1

FACULTAD DE INGENIERIA QUIMICA

Cinética Química y Catálisis

Equilibrio Químico y los Factores que lo Afectan

(Desplazamiento del equilibrio de una reacción en fase gaseosa al variar la

temperatura en la formación del N2O4)

Profesor: M. C. Luis Nieto Lemus

Presenta: Bautista Guzman Gabriel 1220819K Camacho Medina Dante 0676160G Gutierrez Gutiérrez Rafael 1028838C

Modulo: 03 Sección: 01

2Morelia, Michoacán a 25 de Septiembre del 2014

Índice

Marco teórico......................................................... 3

Introducción ...........................................................6

Material y reactivos para el experimento ................8

Desarrollo experimental .........................................9

Discusión de resultados ........................................11

Conclusiones .........................................................12

Bibliografía ...........................................................13

3

Marco teórico

Citando las bibliografías del libro Química del autor Raymond Chang, Química la ciencia central de los autores Brown, Lemay, Bursten, Murphy y un artículo proporcionado por la editorial Mc Graw Hill, muestro el resumen presentado enseguida.

Al iniciarse de una reacción química esta llega primero a la formación de productos y que tan pronto se forman algunas moléculas de producto, comienza el proceso inverso en el cual estas moléculas reaccionan y forman moléculas de reactivo.

Por lo tanto tendremos que el equilibrio químico es el momento en el cuándo las rapideces de las reacciones en un sentido y en otro se igualan, y las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes.

Constante de equilibrio químico

Continuando con nuestra redacción encontramos que mientras que dentro de alguna reacción las concentraciones sigan en equilibrio debe de existir algo con lo que las podamos relacionar por tal motivo fue que los químicos noruegos Guldberg y Waage, en 1864, encontraron que la manera de relacionar las concentraciones de los reactivos y productos en el equilibrio con una magnitud, a la que se denominó constante de equilibrio. Citando dicha relación tenemos:

Para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante K (la constante de equilibrio)

Por lo que generalizando tenemos que:aA + bB c C + d D

Donde a, b, c y d son coeficientes estequiométricos de las especies reactivas A, B, C y D

4Entonces, la constante de equilibrio la definimos como 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 quedando:

Así la magnitud de la constante de equilibrio nos dice si una reacción en equilibrio es favorable a los productos o a los reactivos.Si tenemos que K >1 el equilibrio se ira hacia la derecha y favorecerá a los productos.Por el contrario si K < 1 el equilibrio se ira a la izquierda y favorecerá a los reactivos.

Si deseamos emplear las constantes de equilibrio en términos de concentraciones de reactivos y de productos tomamos en cuenta la ley de acción de masas que nos dice:

Factores que afectan el equilibrio químico

El equilibrio químico representa un balance entre las reacciones que están hacia la derecha y hacia la izquierda. Si por un determinado factor ocurriese algún cambio en las condiciones experimentales pueden alterar el balance y desplazar la posición del equilibrio para que se forme mayor o menor cantidad de producto deseado. Las variables que se pueden controlar en forma experimental son la concentración, la presión, el volumen, la temperatura y el uso de catalizadores. Enseguida mencionaremos como influye cada una de estas variables en el sistema no sin antes tomar en cuanta algo:

Principio de Le Châtelier

5Existe una regla general que nos ayuda a predecir en qué dirección se desplazará una reacción en equilibrio cuando hay un cambio de concentración, presión, volumen, temperatura o uso de un catalizador. Esta regla, conocida como el principio de Le Châtelier, establece que si se presenta un cambio que afecte el equilibrio sobre un sistema, el sistema se ajustará de tal manera que se cancele parcialmente dicho cambio en la medida que el sistema alcanza una nueva posición de equilibrio.

A. Efecto de la temperatura

Esta variable afecta tanto el valor de la constante como del equilibrio.Una vez alcanzado el equilibrio en un sistema, si se aumentara la temperatura, el Principio de Le Châtelier se opondría a ese aumento de energía calorífica desplazándose en el sentido que absorba calor, es decir, hacia el sentido que marca la reacción endotérmica.

