𝐴]𝑎[𝐵]𝑏
Siendo 𝐾𝑒𝑞o 𝐾𝑐 la constante de equilibrio en función de concentraciones molares.
Las cantidades en corchetes son las concentraciones de cada sustancia en
moles por litro. Los exponentes a,b,c y d son los coeficientes de las sustancias
en la ecuación balanceada. Las unidades de 𝐾𝑒𝑞 no son las mismas para todas
las reacciones de equilibrio y generalmente se omiten. Obsérvese que se eleva
la concentración de cada sustancia a una potencia igual al coeficiente
estequiométrico, deducido de la ecuación balanceada.
Cuando algún reactivo y/o producto de una ecuación química es gas, podemos
formular la expresión de equilibrio en términos de presiones parciales, en vez de
concentraciones molares. En este caso, la constante de equilibrio se denota
como 𝐾𝑝
𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ⇄ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷
𝐾𝑝 =
(𝑃𝐶)𝑐
.(𝑃𝐷)𝑑
(𝑃𝐴)𝑎.(𝑃𝐵)𝑏
Donde 𝑃𝑖 es la presión parcial del componente “i” en equilibrio. Por lo general,
los valores de 𝐾𝑐 y 𝐾𝑝 son diferentes. Por ello, es importante indicar cuál de ellas
estamos usando por medio de los subíndices. La expresión general que
relaciona 𝐾𝑝 y 𝐾𝑝 es:
𝐾𝑒𝑞 = 𝐾𝑐(𝑅𝑇)∆𝑛
Δn: es la diferencia de coeficientes de productos y reaccionantes.
Numéricamente es igual al número de moles de productos gaseosos menos el
número de moles de reactivos gaseosos. De la reacción general:
∆𝑛 = (𝑐 + 𝑑) − (𝑎 + 𝑏)
R: constante universal de los gases ideales
T: temperatura absoluta (K)
PRINCIPIO DE LE CHATELIER

7. El químico francés Henri Le Chatelier (1850-1936) enunció, en 1888, una
generalización sencilla, pero de grandes alcances, acerca del comportamiento
de los sistemas en equilibrio. Esta generalización, que se conoce como Principio
de Le Chatelier, dice: “Si se aplica un activante a un sistema en equilibrio, el
sistema responderá de tal modo que se contrarrestre la activación y se
restaure el equilibrio bajo in nuevo conjunto de condiciones”. La aplicación
del Principio de Le Chatelier nos ayuda a predecir el efecto de las condiciones
variables sobre las reacciones químicas
III. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
EXPERIMENTO N°1: ESTUDIO DEL SISTEMA EN EQUILIBRIO ION
CROMATO-ION DICROMATO
A) Materiales y reactivos a usar:
6 tubos de ensayo Pipeta
Pipeteador Gotero
Rejilla HCl
K2CrO4 K2Cr2O7
NaOH

8. B) Procedimiento:
1) En un tubo de ensayo
verter, con la ayuda de
la pipeta, 3ml de
cromato de potasio
(0.1M)
2) Realizar el mismo
procedimiento en otro
tubo de 3ml pero ahora
añadiendo dicromato de
potasio. (0.1M)
3) Observar la
consistencia y el color
de estas soluciones y
anote.
4) Con la ayuda del
gotero verter gota a gota,
en otros dos tubos de
ensayo, cada una de las
soluciones.
5) Añada de la misma
manera NaOH (1M) a
cada uno de los tubos
del paso anterior.
Observando los
cambios de color.
6) De la misma manera
que en el paso 4) y 5)
verter en vez de NaOH,
HCl a nuevos tubos.
Observar el color.
7) A los tubos del paso
anterior, despues de
realizado este paso,
añadir gota a gota
NaOH similar al paso
5). Observe y anote.
8) Dicho esto, repetir el
mismo procedimiento 7)
para los tubos del paso 5)
añadiendo HCl. Observar
los resultados.

9. C) Esquemas del proceso:
Fig. 1
Manipulamiento de la pipeta,
para verter el K2Cr2O7
Fig. 2
El K2Cr2O7 reacciona con
NaOH y se aprecia su nuevo
color.
Fig. 3
El K2CrO4 reacciona con el
HCl.
Fig. 4
Comparación de los colores
de los reactantes.

