Práctica de Desplazamiento de Equilibrio Químico

 

 

TECNOLÓGICO NACIONAL DE MÉXICO INSTITUTO TECNOLÓGICO DE TIJUANA CINETICA QUIMICA BIOLOGICA MC. Eduardo Méndez V.

PRÁCTICA No. 2 Desplazamiento del equilibrio químico INTEGRANTES:  AYALA GALLARDO LUIS JOAQUIN 13210993 CORONA GUERRA GALA LORENA 16211909 GARCIA PEREZ SAMANTA PAMELA 16211915

 

 

OBJETIVOS Fijar el concepto de equilibrio químico mediante el estudio experimental de distintas mezclas de reacción. - Observar cómo las mezclas alcanzan distintos puntos de equilibrio. Observar cómo se puede modificar el estado de equilibrio alterando condiciones tales como concentración de las sustancias implicadas, temperatura, etc.

ANTECEDENTES Henri-Louis Le Châtelier (París, 1850 - Miribel-les-Echelles, 1936) Químico francés conocido por el principio que lleva su nombre, que permite predecir los efectos originados por los cambios de ciertas condiciones (como la presión, la temperatura o la concentración de los reactivos) en una reacción química (biografías y vidas, s.f). Le Châtelier se formó en el Colegio Rollin, la Escuela Politécnica y la Escuela de Minas de París. Tras su licenciatura trabajó durante dos años como ingeniero de minas, hasta que en 1877 fue nombrado profesor de química en la Escuela de Minas, cargo que desempeñó hasta 1925 (biografías y vidas, s.f). En 1888 formuló un principio según el cual el equilibrio en una reacción química se encuentra condicionado por los factores externos, que lo desplazan hasta contrarrestar los cambios producidos. Le Châtelier desconocía que estas conclusiones fueron anticipadas por el físico norteamericano J. W. Gibbs, y las publicó en la "Ley de estabilidad del equilibrio químico", actualmente conocida con el nombre de principio de Le Châtelier  (biografías  (biografías y vidas, s.f). En 1908 fue profesor de Química en la Universidad de París y entre 1914 y 1918 trabajó para el Ministerio de Armamento. Realizó estudios termodinámicos y observó el calor específico de los gases a altas temperaturas mediante el empleo de un pirómetro óptico. Fomentó la aplicación de la química en la industria, y llegó a ser una eminencia en metalurgia, cementos, cerámica, cristales, combustibles y explosivos (biografías y vidas, s.f).

 

Principio de Le Chatelier. El Principio de Le Chatelier, de 1888, se refiere a que un estado de equilibrio químico es mantenido en tanto no se alteren las condiciones del sistema. Cuando se modifica algún parámetro, como, por ejemplo, la presión, la temperatura o la concentración de algunas de las especies en equilibrio, este se traslada en cierta dirección (hacia los reactivos o hacia los productos) hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio (Gonzalez M., 2010). Con base en observaciones experimentales, Le Chatelier expresó un principio simple que permite estimar los efectos sobre un estado de equilibrio (Gonzalez M., 2010). Principio de Le Chatelier: Cuando una reacción en equilibrio sufre una alteración de condiciones, las proporciones de los reactivos y de los productos se ajustan de manera de minimizar el efecto de la alteración (Gonzalez M., 2010).

MARCO TEÓRICO Equilibrio químico Es el estado al que se llega al final de cualquier sistema químico. La expresión matemática que representa al Equilibrio Químico, se conoce como Ley de Acción de Masas y se enuncia como: La relación del producto de las actividades (actividad igual a concentración en soluciones diluídas) elevadas los coeficientes estequiométricos en la reacción de productos y reactivos permanece constante al equilibrio. Para cualquier reacción: (Mallen M., s,f).

K = cte. de cada reacción en el equilibrio

 

  Q= valor que disminuye durante la reacción hasta que permanece constante al equilibrio, relación antes del equilibrio (Mallen M., s,f). Las letras entre paréntesis rectangular indican concentración molar de reactivo o producto y los exponentes son los coeficientes estequiométricos respectivos en la reacción. De acuerdo con estas expresiones matemáticas: (Mallen M., s,f) Si K > 1, la reacción tiene un rendimiento alto y se dice que esta desplazada a la derecha. Si se utiliza Q se sabe que: Si Q < K: la reacción se lleva a cabo hacia los productos (derecha), y Q va a aumentar hasta llegar a K, donde se vuelve constante. Si Q > K: la relación entre productos y reactivos es muy grande, entonces enton ces los productos se convierten en reactivos y la reacción se lleva a cabo en sentido contrario (izquierda, pero en menor cantidad). Si Q = K: el sistema se encuentra en equilibrio. El equilibrio químico se rige por el p rincipio de LeChatelier (Mallen M., s,f).