B. Efecto de la presión y del volumen

Si variamos la presión en un equilibrio químico, solo influye en especies en estado gaseoso o disueltas y hay variación en el número de moles, ya que si n = 0, no influye la variación de presión o de volumen.Si aumenta p, el sistema se desplazara hacia donde exista menor número de moles gaseosos para así contrarrestar el efecto de disminución de V, y viceversa.

C. Efecto de las concentraciones

La variación de la concentración de cualquiera de las especies que intervienen en el equilibrio no afecta en absoluto al valor de la constante de equilibrio; no obstante, el valor de las concentraciones de las restantes especies en el equilibrio sí se modifica.

D. Efecto de un catalizador

Sabemos que un catalizador aumenta la rapidez de una reacción al reducir la energía de activación de la reacción. Sin embargo, un catalizador disminuye la energía de activación de la reacción hacia la derecha y de la reacción hacia la izquierda en la misma magnitud. Por lo que concluimos que la presencia de un catalizador no modifica la constante de equilibrio, y tampoco desplaza la posición de un sistema en equilibrio.

6

Introducción

Las reacciones químicas se pueden encontrar en casi todo lo que nos rodea desde quemar un pedazo de madera hasta las reacciones más complejas que se llevan a cabo en nuestro organismo, el estudio de estas reacciones y con ayuda de la termodinámica nos ha proporcionado información acerca de ellas.

Hablar de equilibrio químico sugiere que la velocidad de reacción con que ocurre alguna reacción en el sentido directo (reactivos → productos), y la velocidad con que se vuelven a regenerar los reactivos, son de igual magnitud, la reacción en cuestión está en equilibrio químico. Esto se puede apreciar cuando se efectúa una reacción y se observa que se consumen los reactivos y llega un momento en que aparentemente la reacción ha cesado; nos da la impresión de que la reacción se ha parado, pero a nivel molecular las velocidades de reacción directa e inversa son las mismas, no hay un cambio neto en el gradiente de velocidad de alguna de ellas.

Las reacciones químicas se ven afectadas por factores tales como presión, temperatura, volumen y concentración. Estos factores logran desplazar el equilibrio en tal sentido que la reacción logre contrarrestar el efecto otorgado para alcanzar un nuevo equilibrio, cuando una reacción ocurre de esta forma y presenta estos comportamientos se dice que sigue el Principio de Le Châtelier.

La temperatura es un factor que afecta el equilibrio de modo que lo analizaremos en el contexto del experimento más adelante.

Para la realización de nuestro proyecto hemos optado por analizar la reacción de dióxido de nitrógeno (NO2) en la formación de su dímero, el

7tetraóxido de dinitrógeno (N2O4), puntualizando en como el factor de la temperatura tiene la capacidad de desplazar el punto de equilibrio químico.

El dióxido de nitrógeno es un compuesto químico formado por los elementos nitrógeno y oxígeno, es uno de los principales contaminantes entre los varios óxidos de nitrógeno. El dióxido de nitrógeno es de color marrón-amarillento en su estado ambiente. Se forma como subproducto en los proceso de combustión a altas temperaturas, como en los vehículos motorizados y las plantas eléctricas. Por ello es un contaminante frecuente en zonas urbanas. Un claro ejemplo de la presencia de dióxido de nitrógeno en la atmosfera lo podemos observar sobre la ciudad de México, en donde es muy fácil observar la capa gaseosa muy densa de este gas, ya que se puede notar la ligera coloración característica del gas.

Para fines de esta práctica obtendremos el dióxido de nitrógeno de una forma diferente y a escala. Para ello necesitaremos de dos reactivos: cobre y ácido nítrico. Esto nos dará como producto, entre otros, dióxido de nitrógeno. La reacción que llevaremos a cabo se rige por la siguiente ecuación química:

Cu (s) + 4 HNO3 (aq) → Cu (NO3)2 (aq) + 2 NO2 (g) 2 H2O (l)

Una vez que obtengamos el gas deseado será sometido a diferentes temperaturas para ver cómo es que el punto de equilibrio químico es desplazado, ya sea a contener más reactivos o en el caso contrario, más productos.

