PRÁCTICA Nº3 Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio 1 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 a partir 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 en soluciones mas diluidas.
Tema: Equilibrio Química y Constante de Equilibrio
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PRÁCTICA Nº3 Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio
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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 a partir 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 en soluciones mas
diluidas.
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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:
dDcCbBaA +⎯→⎯+
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
Los objetivos a cumplir son:
• Estudio cualitativo de sistemas en equilibrio
• Determinación cuantitativa de las especies presentes en un sistema en equilibrio
Establecer una expresión matemática que relacione las cantidades de las especies en el equilibrio
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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 42ON , una sustancia incolora que se disocia para formar 2NO la cual es de color café. Para una reacción química en un sistema cerrado, la reacción alcanzará el equilibrio. El 42ON 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 42ON gaseoso incoloro se disocia en 2NO gaseoso de color café. Al final, aun cuando todavía exista 42ON en el tubo, el color deja de tornarse oscuro debido a que el sistema alcanza el equilibrio. Obtenemos una mezcla de equilibrio de 42ON y 2NO 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 42ON puede reaccionar para formar 2NO , y el 2NO puede reaccionar para formar 42ON . Esta situación se representa escribiendo la ecuación para la reacción con dos medias flechas que apunten en ambas direcciones:
32143421Café
g
Incoloro
g NOON )(2)(42 ⎯→←
Podemos analizar este equilibrio utilizando lo que sabemos sobre cinética. Llamemos reacción directa a la descomposición del 42ON . 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 inversa: )(42)(2 gg ONNO ⎯→⎯ [ ]22NOkVelocidad ii = Donde dk y ik son las constantes de velocidad de las reacciones directa e inversa respectivamente. 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:
[ ] [ ]
4342143421inversaReacción
22
directaReacción
42 NOkONk id =
Si acomodamos de nuevo esta ecuación, obtenemos [ ][ ] ==
i
d
kk
ONNO
42
22 una constante
Como muestra esta ecuación, el cociente de dos constantes, como dk y ik es por si mismo una constante. Así en el equilibrio, la relación de los términos de concentración que involucran al 42ON o con 2NO , o incluso con alguna mezcla de ambos. En el equilibrio,
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la relación es igual a un valor específico. Así, en el equilibrio existe una restricción importante con respecto a las proporciones de 42ON y 2NO . Una vez que el equilibrio se establece, las concentraciones de 42ON y 2NO ya no cambian. Sin embargo, si la composición de la mezcla de equilibrio permanece constante con el tiempo, no quiere decir que el 42ON y 2NO dejen de reaccionar. Por el contrario, el equilibrio es dinámico; algo del 42ON continúa convirtiéndose en 2NO , y algo de 2NO continúa convirtiéndose en 42ON . No obstante, en el equilibrio, los dos procesos ocurren a la misma velocidad. LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO Las concentraciones de los gases se expresan en molaridad y se pueden calcular a partir del número de moles de gases presentes al inicio, del número de moles en el equilibrio y del matraz (en litros). En análisis de los datos en el equilibrio muestra que, aunque la proporción [ ] [ ]422 / ONNO presenta valores dispersos, la magnitud de la relación [ ] [ ]42
22 / ONNO es casi constante, en promedio es 31063.4 −× .
