Equilibrio químico

Equilibrio Químico

Isabella Abril Ramírez 

0000232136 

isabellaabra@unisabana.edu.co 

Sebastián Berendt Pena  

0000232855 

sebastianbepe@unisabana.edu.co 

Andrés Felipe Cuervo Mora 

0000232887 

andrescumo@unisabana.edu.co 

Universidad de la Sabana 

[pic 1] 

Docente: 

Yuli Lisseth Espitia Prada 

Fecha de realización de la práctica: 

                             15 de Marzo de 2021                                       

Fecha de presentación del informe:

26 de Marzo de 2021 

1. Objetivos:

1. Objetivo general

Identificar los factores que afectan el equilibrio de una reacción química en la que participan iones comunes.

1. Objetivo especifico

• Ilustrar los conceptos de equilibrio químico y principio de Le Châtelier.
• Determinar la constante de equilibrio y el cociente de las reacciones.
• Relacionar los factores de Volumen y Presión en un sistema en equilibrio.

1. Introducción:

El equilibrio químico se define como el estado en el que las actividades químicas o las concentraciones de los reactivos y los productos no presentan ningún cambio neto a medida que transcurre el tiempo. Este estado se produce cuando una reacción reversible evoluciona en la misma proporción que su reacción inversa. Cuando se alcanza esta situación, es posible determinar que concentraciones de los reactivos y productos de la reacción, permanecen constantes a lo largo del tiempo. No obstante, el equilibrio químico es un fenómeno cuya naturaleza puede ser modificada por factores como la temperatura, volumen, presión y concentraciones los cuales se caracterizan por intervenir el desplazamiento de la reacción. Este desplazamiento se puede predecir gracias al principio del químico francés Henri-Louis Le Châtelier quien establece que al perturbar un sistema en equilibrio éste evoluciona espontáneamente hacia un nuevo estado de equilibrio oponiéndose a la perturbación producida. En la siguiente práctica de laboratorio, estudiantes universitarios de distintos programas de ingeniería realizaron un experimento donde fue posible estudiar y diferenciar los diferentes factores que afectan el estado de equilibrio de una reacción a partir de observaciones realizadas en el laboratorio. Con esta experiencia, fue posible verificar los cambios de equilibrio que sufrieron las reacciones reversibles al ser sometidas a variaciones de temperatura y concentración.

1. Resultados:

1. Ion Complejo tetramino cobre (II):

El tubo de ensayo contenía una solución de Nitrato de Cobre (II) en el cual al agregar 0,1 ml de solución de hidróxido amonio fue posible evidenciar un cambio de color en solución. Inicialmente la solución se encontraba de color azul claro, no obstante, al agregar 2ml de  la solución cambia a un color azul oscuro un poco turbio. Finalmente, al agregar   a manera de gota a gota y al ir agitando fue posible evidenciar que el color azul oscuro empezaba a desaparecer. La solución torno a su color inicial después de haber agregado 46 gotas de  y de haber agitado fuertemente. [pic 2][pic 3][pic 4]

Inicialmente la coloración de la solución en equilibrio era azul claro, pero al agregarle más hidróxido de amonio, para mantener el equilibrio la reacción el sentido directo de la reacción se favorece y adquiere una tonalidad azul oscuro. Al añadir ácido nítrico, esta se disocia en los iones (H+) (NO3-). Al estar el ion (NO3-) tanto en el hidróxido de amonio como en el ácido nítrico, ocurre el efecto del ion común, en el cual, al haber mayor presencia de este ion, se aumentan las concentraciones de este ion en el producto, favoreciendo el sentido inverso de la reacción. Por esta razón vuelve a la coloración inicial azul clara.

Figura No. 1 Procedimiento del ion complejo tetramino cobre

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De izquierda a derecha: momento inicial al agregar 0.1ml NH4OH, al agregar 2 ml de NH4OH y al reaccionar con 46 gotas HNO3.

1. Ión complejo de Tiocianato de Hierro (III):

En la primera fase de este  experimento se pudo observar como afecta la temperatura el equilibrio químico, para ello se dispuso de un tubo de ensayo donde se hizo reaccionar 3 mL Fe(NO3)3  0.1M con 1 mL de KSCN al 0.1M, luego se debía someter ambos tubos a cambios de temperatura uno debía pasar baño maría y otro debía pasar al refrigerador, el tiempo se mantuvo igual para no generar ningún sesgo en el resultado.

Figura 3. Comparación de la solución de FeSCN al ser sometida a cambios de temperatura.

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A la izquierda tenemos el tubo de control el cual se mantuvo a temp. estable, el del medio se sometió a baño maría y el ultimo se sometío a frío dentro del congelador.

Figura 4. Comparación de tubo de control con solución mezclada con Nitrato de Hierro III

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A la izquierda el tubo de control y a la derecha solución mezclada con Nitrato de Hierro III

Figura 5. Comparación de tubo de control con solución mezclada con Tiocianato de Potasio

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A la izquierda el tubo de control y a la derecha solución mezclada con Tiocianato de Potasio

Figura 6. Comparación de tubo de control con solución mezclada con Nitrato de Plata[pic 11]

A la izquierda el tubo de control y a la derecha solución mezclada con Nitrato de Plata

Figura 7. Comparación de tubo de control con solución mezclada con Hidróxido de Sodio[pic 12]

A la izquierda el tubo de control y a la derecha solución mezclada con Hidróxido de Sodio

Luego de esto se analiza la evidencia física de la reacción entre la solución de Tiocianato de hierro y otras cuatro sustancias. La imagen mostrada a continuación resume los resultados evidenciados en forma de cambio de coloración dentro de cada tubo de ensayo.

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