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INSTITU TO TECNOL PRACTICA NUM. 2 EQUILIBRIO QUIMICO MATERIA: QUIMICA ANALITICA

HORARIO: MARTES DE 11-14 HORAS

DOCENTE: ING. LETICIA SANCHEZ ALVAREZ EQUIPO: 5A INTEGRANTES: FACUNDO ROJAS JOSE LUIS SANCHEZ BLANCO EDGAR MENDOZA ANTONIO ABISAI ESCOBAR GARCIA LUIS CARLOS

MINATITLAN VER, JUNIO DEL 2016

INTRODUCCIÓN: Todos los procesos químicos evolución de los reactivos hasta la formación de productos a una velocidad que cada vez es menor, ya que a medida que transcurre ay menos reactivos. Por otro lado, según van apareciendo moléculas de los productos, estas pueden reaccionar entre si y dar nuevamente a reactivos y lo hacen a una velocidad aun mayor porque cada vez ay más. El proceso continuo hasta que la velocidad de formación de los productos es igual a la velocidad de la 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. Ese estado se conoce como “Equilibrio Químico”. El Equilibrio Químico es un estado de un sistema reaccionante en el que 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. Podemos comprobar analizando los productos formados y los reactivos consumidos, que la concentración de todos permanece constante. ¿Significa esto que realmente la reacción se ha parado? Evidentemente no; una reacción en equilibrio es un proceso dinámico en el que continuamente los reactivos se están convirtiendo los productos y los productos se convierten en reactivos; cuando lo hacen a la misma velocidad nos da la sensación que la reacción se ha paralizado. Es decir, el Equilibrio Químico se da cuando dos reacciones opuestas que tienen lugar simultáneamente a la misma velocidad.

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 alteran y su aplicación en las reacciones de hidrólisis.

GENERALIDADES: El equilibrio químico se aplica al estudio de las reacciones reversible, 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 las reaccionantes. Los fenómenos en los dos sentidos, formación de productos y formación de reacciones suceden de forma continua hasta que se 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 macroscópico no hay evidencia de cambio. Las concentraciones relativas de las sustancias reaccionantes y de los productos de la reacción en equilibrio (esto es, la posición del equilibrio) dependen de un modo importante de la propia naturaleza de las sustancias que intervienen. Así, si la especies que figuran en el primer miembro de una ecuación química presentan una tendencia a reaccionar entre sí 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 esas variables son predecibles a partir del célebre 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 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.

EQUILIBRIO QUIMICO: Cuando se está en presencia de una reacción química, los reactivos se combinan para formar productos a una determinada velocidad. Sin embargo, los productos también se combinan para formar reactivos. Es decir, la reacción toma el sentido inverso. Este doble sentido en las reacciones que es muy común en química, llega

a un punto de equilibrio dinámico cuando ambas velocidades se igualan. No hablamos de un equilibrio estático en el que las moléculas cesan en su movimiento, sino que las sustancias siguen combinándose formando tanto productos como reactivos. A este equilibrio lo llamamos equilibrio químico. El equilibrio químico se representa a través de una expresión matemática llamada constante de equilibrio. En una reacción hipotética: aA + bB cC + dD La constante de equilibrio está dado por: K = ( [D]d . [C]c ) / ( [A]a . [B]b ) (Las minúsculas están elevadas como potencia). La constante de equilibrio químico es igual al producto de las concentraciones de los productos elevados a sus coeficientes estequiométricos (c y d) dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos elevados a sus coeficientes estequiométricos (a y b). Recordemos que estos coeficientes son los números que equilibran a las reacciones químicas. La constante no varía, por eso es constante. Solo depende de la temperatura. A cada temperatura distinta habrá valores diferentes de constantes para la misma reacción. Con respecto a las unidades de K, estas dependerán de la expresión matemática que quede en cada caso particular. Según el valor que tenga la K de equilibrio, tendremos una idea certera de lo completa que puede llegar a ser una reacción. Si estamos en presencia de una K grande, mucho mayor que 1, la reacción tiende a completarse bastante a favor de los productos. Caso contrario sucede si la K es muy pequeña. En el caso de aquellas reacciones donde figuren compuestos en estado gaseoso, la constante se denomina Kp en lugar de Kc como normalmente se usa en las reacciones. Kp hace alusión a la presión en lugar de la concentración molar. Kp = Kc.(R.T)∆ng R = Constante universal de los gases.