[ ][ ]
3
42
22 1063.4 −×==
ONNOK
donde K es una constante para la reacción en equilibrio )(2)(42 gg NOON ⎯⎯ →← ⎯→⎯ a 25ºC Observe que el exponente 2 para el valor de [ ]2NO en esta expresión es igual al coeficiente estequiométrico del 2NO en la reacción reversible. Este proceso puede generalizarse con la siguiente reacción reversible:
dDcCbBaA +⎯→←+ donde a,b,c y d son coeficientes estequiométricos de las especies reactivas A, B, C y D. Para la reacción a una temperatura dada:
[ ] [ ][ ] [ ]ba
dc
BADCK =
Donde K es constante de equilibrio. Esta ecuación es la expresión matemática de la ley de acción de masas, propuesta por los químicos noruegos Cato Guldberg y Meter Waage, en 1864. Esta ley estable que para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante, una relación determinada de concentración y productos tiene un valor constante K (la constante de equilibrio). Observe que aunque las concentraciones pueden variar, el valor de K para una reacción dad permanece constante, siempre y cuando la reacción esté en equilibrio y la temperatura no cambie. La validez de esta ecuación y de la ley de acción de masas quedó establecida al estudiar muchas reacciones reversibles. Por consiguiente, la constante de equilibrio se define mediante un cociente, cuyo numerador se obtiene multiplicando las concentraciones de equilibrio de los productos, cada una de las cuales está elevada a una potencia igual a su coeficiente estequiométrico en la ecuación balanceada. El denominador se obtiene aplicando este mismo procedimiento para las concentraciones de equilibrio de los reactivos. La magnitud de la constante de equilibrio indica si una reacción en equilibrio es favorable a los productos o a los reactivos. Si K es mucho mayor que 1 (K >>1), el equilibrio se desplazará hacia la derecha y favorecerá a los productos. Por lo contrario, si la constante de equilibrio es
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mucho menor que 1 (es decir, K<<1), el equilibrio se desplazará a la izquierda y favorecerá a los productos. En este contexto cualquier número superior a 10 se considera que es mucho mayor que 1, y un número menor que 0.1 significa que es mucho menor que 1. Aunque el uso de los términos “reactivos” y “productos” pudiera resultar confuso porque una sustancia que es un reactivo en la reacción directa, también es un producto de la reacción inversa, esta terminología es consecuente con la convención de las sustancias escritas al lado izquierdo de las flechas de equilibrio se consideran como “reactivos” y las que están al lado derecho como “productos”. PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER Cuando Haber desarrolló su proceso para producir amoniaco a partir de 2N y 2H , investigó los factores que podría variar para aumentar el rendimiento de 3NH . Utilizando los valores de la constante de equilibrio a diversas temperaturas, calculó las cantidades de equilibrio de 3NH formadas bajo diferentes condiciones. Podemos explicar estos efectos en términos de un principio propuesto por primera vez por Henri-Louis Le Châtelier, un químico industrial francés. El principio de Le Châtelier puede expresarse de la siguiente forma: si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura, presión o la concentración de uno de los componentes, el sistema desplazará su posición de equilibrio de manera que se contrarreste el efecto de perturbación. Consideraremos tres formas en las que es posible perturbar un equilibrio químico: (1) agregar o eliminar un reactivo o producto; (2) cambiar la presión mediante un cambio de volumen, y (3) cambiar la temperatura. Cambio en las concentraciones de reactivos o productos Un sistema en equilibrio es un estado dinámico de balance. Cuando las condiciones de equilibrio son alteradas, el equilibrio se desplaza hasta alcanzar un nuevo estado de balance. El principio de Le Châtelier estable que el desplazamiento será en el sentido que disminuya al mínimo o reduzca el efecto del cambio. Por lo tanto, si un sistema químico está en equilibrio y aumentamos la concentración de una sustancia (ya sea un reactivo o un producto), el sistema reacciona para consumir parte de la sustancia. Por el contrario, si disminuimos la concentración de una sustancia, el sistema reacciona para producir parte de la sustancia. Efectos de los cambios de volumen y presión Si un sistema está en equilibrio y su volumen disminuye, y por consiguiente aumenta su presión total, el principio de Le Châtelier indica que el sistema reaccionará desplazando su posición de equilibrio para reducir la presión. Un sistema puede reducir su presión disminuyendo un número total de moléculas gaseosas (menos moléculas de gas ejercen menos presión). De este modo, a temperatura constante, reducir el volumen de una mezcla de equilibrio gaseosa ocasiona que el sistema de desplace en el sentido que reduce el número de moles de gas. Por el contrario, aumentar el volumen ocasiona un desplazamiento en el sentido que produce más moléculas de gas.
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Efecto de los cambios de temperatura Los cambias en las concentraciones o en las presiones parciales provocan desplazamientos en el equilibrio sin modificar el valor de la constante de equilibrio. Por el contrario, casi todas las constantes de equilibrio cambian de valor al cambiar la temperatura. ¿Cómo podemos explicar la dependencia de este equilibrio respecto de la temperatura? Podemos deducir las reglas de la dependencia de la constante de equilibrio con respecto de la temperatura si aplicamos el principio de Le Châtelier. Una forma sencilla de hacerlo es tratar al calor como si fuera un reactivo químico. En una reacción endotérmica (que absorbe calor) podemos considerar que el calor es un reactivo, mientras que en una reacción exotérmica (que libera calor) podemos considerar que el calor es un producto.
Cuando la temperatura de un sistema en equilibrio aumenta, el sistema reacciona como si se adicionara un reactivo a una reacción endotérmica o un producto a una reacción exotérmica. El equilibrio se desplaza en el sentido que se consume reactivo en exceso (o producto), es decir, el calor. Efecto de los catalizadores ¿Que sucede si agregamos un catalizador a un sistema químico en equilibrio?, un catalizador disminuye la barrera de activación entre los reactivos y los productos. La energía de activación de la reacción directa disminuye en la misma proporción que la reacción inversa. Por lo tanto, el catalizador aumenta las velocidades tanto de la reacción directa como de la inversa. Como resultado, un catalizador aumenta la velocidad a la que se alcanza el equilibrio, pero no modifica la composición de la mezcla de equilibrio.
