Informe #3 Equilibrio Químico y Principio de Le Chatelier

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EQUILIBRIO QUÍMICO Y PRINCIPIO DE LE CHATELIER

NOTA 4,5

Diego Ochoa; Eliana Bateca;Jennifer Gómez; Kerly Cárdenas; Keimy Barrientos. Facultad de ingenierías y Arquitectura, Universidad de Pamplona, Colombia 2015

RESUMEN

Palabras clave Equilibrio Químico Reacción reversible Reacción irreversible Constante de equilibrio

Keywords Chemical balance Reversible reaction Irreversible reaction Equilibrium constant

El siguiente artículo analiza el comportamiento químico de las reacciones y como en estas está presente el equilibrio químico. Este es uno de los aspectos más importantes al momento de estudiar el principio de Le Châtelier el cual establece que existen diferentes reaciones, entre ellas reversibles e irreversibles, ademas plantea que las reacciones alcanzan un equilibrio químico el cual hace que la reacción se haga en ambos sentidos, pero esto depende de las concentraciones a las que sean sometidas las reaciones en su composición inicial hasta llegar a su concentracion concentracion final. En el desarrollo de la práctica se presenció que las reacciones tomaron diferentes cambios fisicos y químicos los cuales fueron índices de dicho equilibrio. Además de ello al analizar los resultados podemos ver la aplicación directa del principio de Le Châtelier. SUMMARY The following article discusses the behavior of chemical reactions and as this chemical equilibrium is present. This is one of the most important when studying the principle of Le Chatelier which states that there are different reactions, including reversible and irreversible , all in order to meet that balance which states that chemical reactions reach equilibrium aspects which causes chemical reaction is made in both directions . In developing practice it witnessed the reactions took different changes which were indices that balance. Moreover when analyzing the results we can see the direct application of the principle of Le Chatelier.

Una universidad incluyente y incluyente y comprometida con comprometida con el desarrollo integral

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INTRODUCCIÓN En el equilibrio químico Los procesos químicos evolucionan desde los reactivos hasta la formación de productos a una velocidad que cada vez es menor (a medida que transcurren, hay menos cantidad de reactivo), por otro lado, según van a pareciendo moléculas de los productos, estás pueden reaccionar entre si y dar lugar a nuevas cantidades de reactivos y lo hacen a una velocidad cada vez mayor (cada vez hay más productos). El proceso citado continúa hasta que la velocidad de formación de los productos es igual a la velocidad de descomposición de estos para formar nuevamente los reactivos; es decir, se llega a la formación de un estado dinámico en el que las concentraciones de todas las especies reaccionantes (reactivos y productos) permanecen constantes, estado conocido como equilibrio químico. El equilibrio químico es el estado al que evoluciona de forma espontánea un sistema químico, en el que tiene lugar una reacción química reversible, en este estado no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo, a pesar de que siguen reaccionando entre si las sustancias presentes. En la mayoría de las reacciones químicas, los reactivos no se

consumen totalmente para obtener los productos deseados, sino que, por el contrario llega un momento en el que parece que la reacción ha concluido, esto se puede comprobar analizando los productos formados y los reactivos consumidos, pues la concentración de todos permanece constante en este punto. Esto no significa que la reacción ha parado, pues evidentemente una reacción en equilibrio, es un proceso dinámico en el que continuamente los reactivos se están convirtiendo en productos y los productos se convierten en reactivos; cuando lo hacen a la misma velocidad nos da la sensación de que la reacción se ha paralizado.[1] En conclusión, el equilibrio químico se establece cuando existen dos reacciones opuestas que tienen lugar simultáneamente a la misma velocidad. (Ver figuras 1 y 2).

Una universidad incluyente y comprometida con el desarrollo integral

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Velocidades de formación y descomposición del HI, y representación del sistema en equilibrio. [1]