T = Temperatura absoluta. ∆ng = Variación del número de moles gaseosos. Cociente de reacción (Q): Volviendo al tema de la constante de equilibrio, ahora explicaremos el concepto de Cociente de reacción. Matemáticamente es igual a la expresión de K, pero el significado es diferente. El valor de Q nos indicará hacia donde tendera la reacción, es decir, no se refiere al punto de equilibrio como la K ya que es calculada en un momento distinto al equilibrio. Ahora si calculando Q nos arroja el valor de K concluimos que la reacción se encuentra en el equilibrio. Si Q es mayor que K, las concentraciones o presiones parciales de los productos son mucho mayores, entonces la reacción tiende a formar reactivos, es decir, hacia la derecha. Si Q es menor que K, la reacción ira hacia la derecha, es decir, hacia el sentido de la formación de los productos.

LEY DE LE CHATELIER: 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) 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. 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.

Efecto de la Concentración Las variaciones en las concentraciones de las diversas especies que intervienen en el equilibrio químico puede alterarlo. El principio de Le Chatelier explica este hecho considerando que, para un sistema en equilibrio químico, la variación de concentración de uno de los componentes constituye una fuerza. Por ejemplo, si se adiciona H2 al sistema en equilibrio: H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2 HI(g) Este tiende a ajustarse de modo de anular el efecto del hidrógeno adicionado. Esto sucede cuando el H2 se combina con el I2 para formar moléculas de HI, trasladando el equilibrio hacia la derecha, esto significa que la [HI] aumenta y la [I 2] disminuye. Por otro lado, si se retira uno de los componentes del sistema, por ejemplo, H2 en el sistema debajo: H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2 HI(g) El principio de Le Chatelier predice que el sistema se ajustará para huir del efecto causado por la remoción de H2. Parte del HI se descompone para formar H 2, para sustituir lo que fue retirado. El efecto obtenido es la disminución de la concentración del HI y al aumento de la concentración del I2. El equilibrio queda ahora más trasladado hacia el sentido de los reactivos. Efecto de la Presión Los cambios de presión pueden ejercer considerable efecto sobre la posición de equilibrio, o casi ningún efecto en absoluto. Por ejemplo, un aumento en la presión de un sistema en que ocurre el siguiente equilibrio. 2 NO2 (g)

⇄

N2O4 (g)

La reacción se trasladará para el lado con menor número de moles de gas, a fin de atenuar la elevación de la presión. Por otra parte, si la presión disminuye, la reacción se trasladará para el lado con mayor número de moles de gas para ayudar a no reducir la presión. Disminuye la presión < —— 2 NO2(g) ⇄ N2O4(g) —— > Aumenta la presión Cuando la reacción alcanza el equilibrio, un aumento de la presión hace con que la reacción prosigo en el sentido del N 2O4, porque eso reduce los moles totales de gas presentes y consecuentemente, la presión. Efecto de la Temperatura Si en el sistema donde sucede una reacción se eleva la temperatura, la reacción se trasladará hacia el lado que absorba calor (reacción endotérmica). Por otro lado, si la temperatura disminuye, la reacción se trasladará para el lado que desprenda calor (reacción exotérmica). Volvamos al ejemplo anterior. En el sentido de izquierda a derecha, la reacción es exotérmica y en el sentido contrario, es endotérmica, porque precisa romper un enlace en el dímero. Así siendo, si T aumenta, la reacción ocurrirá desde el producto al reactivo, y si T disminuye, la reacción correrá en sentido contrario. Disminuye la temperatura < —— 2 NO2 (g) ⇄ N2O4 (g)

Δ Hº < 0

(exotérmica)

—— > Si la reacción de izquierda a derecha fuese endodérmica, se deberían invertir la dirección de las flechas. Efecto de la Catálisis

El principio de Le Chatelier ignora la presencia del catalizador. Lo que sucede es que la velocidad de reacción aumenta con la acción del catalizador porque el abrevia el tiempo necesario para que el sistema alcance el equilibrio. El no modifica la posición de equilibrio, pues tanto la reacción directa como la inversa son catalizadas en la misma extensión ya que el no sufre una transformación permanente en el curso de la reacción. El participa de la reacción formando sustancias

intermedias

que

reaccionan

inmediatamente

regenerando

catalizador. Esto puede ser demostrado por las ecuaciones. A + X

à AX

AX + B

à AB

+ X

X = catalizador

________________________ A + B

à

AB

(reacción global)