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DETALLES EXPERIMENTALES 1. Materiales y Reactivos
1.1. Materiales
• Tubos de ensayo (5)( de igual dimensión: diámetro y altura)
• Gradilla
• Probeta de 25 mL
• Pipeta de: 5,0 y 10,0 mL
• Vaso de precipitado de 150 mL
• Piceta
• Goteros
• Regla milimetrada
• Etiquetas (5)
• Fuente de luz blanca difusa
1.2. Reactivos
• Cromato de Potasio 0.1M ( 42CrOK )
• Dicromato de Potasio 0.1M ( 722 OCrK )
• Hidróxido de sodio 1M ( NaOH )
• Ácido clorhídrico 1M ( HCl )
• Tiocianato de potasio 0.002M. ( KSCN )
• Cloruro Férrico 0.2M ( 3FeCl )
• Cloruro de potasio sólido ( )(sKCl )
• Agua destilada ( OH 2 )
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2. Procedimiento Experimental
2.1. Principio de Le Châtelier:
A. Sistema de equilibrio del ión cromato-ión dicromato
A.1. En medio básico:
• Se vertió 1.0 mL de solución de 42CrOK 0,1M y de 722 OCrK 0.1 M en
dos tubos de ensayo respectivamente.
• Luego con la pipeta se midió un volumen determinado de NaOH 1M.
• Se agregó gota a gota la solución de NaOH simultáneamente hasta que
una de las soluciones cambió de color. Se conservaron estas soluciones
para el paso A.3.
A.2. En medio ácido:
• Se vertió 1.0 mL de solución de 42CrOK 0,1M y de 722 OCrK 0.1 M en
dos tubos de ensayo respectivamente.
• Luego con la pipeta se midió un volumen determinado de HCl 1M.
• Se agregó gota a gota la solución de HCl simultáneamente hasta que una
de las soluciones cambió de color. Se conservaron estas soluciones para
el paso A.3.
A.3. Comprobación de la Reversibilidad:
• Se trabajó sólo con las soluciones que cambiaron de color en los A.1 y
A.2 respectivamente
• Al tubo de A.1 se agregó gota a gota HCl 1M hasta cambio de
coloración.
• Al tubo de A.2 se agregó NaOH 1M hasta cambio de coloración.
B. Reversibilidad entre el cloruro de hierro (III) y el tiocianato de potasio.
En esta parte se hará un examen cualitativo de la reacción: 2
)()(3
)( )( +−+ ⎯→←+ acacac FeSCNSCNFe
• En un vaso de precipitado se adicionó 20 mL de agua destilada y añadir 3
gotas de soluciones de 3FeCl y KSCN respectivamente de los goteros. La
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solución resultante dividir en parte iguales y trasvasar a cuatro tubos de
ensayo. Se observa el color rojo sangre proveniente del ión complejo 2
)()( +acFeSCN .
• El primer tubo es el tubo estándar (o patrón).
• Se añadió al segundo tubo 3 gotas de solución de KSCN . Se observó que el
color rojo sangre se intensificó.
• Se añadió al tercer tubo 3 gotas de solución de 3FeCl . Se observó
nuevamente que el color rojo sangre característico del 2)( +FeSCN se
intensificó.
• Se añadió al cuarto tubo cristales de cloruro de potasio y se agitó
vigorosamente. Ni se pudo observar cambio alguno.
2.2. Determinación Cuantitativa de la Constante de Equilibrio mediante el método
colorimétrico.
INDICIONES
a) La concentración del ión tiocianato de hierro (III); [ 2)( +FeSCN ] se
determinará por un técnica calorimétrica (igualación de colores).
b) Una vez conocida la concentración del ión 2)( +FeSCN se puede calcular la
concentración de los demás componentes en el equilibrio: 2
)()(3
)( )( +−+ ⎯→←+ acacac FeSCNSCNFe
A partir de las concentraciones iniciales y los volúmenes empleados de las
soluciones de 3FeCl y KSCN se puede calcular la concentración inicial de los
iones: 3)(
+acFe y −
)(acSCN respectivamente.
c) La experiencia se plantea de manera que siempre se utilizará un exceso de
ión 3+Fe ; así el reactivo limitante siempre será ión −SCN . La concentración
de ión 3+Fe variará, mientras que la concentración del ión −SCN será
constante.
