Equilibrio Quimico

EQUILIBRIO QUÍMICO

OBJETIVOS

En esta práctica intentaremos fijar, mediante el estudio experimental de distintas mezclas de reacción, el concepto de equilibrio químico. Paralelamente, observaremos cómo las mezclas alcanzan distintos puntos de equilibrio y cómo podemos modificar el estado de equilibrio alterando condiciones tales como concentración de las sustancias implicadas, temperatura, etc.

FUNDAMENTO TEÓRICO

Todas las reacciones químicas son en realidad sistemas en equilibrio dinámico, que a veces se desplazan en un determinado sentido, es decir, aparecen como irreversibles debido a las condiciones en que se realizan. No obstante, se puede actuar sobre estas reacciones de modo que se invierta el proceso, aunque este efecto sea difícil de conseguir y apreciar en algunas reacciones que se consideran comúnmente irreversibles. Por esta razón es frecuente poner en las reacciones químicas, en vez de una sola flecha, una doble flecha indicando los dos sentidos de la reacción. La flecha de mayor longitud indica que la reacción se encuentra desplazada en ese sentido. Una reacción del tipo: aA + bB  cC +dD, con , tiene una constante de equilibrio a una determinada temperatura de valor . Cuando una mezcla de reactivos y productos está en equilibrio se cumple , en donde los símbolos   indican concentraciones molares de las sustancias.

Tanto del estudio matemático de la constante de equilibrio como del enunciado del principio de Le Chatelier se deduce que un aumento de la concentración de A o de B desplaza el equilibrio hacia la derecha, y si aumenta C ó D ó se hace disminuir A ó B (por ejemplo por precipitación), el equilibrio se desplazará hacia la izquierda.

Tomando como ejemplo una de las reacciones que estudiaremos en esta práctica, la interconversión del cromato (CrO42-, amarillo en disolución acuosa) en dicromato (Cr2O72-, naranja en disolución acuosa):

2 CrO42- (ac) + 2 H+ (ac)  Cr2O72- (ac) + H2O (l) (2)

Cuando la concentración de todas las especies químicas: CrO42- , H+ y Cr2O72- es constante con el tiempo llegamos al punto de equilibrio de la reacción. La Termodinámica define cuándo un proceso se encuentra en equilibrio o cuando, por el contrario, evoluciona espontáneamente (irreversiblemente) hacia una situación final de equilibrio. Así, dada la reacción (2), podríamos calcular la variación de energía libre por mol (G) para una mezcla cuyas concentraciones molares de CrO42- , H+ y Cr2O72- fuesen conocidas, usando la expresión siguiente:

G = Gº + RT lnQc donde Qc = cociente de reacción =

- Si G = 0, la mezcla está en equilibrio y Qc = Kc

- Si G < 0, Qc < Kc y la composición de la mezcla no es estable (las concentraciones de reactivos y productos varían con el tiempo) y evolucionará hacia la derecha hasta el equilibrio aumentando su cociente de reacción (disminuyendo la concentración de reactivos y aumentado la de productos).

- Si G > 0, Qc > Kc y la composición de la mezcla tampoco es estable y evolucionará hacia la izquierda hasta el equilibrio disminuyendo su cociente de reacción (aumentando la concentración de reactivos y disminuyendo la de productos).

- Además, si un punto de equilibrio (Qc = Kc) es perturbado, con lo que Qc  Kc, las concentraciones de las especies evolucionarán hasta restablecer el equilibrio, es decir, hasta formar una nueva mezcla de composición estable y que cumpla Q’c = K. En la práctica que vamos a realizar introduciremos varios tipos de perturbaciones sobre el punto de equilibrio inicial: adición/sustracción de reactivos, cambios de temperatura…

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Nota importante para todos los ensayos: en cada caso debe escribirse la reacción ajustada y la expresión de la constante de equilibrio. Al efectuar cualquier modificación tal como una adición de reactivo, etc., debe pensarse cómo se verá afectado el cociente de reacción correspondiente, lo que ayudará a interpretar el desplazamiento del equilibrio en cuestión.

Material Reactivos

- Gradilla con tubos de ensayo FeCl3 0,01 M NH4SCN 0,01 M

- Buretas K2CrO4 0,05 M HCl 1 M

- Vasos de precipitados CaCl2 0,01 M Na2C2O4 0,01 M

- Probeta de 10 mL HCl (12 M) NaOH 2M

CoCl2•6H2O sólido etanol (desnaturalizado)

Nota importante: se recuerda que no se debe introducir ninguna pipeta en los botes que contienen los reactivos ni el agua destilada, sino que se echa desde éstos a otro recipiente (por ejemplo un tubo de ensayo o un vaso de precipitados) y desde este último se mide la cantidad

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