Química Básica II- departamento de química

7EQUILIBRIO QUÍMICO

Sebastián López Ochoa

Química Básica II- departamento de química

Universidad de Pamplona

Resumen

La ejecución de la práctica tuvo como finalidad observar los efectos que el cambio de concentración y el cambio de temperatura tienen sobre los equilibrios presentes en las soluciones trabajadas. De igual manera se comprobó que la dirección del desplazamiento de la reacción en equilibrio tiende a contrarrestar los cambios de las condiciones,

Palabras claves: Equilibrio químico, concentración, desplazamiento de la reaccion

Abstract

The execution of the practice had as purpose to observe the effects that the change of concentration and the change of temperature have on the equilibria present in the worked solutions. In the same way, it was verified that the direction of the displacement of the reaction in equilibrium tends to counteract the changes of the conditions.

Keywords: Chemical equilibrium, concentration, reaction displacement

1. INTRODUCCIÓN

El equilibrio químico es un estado de un sistema reaccionante en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo, a pesar de que siguen reaccionando entre sí las sustancias presentes.

En la mayoría de las reacciones químicas, los reactivos no se consumen totalmente para obtener los productos deseados, sino que, por el contrario, llega un momento en el que parece que la reacción ha concluido. Podemos comprobar, analizando los productos formados y los reactivos consumidos, que la concentración de todos permanece constante.

Una reacción en equilibrio es un proceso dinámico en el que continuamente los reactivos se están convirtiendo en productos y los productos se convierten en reactivos; cuando lo hacen a la misma velocidad nos da la sensación de que la reacción se ha paralizado.

Guldberg y Waage, en 1864, encontraron, de una forma absolutamente experimental, la ley que relacionaba las concentraciones de los reactivos y productos en el equilibrio con una magnitud, que se denominó constante de equilibrio.

Así pues, si tenemos un equilibrio de la forma:[pic 5]

[pic 6]

La velocidad de la reacción directa o hacia la derecha, si es un proceso elemental, será:

[pic 7]

Mientras que para la reacción inversa:

[pic 8]

En las expresiones anteriores, Kd y Ki, son las constantes de velocidad específicas para ambas reacciones, derecha e izquierda respectivamente. Como, por definición, ambas velocidades son iguales en el equilibrio, Vd =Vi se cumple que:

[pic 9]

Pasando ambas constantes al mismo lado, y las concentraciones al otro:

[pic 10]

Como a la temperatura a la que se ha realizado el proceso Kd y Ki son constantes se puede decir que:

[pic 11]

[pic 12]

Ley de Le Chatelier

Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio en un proceso químico, entre los que destacan la temperatura, la presión, el volumen y las concentraciones. Esto significa que si en una reacción química en equilibrio se modifican la presión, la temperatura o la concentración de uno o varios de los reactivos o productos, la reacción evolucionará en uno u otro sentido hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. Esto se utiliza habitualmente para aumentar el rendimiento de un proceso químico deseado o, por el contrario, disminuirlo si es una reacción indeseable.

La influencia de los tres factores señalados anteriormente se puede predecir de una manera cualitativa por el Principio de Le Chatelier.

1. METODOLOGÍA

1. Materiales y equipos

Tubos de ensayo, vidrio de reloj, espátula, balones aforados, vasos de precipitados, termómetro, probetas, pipetas

Soporte universal con pinza, aro y malla, pinza de madera, balanza, mechero bunsen, gradilla

1. Reactivos

Fenolftaleína, agua destilada, hidróxido de sodio, ácido clorhídrico, dicromato de potasio, cloruro de bario, tiocianato de potasio, cloruro de hierro (III), cloruro de cobalto (II), metanol

1. Procedimiento

Equilibrio de Indicadores ácido-base

Realice los cálculos necesarios para preparar 25mL de NaOH 6M y 25mL de HCl 6M.

Coloque en un tubo de ensayo 3 gotas de indicador fenolftaleína y 3 mL de agua.

Añada a continuación 2 gotas de NaOH 6M y observe.

Adicione 6 gotas de HCl 6M y observe.

Equilibrio del ion cromato-dicromato

Disuelva 1 g de dicromato de potasio en 50 mL de agua.

Añada  3 mL de dicha disolución en un tubo de ensayo y adicione gota a gota, agitando el tubo, hidróxido de sodio 6 M hasta observar un cambio de color.

A continuación añada de la misma manera ácido clorhídrico 6 M hasta recuperar el color inicial.  

Adicione de nuevo gota a gota, hidróxido de sodio.

Equilibrio de precipitación del cromato de bario

Adicionar 3 mL de la disolución de dicromato de potasio en un tubo de ensayo.

Añadir gota a gota, hidróxido de sodio 6 M hasta que cambie de color amarillo por la presencia de iones (CrO4)-2

Luego adicione 3mL de una disolución de cloruro de bario 0,2 M y observe.

Posteriormente añada, gota a gota, HCl 6 M hasta que desaparezca completamente el precipitado.

A continuación, vuelva a adicionar gota a gota hidróxido de sodio 6 M.

Equilibrio del ion complejo tiocianato férrico

Agregue en un vaso de precipitado 3 mL de KSCN 0,1M y 3 mL de una disolución de cloruro de hierro (III).

Diluya esta mezcla con 60 mL de agua con el objeto de disminuir la intensidad de color y poder observar más fácilmente los cambios del mismo.

Prepare 4 tubos de ensayo, introduciendo en cada uno de ellos 5 mL de esta disolución.

Añada 1 mL de FeCl 0,1M al primero, y al segundo, 1 mL de KSCN 0,1 M.

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