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d) La variación de la concentración del ión 3+Fe se observará por la diferencia
en la intensidad del color rojo (que se debe a la información del ión complejo
( 2)()( +
acFeSCN ). La concentración del tiocianato de hierro en equilibrio será la
misma que la concentración inicial del −SCN .
e) Es necesario suponer que la reacción en el primer tubo llega a completarse y
este será el estándar que se tiene para determinar la concentración del ión 2
)()( +acFeSCN en los demás tubos, como la intensidad del color depende de
este ión y de la profundidad del líquido, se puede igualar el color del tubo
estándar con el de los tubos, extrayendo líquido del tubo estándar.
PROCEDIMIENTO ESPERIMENTAL
• En cinco tubos de ensayos limpios y secos, rotulados con los números 1, 2,
3, 4 y 5 se añadieron 5.0 mL de solución de tiocianato de potasio ( KSCN )
0.002 M a cada uno.
• Se añadió 5.0 mL de 3FeCl 0.2M al tubo 1, éste será el tubo estándar.
• Se prepararon soluciones de 3FeCl 0.008 M, 0.032 M, 0.0128 M y 0.00512
M, a partir de la solución 0.2M por diluciones sucesivas. Así para obtener
una solución 0.08 M, se mide 10.0 mL de la solución 0.2 M en la probeta
graduada y se completa a 25 mL con agua destilada (V’ x M = V’’ x M’’), se
vertieron los 25 mL de la probeta al vaso de 150 mL limpio y seco, para
mezclar bien.
• De la solución obtenida en el vaso de 150 mL, se midió con la pipeta 5.0 mL
y se vertió al tubo (2). Luego se midió 10.0 mL y se vertió a la probeta
graduada limpia y seca para preparar la solución 0.032 M de 3FeCl (descartar
la solución que queda en el vaso), se completó en la probeta con agua
destilada hasta 25 mL, luego se vertió en el vaso de 150 mL para que se
mezclase bien. De esta solución se separó 5.0 mL y se vertió al tubo (3) y se
midió 10.0 mL para preparar la solución 0.0128 M, así sucesivamente hasta
completar el resto se soluciones.
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• Se compararon el color de la solución estándar, tubo (1) con la del tubo (2)
envueltos en papel blanco, mirando hacia abajo a través de los tubos que
están dirigidos a una fuente de luz blanca difusa. Extraer líquido del tubo
estándar hasta que se igualen los colores, anote la altura del líquido en el
tubo estándar y la del tubo comparado.
• El contenido que se extrajo con la pipeta de 5.0 mL del tubo estándar se
vertió en el vaso de 150 mL, ya que si por un mal cálculo visual se podría
extraer demasiado líquido, el cual se repone si es necesario hasta que se
igualen la coloración.
• En igual forma se trabajó con los pares de tubos: 1 y 3; 1 y 4; y 1 y 5.
Extrayendo líquido siempre del tubo estándar. Anotando las alturas de los
dos líquidos en el momento que se igualen las intensidades del color.
DATOS Y CÁLCULOS
1. Se determinó la razón de altura experimental de cada par, dividiendo la
altura del líquido del tubo (1), entre las alturas de los líquidos de los tubos
(2), (3), (4) y (5). Donde la altura del tubo estándar va como numerador y la
altura del tubo comparado como denominador, siendo siempre la razón de
alturas (r1 < 1, donde i=2, 3, 4, 5)
819.02.79.5
21 ==−r
674.02.785.4
31 ==−r
438.02.715.3
41 ==−r
167.02.72.1
51 ==−r
2. La concentración inicial del ión −SCN en los tubos 1 al 5 será diferente a
0.002 M ya que se ha diluido 10.0 mL, entonces la concentración
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del −SCN será de 0.001 M, esta concentración inicial pasará mayormente al
equilibrio ya que es el reactivo limitante.
Multiplicando la razón del espesor del líquido por la concentración del
ión −SCN (constante), se calculó la concentración del ión
complejo 2)()( +
acFeSCN en el equilibrio.
