Observar el efecto de la temperatura sobre el equilibrio.

1. OBJETIVOS

• Observar el efecto de la temperatura sobre el equilibrio.
• Evidenciar el proceso de ionización de ácidos fuertes y débiles.
• Conocer los diferentes métodos para determinar el pH de una solución.
• Realizar la titulación potenciométrica de los sistemas HCl – NaOH y ácido acético – NaOH.

1. INTRODUCCIÓN

La mayoría de las reacciones químicas son reversibles, estos es que cuando se mezclan los reactivos en cantidades estequiométricas, no se convierten completamente en los productos, esto es que la reacción no llega a completarse. Las reacciones reversibles se pueden representar con una doble flecha, lo que indica que la reacción directa y la inversa ocurren simultáneamente. El sistema está en equilibrio cuando las velocidades de ambas reacciones son iguales.

aA + bB             cC + dD[pic 2]

Los equilibrios químicos son dinámicos, las moléculas están reaccionando constantemente aunque la composición global de la mezcla no cambia.

En 1864 los químicos noruegos Cato Guldberg y Peter Waage, establecen la ley de acción de masas la cual dice “para una reacción reversible en equilibrio y a temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante K” (la constante de equilibrio). Las concentraciones pueden variar pero el valor de K permanece constante, siempre y cuando la reacción esté en el equilibrio y la temperatura sea estable. Así la constante de equilibrio se define como un cociente cuyo numerador se obtiene de multiplicar las concentraciones en el equilibrio de los productos, cada uno de los cuales está elevado a una potencia igual a su coeficiente estequiométrico en la ecuación balanceada. El denominador se obtiene aplicando el mismo mecanismo anterior pero con la concentración en equilibrio de los reactivos.

[C]c [D]d

                                                                               K=[pic 3]

[A]a [B]b

La constante de equilibrio es útil porque permite calcular las concentraciones de equilibrio de los reactivos y productos.

Existen los equilibrios homogéneos que se aplican a las reacciones en las que todas las especies reactivas se encuentran en la misma fase, como ejemplo tenemos:

N2O4(g)                      2 NO2(g)[pic 4]

CH3COOH (ac) + H2O (l)                 CH3COO- + H3O+[pic 5]

Los equilibrios heterogéneos son en los que intervienen los reactivos y productos en distintas fases, ejemplo:

CaCO3(s)             CaO(s) + CO2(g) [pic 6]

Los ácidos y bases débiles sólo  se ionizan parcialmente en disociaciones acuosas. Para expresar el grado de ionización se puede utilizar la constante de equilibrio de la reacción de ionización.

Ha (ac) +H2O(l)             H2O+(ac) + A- (ac)[pic 7]

HA(ac)                 H+ (ac) + A- (ac)[pic 8][pic 9]

                                                                      [H3O]+ [A-]                     [H+] [A-]

                                                                Ka=                             Ka=  [pic 10][pic 11]

                                                                           [HA]                             [HA]

HA = ácido débil.

La temperatura afecta el equilibrio químico de un sistema, ejemplo:

Co(H2O)62+ (ac) + 4Cl (ac)                        CoCl42- (ac) + 6H2O (l)[pic 12][pic 13]

                                               Rosa pálido                                            azul intenso

1. TRABAJO DE CONSULTA Y PREPARCIÓN DE LAS ACTIVIDADES EXPERIMENTALES

1. Definición equilibrio químico.
2. Factores que afectan el equilibrio químico.
3. Diferencia entre ácido fuerte y ácido débil; bases fuertes y bases débiles.
4. Definición de  pH y su escala.
5. Diferentes métodos para determinar el pH de una solución.
6. Manejo y cuidado del potenciómetro.
7. Titulación potenciométrica.

Con base en la consulta realizada recuerde elaborar una estructura conceptual (MAPA DE CONCEPTOS) como actividad previa a la práctica de laboratorio, en la sección de desarrollo experimental. Así mismo debe incluir al menos una referencia adicional utilizada para la consulta empleando las normas APA.

1. BIBLIOGRAFÍA

• Brown, T., Lemay, H.E. y Bursten, B.E. 1999. Química: La Ciencia Central. Pearson-Prentice Hall, México.
• Budavari, S. The Merck Index: an enciclopedia of chemical, drugs and biologicals. Guide for safety in the Chemical Laboratory.
• Chang, R. y College, W. 2002. Química. McGraw Hill, Bogotá.
• Skoog, D.A. y West, D.M. 1995. Química analítica, sexta edición, McGraw Hill, México.

1. MATERIALES Y REACTIVOS (material por bandeja o por grupo de trabajo)

1. FICHAS DE SEGURIDAD.

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