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• Karla P. Sanmor

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INSTITUTO TECNOLOGICO DE MINATITLAN LABORATORIO DE QUIMICA ANALITICA PRACTICA N°2

EQUILIBRIO QUIMICO EQUIPO N°4 INTEGRANTES:

GARCIA ACOSTA SAMANTHA YAJAHIRA QAID-16 SANCHEZ MORALES KARLA PATRICIA QAID-13 TURRENT PEÑA JUAN PABLO QAID- 15 ZAVALA LOPEZ ESTEFANY CONCEPCION QAID- 14 HORARIO: JUEVES DE 2:00 PM - 5:00 PM DOCENTE:

ING. LETICIA SANCHEZ ALVAREZ

23 DE FEBRERO DEL 2017.

INTRODUCCIÓN

El equilibrio químico se aplica al estudio de las reacciones reversibles, en el curso de las cuales existe la posibilidad de que los átomos de las moléculas resultantes de la reacción se reagrupen para formar las moléculas de los reaccionantes. Los fenómenos en los dos sentidos, formación de productos y formación de reacciones, suceden en forma continua hasta que alcanza un estado de equilibrio dinámico, en el cual las reacciones directa e inversa tienen lugar con igual velocidad, de tal manera que a nivel macroscopico no hay evidencia de cambio. Las concentraciones relativas de las sustancias reaccionantes y de los productos de la reacción en el equilibrio (esto es, la posición del equilibrio) dependen de un modo importante de la propia naturaleza de las sustancias que intervienen. Así, si las especies que figuran en el primer miembro de una ecuación química presentan una tendencia a reaccionar entre si a mucho mayor que las del segundo miembro, el equilibrio tendera a establecerse hacia este segundo miembro. Las

concentraciones

correspondientes

al

estado

de

equilibrio

pueden

modificarse aplicando perturbaciones al sistema: estas pueden consistir en una modificación de la temperatura, de la presión o de la concentración de uno de los reactivos. Los efectos de estas variables son predecibles son predecibles a paftir del celebre principio de Le Chatelier , que establece que un equilibrio se desplaza siempre en la dirección adecuada para contrarrestar los efectos de la perturbación impuesta. Así, un aumento de la temperatura da lugar a un desplazamiento del equilibrio en el sentido en que se absorbe el calor . Análogamente, un aumento de presión da como resultado un desplazamiento que favorezca la producción de aquellas sustancias que ocupen el volumen menor. La alteración de un equilibrio por adición de una de las especies

participantes presenta un interés especial para el químico analítico.

GENERALIDADES

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. Es decir, el equilibrio químico se da cuando la

concentración de las especies participantes no cambia, de igual manera, en estado de equilibrio no se observan cambios físicos a medida que transcurre el tiempo; siempre es necesario que exista una reacción química para que exista un equilibrio químico, sin reacción no sería posible. El Principio de Le Chatelier se puede enunciar de la siguiente manera: Si en un sistema

en

equilibrio

se

modifica

algún

factor

(presión,

temperatura,

concentración,..) el sistema evoluciona en el sentido que tienda a oponerse a dicha modificación. Este principio, 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) hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. Efecto de la temperatura. Un aumento de la temperatura causará un desplazamiento del equilibrio en el sentido de la reacción que absorba calor, es decir, en el sentido endotérmico de la reacción. Por el contrario, una disminución en la temperatura causará un desplazamiento en el sentido exotérmico de la reacción. Efecto de la presión: Si aumenta la presión, el equilibrio se desplazará hacia el lado de la reacción donde haya menor número de moles gaseosos, contrarrestando de esta manera la disminución de volumen. Si la presión disminuye, ocurrirá lo contrario. Efecto de la concentración: El aumento de la concentración de los reactivos causará un desplazamiento del equilibrio hacia la formación de productos. Un aumento en la concentración de productos determinará un desplazamiento del equilibrio hacia la formación de reactivos. La disminución en la concentración de reactivos o productos causa un desplazamiento hacia la formación de mayor cantidad de reactivos o productos, respectivamente.

Las disoluciones acuosas de sales pueden ser neutras, ácidas o básicas ; debido a que alguno de los iones procedentes de la sal reacciona con el agua, lo que se denomina hidrólisis , reacción que consiste en la transferencia de un protón entre el ion de la sal y el agua, determinándose el pH por el ácido o base conjugada que quede libre. De los iones procedentes de las sales (las cuales ce disocian totalmente en sus iones), solamente se hidrolizarán los aniones procedentes de ácido débil (serán bases fuertes), o los cationes procedentes de base débil(serán ácidos fuertes). Se conoce como efecto de ion común al desplazamiento de un equilibrio iónico cuando cambia la concentración de uno de los iones que están implicados en dicho equilibrio, debido a la presencia en la disolución de una sal que se encuentra disuelta en él. Algunas veces sucede que en una misma disolución hay presentes dos tipos de sustancias, que se encuentran disociadas en sus respectivos iones, procediendo uno de éstos a su vez de la disociación de las dos sustancias.

OBJETIVO

 Comprobar la validez del principio de Le Chatelier en el estudio del equlibrio químico.  Comprobar con los experimentos el concepto de equilibrio químico, los factores que lo alteren y su aplicación en las reacciones de hidrólisis.