[ ] [ ] )()(2
)()( inicioiequilibrioac SCNrFeSCN ×=+
[ ] [ ] )(21212
)()( inicioac SCNrFeSCN ×= −−+
[ ]( ) [ ] )(2121)(2
)()( inicioequilibrioac SCNrFeSCN ×= −−
+
[ ]( ) ( ) ( )MFeSCNequilibrioac 001.0819.0)(
21)(2
)( ×=−
+
[ ]( ) ( )MFeSCNequilibrioac 000819.0)(
21)(2
)( =−
+
[ ]( ) [ ] )(3131)(2
)()( inicioequilibrioac SCNrFeSCN ×= −−
+
[ ]( ) ( )MFeSCNequilibrioac 000674.0)(
31)(2
)( =−
+
[ ]( ) [ ] )(4141)(2
)()( inicioequilibrioac SCNrFeSCN ×= −−
+
[ ]( ) ( ) ( )MFeSCNequilibrioac 001.0438.0)(
41)(2
)( ×=−
+
[ ]( ) ( )MFeSCNequilibrioac 000438.0)(
41)(2
)( =−
+
[ ]( ) ( )MrFeSCNequilibrioac 001.0)( 5151)(
2)( ×= −−
+
[ ]( ) ( ) ( )MFeSCNequilibrioac 001.0167.0)(
51)(2
)( ×=−
+
[ ]( ) ( )MFeSCNequilibrioac 000167.0)(
51)(2
)( =−
+
3. Calcule la concentración del ión 3)(
+acFe (en equilibrio), restando la
concentración del ión 2)()( +
acFeSCN formado de la concentración inicial del
ión 3+Fe .
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[ ] 039181.0000819.004.0213 =−=−+Fe
[ ] 015326.0000674.0016.0313 =−=−+Fe
[ ] 005962.0000438.00064.0213 =−=−+Fe
[ ] 002393.0000167.000256.0213 =−=−+Fe
4. Calcule la concentración en equilibrio del ión −)(acSCN , en los tubos
respectivos restando la concentración del ión complejo
formado 2)( +FeSCN de la concentración inicial de −)(acSCN .
[ ] 000181.0000819.0001.0211 =−=−
−SCN
[ ] 000326.0000674.0001.0311 =−=−−SCN
[ ] 000562.0000438.0001.0411 =−=−−SCN
[ ] 000833.0000167.0001.0511 =−=−−SCN
5. Empleando las concentraciones en equilibrio que ha calculado para cada
especie, realice las operaciones matemáticas para obtener la expresión
adecuada que represente el equilibrio del sistema:
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ANEXOS
CUESTIONARIO
1. Explique en que consiste la técnica colorimétrica. Consiste a la igualación de colores mediante comparación con un tubo patrón donde el que determina la coloración es un complejo formado, que en este caso es el 2)( +FeSCN .
2. ¿Qué información proporciona la constante de equilibrio obtenida? Nos indica las concentraciones en el equilibrio de las sustancias participantes en la reacción, calcular el porcentaje de disociación por parte de los reactantes, el rendimiento de la reacción.
3. ¿Cuál será la concentración en el equilibrio del ión complejo 2)()( +
acFeSCN en el tubo
(3)? Y ¿Cuál será la del ión −SCN en el tubo (4)?
4. ¿Qué conclusiones se pueden deducir del estudio cualitativo del sistema en equilibrio ión Cromato – ión Dicromato? El ión Cromato (amarillo) reacciona con +H (de cualquier ácido) para dar ión Dicromato (naranja)
OHOCrHCrO 2272
24 22 +⎯→←+ −+−
Añadiendo una base a este equilibrio se observa un desplazamiento hacia la izquierda, porque al absorber la base, los protones presentes en el equilibrio, según Le Châtelier el sistema buscarán producir más iones hidronio, y se volverá de color amarillo la disolución. Si una vez alcanzado el equilibrio añadimos un ácido, el exceso de protones volverá a desplazar el equilibrio hacia la derecha y la disolución tomará el color naranja original.
−24CrO y −2
72OCr (E.O = +6, fuertes oxidantes) OHOCrOHCrO 2
2723
24 322 +⎯→←+ −+−
Cromato y Dicromato: solubles en agua. 5. A 800 K se mezcla en fase gaseosa 2 moles de NO con 1 mol de 2O . La reacción es:
)(2)(2)( 22 ggg NOONO ⎯⎯←+ La reacción llega al equilibrio con una presión total de 1 atm. El análisis del sistema muestra que hay 0.71 moles de 2O en el equilibrio. Calcule la constante de equilibrio para la reacción.
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b) Considerando que 104.58º −×=∆ molKJH para dicha reacción prediga que sucede con el sistema en el equilibrio de acuerdo al principio de Le Châtelier si:
1) Se eleva la temperatura
La reacción se desplaza hacia la derecha, por ser reacción endotérmica.
2) Se incrementa la presión del sistema
La reacción se desplaza hacia la izquierda
3) Se añade al sistema un gas inerte a presión constante
La reacción se desplaza hacia la izquierda.
4) Se añade un catalizador al sistema
La velocidad de reacción aumenta, pero la reacción no se desplaza a ninguna dirección.