El equilibrio químico es el estado al que evoluciona de forma espontánea un sistema químico, en el que tiene lugar una reacción química reversible. Cuando se alcanza esta situación, desde el punto de vista macroscópico, se observa que las concentraciones de las sustancias, tanto reactivos como productos de la reacción, permanecen constantes a lo largo del tiempo. Desde el punto de vista microscópico los procesos siguen teniendo lugar indefinidamente. Continuamente los

reactivos se transforman en productos y estos a su vez reaccionan para producir los reactivos de partida, pero al hacerlo a igual velocidad, las concentraciones de ambos no varían. Así pues se trata de una situación dinámica. El equilibrio químico es un fenómeno cuya naturaleza dinámica permite su modificación con sólo variar algunos factores de los que depende, como temperatura, presión, volumen o concentraciones de las sustancias que intervienen en la reacción, lo cual resulta de vital importancia para aumentar el rendimiento de los procesos industriales, por ejemplo. Las modificaciones en el estado de equilibrio provocan desplazamientos que se pueden predecir en este nivel cualitativamente a partir del principio del químico francés Henri Louis Le Chatelier (1850-1936), según el cual, al perturbar un sistema en equilibrio éste evoluciona espontáneamente hacia un nuevo estado de equilibrio oponiéndose a la perturbación producida. [2] Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio en un proceso químico, en los que destacan la temperatura, la presión, el volumen y las concentraciones. Esto significa que si en una reacción química en equilibrio se modifican la presión, temperatura, o la concentración de uno o varios de los reactivos o


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productos, la reacción evolucionara en uno u otro sentido hasta alcanzar. [3]

Procedimiento PRUEBA A. CON CLORURO DE SODIO Y CLORURO DE AMONIO Se tomaron dos tubos de ensayo y fueron rotulados con los números 1 y 2. En el tubo 1 se adiciono 2 o 3mL de solución saturada de cloruro de sodio. En el tubo 2 se adiciono 2 o 3mL de solución saturada de cloruro de amonio. Finalmente de mezclo a cada uno de los dos tubos 5 gotas de ácido clorhídrico concentrado se observó lo sucedido y se tomó nota de los resultados.

METODOLOGIA EXPERIMENTAL Materiales: Tubos de ensayo Balón aforado de 25mL Pipeta 10mL y 5 mL Balón aforado de 50mL Balón aforado de 100mL Vaso de precipitado 100mL vaso de precipitado 250mL Vidrio de reloj Reactivos Solución saturada de cloruro de Sodio (NaCl) Hidróxido de Amonio 15M (NH 4OH) Cloruro de Cobalto (II) 0,1M (CoCl 2) Cloruro de hierro (III) 0,1M (FeCl 3) Ácido Clorhídrico 12 M (HCl) Ácido Nítrico 6M (HNO3) Cromato de potasio 0,1M (K 2CrO4) Tiocianato de potasio 0,1M (KSCN) Hidróxido de sodio 10% (NaOH) Ácido Sulfúrico 3M (H 2SO4) Fenolftaleína Agua Destilada Cloruro de Amonio (NH 4Cl) Solución saturada de cloruro de Amonio (NH4Cl)

PRUEBA B. TIOCIANATO DE POTASIO MÁS CLORURO DE HIERRO (III) Se tomó 3 tubos de ensayo y previamente rotulados como 1, 2 y 3 En cada uno de ellos se adicionó 5mL de solución Patrón 1. Usando el tubo 1 como estándar de comparación. En el tubo 2 se adiciono 1mL de solución 0,1M de cloruro de hierro (III) después se observó el cambio de color y se tomó nota de lo ocurrido. En el tubo 3 se agregó 1mL de solución 0,1M de tiocianato de potasio. Y finalmente se observó el cambio de color y se registró lo ocurrido. PRUEBA C. CROMATO DE POTASIO CON ÁCIDO NÍTRICO Y ÁCIDO SULFÚRICO. Se tomó dos tubos de ensayo y una vez rotulados como 1 y 2 se Colocó 3mL de solución 0,1M de cromato de potasio en cada uno de los tubos. Después de adiciono


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en el primer tubo de ensayo 2 gotas de ácido nítrico diluido (6M). Seguidamente se agregó en el segundo tubo 2 gotas de ácido sulfúrico diluido (6M). Se observó los resultados obtenidos y se tomó nota de ellos. Finalmente se agregó a cada tubo hidróxido de sodio 10% gota a gota hasta que la solución volvió a tomar el color original del cromato de potasio. PRUEBA D. SOLUCIÓN DE AMONÍACO. Se tomó dos tubos de ensayo después de ser rotulados como 1 y 2 se agregó en los dos tubos 5mL de solución patrón 2. Seguidamente se disolvió una pequeña cantidad de cloruro de amonio sólido en el tubo 1. Se observó los resultados y se tomó nota de ellos. Adicionalmente se agregó 3 a 5 gotas de ácido clorhídrico diluido (6M) al segundo tubo y una vez agitado se observó los resultados tomando nota de ello. Finalmente se agregó al segundo tubo de ensayo aproximadamente 1 gramo de cloruro de amonio sólido. Agite hasta formar una solución saturada de la sal. Se observó lo ocurrido y compare el color de esta solución con el tubo de ensayo patrón número 3. Después se colocaron los tubos 2 y 3 dentro de un vaso de precipitado con agua a temperatura de ebullición. Se agitó ocasionalmente observando los resultados obtenidos y se registró nota de ellos. Para finalizar se dejó enfriar y fueron sometidos en un baño de hielo hasta que su color original fue evidente.

