El equilibrio químico

Introducción teórica

Hablamos de Equilibrio Químico cuando se llega al punto en que las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan, lo que tiene como consecuencia que las cantidades de reactivos y productos presentes sean constantes a través del tiempo. Queda claro que el estado de equilibrio es dinámico, esto quiere decir que las reacciones continúan llevándose a cabo.

Entonces, dado este estado en el que se encuentra una reacción, puede establecerse lo que llamamos una constante de equilibrio que representa la proporción de los reactivos y productos de la reacción.

Hablamos de equilibrio homogéneo cuando la o las reacciones con las que trabajamos se producen en una misma fase; con el mismo razonamiento, llamamos a equilibrio heterogéneo cuando encontramos más de una fase en nuestro sistema.

Teniendo estos conocimientos, nos parece importante para este trabajo citar un principio muy importante en el que se basan gran parte de las deducciones y conclusiones del presente trabajo. El mismo es llamado el Principio de Le Châtelier y establece lo siguiente: si a un sistema en equilibrio, se le provoca una perturbación, el sistema se ajusta de modo de reducir dicha perturbación, alcanzando luego un nuevo estado de equilibrio. Durante nuestra experiencia realizaremos numerosas perturbaciones, o modificaciones a nuestros sistemas en equilibrio, y evaluaremos a partir de este principio los resultados obtenidos.

Para finalizar esta introducción teórica, nos pareció interesante citar una forma de obtener la constante de equilibrio de una reacción. Si bien no la utilizamos concretamente en el trabajo, sí está muy relacionada con los temas tratados.

Nos referimos a la ecuación de Van "t Hoff, que si bien no deduciremos paso a paso porque supera el alcance de este informe, comentaremos brevemente.

d ln K = ∆Hº r

dT RT2

Esta ecuación permite obtener la constante de equilibrio de una reacción conociendo previamente la variación de entalpía, la cual a su vez puede obtenerse a partir de lo entalpía de formación de los compuestos intervinientes. Esta ecuación se deduce planteando la condición de equilibrio de que la energía libre de Gibbs se hace cero, y luego relacionándola con la entropía, para finalmente obtener la entalpía de reacción. Como ya dijimos, es un buen método para realizar predicciones sobre las reacciones a estudiar.

Parte experimental

Experimento A: equilibrio molecular homogéneo

En un tubo de ensayo colocamos nitrato de plomo (II). Cuando comenzamos a calentarlo pudimos observar un gas color pardo rojizo que emanaba del sólido. Acto seguido, tapamos el tubo para posteriormente dejarlo a temperatura ambiente (22 Cº). Vimos entonces como el color rojizo disminuyó lentamente. Por último, lo llevamos a un baño de hielo (0 Cº) y la coloración se torno imperceptible.

La reacción principal que ocurrió es:

2 Pb(NO3)2 (s) ↔ 2 PbO (s) + O2 (g) + 4NO2(g)

Luego, al modificar la temperatura del NO2 (dióxido de nitrógeno) ocurrió la siguiente:

2 NO2 (g) ↔ N2O4 (g)

Rojizo Incoloro

Dado que al enfriarlo el color rojizo desaparece podemos concluir que la reacción se desplaza hacia productos reduciendo su entalpía y liberando calor al exterior para contrarrestar el descenso de temperatura, según el principio de Le Châtelier; por lo tanto, se trata de una reacción exotérmica.

Experimento B: equilibrio iónico homogéneo - hidrólisis de sales

Usamos 3 tubos de ensayo en los cuales colocamos 3 soluciones acuosas de sales diferentes. Luego medimos el pH de cada una con papel indicador y con phachímetro.

El phachímetro es un instrumento que mediante dos electrodos colocados en la solución mide la concentración de iones H+ y calcula automáticamente el pH mostrándolo en un display digital, el mismo debe ser calibrado antes de su uso utilizando 2 soluciones cuyo pH este previamente estipulado.

Tubo 1: Solución de NaCl 0.1M

Ph papel indicador: 6

Ph phachímetro: 5

Tubo 2: Solución de NH4Cl 0.1M

Ph papel indicador: 1

Ph phachímetro: 1.7

Tubo 3: Solución de NaCH3COO 0.1M

Ph papel indicador: 8

Ph phachímetro: 7.6

Las reacciones de hidrólisis que ocurren son las siguientes:

Tubo 2

NH4+(ac) + H2O(l) ↔ NH3(ac) + H3O+(ac)

Tubo 3:

CH3COO-(ac) + H2O(l) ↔ CH3COOH(ac) + OH-(ac)

Podemos decir que, tal como esperábamos, el instrumento nos dio un valor con mucha más exactitud que la que podemos estimar con el papel indicador. Dependiendo del uso que le vayamos a dar el empleo del papel indicador puede ser una opción mucho más económica y con una buena estimación.

En el caso del cloruro de sodio (NaCl) creemos que el pH debería haber dado algo más cercano a 7. Atribuimos esto a una posible mala conservación de la solución, que hiciera que dióxido de carbono del aire entrara en la solución, modificando ligeramente el pH.

Experimento C: equilibrios iónico homogéneo y heterogéneo en competencia: hidróxido de cobre (II) y complejo tetraamincobre (II)

Para este experimento se comenzó por introducir en un tubo de ensayos soluciones acuosas de sulfato de cobre (líquido celeste) y amoníaco (muy diluida, incolora). El líquido resultante poseía inicialmente un color azul muy intenso y nítido (se trata del complejo tetraamincobre (II)), pero que luego fue volviéndose más turbio con la aparición de un precipitado turquesa (hidróxido de cobre (II)) según la ecuación:

NH3(ac) + H2O(l) ↔ NH4+(ac) + OH-(ac)

Esos oxhidrilos provenientes de la hidrólisis del amoniaco se asocian al final de esta primera parte a los cationes Cu2+ provenientes del CuSO4 y que inicialmente formaban el complejo.

Parte del contenido de este tubo permaneció en el mismo en reposo durante 15 minutos, tras los cuales se observó que el precipitado se colocó

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