EQUILIBRIO QUÍMICO PRINCIPIO DE LE CHATELIER

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INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL

CENTRO DE ESTUDIOS CIENTÍFICOS Y TECNOLÓGICOS NUMERO 11

WILFRIDO MASSIEU

PRACTICA 4

EQUILIBRIO QUÍMICO PRINCIPIO DE LE CHATELIER

MATERIA: QUÍMICA IV

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.

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Un equilibrio químico puede ser representado de la siguiente manera:

Siendo  A y B, los reactivos, S y T los productos, y  las letras griegas delante de cada uno, sus respectivos coeficientes estequiométricos.

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.

Existen varios factores que pueden alterar el estado de equilibrio químico, los más importantes son la temperatura, la presión  y la concentración  de los reactivos o productos. La manera en que estos factores pueden alterar el equilibro químico se pude predecir cualitativamente según el principio de Le Chatelier, que establece lo siguiente: si se modifica alguno de los factores capaces de alterar el equilibrio químico (temperatura, presión, concentración) el sistema se desplazará de  manera de contrarrestar la modificación.

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.

Objetivo general

En esta práctica podremos observar la forma en que actúan los factores que hacen que se modifique el equilibrio  con una explicación más detallada por el principio de le Chatelier, podremos llevar la teoría vista en clase a lo cotidiano.  

Materiales

• 8 Tubos de ensaye
• 1 Soporte Universal
• 3 Pipetas de 5 ml
• 1 Mechero de Bunsen
• 1 Anillo de alambre con centro de asbesto.
• 1 Gradilla
• 2 Vasos de precipitados de 250 ml

Sustancias y Soluciones

• Solución de Cromato de potasio 0.1 M
• Solución de Dicromato de potasio 0.1M
• Solución de Hidróxido de sodio 1M
• Solución de ácido clorhídrico 1 M
• Virutas de cobre
• Ácido nítrico concentrado
• Hielo
• Solución de sulfato cúprico 0.1M
• Cloruro de sodio (Cristales)
• Sulfato de sodio (Cristales)

Desarrollo de la práctica

1. Efecto de la concentración del ion cromato y dicromato sobre el Equilibrio Quimico.

Toma 2 tubos de ensaye limpios y agregar con la pipeta 1ml de la solución de Cromato de potasio en uno de ellos y 1 ml de solución de dicromato de potasio en el otro.

1. A los 2 tubos añádeles 0.5 ml de ácido clorhídrico observando si se presenta algún cambio de coloración en alguno de ellos; determina si el ácido afecta la presencia de los iones cromato o dicromato en función de ese color.

1.  A los tubos del inciso (a) les agregaras 1ml de solución de NaOH y entonces observa si se recupera el color inicial de las soluciones al iniciar el experimento, nuevamente en función de los iones predominantes en las soluciones.

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Sustancias iniciales              agregar ácido clorhídrico            agregar NaOH

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 Agregar NaOH

Observaciones

  En este experimentamos pudimos observar que la concentración del ion cromato y dicromato afecto el que fueran reversibles, la solución de cromato de potasio tiene un color amarillo y el dicromato de potasio tiene un color naranja más obscuro, al añadirles ácido clorhídrico el ácido hizo que cambiara la coloración del cromato de potasio en naranja y el dicromato de potasio se volvió un color naranja obscuro,  pero al añadir hidróxido de sodio como es una base se neutraliza y vuelve a su color inicial.

1. Efecto  de la concentración o fuerza iónica (ion común) en el sistema Sulfato cúprico y Cloruro Cúprico

1. Tomar un tubo de ensayo y agrega 2 ml de solución de sulfato cúprico 0.1 M; observa las características de la disolución y anótalas.
2. Agrega unos cristales de Cloruro de sodio (NaCl).
3. Enseguida adiciona unos cristales de sulfato de sodio (Na2S04).Observa y explica lo que sucede.
4. Escribe la ecuación que representa la reacción verificada y la forma en que se desplaza el equilibrio ante cada modificación.

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OBSERVACIONES

En esta experiencia pudimos  ver la concentración del sodio, el sulfato cúprico tiene un color azul claro cuando agregamos cloruro de sodio  se vuelve de un color verde, cuando lo realizamos por primera vez no nos salía el color verde hasta que la profesora nos indicó que le agregáramos mas cloruro de sodio y nos dio un color verde muy agradable, a la profesora le agradó mucho el color en que nos dio al mezclarlo, cuando agregamos sulfato de sodio pensábamos que ahora si nos saldría a la primera y estuvimos en un error ya que al agregar más cloruro de sodio  se sobresaturo nuestra reacción y ya no se podía hacer reversible, de nuevo acudimos con la profesora y nos indicó que le pusiéramos agua destilada, le pusimos una cantidad aceptable, lo agitamos y volvió al color inicial.

1. Efecto de la temperatura y presión sobre el Equilibrio Químico.

• Toma dos tubos de ensaye y coloca una viruta de cobre en cada uno; agrega 4 gotas de ácido Nítrico concentrado, procurando tapar inmediatamente los tubos utilizando tapones de hule.

•  La reacción realizada es la siguiente :

                     Cu + 4HNO3                 Cu (NO3)2 + 2NO2   + 2H2O[pic 11]

Sin embargo, el gas generado – dióxido de nitrógeno (NO2)- reacciona en forma particular alcanzando un estado de equilibrio y solo se va a observar el cambio que sufre el gas al modificar la temperatura.

• El tubo 1 servirá como testigo. Observa el color del gas obtenido, mismo que servirá para determinar la variación del siguiente sistema en equilibrio: El dióxido de nitrógeno de color café rojizo reacciona consigo mismo (se dimeriza) para formar tetraoxido de dinitrogeno, gas incoloro. Una mezcla en equilibrio a 0°C Es casi incolora y a 100°C tiene un color pardo rojizo intenso tal y como se manifiesta en la ecuación

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2NO2                        N2O4[pic 13][pic 14]

Café rojizo                  incoloro

PRECAUCIÓN: El gas generado es muy toxico e irritante, maneja con cuidado los tubos que lo contienen evitando el respirarlo.

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