Equilibrio Le Chatelier

UNIVERSIDAD DEL ATLÀNTICO FACULTAD DE INGENIERÍA PROGRAMA DE INGENIERÌA QUÌMICA

EQUILIBRIO Jorge Jiménez, Jerry Meza, Moisés Rodríguez, Leidy Estrada Laboratorio de Química General II, Universidad del Atlántico

Estructura Marco Cálculos Análisis Conclusiones Definitiva teórico

Resumen

Se estudió el efecto de la concentración. El área de exposición, la temperatura y la presencia o ausencia de un catalizador, sobre la velocidad de las reacciones químicas. Con el fin de analizar el comportamiento de un sistema en equilibrio químico cuando se somete a diferentes perturbaciones con base en el principio de le chatelier Palabras claves: Concentración, equilibrio, reacciones, catalizador, analizar,

principio de le chatelier. Abstract

The effect of concentration was studied. The exposure area, the temperature and the presence or absence of a catalyst, on the t he rate of chemical reactions. In order or der to analyze the behavior of a system in chemical equilibrium when subjected to different perturbations based on the principle of le chatelier Key words: Concentration, equilibrium, reactions, catalyst, analyze, le chatelier

principle. mayor o menor cantidad del producto deseado.

1. Introducción

Se le llama equilibrio químico al estado de un sistema donde no se observan cambios en la concentración de reactivos o productos, al transcurrir el tiempo, éstas se mantienen constantes. Esto se da en reacciones reversibles, donde la velocidad de la reacción de reactivos a productos es la misma que de productos a reactivos. Como hemos visto, el equilibrio químico representa un balance entre las reacciones directa e inversa. Las variaciones en las condiciones experimentales pueden alterar este balance y desplazar la posición de equilibrio, haciendo que se forme

La variación de uno o varios de los siguientes factores pueden alterar la condición de equilibrio: La temperatura La presión El volumen La concentración de reactantes o productos El Principio de Le Chatelier establece que, si un sistema en equilibrio se somete a un cambio de condiciones, éste se desplazará hacia una nueva posición a fin de contrarrestar el efecto que lo perturbó y recuperar el estado de equilibrio.

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Una ecuación exotérmica como:

Si la presión de un sistema gaseoso en equilibrio disminuye, el volumen aumenta, entonces el sistema se desplaza hacia donde hay mayor número de moles.

Se puede escribir asi:

Por ejemplo, para la siguiente reacción:

Variación de la Temperatura

Y una ecuación endotérmica como:

Se puede escribir así:

De donde podemos observar que un incremento de temperatura favorecerá el sentido que consuma parte de ése exceso de calor, mientras que una disminución de la temperatura favorecerá el sentido que regenere parte del calor eliminado.

Observamos que al disminuir el volumen del sistema en equilibrio, se incrementa presión interna, en consecuencia la reacción buscará disminuirla, desplazándose hacia donde haya menor número de moles, por lo tanto se favorece el sentido directo de la reacción, hasta restablecer el estado de equilibrio.

En conclusión:

Si se incrementa la temperatura, se favorece el sentido endotérmico de la reacción.

En conclusión:

Una disminución de la temperatura, favorece el sentido exotérmico de la reacción.

Si aumenta la presión de un sistema gaseoso en equilibrio, el sistema se desplaza hacia donde hay menor número de moles.

Variación de la Presión y el Volumen

Si disminuye la presión de un sistema gaseoso en equilibrio, el sistema se desplaza hacia donde hay mayor número de moles.

Si aumenta la presión de un sistema gaseoso en equilibrio, disminuye el volumen, entonces el sistema se desplaza hacia donde hay menor número de moles.

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Si disminuye el volumen de un sistema gaseoso en equilibrio, el sistema se desplaza hacia donde hay menor número de moles. Si aumenta el volumen de un sistema gaseoso en equilibrio, el sistema se desplaza hacia donde hay mayor número de moles. Variación de la Concentración

Cuando aumenta la concentración de una sustancia que se encuentra en un sistema en equilibrio, el sistema se desplazará de modo que utiliza parcialmente la sustancia que se adicionó.

En conclusión:

La disminución de la concentración de una sustancia que se encuentra en un sistema en equilibrio, ocasionará que el sistema se desplace en el sentido que le permita reemplazar parcialmente la sustancia que se removió.

Si se incrementa un producto, el sistema lo consumirá parcialmente, favoreciendo el sentido inverso de la reacción.