Para poder continuar necesitamos recordar que es lo que postula el principio de Châtelier:

Al imponer un cambio a las condiciones del sistema en equilibrio, las concentraciones en el equilibrio se

desplazan de tal manera que se contrarreste el cambio impuesto.

Aplicando este postulado al gas con el que vamos a llevar a acabo nuestro experimento vinculemos el postulado con el comportamiento del dióxido de nitrógeno obtenido. Para eso es necesario hacer la segunda parte de nuestro proceso de experimentación.

Este proceso se explica detalladamente más adelante.

8

9

Material y reactivos empleados para la experimentación

Materiales

1 Pipeta graduada de 10 ml 1 Vaso de precipitados de 50 ml 2 Vasos de precipitados de 500 ml 3 Jeringas de 20 ml Hielo 1 mechero de Bunsen 1 Tripie y tela de asbesto Tapón de hule para el matraz

Reactivos

Varios trozos de alambre de cobre de aproximadamente 0.5 cm, o si es muy delgado pesar aproximadamente como 5 g de este.

Ácido nítrico concentrado

Medidas de seguridad

Utilizar batas de laboratorio. Utilizar guantes para manipular el ácido nítrico. Utilizar cubre bocas para evitar la inhalación directa de los gases

obtenidos. Trabajar bajo la campana de extracción de gases para evitar

inhalaciones de gases desprendidos.

10

Desarrollo experimental

PRIMERA PARTE, (Obtención del NO2)

Primero se procede a obtener el gas mediante la siguiente reacción:

Cu (s) + 4 HNO3 (aq) → Cu(NO3)2 (aq) + 2 NO2 (g) 2 H2O (l)

1. Colocar 5 gr de cobre (Cu) en un matraz de 250 ml, de tal forma que quede lo más distribuido posible para que el ácido nítrico tenga el mayor contacto con el metal y se efectué con mayor facilidad la reacción.

2. colocar 10 ml de ácido nítrico (HNO3) en el matraz donde se colocó el cobre e inmediatamente se le coloca el tapón de hule con el conector para la extracción del dióxido de nitrógeno (NO2)

3. observar el proceso de la reacción y comprobar que, efectivamente, la reacción es ligeramente exotérmica.

4. Esperamos a que transcurran 5 minutos aproximadamente, con el fin de hacer que se consuman todos los reactivos posibles.

5. Desprendemos la aguja de cada una de nuestras jeringas y rápidamente abrimos nuestro matraz e introducimos nuestro matraz y succionar la mayor cantidad de gas posible dentro de los émbolos de las jeringas.

6. Inmediatamente tapar el orificio por donde entro el gas con las tapas de las jeringas

7. Encendemos nuestro mechero y hacemos que la parte donde se une la jeringa con la tapa quede expuesto directamente al fuego. Esperar a que el plástico se funda.

8. Cuando el plástico este fundido torsionamos la tapa para hacer que este selle y retiramos el extremo sobrante.

9. Hacemos el mismo procedimiento para el resto de las jeringas.

11 De esta forma obtenemos nuestros tres “cilindros” que son los que someteremos a las pruebas para comprobar que efectivamente la temperatura afecta el punto de equilibrio químico.

SEGUNDA PARTE, (Comprobación de la afección del factor de temperatura y equilibrio químico)

1. Llenamos uno de nuestros dos vasos de precipitados de 500 ml. Con agua hasta el total de su capacidad.

2. Montamos nuestro mechero junto con el tripie y la tela de asbesto y ponemos a calentar el vaso de precipitado que acabamos de llenar con agua.

3. En el otro vaso de precipitados agregar hielo y lo rellenamos con agua hasta su capacidad.

4. Dejamos transcurrir el tiempo hasta que nuestro vaso de precipitados que está sometido al fuego hasta que el agua comience a hervir y apagamos el mechero.

