55057016 Informe N 3 Quimica General A2

PRÁCTICA Nº3

Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio

 
 
 
 
 
RESUMEN 
En esta semana se ha trabajado con la constante de equilibrio, además de comprobar
la reversibilidad de una reacción a través de la experiencia del Cromato al pasarlo a
Dicromato y regresarlo a Cromato. Además de la reversibilidad con SCN y Fe.
Luego se aprendió una nueva técnica para obtener las concentraciones apartir de
diferencia de alturas, es allí que se muestra la colorimetría como el método nuevo a
emplear. Consiste básicamente en obtener concentraciones iniciales y luego por
comparación e igualación de colores de reacciones en los tubos de ensayo se obtiene
la diferencia de alturas. Luego conociendo esos datos es posible calcular la
concentración para cualquiera de sus derivados de la reacción o ensoluciones mas
diluidas.

 
 

1

PRÁCTICA Nº3

Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio

 

 
INTRODUCCIÓN 
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:

aA + bB ⎯
⎯→ cC + dD
Se define la constante de equilibrio Kc como el producto de las concentraciones en el
equilibrio de losproductos 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
Los objetivos a cumplir son:
• Estudio cualitativo de sistemas en equilibrio
• Determinación cuantitativa de las especies presentes en un sistema en equilibrioEstablecer una expresión matemática que relacione las cantidades de las especies en el
equilibrio

 
 
 

2

PRÁCTICA Nº3

Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio

PRINCIPIOS TEÓRICOS 
Analicemos una reacción sencilla para ver como alcanza un estado de equilibrio, una
mezcla de reactivos y productos cuyas concentraciones ya no cambian con el tiempo.
Comenzamos con N 2 O4 , una sustancia incolora quese disocia para formar NO2 la cual
es de color café. Para una reacción química en un sistema cerrado, la reacción alcanzará
el equilibrio.
El N 2 O4 sólido se evapora conforme se calienta por arriba de su punto de
ebullición (21.2 ºC), y el gas se vuelve cada vez más oscuro conforme el N 2 O4 gaseoso
incoloro se disocia en NO2 gaseoso de color café. Al final, aun cuando todavía
exista N 2 O4 en eltubo, el color deja de tornarse oscuro debido a que el sistema alcanza
el equilibrio. Obtenemos una mezcla de equilibrio de N 2 O4 y NO2 en la que las
concentraciones de los gases ya no cambian conforme pasa el tiempo.
Se forma una mezcla de equilibrio debido a que la reacción es reversible.
El N 2 O4 puede reaccionar para formar NO2 , y el NO2 puede reaccionar para
formar N 2 O4 . Esta situaciónse representa escribiendo la ecuación para la reacción con
dos medias flechas que apunten en ambas direcciones:

N 2 O4 ( g ) ←
⎯→ NO2 ( g )
1
424
3
123
Incoloro

Café

Podemos analizar este equilibrio utilizando lo que sabemos sobre cinética.
Llamemos reacción directa a la descomposición del N 2 O4 . En este caso, tanto la
reacción directa como la reacción inversa son reacciones elementales.Como se vio en la
experiencia de “Velocidades de reacción”, las leyes de velocidad de las reacciones
elementales pueden escribirse a partir de sus ecuaciones químicas:

Reacción directa:

N 2O4( g ) ⎯
⎯→ NO2 ( g )

Reacción inversa:

NO2 ( g ) ⎯
⎯→ N 2 O4( g )

Velocidad d = k d [N 2 O4 ]
Velocidad i = k i [NO2 ]

2

Donde k d y k i son las constantes de velocidad de las reacciones directa e inversarespectivamente. En el equilibrio, la velocidad a la que se forman los productos a partir
de los reactivos es igual a la velocidad a la que se forman los reactivos a partir de los
productos:
k d [N 2 O4 ] = k i [NO2 ]
1424
3 1424
3
2

Reacción directa

Reacción inversa

Si acomodamos de nuevo esta ecuación, obtenemos
[NO2 ]2 = k d = una constante
[N 2 O4 ] ki
Como muestra esta ecuación, el...