Desplazamiento del equilibrio químico Ya sabemos que toda reacción química reversible tiende a un equilibrio en que las velocidades de reacción directa e inversa son iguales: (Gonzalez M., 2011).

 

donde: V1=V2 

En consecuencia, las concentraciones de cada substancia presente en el equilibrio permanecen inalteradas. Cualquier factor que altere esta condición (v1 = v2) desequilibra la reacción, hasta lograrse un nuevo equilibrio, en el que las concentraciones de los reactivos y productos se modificaron en relación con los valores originales (Gonzalez M. , 2011).

En resumen, podemos decir que desplazar el equilibrio significa provocar diferencia en las velocidades de las reacciones directa e inversa, y, por consiguiente, modificaciones en las concentraciones de las substancias, hasta que un nuevo estado de equilibrio sea alcanzado (Gonzalez M. , 2011). Si, en el nuevo equilibrio, a concentración de los productos fuese mayor que la concentración original, decimos que hubo desplazamiento hacia la derecha (sentido de formación de los productos), ya que v1 fue mayor que v2: (Gonzalez M. , 2011). 

Sin embargo, si la concentración de los reactivos fuese mayor que en la situación anterior de equilibrio, decimos que hubo desplazamiento hacia la izquierda (sentido de formación de los reactivos), ya que v2 fue mayor que v1: (Gonzalez M. , 2011). 

 

METODOLOGÍA Material  13 13 tubos de ensayo (15 ( 15 mL)



 Mechero Mechero de bunsen*



 Vasos de precipitado (2 X 250 mL)





 Probeta Probeta (10 a 50 mL)  Piseta



 Varilla Varilla de agitación agi tación



 Espátula



 Gradilla



 Pinzas Pinzas para pa ra tubo ensayo



Reactivos  NH4Cl NH4Cl (s)



 NaCl NaCl (ac) – Solución saturada



 HCl HCl (ac) – Concentrado (12 M)



 FeCl3 FeCl3 (ac) – 0.1 M



 KSCN(ac) – 0.1 M



 AgNO3 AgNO3 (ac) - 0.1M



 CoCl2 CoCl2 (ac) – 0.1 M



 NH3 NH3 (ac) – 15 M



 Fenolftaleína



 K2CrO4 – 0.1 M



 HNO3 – 6 M



 NaOH NaOH - 10% peso



 CaCl2 – 0.1 M



 Na2C2O4 – 0.1 M



PARTE EXPERIMENTAL Experimento 1: Solución saturada de NaCl a. Colocar 3 mL de solución saturada de NaCl en dos tubos de ensaye, utilizar uno como testigo.

 

b. Cuidadosamente añadir a uno de ellos HCl (ac) 12 M gota a gota a la solución en el tubo de ensaye hasta observar un cambio de color. Realizarlo en la campana. c. Anotar sus observaciones

Experimento 2: Solución acidificada de Cromato a. Colocar 3 mL de K2CrO4 (ac) 0.1 M en dos tubos de ensayo, utilizar uno como testigo. b. Añadir una cantidad equivalente de HNO3 (ac) 6 M a uno de los tubos con la solución. Registrar las observaciones. c. Al mismo tubo, añadir NaOH (ac) 10% gota a gota hasta que se obtenga el color original. Registrar sus observaciones

Experimento 3: Solución acuosa de amoniaco. a. Preparación de solución inicial: Añadir 4 gotas de NH3 (ac) concentrado 15 M y 3 gotas de fenolftaleína a un vaso de precipitados de 150 mL. Añadir suficiente agua para obtener 100 mL y agitar con la varilla. Etiquetar para su uso por el resto de los equipos también. b. Colocar 3 mL de la solución previamente preparada en dos tubos, utilizando uno como testigo. c. Añadir la mitad de la capacidad de la espátula de NH4Cl en polvo a la solución en el tubo de ensayo. Registrar sus observaciones.