MATERIALES Y REACTIVOS: Materiales

Reactivos

1 Gradilla

Acetato de sodio CH3COONa

1 Agitador

Carbonato de sodio Na2CO3

3 Pipetas graduadas de 5ml

Cloruro de amonio NH4Cl

15 Tubos de ensaye

Cloruro de magnesio

2 Vasos de precipitado de 50ml

Papel indicador de pH

1 Perilla

Cloruro férrico FeCl3 0.1M

1 Pizeta

Fenolftaleína al 0.1% en etanol

1 Espátula

Hidróxido de amonio 6M Sulfato de amonio (NH4)2SO4 Tiocianato de amonio NH4SCN 0.1M

el

DESARROLLO: Efecto de concentración: 1) En un vaso de precipitado de 50 ml colocar 10 ml de agua destilada y añadir 0.5 ml de cloruro férrico 0.1M (FeCl3), mas 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 monotiocianatode fierro (III) como lo indica la siguiente reacción: FeCl3 + NH4SCN

[Fe(SCN)]Cl2 + NH4Cl

2) En 4 tubos de ensaye numerados del 1 al 4, se coloca 1 ml en cada tubo. El tubo 1 será el testigo.

3) Al tubo numero 2 añadir 0.5 ml de solución de cloruro ferrico. 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 calor aumenta y la reacción que se efectúa es la siguiente: [Fe(SCN)]Cl2 + NH4SCN

(NH4) 3 [Fe(SCN)6] + 2 NH4Cl

5) Al cuarto tubo se le añade aproximadamente 0.5 ml de NH4Cl coloración roja desaparece o se atenúa). FeCl3 + NH4SCN

(la

[Fe(SCN)]Cl2 + NH4Cl

Hidrólisis: 1. En un tubo de ensaye disolver una pequeña cantidad de carbonato de sodio en 1 ml de agua, medir el pH con papel indicador y adicionar unas gotas de fenolftaleina. 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 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 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 la 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.

TÉCNICA: Efecto de concentración: 1.- Se coloca 50 ml en un vaso directamente de la piseta ya que no debía ser exactamente el volumen requerido, prosiguiendo se fue a la mesa donde se encontraban todos los reactivos y colocamos 0.5 ml del cloruro férrico y tiocianato de amonio 0.1M en el vaso y agitamos un poco.

2.- Se coloca 1 ml en cada tubo y colocamos los reactivos correspondientes en la técnica y se agitaron para homogenizar y se observaron cambios que se describirán mas adelante. Hidrólisis: 1.- En un tubos de ensaye se coloca la sustancia que en este caso fue carbonato de sodio y se le agrego agua destilada y fenolftaleína para ver si es acido o base. Después se coloco papel indicador para confirmar. Este proceso se repitió con 3 sustancias más Efecto del ion común: 1.- Se coloco 10 ml de agua destilada y se agrego 2 más de hidróxido de amonio y después con una pipeta colocamos 3 ml en 4 tubos de ensaye, al tubo 1 y 2 se le adiciono un reactivo y a los tubo 3 y 4 otro reactivo y se agitaron para observar el cambio en cada uno de ellos que se explicaran mas adelante.

OBSERVACIONES: Efecto de la concentracion:

Lo primero que se realizo fue lavar perfectamente nuestro material del laboratorio con agua y jabon, y posteriormente, con un poco de agua destilada, para asi evitar el margen de error. Despues en un vaso de precipitado de 50 ml vertimos 10 ml de agua destilada con la ayuda de nuestra pipeta volumetrica, y despues, medimos 0.5 ml de cloruro férrico (FeCl 3) 0.1M, de igual forma adicionamos tiocinato de amonio (NH4SCN) 0.1M. Homogenizamos y pudimos observar que nuestra solucion tuvo un cambio de coloracion, de un color transparente a un color rojo, debido a la formacion del complejo cloruro de monotiocianato de fierro (III).

Despues, se uso los tubos de ensayo, para lo cual etiquetamos previamente con una numeracion del 1 al 4, y asi, con la ayuda de nuestra pipeta, vertimos 1 ml de nuestra solucion preparada anteriormente en los cuatro tubos de ensayo.

Despues, en el tubo numero 2, se añadio 0.5 ml de cloruro ferrico, aquí en este tubo pudimos observar que la intensidad de coloracion de la muestra del tubo tubo un cambio, la cual aumento de coloracion; al tubo numero 3, le añadimos 0.5 ml de tiocianato de amonio, y en este tubo, tambien pudimos observar que la intensidad de la coloracion aumento en gran manera; y en nuestro ultimo tubo, el numero 4, le añadimos aproximadamente 0.5 gr de cloruro de amonio y en este tubo, pudimos observar que la coloracion disminuyo un poco, se conviertio en un color mas tenue que el normal.

