Equilibrio Quimico

Marco Teórico.

Principio de Le Châtelier

El Principio de Le Châtelier, postulado por Henri-Louis Le Châtelier (1850-1936), un químico industrial francés, establece que:

Si un sistema químico esta en equilibrio experimenta un cambio en la concentración, temperatura, volumen, o y es sujeto a disturbios o stress que cambien cualquiera de los factores que determinan el estado de equilibrio, el sistema se ajustara de tal manera que minimice el efecto impuesto por el cambio.

Este principio es equivalente al principio de la conservación de la energía.

El principio de Le Chatelier es de gran ayuda en el estudio de los equilibrios químicos por que permite pronosticar las respuestas cualitativas de un sistema a los cambios de las condiciones externas.

Experimentalmente, la dirección a la cual se desplaza un equilibrio como resultado de cambios impuestos se puede determinar mediante la comparación de las propiedades de los estados de equilibrio finales e iniciales.

Factores que afectan el equilibrio químico:

Concentración:

•Si disminuimos la concentración de un sistema en equilibrio químico, éste se desplazará hacia el lado de la ecuación que ha sido afectado, en cambio, si se aumenta la concentración, el equilibrio se desplazará hacia el lado contrario de la adición. Por ejemplo:

H2 (g) + I2 (g) ←→ 2 HI (g)

<--------

(Esta se desplaza hacia la izquierda para de la misma forma disminuir la acción y equilibrar la ecuación)

Cambio de temperatura:

•Cuando se aumenta la temperatura en un sistema en equilibrio, este se desplazará en el sentido que absorba el calor aplicado.

Hay dos tipos de variación con la Temperatura:

Exotérmica: que es aquella que libera o desprende calor. Por ejemplo:

A + B ←→ C + D + Calor

En este caso se puede apreciar que si aumentamos la temperatura, habrá un desplazamiento del equilibrio hacia los reactivos, ← y será hacia los productos si se disminuye. →

Endotérmica: Es aquella que absorbe el calor. Por ejemplo:

A + B + Calor ←→ C + D

En este otro caso, se aprecia que al disminuir la temperatura afecta visiblemente a los reactivos produciéndose un desplazamiento del equilibrio hacia estos.← En cambio si aumentamos la temperatura se verá que el equilibrio se irá hacia los productos. →

Es importante hacer notar que a bajas temperaturas, la reacción requiere más tiempo, debido a que bajas temperaturas reducen la movilidad de las partículas involucradas. Para contrarrestar este efecto se utiliza un catalizador para acelerar la reacción.

Cambio de presión:

El aumento de la presión de todo el sistema hace que el equilibrio se desplace hacia el lado de la ecuación química que produce menos cantidad de moles gaseosos. En el proceso contrario, al disminuir la presión el equilibrio se desplaza hacia el lado que produce la mayor cantidad de moles gaseosos. Lógicamente, en el caso de que las cantidades de moles gaseosos sean iguales para cada lado de la ecuación, no se producirán cambios, es decir que el equilibro no se desplazará. También se puede aumentar la presión del sistema sin afectar el equilibrio agregando un gas noble.

• Para comprender mejor el principio de Le Chatelier se aclararán los siguientes conceptos:

1. Solución: es la mezcla homogénea de dos o más sustancias.

2. Reactivos: son las sustancias iniciales en una reacción química y que interactúan una con otra para formar un producto.

3. Producto: son las sustancias formadas como resultado de la reacción química.

4. Reacción química: proceso en el cual una sustancia o varias sustancias cambian para formar una o más sustancias nuevas con distintas propiedades.

5. Reacción reversible: reacción en la que se pueden generar productos a partir de reactivos y viceversa, es decir, la reacción puede devolverse.

6. reacción no reversible: reacción en la que solo se puede generar productos, es decir, la reacción no puede ser inversa.

7. Equilibrio dinámico: es cuando dos procesos reversibles opuestos ocurren simultáneamente.

8. Equilibrio químico: estado en el cual las concentraciones de los reactivos y productos no tienen cambio.

Análisis de resultados.

Equilibrio 1:

• En el equilibrio 1 al agregar cierta cantidad de NaOH a una solución de Na2CrO4 y aplicando el principio de Le Chatelier se predijo que la solución se iba a tornar mas amarilla ya que al agregar la base NaOH reacciona con el acido y el equilibrio intenta recuperar el acido que se perdió por lo tanto queda amarillo. Ya en la práctica al verter 10 gotas de Na2CrO4 0.3M en un tubo de ensayo y al agregar NaOH 0.3M se observo que queda un poco mas amarillo comprobando la predicción que se hizo antes.

• Al agregar una solución diluida de HCl a una solución de Na2CrO4, se predijo que la solución se iba a tornar naranja ya que al agregar HCl que actuaria como más reactivo se forma más producto. En la practica se hizo el mismo procedimiento anterior pero en vez de NaOH agregamos HCl 0.3M y se observo que quedo de color naranja.

• En un tubo de ensayo se virtio 10 gotas de Na2CrO4 0.3M y se le agrego 4 gotas de HCl 0.3M, y se observo que hubo un cambio de color de amarillo a naranja. En otro tubo de ensayo se virtio 5 gotas de K2Cr2O7 0.3M con 5 gotas de agua destilada, luego se agrego 4 gotas de HCl y no se observo cambios, luego se agrego 3 gotas de reactivo hasta que quedara del mismo color que el otro tubo, por lo tanto se gasto 3 gotas de reactivo para que se alcanzara el mismo equilibrio que el otro tubo.

El dicromato tiene la mitad de la concentración del cromato

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