Experimento 4: Solución de cloruro de cobalto a. Colocar 3 mL de CoCl2 (ac) 0.1 M en tres tubos de ensayo. Etiquetar como 1 a 3. b. La solución del tubo 1 de dejará intacta, para ser utilizada como control. c. A la solución del tubo 2 se le agregará de forma cuidadosa, gota a gota, HCl (ac) 12 M hasta observar algún cambio de color. Registrar sus observaciones. d. A la solución del tubo 3 se le añadirá la cantidad cant idad equivalente a media espátu espátula la de NH4Cl. Calentar la solución colocándola directamente sobre la flama del mechero de bunsen a temperatura moderada, acercándola y retirándola para evitar proyección del contenido por sobrecalentamiento. Registrar sus observaciones. e. Posteriormente enfriar bajo el chorro de agua fría y anotar observaciones. Experimento 5: Solución de tiocianato de hierro (III)

 

a. Preparación de solución inicial: Añadir 1 mL de 0.1 M FeCl3 (ac) y 1 mL de KSCN(ac) 0.1 M a un vaso de precipitados de 150 mL, agregar suficiente agua para un volumen de 100 mL de solución y agitar. Etiquetar y compartir con el resto de la sesión. b. Colocar 3 mL de la solución preparada en 4 tubos de ensayo pequeños. pequeños . Etiquetar como 1-4 c. La solución del tubo 1 permanecerá intacta, siendo utilizada como control. d. A la solución en el tubo 2 añadir 1 mL de FeCl 3 (ac) 0.1 M. Registrar sus observaciones. e. A la solución del tubo 3 añadir 1 mL KSCN (ac) 0.1 M. Registrar observaciones. f. A la solución del tubo 4 añadir gota a gota AgNO 3 (ac) 0.1 M hasta desaparición del color. Se formará un precipitado. Registrar observaciones.

Experimento 6: Solubilidad del oxalato de calcio a. Colocar en un tubo de ensayo 2 mL de CaCl2 0.1 M y se añaden 2 mL de Na2C2O4 0.1 M. Se formará una disolución saturada de oxalato de calcio. b. Seguidamente, añadir HCl 12 M gota a gota a la disolución saturada y se agitar el tubo de ensayo. c. Observar si hay algún cambio. Registrar observaciones.

RESULTADOS Experimento 1

Experimento 2

 

Experimento Experimen to 3

Experimento 5

Experimen Experimento to 4

Experimento 6

DISCUSIÓN DE RESULTADOS Logramos apreciar un cambio físico en cada uno de los experimentos, a excepción de los primeros dos donde el cambio es apreciable sólo a nivel atómico. En la mayoría de los casos, el equilibrio químico se desplaza hacia la derecha, a excepción del experimento 1, donde no ocurrió “ninguna reacción” y por ello, creemos que no habría desplazo del equilibrio; y el experimento 5, en el que el desplazamiento era de izquierda a derecha y viceversa, hasta la adición de AgNO3 (ac), que volvió la reacción irreversible, lo que le dio un color blanco.

 

1.- ¿Cuáles son las expresiones de Kc para cada uno de los equilibrios analizados? Experimento 1:  =

Experimento 2:  =

[+ ()] [ − ( )) ]

 

()   [ 7 ][ ()] [2 ][2 + ]

 

  [ + ][ − ]

Experimento 3:  = [3 ][ ]   Experimento 4:  = Experimento 5:  =

Experimento 6:  =

  [ ][6 ]

 

[( ) ][4− ]   [()]

 

[ 3+ ][ − ]   [+ ][  ] [  ]

 

2.- ¿De qué forma afecta el equilibrio químico la adición de HCl a la solución saturada de NaCl del experimento 1? ¿Ocurre algún desplazamiento del equilibrio?

Si bien es cierto que "no ocurre ninguna reacción", los compuestos iónicos se dividen en su catión y anión en el agua. Se esperaría que no hubiera desplazamiento del equilibrio.

3.- ¿Qué efecto tiene la adición de HNO 3 a la solución de K2CrO4 en el experimento 2? ¿Desplaza el equilibrio en algún sentido?

+

+

Genera más H   a la izquierda. Hay colisiones más efectivas entre el cromato y el H   que resultan en el cambio de equilibrio hacia la derecha.

4.- ¿Al añadir NaOH a la solución del experimento 2, posterior al HNO 3, ocurre algún cambio en el equilibrio? ¿En qué dirección?