Hidrólisis:

En un tubo de ensayo, se disolvio una pequeña cantidad de carbonato de calcio en 1 ml de agua destilada, al medir su pH con el papel indicador, pudimos observar que hubo un cambio de coloración, de un rosa a un tono azul, y eso nos indica que nuestra solución es base, después adicionamos unas gotas de nuestro indicador fenolftaleína y observamos que nuestra muestra, tuvo un gran cambio de coloración, a un rosa intenso.

En otro tubo de ensayo, disolvimos una pequeña cantidad de cloruro de amonio en 1ml de agua destilada, la cual, también medimos su pH con un papel indicador, en el cual pudimos observar que no hubo cambio de coloración en nuestro papel, eso quiere decir que nuestra solución es acida, así mismo, agregamos unas gotas de fenolftaleína, y pudimos que hubo un cambio de color, el cual se tornó a un color blanquecino.

Así mismo, realizamos el mismo procedimiento para el acetato de sodio, disolvimos una pequeña cantidad en agua destilada, y le pusimos un papel indicador de pH, en el cual hubo un cambio de coloración de rosa a azul, y eso nos indicó, que es una solución base, y le agregamos una gotas de fenolftaleína y observamos que nuestra solución tuvo un cambio de coloración, de transparente, a un color blanco.

Y por último, realizamos el procedimiento con el sulfato de amonio, disolvimos una pequeña cantidad, y con el papel indicador, pudimos observar que no tuvo ningún cambio de coloración así que la solución es acida, y al agregarle el indicador fenolftaleína, observamos que no hubo gran cambio en su coloración. En esta imagen se muestra el resultado de los 4 tubos realizados en la práctica.

Efecto del ion comun:

En un vaso de precipitado pusimos 10 ml de agua destilada y ahí mismo Adicionamos 2 ml de hidróxido de amonio 6N, ya teniendo nuestra muestra preparada, procedimos a verter alícuotas de 3 ml de nuestra solución, en los tubos de ensayo enumerados del 1 al 4.

Ya teniendo nuestros tubos listos, a los tubos 1 y 2 le agregamos aproximadamente 0.5 gr de cloruro de amonio y lo agitamos, y así mismo a los

tubos 3 y 4 le agregamos unas gotas de cloruro de magnesio y ahí pudimos observar una pequeña formación de precipitado lo cual indica que hay mayor concentración de iones –OH.

DISCUSION DE RESULTADOS Y CONCLUCION: El experimento que se desarrolló en esta ocasión tuvo como objetivo poder observar el equilibrio químico de compuestos al agregarles diferentes tipos de reactivos. La práctica se desarrolló en tres partes que correspondían a como se caracterizaban cada muestra que se realizó, la primera parte del efecto de concentración tena como fin explicar que para un sistema en equilibrio químico al adicionarle algún complemento hace una variación en los componentes que constituye a una fuerza con la cual se puede apreciar la variación con cambio de coloración y otros factores físicos que nos ayudan a apreciar a simple vista como ocurre este cambia ya hablando de aspectos químicos si se hace la valoración de la primera muestra a las demás se notara la variación en cada una de ellas, por lo cual esta primera parte tuvo un buen resultado para apreciar el hecho del efecto de la concentración. En la segunda parte que tenía como nombre hidrólisis tenía como fin tener el mismo aprecio del cambio de propiedades físicas con el que se iba a determinar si

ocurría algo de cambio de equilibrio químico y este también tuvo mucho impacto ya que al agregar la fenolftaleína ocurría rápidamente un cambio de coloración y gracias a este cambio todos dimos por hecho que si ocurría un cambio de equilibrio químico. Así por lo tanto la tercera y última parte también se obtuvo un buen resultado de lo que se buscaba observar que era el cambio de equilibrio químico se determina que claro esta no se puede observar a simple vista lo que ocurre, pero si existen cambios físicos como el cambio de coloración que nos hace imaginarnos lo que ocurre al agregar algún otro reactivo en alguna muestra que ya tenemos. Todo el equipo participo en conjunto para llegar a estas conclusiones y consideramos que siguiendo las instrucciones correctas el experimento si es un buen ejemplo para aprender sobre el equilibrio químico y sus cambios.

RECOMENDACIONES  Los alumnos deben tener conocimiento previo de lo que van a hacer, esto para no tener contratiempos que compliquen la práctica.  Las muestras deben ser utilizadas de un modo casi perfecto y justo para que la práctica salga correcta.  Los alumnos deben hacer caso a las indicaciones del maestro a cargo.  Los alumnos deben hacer una previa investigación de la practica

BIBLIOGRAFÍA. http://www.quimicayalgomas.com/quimica-general/equilibrio-quimico/ http://assets.mheducation.es/bcv/guide/capitulo/844816962X.pdf