RESULTADOS Y DISCUSIÓN Antes de realizar alguno de las pruebas anteriormente descritas se tuvo que preparar cada una de las soluciones que se requerían para el desarrollo de la práctica. Por ello se realizaron cálculos para obtener la cantidad de cada reactivo a reaccionar con el fin de preparar el volumen o la cantidad necesaria para la investigación. (Ver imagen 1) PRUEBA A. CON CLORURO DE SODIO Y CLORURO DE AMONIO Según el procedimiento anterior se obtuvo para la prueba A con dos tubos de ensayo con cloruro de sodio y amoniaco se pudo observar que cuando se le agregaron las 5 gotas de ácido clorhídrico concentrado al tubo de ensayo 1 que contenía 3 mL de solución saturada de cloruro de sodio se formó un precipitado o cristalización (Ver imagen 2). Mientras que al repetir el mismo procedimiento pero con un tubo de ensayo 2 que contenía 3 mL de una solución saturada de cloruro de amonio a simple vista no sucedió ningún tipo de reacción. (Ver imagen 3). Lo anterior sucedió debido a que la solución saturada de NaCl y HCl concentrado, da lugar a la formación de cristales de NaCl debido al efecto del ion común (la presencia de Cl- como resultado de la disociación de NaCl y que debido a la disociación de HCl, quien dio lugar a la formación de partículas


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de NaCl como cristales blancos. Mientras que cuando la reacción sucede a la inversa no se produce ningún precipitado debido a que la disociación ya no ocurre. Todo lo anterior se debe a la reacción de cada uno de los reactivos, las cuales son. Solución saturada de Cloruro de Sodio NaCl Na+ + ClSolución saturada de Cloruro de Amonio (NH4CI) NH4CI NH+4 + CLPRUEBA B. TIOCIANATO DE POTASIO MÁS CLORURO DE HIERRO (III) De acuerdo al procedimiento, el resultado obtenido en esta prueba en el tubo 2 al que se le agrego 1mL de cloruro de hierro, se observa que toma un color mucho más oscuro (rojo sangre) del color original de la solución (Ver imagen 4).Esta reacción ocurre tras el aumento de la concentración de la solución, y por ello el ion Fe- reacciona con el ion de la muestra patrón y su equivalencia disminuye perdiendo un electrón y este se oxida formando el color rojo sangre. Mientas que en el tubo 3 que fue al que se le agrego 1mL de tiocianato de potasio, se observa que toma un color naranja más oscuro muy diferente al de la muestra original. (Ver imagen 5) Cloruro de Hierro (III) + solución patrón. Fe+3(ac) + SCN- (ac) Fe (SCN)+2 

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Amarillo - incoloro Pálido

rojo

PRUEBA C. CROMATO DE POTASIO CON ÁCIDO NÍTRICO Y ÁCIDO SULFÚRICO. Se analizó el procedimiento para la prueba y se realizó, en este se observó que en tubo 1 y 2 al adicionarle las gotas del ácido a cada solución adquirió el color inicial de la muestra un amarillo claro y luego un color naranja tras estar en reposo. (Ver imagen 6) Toma este color por el incremento de la concentración de OH en el medio. La reacción muestra la transición de un estado medio acido a un medio básico por el principio de chatelier. Al agregar acido, la reacción al tubo 1 es directa pues tiene exceso directamente y se genera la reacción cambiado de color amarillo a naranja (Ver imagen 7). Al agregar al tubo 2, la coloración se mantiene constante pues para contrarrestar el efecto de exceso de la reacción. En seguida se le adiciono a cada tubo hidróxido de sodio 10% gota a gota hasta tomar su color inicial, en el tubo 1 se le agregaron 3 gotas para que volviera adquirir el color del cromato de potasio. Y en tubo 2 se le adicionaron 13 gotas y adquirió el color correspondiente al de la solución inicial. (Ver imagen 8) Este equilibrio se debe al fenómeno del ion común del agua. 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


