EQUILIBRIO IÓNICO EN MEDIO ACIDO

Informe de Práctica N°4 : EQUILIBRIO IÓNICO EN MEDIO ACIDO (I)
Principio de Le Châtelier

Autores: Michelle Saavedra Orozco1, Dayro Emanuel Ramírez Trujillo2

1 Universidad de Caldas, Geología; laboratorio de Química.

2 Universidad de Caldas, Geología; laboratorio de Química.

08 de septiembre de 2022

1. Introducción

Cuando una reacción química puede ocurrir en cualquier dirección se le denomina reacciones reversibles. Este tipo de reacciones tienen la peculiaridad de que casi ninguna llega a ser completa, es decir, aunque los reactivos se introduzcan en las cantidades estequiométricamente exactas, no se convierten completamente en productos [1]. Para explicar lo anterior es necesario entender que, al inicio de un proceso reversible, la reacción lleva a la formación de productos, no obstante, inmediatamente se forman moléculas de productos comienza el proceso inverso: Las moléculas reaccionan entre sí y se forman reactivos [2]. El equilibrio químico se alcanza cuando a cabo de cierto tiempo las reacciones parecen “detenerse” [3], sin embargo, lo que realmente ocurre es que las rapideces de las reacciones en un sentido y en otro se igualan, y las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes [2]. En términos generales, las reacciones reversibles se pueden representar de la siguiente manera:

[pic 1]

la flecha doble ( indica que la reacción es reversible, es decir, que la reacción directa e inversa ocurren de manera simultánea, las letras minúsculas representan los coeficientes estequiométricos de la ecuación balanceada y las mayúsculas representan las fórmulas [1].  [pic 2]

Los equilibrios químicos son dinámicos, en otras palabras, las moléculas individuales reaccionan de manera continua, aunque no cambie la composición global de la mezcla de reacción. Tomando la ecuación balanceada anterior (Ecuación. 1) En un sistema en equilibrio se dice que el equilibrio se encuentra desplazado hacia la derecha y si hay más C y D que de A y B  (es favorable la formación de productos) y que está desplazado hacia la izquierda si hay más de A y B presente (favorable la formación de reactivos) [1].

En la mayoría de los casos el balance o equilibrio químico es muy delicado, por ende, los cambios en las condiciones experimentales pueden alterar el balance y desplazar la posición del equilibrio, provocando que se forme de mayor o menos cantidad del producto deseado [2]. Las variables experimentales que pueden ser controladas son la presión, la temperatura, la concentración y el volumen. Existe una regla que ayuda a predecir en qué dirección se desplazará una reacción cuando ocurra una perturbación, esta regla es conocida como principio de Châtelier que establece:

“Si se presenta una perturbación externa sobre un sistema en equilibrio, el sistema se ajustará de tal manera que se cancele parcialmente dicha perturbación en la medida que el sistema alcanza una nueva posición de equilibrio”. [2]

Para los análisis que competen esta práctica, se analizarán los cambios en la concentración, para este caso el principio de Le Châtelier afirma que:

“Si un sistema químico está en equilibrio y se agrega una sustancia (ya sea un reactivo o un producto), la reacción se desplazará de modo que se restablezca el equilibrio consumiendo parte de la sustancia agregada. A la inversa, eliminar una sustancia provocará que la reacción se desplace en el sentido que forma más de esa sustancia” [3].

Como ejemplo se puede tomar la siguiente reacción:

[pic 3]

La adición de H2 induce al sistema a desplazarse de modo que se reduzca la concentración recién aumentada de H2. Esto solamente es posible si se consume dicho H2 y también N2 al mismo tiempo para formar NH3. La adición de N2 también provocará un desplazamiento hacia la producción de NH3, por otra parte, la adición de NH3 al sistema en equilibrio provocará que las concentraciones se desplacen en el sentido que reduce dicha concentración, es decir, dicho amoniaco se descompondría de N2 y H2 [3].

El principio de Le Châtelier se puede estudiar al emplear en la reacción en equilibrio sustancias con un color determinado, pudiéndose determinar la manera en la que se expresa el equilibrio con los cambios impuestos, es decir, mediante la comparación de los colores observados al alterar el estado de equilibrio.

Durante la práctica se hizo uso de sal de cromato, donde se utiliza como indicador lo siguiente: los iones de cromato (CrO4)2- y dicromato (Cr2O7)2- están presentes a la vez en el equilibrio, no obstante, la solución se torna de color amarilla debido a que el (CrO4)2- es la especie presente en mayor concentración, por otra parte, si la solución acuosa de sal de dicromato (Cr2O7)2- es de color naranja, ya que hay una mayor concentración de dicromato. Los cambios en la acidez de la solución pueden afectar el equilibrio debido a que los iones H+(ac) tienen influencia directa en la reacción.

1. Predicciones

1. Prediga lo que ocurrirá al agregar un poco de solución de NaOH(ac) a la solución de K2CrO4 Registre las predicciones en la tabla de resultados, como se indicó en el primer párrafo.

El hidróxido de sodio (NaOH) es una base fuerte, esto indica que se disocia totalmente donando todos sus iones OH-, los cuales consumen los Iones H+ presentes en la solución para generar moléculas de H2O o, en otras palabras, disminuyendo la concentración de los reactivos, haciendo que el equilibrio se desplace hacia la creación de estos (reacción inversa es dominante), por lo tanto, el color que prevalece es el color amarillo debido a la presencia mayoritaria de cromato (CrO4)2-. (Reacción en sentido inverso)

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