Equilibrio Quimico

LABORATORIO N° 1

EQUILIBRIO QUÍMICO: Principio de Le Chatelier. Equilibrio ácido-base. pH. Hidrólisis de sales.

Objetivos:

• Distinguir reacciones completas de incompletas.

• Verificar el Principio de Le Chatelier en diversos sistemas químicos.

• Medir el pH de soluciones acuosas de ácidos y bases usando papel indicador el pH-ímetro.

• Medir el pH de soluciones acuosas de sales usando el pH-ímetro e inferir el carácter ácido-base de las mismas.

PARTE A: Principio de Le Chatelier.

Introducción teórica: “cuando un sistema se halla en equilibrio y es perturbado por factores externos, el sistema responde de manera tal que minimiza el efecto perturbador, desplazándose en uno u otro sentido hasta alcanzar nuevamente el equilibrio.”

Procedimiento experimental.

Experiencia 1: reacciones completas e incompletas

1. En el tubo 1 se llevó a cabo la reacción:

CuSO4(ac) + 2NaOH (ac) → Na2SO4 (ac) + Cu(OH)2 (s)

Observaciones: el CuSO4(ac) es una solución de color celeste y el NaOH, una solución incolora. Al añadir el hidróxido de sodio se observó un precipitado con un cambio de color a un celeste más intenso. Este precipitado es el Cu(OH)2 que es un sólido insoluble en agua. Al terminar la reacción no se observó otro cambio. Se trata de una reacción completa ya que se produce hasta que se agote el reactivo limitante.

2. En el tubo 2 se colocó 1mL de HCl 0,1M y se le agregó magnesio:

2HCl (ac) + Mg (s) → MgCl2 (ac) + H2 (g)

Al añadir la tirita de Mg perdió su color oscuro y se produjo una efervescencia causada por la liberación de hidrogeno gaseoso. También se liberó calor (reacción exotérmica). Finalmente el Mg se consumió totalmente para formar MgCl2, entonces se trata de una reacción completa.

3. En el tubo 3 inicialmente se hizo reaccionar dicromato de potasio y se le agregó hidróxido de sodio. El dicromato se convirtió en cromato de color amarillo. Luego se añadió HCl, se comprobó que se volvía de color naranja debido a la presencia de iones dicromato

Cr2O72- + H2O ↔ CrO42- + 2H+

Este equilibrio se debe al ion común del agua. Si añade H+ del agua, la reacción tiene a desplazarse hacia la izquierda para mantener el equilibrio. Cuando se añade NaOH (los iones OH-), el equilibrio se desplaza hacia la derecha para formar productos y mantener el proceso.

Experiencia 2: aplicación del Principio de Le Chatelier

En un vaso de precipitado se colocó 1mL de solución de cloruro de cobalto 1M, que es de color rosáceo. Luego se le agregó 3mL de HCl 6M, la solución tomó un color morado y la reacción fue:

Co(H2O)62+ (ac) + 4Cl- (ac) ↔ CoCl42- (ac) + 6H2O (l)

Rosa Azul

Para demostrar el equilibrio se agregó gota a gota HCl concentrado, y según la predicción del principio de Le Chatelier al aumentar el Cl- la reacción de desplazaría hacia la derecha para formar más producto. Así sucedió, el sistema cambió de color a un azul intenso.

Después se agregó agua destilada y como se esperaba la reacción se desplazó hacia la izquierda, por lo que la solución cambió de color azul a rosa, favoreciendo a los reactivos.

También se realizó la experiencia con el cambio de la temperatura. Al calentar un tubo con la solución en baño de agua en ebullición, esta volvió al color azul. Lo que significa que hubo un desplazamiento hacia la derecha nuevamente. O sea que al aumentar la temperatura favorece al CoCl42- por lo tanto es una reacción endotérmica.

En cambio cuando se enfrió el tubo, la solución volvió al color rosa; hubo una reacción neta hacia la derecha. Es decir que al disminuir la temperatura se favorece a la formación de Co(H2O)62, por lo tanto en este sentido,

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