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equilibrio se desplaza hacia la izquierda para formar reactivos y mantener el proceso. El equilibrio involucra a los siguientes iones en solución: 2Cr04-2(ac) + 2H+(ac) Cr207 -2(ac) + H20 Amarillo Naranja PRUEBA D. SOLUCIÓN DE AMONÍACO. Se realizó el respectivo proceso descrito, arrojo como resultado que en tubo 1 se le adicionaron los 5 mL del patrón 2 y luego añadiéndole 1g de cloruro de amonio cambio a color transparente a diferencia del patrón inicial que era color lila formando un precipitado en el fondo del tubo. (Ver imagen 9) Luego se le adicionaron 3 gotas de ácido clorhídrico diluido al (6M), y automáticamente al adicionarle las gotas cambia a un color transparente la solución. (Ver imagen 10) Al tubo numero 1 donde se encontraba la sal precipitada se incorporó a agua en estado de ebullición se terminó de diluir y al sacarla e introducirla a un baño de hielo arrojando un precipitado más pronunciado que el inicial. (Ver imagen 11) En el tubo 3 donde se encontraba la muestra patrón original se introduce a agua en estado de ebullición y enseguida al baño con hielo pero en los dos casos no sucedió nada. (Ver imagen 12) Solución de amoníaco NH3(ac) +H2O NH4+(ac) + OH-

CONCLUSIONES En la práctica realizada de concluyo que existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio en un proceso químico, como son la temperatura, la presión, y el efecto de la concentración. La influencia de estos tres factores se predijo, de una manera cualitativa por el Principio de Le Chatelier. Seguidamente se pudo observar que cuando hubo un aumento en la concentración de los productos fue el causante de que el equilibrio se desplazara hacia la formación de reactivos, y viceversa. Cuando ocurrió esto se observó la disminución de la concentración en la reacción que se estaba efectuando. Además de ello según la teoría se pudo aplicar de forma exitosa el concepto del principio de Le Chatelier y comprobar el efecto del equilibrio químico en cada una de las reacciones. Finalmente se pudo concluir que las características físicas y químicas de los reactivos se vieron afectadas tras las reacciones realizadas en la práctica de laboratorio.

BIBLIOGRAFÍA 

[1] Definición y grafica 1,2 disponible en: Amanda Lucia Chaparro García. Guía de Laboratorio de química analítica. Pág. 25 y 26.

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[2] Reacciones que produce el equilibrio químico. Disponible en: http://www.cac.es/cursomotivar/r


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esources/document/2011/8.pdf . Consultado en 14/04/2016. [3] Factores para modificar el equilibrio químico. Disponible en: Douglas A. Skoog, Donald M. West, F. James Holler, Stanley R. Crouch. Fundamentos de la Química Analítica. Octava Edición. México THOMSON, 2007. Consultado el

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14/04/2016. [4] Anexos, definiciones. Disponible en: Douglas A. Skoog, Donald M. West. Química Analítica. Cuarta Edición. Mc GRAW HILL, 1990.

Consultado el 14/07/2016. 

[5] Anexos, definiciones. Disponible en:https://saraamayagil.wordpress.co m/2014/10/07/reaccion-directa-einversa-equilibrio-quimico/.

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Consultada el 14/04/2016. [6] Anexos, reacciones de equilibrio químico. Disponible en: http://www.wikillerato.org/Reversibil idad_de_las_reacciones_qu%C3%A Dmicas._Segundo_principio_de_la_ Termodin%C3%A1mica.html.

Consultado el 14/04/2016.

