EQUILIBRIO QUÍMICO: ESTUDIO BÁSICO DEL PRINCIPIO DE CHATELIER

Practica N° 5.

EQUILIBRIO QUÍMICO: ESTUDIO BÁSICO

DEL PRINCIPIO DE CHATELIER

Abstract

Many chemical reactions take place diminishing the concentration (or the mass) of the substances reaccionantes and they end when practically, the bounding substance of the reaction has been consumed. These reactions name irreversible. Nevertheless, very frequently, the reaction " is paralyzed " remaining in balance a mixture of products of reaction and not emaciated reagents. It is said then, that the process is reversible and that there is an evolution in both senses up to reaching the above mentioned balance, in which the speed of the direct reaction is equal to that of the inverse reaction. There are very slow reactions and that seemingly do not happen, but the chosen ones in this practice, they pass in very small times and can be observed immediately the effects that the change of concentration in the reagents or products, or of the temperature, have on the reached balance.

The observed behavior answers to a general beginning that was established in the independent 1884 and simultaneously for F. Brauny H. Him Chatelier. The text as was enunciated for Him Chatelier it establishes that " a chemical reaction that is displaced of the balance by a change of the conditions (concentration, temperature, pressure, volume) evolves towards a new condition of balance in the direction in the one that, at least partially, compensates the experienced change".

Palabras Clave

1. Equilibrio químico
2. Constante de equilibrio
3. PH

Introducción

En muchas reacciones químicas, ocurre que no sólo los productos aparecen a partir de los reactivos sino que los mismos reactivos se pueden formar a partir de los productos. Esto ocurre cuando los reactivos no se transforman completamente en productos porque la velocidad a la que los reactivos se transforman en productos resulta ser la misma velocidad a la que los productos se transforman de nuevo en reactivos. Por ello, a pesar de que las moléculas están en continua transformación, la concentración de todas las especies involucradas no cambia con el tiempo. En consecuencia, al cabo de cierto tiempo estas reacciones parecen “detenerse” antes de que la reacción se complete, lo que da origen a una mezcla de reactivos y productos.

De esto último, se entiende que la relación entre cinética química y equilibrio químico consiste en que la relación entre las constantes directa e inversa de las reacciones de un equilibrio establecido produce un valor que no depende de las concentraciones iniciales de ninguna de las especies involucradas en el equilibrio; Este valor, ki/kd, se denomina constante de equilibrio, Keq, y es una valor invariable a temperatura dada, y representa la relación entre la cinética química y el equilibrio químico para una reacción dada:

Kd = Keq

                                                                     Ki  

Para finalizar, es muy importante resaltar que en las leyes de velocidad no intervienen los coeficientes estequiométricos de las especies en la reacción balanceada, pero en las constantes de equilibrio sí son de vital importancia, como se ilustra a continuación.

El Principio de Le Châtelierse enuncia: si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración de uno de los componentes, el sistema desplazará su posición de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de la perturbación.

METODOLOGÍA

PRIMERA PARTE

a)

1. Llenar un tubo de ensayo con 2 ml de agua destilada
2. Adicionar cristales de cloruro de amonio
3. Agitar
4. Medir el pH con un papel indicador.
5. Agregar una gota de HCL
6. Medir el pH con papel indicador.

b)

1. Llenar un tubo de ensayo con 2 ml de agua destilada
2. Adicionar  acetato de Sodio
3. agitar
4. Medir el pH con un papel indicador.
5. agregar una gota de HCL
6. Medir el pH con papel indicador.

SEGUNDA PARTE

1. Llenar un tubo de ensayo con 2 ml de agua destilada
2. Adicionar una tres gotas simultáneamente de Cloruro Férrico y Tiocianato de Amonio.
3. Repartir la solución en 4 tubos de ensayo
4. En el tubo 1
5. Agregue 1 gota de cloruro Férrico
6. Compare con el tubo número 4 que es el tubo de referencia
7. En el tubo 2
8. Agregue una gota de Tiocianato de amonio.
9. Compare con el tubo número 4 que es el tubo de referencia.
10. En el tubo 3
11. Agregue poco cloruro de amonio
12. Agite
13. Compare con el tubo 4 que es el tubo de referencia.

TERCERA PARTE

1. Llenar un tubo de ensayo con 2 ml de cloruro de magnesio
2. En una cabina de extracción
3. Añada gota a gota amoniaco diluido
4. Observe hasta que se forme un precipitado blanco de Hidróxido de Magnesio
5. Agregue poco a poco cristales de cloruro de amonio
6. Agite hasta lograr disolver el precipitado

TABLAS Y RESULTADOS

1. H2O + NH4CL -----------  pH= 6
2. H2O + NH4CL + HCL -----------   pH= 1
3. H2O + C2H3NaO2 ------------  pH=6
4. H2O + C2H3NaO2 + HCL ------------pH=1
5. H20 + FeCl3 + NH4SCN -------- Color Amarillento (tubo de referencia)
6. H20 + FeCl3 + NH4SCN + FeCl3 = color amarillo intenso (tubo 1)
7. H20 + FeCl3 + NH4SCN + NH4SCN = color amarillo tenue (tubo 2)
8. H20 + FeCl3 + NH4SCN + NH4CL = color amarillo transparente (tubo 3)

• Kh= Kw = [NH3(ac)] [H3O+(ac)]

                    Kb              (NH4(ac)+)

• Kh= Kw = [CH3COOH(ac)] [OH-(ac)]

                    Kb              (CH3COOH(ac)+)

• Kd= [Fe(SCN)3(ac)][NH4CL(ac)]3

                      [FeCL2(ac)][NH4SCN(ac)]3

• Ki =[FeCL2(ac)][NH4SCN(ac)]3

                           [Fe(SCN)3(ac)]

• Kd =          NH4CL(ac)]2             .

                   [MgCL2(ac)][NH4OH(ac)]2

• Ki =[MgCL2(ac)][NH4OH(ac)]2

                           [Mg(OH)2]

Discusión de Resultados

el NH4CL es una sal básica que con ph de 6 pero al adicionar el HCL que es una sal ácida disminuye el ph de la sustancia volviéndola una solución ácida, dejando su ph en 1.

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