EL EQUILIBRIO QUÍMICO: PRINCIPIO DE LE CHATELIER

EQUILIBRIO QUÍMICO: PRINCIPIO DE LE CHATELIER

RESUMEN: En el presente experimento se llevaron a cabo distintas reacciones químicas reversibles las cuales fueron sometidas a cambios en su concentración de reactivos y productos con el fin de poner en práctica y comprobar el principio de Le Chatelier. Este principio explica los cambios en el equilibrio de una reacción al experimentar variaciones en factores como concentraciones, temperatura, presión, etc.

Reacciones reversibles, equilibrio químico, Le Chatelier, concentración.

INTRODUCCIÓN Y OBJETIVOS: El equilibrio químico es un fenómeno cuya naturaleza dinámica permite su modificación con sólo variar algunos factores de los que depende, como temperatura, presión, volumen o concentraciones de las sustancias que intervienen en la reacción [1].

 Las modificaciones en el estado de equilibrio provocan desplazamientos que se pueden predecir a partir del principio de Le Chatelier, el cual dice que si un sistema en equilibrio se somete a un cambio de condiciones, éste se desplazará hacia una nueva posición a fin de contrarrestar el efecto de perturbación y recuperar el estado de equilibrio [2].

Los objetivos del siguiente experimento fueron (1) Observar diferentes reacciones químicas que ilustren equilibrios químicos, y (2) Observar cambios que ilustren el principio de Le Chatelier.

RESULTADOS

1. Influencia de la concentración en el desplazamiento de un sistema en equilibrio.

- Tubo N°1 (PATRON): se torna de un color anaranjado.

- Tubo N°2 (FeCl3, 0,005M): se torna un color  rojo más intenso.

- Tubo N°3 (KSNC 0,5M.): se torna un color rojo intenso muy parecido al tubo N°2.

- Tubo N°4 (KCI 0,5M.): se torna a un anaranjado un poco más intenso que el tubo N°1

2. Influencia del pH en el desplazamiento de un sistema en equilibrio.

Al agregar 2 gotas de ácido sulfúrico (H2SO4) al tubo con cromato de potasio (K2CrO4) la mezcla se tornó a un color anaranjado.

Luego al agregar 4 gotas de hidróxido de sodio (NaOH) 1M a la mezcla anterior y se tornó a un color amarillento.

DISCUSIÓN

El equilibrio químico se define como un estado en el que se igualan las velocidades con las que se forman los productos y los reactivos (proceso inverso) en una reacción reversible [3]. Este equilibrio puede ser perturbado por factores experimentales que alteran su posición dentro de sistema.

Para predecir en qué dirección se desplazará la reacción para recuperar el equilibrio, se utiliza el principio de Le Chatelier. Este principio  establece que si un sistema en equilibrio es perturbado por cambios en su concentración, presión, volumen o temperatura, éste se ajustará para cancelar parcialmente dicha perturbación de manera de alcanzar una nueva posición de equilibrio [3]. De esta manera, un aumento en la concentración de los productos desplazará el equilibrio hacia la derecha, favoreciendo la formación de los reactivos, mientras que un aumento en la concentración de los reactivos lo desplazará hacia la izquierda para favorecer la formación de productos [4]. Los cambios de presión, si bien éstos no alteran las concentraciones de líquidos y sólidos (al no constituir estados compresibles), sí afectan a los gases, los cuales son muy susceptibles a estos cambios [3].  Debido a que la presión y el volumen son inversamente proporcionales, un aumento en la presión provocará que la posición de equilibrio se desplace hacia donde se encuentra el menor número de moles de gas, y la disminución ésta desplazará la posición de equilibrio hacia donde se encuentra el mayor número de moles de gas [3]. Finalmente, un aumento en la temperatura de un sistema afecta el equilibrio de un sistema dependiendo si la reacción es endotérmica o exotérmica. El calor actúa como producto en una reacción exotérmica y como reactante en una reacción endotérmica. Por lo tanto, si la reacción es endotérmica, un aumento en la temperatura desplazará la posición del equilibrio hacia la derecha de manera que se consuma el calor y se formen mayor cantidad de productos, y en una reacción exotérmica, el aumento de temperatura desplazará la posición del equilibrio hacia la izquierda para consumir el calor agregado y producir más reactivos [4], De estos cuatro factores sólo un cambio en la temperatura puede afectar la constante de equilibrio directamente. Los cambios en concentración, presión y volumen sólo cambian las concentraciones de equilibrio en la mezcla de reacción sin modificar la constante de equilibrio en sí, siempre que la temperatura sea constante [3].

Experimento 1

En este experimento se puso en práctica el principio de Le Chatelier que indica que el cambio de la concentración de productos o reactivos de un sistema provocará que el equilibrio se desplace en la dirección contraria para para anular este cambio.

Para ello se trabajó con la reacción de formación de tiocianato ferrato (III) [Fe(SCN)6-3] de color rojo oscuro,  a partir de cloruro férrico (III) (FeCl3) de color amarillo y tiocianato de potasio (KSCN) transparente. En esta reacción los iones tiocianato SCN- reaccionan con los iones de hierro Fe+3 de acuerdo a la siguiente reacción reversible:

Fe+3 (ac)   +  6SCN- (ac)   =   Fe(SCN)6-3 (ac)

     Amarillo         Transparente               Rojo oscuro

De esta reacción se desprende que, entre mayor sea la concentración de Fe(SCN)6-3, mayor será la intensidad del color rojo. Es por ello que, al diluir esta solución en el primer tubo (“Tubo 1”) para producir la sustancia “patrón”, fue posible observar los cambios en la concentración, tanto de productos como reactivos, de los demás tubos por comparación.

En el tubo “2”  al adicionarse cloruro férrico (FeCl3), se alteró el equilibrio al aumentar la concentración de uno de los reactivos (Fe+3). Es por esto que, como resultado, la mezcla cambió a un color rojo más intenso, evidenciándose cualitativamente el aumento en la formación de Fe(SCN)6-3 (producto) para restaurar el equilibrio del sistema.

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