EQUILIBRIO QUÍMICO OBJETIVO: Comprobar la validez del principio de Le Chatelier en el estudio del equilibrio químico. Comprobar con los experimentos el concepto de equilibrio químico, los factores que lo alteren y su aplicación en las reacciones de hidrólisis. CUESTIONARIO DE PRELABORATORIO 1. Explicar la constante de equilibrio. 2. Cuál es la ley de “Le Chatelier” 3. Investigar la toxicidad de los reactivos que se utilizarán en esta práctica. 4. Realizar un diagrama de bloques de la técnica INTRODUCCIÓN La mayoría de las reacciones químicas no terminan, es decir, al reaccionar las substancias (reactivos) en cantidades estequiométricas, no se convierten totalmente en productos. Las reacciones que pueden desplazarse hacia cualquier dirección se llaman REACCIONES REVERSIBLES. Estas pueden representarse por la ecuación general. aA + bB cC + dD La doble flecha ( ) indica que la reacción es reversible, es decir, puede producirse tanto a los reactivos como a los productos de manera simultánea. Cuando A y B reaccionan para formar C y D a la misma velocidad a la que C y D reaccionan para formar A y B, el sistema se encuentra en equilibrio. El equilibrio químico existe cuando dos reacciones opuestas se efectúan simultáneamente a la misma velocidad. Los equilibrios químicos son de tipo dinámico, es decir, las moléculas individuales reaccionan en forma continua, aunque la composición total del sistema de reacción no cambia. La ley del equilibrio químico se expresa matemáticamente de la siguiente forma: Cc Dd Keq = Aa Bb La cual se enuncia de la siguiente manera: Para una reacción en equilibrio, el producto de las concentraciones molares de las sustancias que se forman, dividido por el producto de las concentraciones molares de las substancias que reaccionan, es constante siempre que cada concentración esté elevada a un exponente igual al coeficiente con que la sustancia correspondiente figura en la reacción. Los factores que alteran el equilibrio químico con: concentración, temperatura y presión, los cuales se pueden predecir aplicando el principio de LeChatelier. Este principio expresa, que en un sistema en equilibrio ocurrirán procesos que tenderán a contrarrestar cualquier cambio impuesto en la concentración, temperatura y presión. Una de las aplicaciones del Equilibrio Químico son las reacciones de HIDRÓLISIS. La hidrólisis se define como la reacción entre el agua y sales para producir ácidos y bases como se puede observar esta reacción es la inversa de la neutralización. En estas reacciones se establece un equilibrio químico, a menos que entre los productos formados haya un electrolito extremadamente débil. Cuando las sales se disuelven y reaccionan con el agua alteran el equilibrio del producto iónico del agua, sabemos que: H+ = OH- y el pH = 7 en agua pura Por lo tanto, la reacción de dichas sales con el agua modificará el pH. MATERIAL 1 agitador 1 gradilla 3 pipetas graduadas de 5 ml 15 tubos de ensaye 2 vasos de precipitado de 50 ml 1 perilla 1 Pizeta 1 espátula REACTIVOS Acetato de sodio CH3COONa Carbonato de sodio Na2CO3 Cloruro de amonio NH4Cl Cloruro de Magnesio Papel indicador de pH Cloruro férrico FeCl3 0.1 M Fenolftaleína al 1.0% en etanol Hidróxido de amonio 6N Sulfato de amonio (NH4)2SO4 Tiocianato de amonio NH4SCN 0.1M TIEMPO PARA EL DESARROLLO DE LA PRÁCTICA: Dos horas DESARROLLO Efecto de la concentración: 1) En un vaso de precipitado de 50 ml colocar 10 ml de agua destilada, añadir 0.5 ml cloruro férrico 0.1M (FeCl3), más 0.5 ml de tiocianato de amonio 0.1M (NH4SCN). Agitar para homogeneizar y observar la solución, toma un color rojo por la formación del complejo cloruro de monotiocianato de fierro (III) como lo indica la siguiente reacción: FeCl3 + NH4SCN Fe(SCN)Cl2 + NH4Cl 2) En cuatro tubos de ensaye numerados del 1 al 4, se coloca 1 ml en cada tubo. El tubo 1 será el testigo. 