Si se incrementa un reactivo, el sistema lo consumirá parcialmente, favoreciendo el sentido directo de la reacción.

Efecto del Catalizador

Un catalizador actúa sobre la rapidez con la que se alcanza el equilibrio, pero no modifica la composición de la mezcla, por lo tanto, no afecta el valor de la constante de equilibrio.

El valor de la constante de equilibrio, K, no varía. Para la siguiente equilibrio:

reacción

en

Si se agrega oxígeno, el sistema reacciona consumiendo parte del exceso, hasta restablecer el equilibrio:

2. Hipótesis

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Se conoce que el desplazamiento en una reacción debe ocurrir siempre hacia donde exista menor concentración, por lo que si el desplazamiento ocurre hacia los productos, esto significa que hay mayor concentración en los reactivos. Al contrario, si el desplazamiento ocurre hacia los reactivos significa que ahí se encuentra la menor concentración, y por ello, en los productos se encuentra la mayor concentración, lo que genera un desplazamiento hacia los reactivos (hay menor concentración).

NaOH por NH4OH y el HCl por H2SO4. Sistema B En tres tubos de ensayo se vertieron 2ml de tiocianato de potasio (KSCN), luego a dos de ellos se le agrego 3 a cuatro gotas de nitrato de hierro a 0.2 M se vio un cambio notable, en tercer tubo se añadieron cristales de nitrato de potasio (Fe(NO3)3) los cuales se diluyeron. Después se escogió un tubo que contenía nitrato de hierro (Fe(NO3)3) a este se le agrego Na2HPO4 en forma de cristales, luego lo agitamos y después se le agrego KSCN en forma de solución, Luego repetimos este mismo paso con el otro tubo, pero a este se le agrego nitrato de hierro (Fe(NO3)3) en vez de KSCN.

3. Desarrollo experimental

Sistema A En dos tubos por separados se pusieron 5ml de cromato de potasio (K2CrO4) a 0.1 M y dicromato de potasio (K2Cr2O7) a 0.1 M, luego de estas mismas se vertieron en otros dos tubos de ensayos 0.5 ml en dos tubos de ensayos, luego a cada una se le agrego gota a gota NaOH a 1 M, en estas solo se vio cambio en el dicromato (K2Cr2O7). Nuevamente se cogieron 0.5 ml de cada una de las soluciones y esta vez se le agrego HCl esta vez se vio un cambio en el cromato (K2CrO4). Después se escogió el tubo que contenía el cromato de potasio (K2CrO4) donde se había agregado el HCl y se le agrego NaOH, no se vio un cambio muy notorio ya que este solo se oscureció un poco. Luego se tomó un tubo que contenía dicromato de potasio (K2Cr2O7) donde se había agregado el NaOH, a este se le agrego HCl y se pudo ver como este volvía a su color original. Luego se repitieron todos estos pasos, pero esta vez remplazando el

4. Cálculos y Análisis de Resultados Sistema A 

Como te puse entre paréntesis, el cromato es de color amarillo y el dicromato naranja. Y ahora vamos a analizar el desplazamiento del equilibrio cromato-dicromato por el agregado de bases (NaOH) El hidróxido de sodio es una base fuerte que en solución acuosa libera aniones OH-, según la siguiente ecuación: NaOH (ac) --> Na+ (ac) + OH- (ac) Los aniones oxhidrilo reaccionan con los cationes H+, producto de

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equilibrio cromato-dicromato para formar agua, según la siguiente ecuación: OH- + H+ --> H2O



Sistema B

Los iones tiocianato, SCN¯, reaccionan con los iones Hierro (III), Fe+3, dando lugar al ion [Fe(SCN)6]3 de color rojo. El equilibrio dinámico que se establece Entre los tres iones está dado por: [Fe(H2O)6] 3+ + 3 SCN – R [Fe(H2O)3(SCN)3] + 3 H2O.

La intensidad del color rojo nos indica, de manera cualitativa, la cantidad del ion [Fe(SCN)6]3 En la mezcla en equilibrio

De manera que, el agregado de base al equilibrio cromato-dicromato es equivalente a una sustracción de producto (H+). Se espera entonces, que al agregar base, el equilibrio se desplace hacia la formación de productos. Se comprobó el desplazamiento del equilibrio hacia la formación de cromato (amarillo) al Si añadimos uno de los iones del agua, H+, la reacción tiende a desplazarse hacia la derecha para mantener el equilibrio y que no haya solo reactivos, sino que aparezcan los productos. Cuando añadimos la sal NaOH (los iones OH−), el

equilibrio se desplaza hacia la izquierda para formar reactivos y mantener el proceso. Tabla de datos