10. EXPERIMENTO N°2: ESTUDIO DEL EQUILIBRIO DEL CROMATO DE BARIO
(BaCrO), CON UNA SOLUCIÓN SATURADA DE IONES.
A) Materiales a usar:
4 tubos de ensayo de
13x100
Pipeta
Pipeteador Gotero
K2Cr2O7 y K2CrO7
(0.1M)
Ba(NO3)2 (0.1M)
NaO HCl
B) Procedimiento:
1) Vierta 10 gotas de
K2CrO4 en un tubo de
ensayo con la ayuda
del gotero
2) Añada a esto dos
gotas de NaOH(1M),
luego seguidamente
añadir gota a gota
Ba(NO3)2
3) Vierta 10 gotas de
K2Cr2O7 en un tubo
de ensayo con la
ayuda del gotero
4) Añada a esto dos gotas de HCl (1M), luego
seguidamente añadir gota a gota Ba(NO3)2 .
Observar los resultados de los pasos 2) y 4) y
anote las conclusiones sobre sus
solubilidades.
5) Añada al tubo del
paso 1), HCl gota a
gota. Ver los cambios
y anotar.
6) Añada al tubo de la
parte 2), NaOH hasta
observar algun
cambio. Anotar lo
observado.
7) Analice una forma
de revertir los
cambios y reacciones
de los pasos 5) y 6).
En un tubo aparte,
poner 10 gotas de
K2CrO7 y la misma
cantidad de K2CrO4 en
otro. Añada unas
gotas de Ba(NO3)2 a
cada uno. Anote lo
observado.

11. C) Esquema del proceso:
IV. CÁLCULOS Y RESULTADOS
Exp.1
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 ( KCr 2O7 + NH4OH)
+ HCl
Anaranjado
En las figuras,
observamos el
vertimiento
gota a gota del
Ba(NO3)2.
La tonalidad
amarilla indica
al ion CrO4 y
la anaranjada
indica al ion
Cr2O7.

12. Exp.2
a)
 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
b)
 K2CrO4 0.1M
- color amarillo
 K2CrO4 0.1M + Ba(NO3)2 0.1M gota a gota
-No hay cambio de color
c)
 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

13. d)
 K2Cr2O4 0.1M
- color anaranjado
 K2Cr2O7 0.1M + Ba(NO3)2 0.1M gota a gota
-No hay cambio de color
V. OBSERVACIONES
 Ocurre un cambio de color como evidencia de la reacción inmediata que
se da cuando agregamos Hidróxido de Sodio al Dicromato de Potasio,
siendo el cambio de anaranjado a amarillo.
 Al agregarle Ácido Clorhídrico hay una reversión de color en la solución
de Dicromato de potasio con Hidróxido de sodio, puesto que vuelve a ser
de color anaranjado. Esto evidenciaría una titulación entre el Hidróxido de
Sodio con el Ácido Clorhídrico.
 El cromato de bario evidencia una mayor saturación que el dicromato de
bario cuando se disuelven en la misma cantidad de medio acuoso, lo cual
demuestra que el dicromato de bario posee una mayor solubilidad.
VI. CUESTIONARIO
1. Añadiendo iones H+ y moléculas de agua al miembro adecuado de la
ecuación, balancear la ecuación:
𝐶𝑟𝑂4(𝑎𝑞)
−2
+ 𝐻+
↔ 𝐶𝑟2𝑂7
−2
2𝐶𝑟𝑂4(𝑎𝑞)
−2
+ 2𝐻+
↔ 𝐶𝑟2𝑂7
−2
+ 𝐻2𝑂
2. Añadiendo iones OH- y moléculas de agua al miembro adecuado de la
ecuación, balancear la ecuación
𝐶𝑟𝑂4(𝑎𝑞)
−2
+ 𝑂𝐻−
↔ 𝐶𝑟2𝑂7
−2
2𝐶𝑟𝑂4(𝑎𝑞)
−2
+ 𝐻2𝑂 ↔ 𝐶𝑟2𝑂7
−2
+ 2𝑂𝐻−
3. ¿Qué conclusiones pueden deducirse de las preguntas 1 y 2 con respecto
a su dependencia de los iones H+ y OH-?
Se concluye que no depende si se balancea en medio ácido o básico.