5. Conserve una de las jeringas como referencia para comparar el color original del gas

6. Tomamos uno de nuestros “cilindros” y lo sumergimos dentro del vaso de precipitados con el agua caliente.

7. Observamos los cambios ocurridos en el cilindro y anotamos los resultados.

8. Tomamos un segundo “cilindro” y de igual forma se sumerge dentro del agua con hielos también anotamos los resultados observados.

9. De manera simultánea sumergimos nuestros “cilindros” en sus respectivos vasos los dejamos reposar aproximadamente 30 seg. Dentro de cada vaso.

10. Sacamos rápidamente los cilindros y comparamos la coloración de cada uno de ellos con el cilindro de referencia.

De esta forma podemos observar que hay un cambio muy notorio en la coloración de cada uno de los cilindros.

12

Discusión de resultados

Tubo de referencia Tubo de agua caliente

Tubo en agua fría

La coloración del gas obtenido directamente de nuestro matraz es de un color marrón amarillento.Es el que utilizaremos como referencia para observar que tanto han variado las coloraciones de las otros “cilindros”

Nuestro cilindro estaba a temperatura ambiente y estaba de la misma coloración de nuestro cilindro de referencia.Unas vez que se introdujo nuestro cilindro en el agua caliente se pudo observar de manera casi inmediata el cambio de color inicial a un marrón más obscuro.

El tercer cilindro presentaba las mismas condiciones que la muestra anterior y de igual forma se introdujo dentro del vaso que contenía agua con hielos. Para observar los cambios en esta ocasión el proceso fue más tardado ya que tuvo que transcurrir más tiempo para observar un cambio notorio en la coloración del cilindro.La coloración observa en el tercer cilindro después de aproximadamente tres minutos comenzó a ser notorio en una coloración más pálida respecto del cilindro de referencia

Se dejó el cilindro en reposo y con el lapso del tiempo este torno a su color inicial.

Al igual que el tubo anterior el tercer cilindro logro recuperar sus condiciones iniciales

13entre ellas su coloración.

Conclusiones

Con esta experimentación pudimos comprobar dos cosas muy interesantes:

El principio de le Châtelier postula que cuando un sistema químico es afectado por un factor externo, el sistema siempre va buscar la forma de regresar a sus condiciones iniciales. Este lo pudimos constatar al momento que nuestros cilindros fueron sometidos a diferentes temperaturas de las que inicialmente se encontraban ya que después de experimentar el cambio y eran retirados de sus respectivos vasos estos tendían a regresar a su estado inicial.

Una vez comprobado el principio de le Châtelier nos enfocamos en el factor de temperatura para comprobar que el punto de equilibrio químico es afectado por el factor de la temperatura.Mencionamos que la reacción de cobre y ácido nítrico es una reacción endotérmica esto quiere decir que el calor es un “producto” y este es expulsado a través de nuestra paredes de nuestros cilindros de esta forma supondremos que nuestro sistema esta neutralizado, es decir no hay calor aparente.Cuando sometemos uno de los cilindros dentro del agua caliente estamos agregando producto (calor) eso quiere decir que si visualizamos nuestra ecuación de la reacción este se desplazara del lado de los reactivos y por ende nuestro sistema esta desplazado hacia el lado de los reactivos.

Por el lado contrario cuando nuestro sistema está en el agua fría estamos retirando aún más producto (calor) y por lo tanto hay más tetraóxido de dinitrógeno que es un gas incoloro y es por eso que la

14tonalidad de ese cilindro es más pálida que la del cilindro de referencia.

De esta forma ahora podemos relacionar como influye la temperatura en el principio de le Châtelier.

15

Bibliografía

www.mcgraw-hill.es/bcv/guide/capitulo/844816962X.pd

Brown, Lemay, Bursten, MurphyQuímica la ciencia central decimoprimera edición, Ed. Prentice Hall, 2009

Raymond ChangQuímica 10ma edición, Mc Graw Hill, 2010