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que se volvió de un color amarrillo y era un poco viscoso Al Agregársele al primer tubo de ensayo KSCN se observa que se coloca mas oscuro Preguntas adicionales

Balancee la reacción 2 CrO4 = (ac) Cr2O7 =(ac) añadiendo hidrógenos (ac) y agua (l) de acuerdo a la reacción, en donde se necesite. -2 CrO4 + H2O = -1 Cr2O7 + H2

Solu cion es

T1 T2 T3

Pa so 1

Pas o2

Paso 3

Pas o4

Pa so 5

K S C N

Fe( NO 3)3

NA2 HPO 4(S)

KS CN (S)

Fe( NO 3)

no

Poco diluid o

Balancee la reacción CrO4 = (ac) Cr2O7= (ac) añadiendo OH- (ac) y H2O (l) al miembro adecuado de la ecuación. H20 + 40 CrO4 = 20 Cr2O7 + 20 OH ¿Qué conclusión puede sacar en relación con el equilibrio del ion cromato y de los iones de dicromato y su independencia sobre el hidrógeno y los iones hidroxilo? •

R//: Al cromato (amarillo) se le agrego hidrogeno y se observó que el equilibrio tuvo un desplazamiento a la izquierda formando el dicromato tirándolo a un color naranja, asi mismo se le añadieron iones hidratados sobre el dicromato (naranja) y el equilibrio se desplazó a la derecha produciendo el cromato (amarillo).

T4

En dos de los tres tubos que contenían KSCN se agregó Fe(NO3) se observó que cambiaban de color a vinotinto Al tercer tuvo se le agrego cristales de fosfato de sodio, no hubo cambio de color y estaba poco diluido

¿Qué observó después de agregar unos cuantos cristales de Na2HPO4 a la solución de color rojo en el sistema B? •

A uno de los tubos de color vinotinto se le agrego Na2HPO4 Se observó

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R//: Al agregarle cristales de Na2HOP4 a la solución de color rojo en el sistema B Observamos que esta se tornó a un color más rojo siendo cada vez mas intenso y un poco viscoso.

hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. Con base en observaciones experimentales, Le Chatelier expresó un principio simple que permite estimar los efectos sobre un estado de equilibrio.

¿Qué iones se reducen en la solución añadiendo Na2HPO4? •

Principio de Le Chatelier: Cuando una reacción en equilibrio sufre una alteración de condiciones, las proporciones de los reactivos y de los productos se ajustan de manera de minimizar el efecto de la alteración.

R//: Al añadir Na2HPO4 a la solución, Notamos que KSCN se reduce ya que su coloración se ve afectada cambiando así el color en la reacción. ¿Cuándo se añadieron iones adicionales de SCN-, Qué observó? •

6. Conclusiones

R//: Al añadir los iones de SCN la solución tuve un cambio del color rojo tornarse a un blanco.

Hemos comprobado que el equilibrio químico de una reacción se ve alterado por los cambios de concentración, temperatura etc. La presencia de precipitados o cambio del color no ayuda a predecir a donde se desplaza el equilibrio. Se comprobó el principio de le chatelier que nos dice que si un sistema en equilibrio se somete a un cambio de condiciones, éste se desplazará hacia una nueva posición a fin de contrarrestar el efecto que lo perturbó y recuperar el estado de equilibrio.

Cuando se añadieron cristales adicionales de Fe(NO3)3. ¿Qué observó? •

R//: Al añadir cristales de Fe(NO3)3 el tiende del tubo de ensayo se tornó naranja y luego se tornó a un color blanco. Enuncie el principio de Le Chatelier¿ Cómo se relaciona con esta investigación? •

R//: El Principio de Le Chatelier, de 1888, se refiere a que un estado de equilibrio químico es mantenido en tanto no se alteren las condiciones del sistema. Cuando se modifica algún parámetro, como, por ejemplo, la presión, la temperatura o la concentración de algunas de las especies en equilibrio, este se traslada en cierta dirección (hacia los reactivos o hacia los productos)

7. Bibliografía y/o Webgrafía 7.1 Bibliografía 

Chang, R. (2010). Química. 10th ed. México: Pablo E. Roig V. 7.2 Webgrafía

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http://corinto.pucp.edu.pe/qui micageneral/contenido/32principio-de-le-chatelier.html https://quimica.laguia2000.co m/reaccionesquimicas/equilibrio-quimico

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