MATERIAL Y REACTIVOS

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 (NH4CI) Cloruro de magnesio Papel indicador de pH Cloruro ferrico FeCI3 0.1 M Fenoftaleina al 0.1 % en etanol Hidroxido de amonio 6N Sulfato de amonio (NH4)2SO4 Tiocianato de amonio NH4SCN 0.1 M

TECNICA Y DESARROLLO Efecto de la concentración

1) En un vaso de precipitado de 50 ml colocar 10 ml de agua destilada, añadir 0.5 ml de cloruro férrico 0.1 M (FeCI3), mas 0.5 ml de tiocinato de amonio 0.1 M (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. FeCI3 + NH4SCN

[Fe(SCN)CI2] + NH4CI

2) En cuatro tubos de ensaye numerados del 1 al 4, se coloca 1ml en cada tubo. El tubo numero 1 sera el testigo. 3) Al tubo numero 2 añadir 0.5 ml de la solución de cloruro férrico. Se observa que la intensidad del color aumenta. FeCI3 + NH4SCN

[Fe(SCN)CI2] + NH4CI

4) Al tercer tubo se le añade 0.5 ml de NH4SCN y se observa que la intensidad del color aumenta y la reacciona que se efectúa es la siguiente: [Fe(SCN)]CI2 + 5 NH4SCN

(NH4)3 [Fe(SCN)CI6] + 2 NH4CI

5) Al cuarto tubo se le añade aproximadamente 0.5 g de NH4CI (la coloración roja desaparece o se atenúa). FeCI3 + NH4SCN

[Fe(SCN)]CI2 + NH4CI

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 fenoftaleina. Observar. Na2CO3 + H2O

NaHCO3 + NaOH

2. En un tubo de ensaye disolver una pequeña cantidad de cloruro de amonio

con 1ml de agua destilada. Medir el pH con el papel indicador, adicionar unas gotas de fenoftaleina y observar. NH4CI + H2O

NH4OH + HCI

3. Repetir las experiencias anteriores con las sales de acetato de sodio y sulfato de amonio.

Efecto del ion 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 enumerados 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 + H20

NHA4 + OH

D) A los tubos 3 y 4, se les adicionan unas gotas de MgCI2 y la formación de un precipitado blanco indica mayor concentración de iones -OH.

OBSERVACIONES

Efecto de concentración: Al añadir 0-5 ml de (FeCl3) se tiño el agua destilada con un leve toque amarillento transparente. Se le agrega 0.5 ml de (NH4SCN) se pone de un color rojo oscuro. Se en-numeraron los tubos de ensaye del 1 al 4, siendo el numero 1 el testigo de las siguientes reacciones. Al tubo numero se le agrego cloruro férrico (FeCl3) y la sustancia se puso mas oscura. Al tercer tubo se le agrego 0.5 ml de tiocinato de amonio y la sustancia tomo una tonalidad mas clara. Y al cuarto tubo se le agrego 0.5 gr de NHCI y la coloración se atenuó. Hidrólisis Cuando añadimos carbonato de sodio en un tubo de ensaye con 1 ml de H2O el papel indicador cambio a tono azul y al añadirle 3 gotas de fenoftaleina el papel indicador se torno a color rosa. Al añadir una pequeña cantidad de cloruro de amonio en un tubo de ensaye con 1 ml de agua destilada el papel indicador no cambio por lo que es una solución ácida. Al añadir en un tubo de ensaye 1 ml de agua destilada y acetato de sodio la solución no tuvo cambios,y al medir el Ph el papel indicador cambio a tono azul por lo que es una solución básica. Al igual cuando se añadió sulfato de amonio en otro tubo de ensayo.El papel indicador no cambio es una solución ácida. Efecto del ion común: En un vaso de precipitación se agregaron 10ml de agua destilada y se le agregaron 2 ml de hidróxido de amonio. Se enumeraron 4 tubos de ensayo del 1-4,al tubo numero uno y dos se le agrego 0.5 gr de cloruro de amonio se agito y la solución no cambio de color. Y al tubo 3 y 4 se le agregaron unas gotas de cloruro de magnesio y la mezcla cambio a un color blancusco, en donde se formo un precipitado blanco el cual indica mayor concentración de iones -OH.

CONCLUSION

Gracias a la practica de equilibrio químico pudimos comprobar el principio de Le Charletier en el cual este se refiere a que un estado de equilibrio químico es mantenido en tanto no se

alteren las condiciones del sistema, en donde cuando se modifica algún parámetro por ejemplo por efecto de presión, temperatura o concentración de algunas de las especies en equilibrio, este se traslada en cierta dirección (hacia los reactivos o hacia los productos) hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. También pudimos comprobar con estos experimentos el concepto de equilibrio químico en donde no se observan cambios en la concentración de reactivos o producto y estas se mantienen constantes. Por otro lado, esta parte nos dejo muchas enseñanzas a parte de la teoría y practica sobre el equilibrio químico, el principio de Le Charletier, sino que pudimos relacionarnos mas con la técnica del pipeteo. Y a pesar de haber tenido uno que otro error, en la practica tuvimos resultados esperados.

BIBLIOGRAFIA

http://www.elergonomista.com/quimica/q9.html http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/principio-de-le-chatelier http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/Equilibrio_quimico_23415.pdf http://quimica.laguia2000.com/reacciones-quimicas/equilibrio-quimico