3) Al tubo número 2 añadir 0,5 ml de la solución de cloruro férrico. Se observa que la intensidad del color aumenta FeCl3 + NH4SCN Fe(SCN)Cl2 + NH4Cl 4) Al tercer tubo se le añade 0.5 ml de NH4SCN y se observa que la intensidad del color aumenta y la reacción que se efectúa es la siguiente: Fe(SCN)Cl2 + 5 NH4SCN (NH4)3Fe(SCN)6 + 2 NH4Cl 5) Al cuarto tubo se le añade aproximadamente 0.5 g de NH4Cl ( la coloración roja desaparece o se atenúa) FeCl3 + Fe(SCN)Cl2 + NH4Cl NH4SCN Hidrólisis 1. En un tubo de ensaye disolver una pequeña cantidad de carbonato de sodio en 1 ml de agua, medir el pH con el papel indicador y adicionar unas gotas de fenolftaleína. Observar. Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH 2. En un tubo de ensaye disolver una pequeña cantidad de cloruro de amonio con 1 ml de agua destilada. Medir el pH con el papel indicador, adicionar unas gotas de fenolftaleína y observar. NH4Cl + H2O NH4OH + HCl 3. Repetir las experiencias anteriores con las sales de acetato de sodio y sulfato de amonio Efecto del ión común a) En un vaso de precipitado poner 10 ml de agua destilada y agregar 2 ml de hidróxido de amonio 6N (1:1) b) En cuatro tubos de ensaye numerados del 1 al 4, colocar en cada tubo alícuotas de 3 ml de la solución anterior. c) A los tubos 1 y 2 adicionar aproximadamente 0.5 g de cloruro de amonio y agitar hasta disolución completa NH3 + H2O NH4+ + -OH d) A los tubos 3 y 4, se les adicionan unas gotas de MgCl2 y la formación de un precipitado blanco indica mayor concentración de iones –OH. Figura No. 5. Tubos de ensayo con muestras en reacción MANEJO DE RESIDUOS Y SUBPRODUCTOS 1) 2) 3) Todos los residuos de los tubos del efecto de la concentración se depositan en un solo recipiente (vaso 1). Los residuos de los tubos de Hidrólisis pueden arrojarse al drenaje siguiendo las indicaciones del profesor. A los residuos de los tubos de efecto del ión común se depositan en la siguiente forma: Tubos 1 y 2 vaso 2 Tubos 3 y 4 vaso 3 POSLABORATORIO 1. 2. Mencione cuáles son los factores que modifican el equilibrio químico Escriba la constante de equilibrio para esta reacción H2(g) 3. 4. + N2(g) NH3(g) Escribir tres ejemplos de reacciones de hidrólisis de sales y el pH aproximada de cada una. El metanol se prepara de acuerdo a la siguiente reacción: CO(g) + 2H2(g) CH3OH + Energía Predecir el efecto qué sobre las concentraciones correspondientes al equilibrio tendrá b) Un aumento de temperatura c) Disminución de la presión d) Aumento de la concentración de CO 5. Considerar la reacción: 4 HCl(g) + O2(g) 2H2O(g) + 2 Cl2(g) + 27 Kcal ¿Cuál será el efecto de los cambios siguientes sobre la concentración del Cl 2 correspondiente al equilibrio? Dar las razones de cada respuesta a) Aumento de la temperatura en el recipiente donde se efectúa la reacción b) Disminuir la presión total c) Aumento de la concentración del O2. d) Aumento del volumen de la cámara donde se produce la reacción e) Se añade un catalizador: Explicar las razones de cada respuesta.