14. 4. Bisulfuro de amonio NH4HS sólido es introducido en una fiola evacuda de
24°C y sucede la siguiente reacción, hasta que es alcanzado el equilibrio
en recipiente cerrado:
𝑁𝐻4𝐻𝑆(𝑠) ↔ 𝑁𝐻3(𝑔) + 𝐻2𝑆(𝑔)
En el equilibro la presión total es 0.614 atm. Calcule KP para este equilibrio
a 24°C
KP= 𝑃𝑁𝐻3
.𝑃𝐻2𝑜
𝑛𝑁𝐻3
= 𝑛𝐻2 𝑜 → 𝑋𝑁𝐻3
= 𝑋𝐻2𝑜 → 𝑃𝑁𝐻3
= 𝑃𝐻2𝑜
KP= (0.307)2 = 0.094249
5. Determine si cada una de las siguientes reacciones es favorecida por altas
o bajas temperaturas:
(a) 2𝑆𝑂2(𝑠) + 𝑂2(𝑔) ↔ 2𝑆𝑂3(𝑔); ∆𝐻° = −180𝑘𝐽
(b) 𝐶𝑂(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑔) ↔ 𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2(𝑔); ∆𝐻° = −46𝑘𝐽
(c) 𝐶𝑂(𝑔) + 𝐶𝑙2(𝑔) ↔ 𝐶𝑂𝐶𝑙2(𝑔); ∆𝐻° = −108.3𝑘𝐽
(d) 𝑁2𝑂4(𝑔) ↔ 2𝑁𝑂2(𝑔); ∆𝐻° = +57.3𝑘𝐽
(e) 𝐶𝑂(𝑔) + 2𝐻2(𝑔) ↔ 𝐶𝐻3𝑂𝐻(𝑔); ∆𝐻° = −270𝑘𝐽
En (a), (b), (c) y (e) son favorecidas por bajas temperaturas, al contrario
que (d) que se ve favorecida por altas temperaturas.
6. Para la reacción CO (g) +Cl2 (g) COCl2 (g) ¿a qué es igual la relación
entre las contantes de equilibrio
𝐾𝑃
𝐾𝐶
?
Se sabe qué:
𝐾𝑃 = 𝐾𝐶 (𝑅.𝑇)∆𝑛
Entonces:
𝐾𝑃
𝐾𝐶
= (𝑅. 𝑇)∆𝑛
; Donde ∆𝑛 = nf – n0 = 1 – 2 = -1
Entonces:
𝐾𝑃
𝐾𝐶
=
1
𝑅.𝑇
7. A 375 °C la concentración inicial de N2, H2 y NH3 son 0.0711M, 9.17 x 10-
3M y 1.83 x 10-4M respectivamente.
3𝐻2(𝑔) + 𝑁2(𝑔) ↔ 2𝑁𝐻3(𝑔)
Si la constante de equilibrio, KC para la reacción es 1.2 a esta temperatura,
decida si el sistema está en equilibrio. Si no es así, prediga en qué
dirección procederá la reacción hasta alcanzar el equilibrio.

15. 𝐾𝐶
375°
= 1.2 =
[𝑁𝐻3 ]2
[𝑁2 ][𝐻2 ]2
Pero en el problema:
[𝑁𝐻3 ]2
[𝑁2 ][𝐻2 ]2 =
(1.83×10−4)
2
(0.0711)×(9.17×10−3)3 = 0.61083
Por lo que podemos decir que el sistema no está en equilibrio, y la
dirección que tendrá la reacción hasta alcanzar el equilibrio será el del
producto.
8. Sea ∝ el grado de disociacióno fracción de SbCl5 que reacciona a 238 °C
y 1.23 atm. de presión, ∝=0.718 para la reacción: SbCl5 (g) SbCl3 (g)
+ Cl2 (g), iniciando con SbCl5 puro. Calcule la constante de equilibrio KP
para esta reacción.
En: SbCl5 (g) SbCl3 (g) + Cl2 (g),
Moles iniciales: n 0 0
Moles formadas: -0.718n + 0.718n +0.718n
Moles finales: 0.282n 0.718 0.718
Entonces:𝑋𝑆𝑏𝐶𝑙5
=
0.282
1.718
= 0.164, 𝑋𝑆𝑏𝐶𝑙3
=
0.718
1.718
= 0.418, 𝑋𝐶𝑙2
=
0.718
1.718
=
0.418
KP =
(0.418×1.23)×(0.418×1.23)
(0.164×1.23)
= 1.31043
VII. CONCLUSIONES
 Cuando el equilibrio se establece de manera que todos los
compuestos presentes se hallan en una sola fase, se trata de un
equilibrio homogéneo.
 Cuando el equilibrio se presenta para más de una fase se trata de un
equilibrio heterogéneo.
 Se comprueba que en el equilibrio ocurren reacciones reversibles,
puesto que cuando añadimos ácido clorhídrico al cromato de bario
este cambia de color, sin embargo al agregarse hidróxido de sodio
vuelve a su color originario.

16. IX. RECOMENDACIONES
 Se recomienda utilizar guantes al momento de verter los reactivos. Ya
que algunos pueden ser cancerígenos
 Es recomendable una vez terminado el proceso experimental
desechar los compuestos formados en el bote de desechos
inorgánicos
 Se recomienda enjuagar bien los tubos de ensayo con agua de caño
después de cada reacción si se quiere hacer una nueva.
X. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS
 Manual de prácticas de laboratorio de Química general / Vilma
Teresa Pinzón Fajardo [y otros 4] -- Bogotá: Universidad El Bosque,
Facultad de Ciencias, 2016.
 Manual de prácticas de laboratorio de química general / Daniel Jesús
Alcázar Blanco, Fabio Armando Fuentes Gándara, Máximo Alfonso
Gallardo Mercado, Claudia Patricia Herrera Herrera, Isabel Linares,
Sandra Villarreal, Alejandra Zambrano, Barranquilla: Educosta,
2016.
 Academia de Química Inorgánica de la Facultad de Ciencias
Químicas de la Universidad Autónoma de Coahuila en la ciudad de
Saltillo, Coahuila. México.. (2016). Fundamentos de la practica en el
laboratorio. Mexico: Universidad Autónoma de Coahuila.
 R. Chang: Principios Esenciales de Química General. 11ª edición
McGraw-Hill 2015.