Cuando agregamos una base, capturamos H +, lo que da como resultado colisiones menos efectivas entre el cromato y H+, lo que hace que el equilibrio se desplace hacia la izquierda.

5.- ¿De qué forma afecta el equilibrio químico la adición de NH 4Cl a la solución de NH 3 del experimento 3? ¿Ocurre algún desplazamiento del equilibrio?

 

  NH3 es un aceptor de par de electrones. el ectrones. El agua es un donante de pares d de e electrones. Cuando están en contacto, forman un par de bases y acido de Lewis. Es un enlace frágil, en equilibrio con NH3 libre y H2O libre, y NH4 y OH. El equilibrio se desplaza a la derecha.

6.- ¿De qué forma afecta el equilibrio químico la adición de HCl a la solución de CoCl 2  del experimento 4? ¿Ocurre algún desplazamiento del equilibrio?

Favorece el incremento de temperatura para observar un cambio, esto hace que el equilibrio se desplace a la derecha.

7.- ¿Qué efecto tiene el calentamiento y enfriamiento de la solución CoCl 2 del experimento 4? ¿Desplaza el equilibrio en algún sentido?

El calentamiento genera un cambio de color en la solución, mientras que enfriarla la vuelve a su color inicial. El equilibrio iría de derecha a izquierda.

8.- ¿Qué se observa al añadir FeCl 3 (ac) a la solución del experimento 5? ¿En qué sentido? ¿Cuál ha sido la causa?

Se torna de un color anaranjado. Si en un recipiente se introduce ión hierro e ión sulfocianuro (presentes en la disolución acuosa de sus sales solubles), inicialmente sólo tendrá lugar la reacción directa (de izquierda a derecha), pero tan pronto como se forme algo del complejo, también tendrá lugar la reacción inversa (de derecha a izquierda). Al pasar el tiempo, la reacción directa va disminuyendo su velocidad porque disminuyen las concentraciones de los reactivos, mientras que la reacción inversa va aumentando su velocidad al ir aumentando la concentración de complejo. Necesariamente se llegará a un instante en que ambas velocidades tengan el mismo valor y la mezcla de reacción alcanza una situación de equilibrio dinámico.

9.- ¿Qué se observa al añadir KSCN (ac) a la solución del experimento 5? ¿En qué sentido? ¿Cuál ha sido la causa?

 

La solución se torna rojiza. Esta pregunta tiene la misma respuesta que la anterior.

10.- ¿Qué se observa al añadir AgNO3 (ac) a la solución del experimento 5? ¿En qué se sentido? ntido? ¿Cuál ha sido la causa?

Se torna blanca la solución. Creemos que ha sido volver la reacción irreversible, por lo que el equilibrio se mantendría a la derecha.

11.- ¿A qué se debe el cambio observado en el experimento 6 al mezclar la solución de CaCl 2  y Na2C2O4?

Precipita el calcio como oxalato de calcio.

12.- ¿Ocurrió un cambio al añadir HCl a la solución del experimento 6? ¿A qué se debe esto?

Se torno de un color amarilla claro y transparente. Se acidifican los componentes.

CONCLUSIÓN   Hemos comprobado que el equilibrio químico es afectado por los cambios de



concentración y temperatura.   La presencia de precipitados y el cambio de color ayudan a predecir hacia dónde se



desplaza el equilibrio químico.   El aumento de las concentraciones de ácido clorhídrico e hidróxido de sodio



favorecen la formación del ion bicromato y el ion cromato respectivamente en una solución pudiendo desplazar el equilibrio hacia la derecha o izquierda.

 

REFERENCIAS Gonzalez M. (2011). Desplazamiento del equilibrio. Recuperado el 6 de febrero de 2019 de: www.quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/desplazamiento-del-equilibrio www .quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/desplazamiento-del-equilibrio Mallen M. (s,f). equilibrio químico. Recuperado el 6 de febrero de 2019 de, www.ibero.mx/campus/publicaciones/quimanal/pdf/4equilibrioquimico.pdf Gonzalez M. (2010). Principio de Le Chatelier. Recuperado el 6 de febrero de 2019 de, quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/principio-de-le-chatelier biografías y vidas (s.f). Henri-Louis Le Châtelier. Recuperado el 7 de febrero de 2019 de: www.biografiasyvidas.com/biografia/c/chatelier.htm