Informe Oct 22

Laboratorio de Química, practica Nº 8, Octubre de 2012

EQUILIBRIO QUIMICO El principio de Le Chatelier García P. Carlos, Ayala B. Luis, Castellanos G. Oswaldo, Posada A. Eberto, Aristizabal Andrés. Grupo 5 De Laboratorio de Química General II. Facultad de ciencias exactas y naturales. Universidad de Cartagena.

Resumen Se realizaron experiencias en las cuales se observó un cambio de coloración de la solución, como muestra de equilibrio en la reacción química; con el propósito de comprobar la influencia de la temperatura en dichos equilibrios, así como también la influencia de un catalizador en la reacción. Palabras clave: reacción química, equilibrio de reacción, Le Chatelier

Introducción Muchas reacciones químicas tienen lugar disminuyendo la concentración (o la masa) de las sustancias reaccionantes y terminan cuando prácticamente, se ha consumido la sustancia limitante de la reacción1. Estas reacciones se denominan irreversibles. Sin embargo, muy frecuentemente, la reacción "se paraliza" permaneciendo en equilibrio una mezcla de productos de reacción y reactivos no consumidos2. Se dice

entonces, que el proceso es reversible y que hay una evolución en ambos sentidos hasta alcanzar dicho equilibrio, en el cual la velocidad de la reacción directa es igual a la de la reacción inversa. Existen reacciones muy lentas y que aparentemente no ocurren, pero las elegidas en esta práctica, transcurren en tiempos muy pequeños y pueden observarse inmediatamente los efectos que el cambio de concentración en los reactivos y productos, o de la temperatura, tienen sobre el equilibrio alcanzado.

El comportamiento observado responde a un principio general que fue establecido en 1884 independiente y simultáneamente por F. Brauny H. Le Chatelier. El texto tal y como fue enunciado por Le Chatelier establece que "una reacción química que es desplazada del equilibrio por un cambio de las condiciones (concentración, temperatura, presión, volumen) evoluciona hacia un nuevo estado de equilibrio en la dirección en la que, al menos parcialmente, compense el cambio experimentado".

Objetivos  

Realizar reacciones químicas para comprobar la influencia de la temperatura en ellas Comprobar la influencia de un catalizador en una reacción

Marco Teórico El Principio de Le Chatelier establece que si una reacción en equilibrio es perturbada desde el exterior, el sistema evoluciona en el sentido de contrarrestar los efectos de dicha perturbación3. Aquí se experimentará la posibilidad de desplazar el equilibrio químico comprobando el principio de Le Chatelier, aprovechando que el equilibrio muestra uno u otro color según se encuentre más o menos desplazado hacia la formación de productos o de reactivos.

Observaciones Equilibrio entre el cromato de bario y una solución acuosa saturada a) Al añadir una gota de Ba(NaO3)2 cambio la coloración de la solución y forma y un pequeño precipitado b) Cuando se adiciona dos gotas de HCL al K2Cr2O4 , este último no cambio su coloración c) Con tres gotas añadidas, su coloración ahora es anaranjado y el precipitado no se aprecia d) Se añadió 8 gotas de NaOH a la solución de HCL + K2Cr2O4 y se apreció coloración amarilla

Reversibilidad de un equilibrio de Cu + HNO3 y efecto de la temperatura a) El cobre se derrite y se precipita en forma liquida b) El Erlenmeyer que se introdujo en agua fría disminuye su color anaranjado c) El Erlenmeyer que se introdujo en agua caliente, aumenta su color anaranjado

Discusión de Resultados El ion cromato (de color amarillo) reacciona con protones (provenientes de cualquier ácido) para dar el ion dicromato (de color naranja):

2 CrO4-2 + 2 H+

Cr2O7-2 + H2O

Cu + 4HNO3

Añadiendo una base a este equilibrio, se observa un desplazamiento inmediato hacia la izquierda, porque al absorber la base los protones presentes en el equilibrio, según Le Chatelier el sistema buscará fabricar más protones; y se volverá de color amarillo la disolución. Si una vez alcanzado el equilibrio, añadimos un ácido, el exceso de protones volverá a desplazar el equilibrio hacia la derecha y la disolución tomará el color naranja original. Con base en las observaciones podemos concluir que: El dicromato de potasio, al disolverse en el agua, se disocia formando los iones dicromato Cr2O7, que proporcionan un color naranja a la disolución. El cromato de potasio al disolverse en agua destilada aparecen los iones cromato CrO4, que colorean la disolución de amarillo. Preguntas Se agrega NaOH a un tubo con cromato de potasio en solución. El pH disminuye reversibilidad aumenta. Se agrega HCl a un tubo con cromato de potasio en solución. El pH aumenta reversibilidad disminuye. Se agrega HCl a un tubo con cromato de bario sólido y una solución desaturada del mismo. El pH aumenta reversibilidad disminuye.

La reacción que experiencia 4 es:

tiene

lugar

la

Cu(NO3)2 + 2NO2 + H2O

Se obtendrá dióxido de nitrógeno que es un gas de color pardo, más denso que el aire (por eso no flota) y que se recogerá en el tubo de ensayo.

-2

CrO4

(ac)+

+2

Ba

(ac)

BaCrO4(s)

(2)

Si mezclamos una disolución que posea iones cromato (CrO4-2), amarilla, con otra que contenga iones bario (Ba+2) se formará cromato de bario que precipitará en el fondo del tubo de ensayo ya que es muy insoluble (precipitado blanco). Si una vez alcanzado el equilibrio, se le añade un ácido, como sabemos por el equilibrio (1), los pocos iones cromato que hubiese en la disolución desaparecerían y se convertirían en iones dicromato (de color naranja). Al desaparecer los iones cromato, el equilibrio (2), según Le Chatelier, se desplazará a la izquierda y el precipitado se disolverá. Si cuando ya haya desaparecido el sólido se añade una base, (que elimina los H+), el equilibrio (1) se desplaza a la izquierda, desapareciendo los iones dicromato que pasarán a cromato de nuevo. Pero entonces el equilibrio (2) según Le Chatelier, se desplaza hacia la derecha para eliminar el exceso de iones CrO4-2, y se formará de nuevo el precipitado. El agua disuelve los componentes iónicos porque es un solvente polar, es decir, las moléculas de agua poseen una carga parcial eléctrica que puede atraer otras moléculas eléctricamente cargadas rodeándolas completamente en un proceso llamado "solvatación" (o solubilización). Como los compuestos iónicos poseen también fuertes cargas

eléctricas son más propensos a ser rodeados de las moléculas de agua y por lo tanto ser solubilizados en ella. El CCl4 no lo puede hacer, ya que es un compuesto no polar y por lo tanto carece de cargas eléctricas que le permitan solvatar los compuestos iónicos.

Bibliografía 1

http://web.educastur.princast.es/proyect os/fisquiweb/Videos/EquilibrioQ/index.ht m 2

http://www.educared.org/global/anav egar4/comunes/premiados/D/627/con ceptos/agua.htm 3

http://www.spaindata.com/quimica/m adrid/resuelto/mads02.pdf Douglas A. Skoog; Donald M. West; F. James Holler y Stanley R. Crouch, FUNDAMENTOS

DE

ANALÍTICA. Editorial México 2005.pp.389-445.

QUÍMICA THOMSON.