ANEXOS 1. Defina: Equilibrio químico, principio de Le Chatelier, reacción directa e inversa, reversibilidad. EQUILIBRIO QUÍMICO

En un proceso químico, el equilibrio químico es el estado en el que las actividades químicas o las concentraciones de los reactivos y los productos no tienen ningún cambio neto en el tiempo. Normalmente, este sería el estado que se produce cuando una reacción reversible evoluciona hacia adelante en la misma proporción que su reacción inversa. La velocidad de reacción de las reacciones directa e inversa por lo general no son cero, pero, si ambas son iguales, no hay cambios netos en cualquiera de las concentraciones de los reactivos o productos. Este proceso se denomina equilibrio dinámico. El equilibrio químico es una reacción que nunca llega a completar se pues se produce en ambos sentidos (los reactivos forman productos y a su vez reactivos) cuando las concentraciones de cada sustancia (reactivos o productos) ese estabiliza y llega al equilibrio químico. Principio de le chatelier Si un sistema químico que está en equilibrio se somete a una perturbación que cambie cualquiera de las variables que determina el estado de equilibrio, este establece que: "Si se presenta una perturbación externa sobre un sistema en equilibrio, el sistema se ajustará de tal manera que se cancele parcialmente dicha


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perturbación en la medida que el sistema alcanza una nueva posición de equilibrio". Henri-Louis Le Châtelier.[4] REACCIÓN DIRECTA E INVERSA Las reacciones directas son irreversibles Rxn = la [reactivos] es mayor a la [productos]. Las reacciones inversas son reversibles Rxn= la [reactivos] es igual a la [productos]. REVERSIBILIDAD La reversibilidad se refiere a la habilidad de un cambio infinitesimal en una variable para cambiar la dirección de un proceso. Por ejemplo reversibilidad mecánica se refiere a la igualdad de la presión que actúa en cualquier lado de una parad móvil (ej. un pistón). Reversibilidad térmica, se refiere a la igualdad de temperatura en cualquiera de los lados de una pared conductora del calor. El proceso es reversible porque al invertir el orden de las manipulaciones sobre el sistema termodinámico éste recorre, también de forma inversa una sucesión de estados de equilibrio termodinámico.[5]

2. En la reacción del NaCl y el HCl, explique detalladamente si se cumple lo siguiente: Si se añade hidróxido de sodio sólido para neutralizar el HCl, ¿podría invertirse la reacción y redisolverse el cloruro de sodio precipitado? HCl (ac)+ NaOH (ac) NaCl (ac)+ H2O (ácido) (base) (sal) (agua) Agua y sal de mesa, NaCl, son los productos de la reacción. Por analogía con esta reacción, el término sal se usa ahora para referirse a cualquier compuesto iónico cuyo catión proviene de una base (por ejemplo, Na+ de NaOH) y cuyo anión proviene de un ácido (por ejemplo, Cl de HCl). En general, una reacción de neutralización entre un ácido y un hidróxido metálico produce agua y una sal. Por ende se deduce que la reacción no se puede invertir debido a que a que la concentración de NaCl aumenta y esto sobresatura la solución. Además de ello no es posible redisolver el NaCl por la gran cantidad de este en los productos, ya que la precipitación de este se produce tras la sobresaturación de la reacción. Lo anteriormente planteado se predice de una forma hipotética ya que en la reacción no me revela las cantidades iniciales de los reactivos, y tampoco las cantidades de estos en el equilibrio por ende las preguntas planteadas no podrían ser respondidas debido a la falta de datos en la reacción.


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IMAGEN 1

IMAGEN 2

IMAGEN 3

IMAGEN 4

IMAGEN 5

IMAGEN 6

SOLUCIONES PREPARADAS PARA LA REALIZACIÓN DE LA PRÁCTICA.

ÁCIDO CLORHIDRICO + CLORURO DE SODIO

CLORURO DE AMONIO + ÁCIDO CLORHIDRICO

PATRON + CLORURO DE HIERRO (III)

PATRON + TIOCIANATO DE POTASIO

IMAGEN 7

IMAGEN 8

IMAGEN 9

IMAGEN 10

IMAGEN 11

TUBO 1 Y 2 CON CROMATO DE POTACIO + ACIDO NITRICO CONCENTRADO IMAGEN 12

CROMATO DE POTASIO + ÁCIDO NITRICO DESPUES DEL REPOSO

SOLUCIÓN DE COMATO DE POTASIO Y ÁCIDO NITRICO + HIDROXIDO DE SODIO

SOLUCIÓN PATRON + CLORURO DE AMONIO

SOLUCIÓN PATRON Y CLORURO DE AMONIO + ÁCIDO CLORHIDRICO

PRECIPITADO DE LA SOLUCIÓN PATRON + CLORURO DE AMONIO


SOLUCIÓN PATRON ORIGINAL

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Informe #3 Equilibrio Químico y Principio de Le Chatelier

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