Equilibrio Quimico

SEGUNDA PRÁCTICA

EQUILIBRIO QUÍMICO

1.- Estudio cualitativo del equilibrio químico. Ley de LeChatelier.

2.- Reacciones de hidrólisis.

3.- Disoluciones reguladoras.

Conocimientos previos

 1.- Concepto de equilibrio químico.

 2.- Expresión de la constante de equilibrio.

 3.- Diferencia entre cociente de reacción y constante de equilibrio.

 4.- Factores que alteran el equilibrio químico.

 5.- Equilibrio de disociación del agua.

 6.- Concepto de pH.

 7.- Propiedades ácido-base de las sales: Hidrólisis.

 8.- Disoluciones reguladoras.

Objetivos de la práctica

1.- Saber predecir en qué sentido avanzará una reacción cuando se perturba la situación de equilibrio debido a un cambio en la concentración de alguna de las especies reactivas.

2.- Predecir el carácter ácido o básico de una disolución de una sal en agua teniendo en cuenta los equilibrios de hidrólisis.

3.- Saber calcular la variación de pH de una disolución tampón al adicionar un ácido o una base fuertes.

A) EQUILIBRIO QUÍMICO. Fundamento teórico

La mayoría de las reacciones químicas son reversibles, al menos en cierto grado. Al inicio de un proceso reversible, la reacción procede hacia la formación de productos. Tan pronto como se forman algunas moléculas de producto, comienza el proceso inverso: estas moléculas reaccionan y forman moléculas de reactivo. El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes. El equilibrio químico es, por tanto, un proceso dinámico. Los equilibrios químicos son importantes para explicar un gran número de fenómenos naturales, y desempeñan papeles importantes en muchos procesos industriales.

Para una reacción reversible de la forma,

a, b, c y d son los coeficientes estequiométricos de las especies reactivas A, B, C y D y la constante de equilibrio viene dada por la expresión:

Esta expresión se deduce de la ley de acción de masas que establece que para una reacción reversible en equilibrio, y a una temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante K llamado constante de equilibrio. Decimos que esta relación es la expresión de la constante de equilibrio. Los corchetes de la ecuación significan concentraciones molares.

Es importante resaltar que aunque las concentraciones pueden variar, el valor de K para una reacción dada permanece constante, siempre y cuando la reacción esté en equilibrio y la temperatura no cambie.

El equilibrio químico representa un balance entre las reacciones directa e inversa. Hay diversos factores experimentales que pueden alterar este balance y desplazar la posición del equilibrio para que se forme mayor o menor cantidad de un determinado producto. Las variables que se pueden controlar en forma experimental son: concentración de reactivos o productos, presión, volumen y temperatura.

El principio de Le Châtelier establece que si un sistema en equilibrio se perturba por un cambio de temperatura, presión o concentración de uno de los componentes, el sistema desplaza su posición de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de la perturbación, hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio.

En esta práctica vamos a aplicar el principio de Le Chatelier observando cómo afectan los cambios de concentración a la posición del equilibrio de una reacción química.

Material y productos

1 vaso de precipitados de 250 mL, una gradilla, 5 tubos de ensayo, una pipeta y una varilla de vidrio.

Productos: NaOH 2M, HCl 0,1 M, KSCN 0,1 M, FeCl3 0,1 M.

Procedimiento experimental

En un vaso de precipitados de 250 mL se adicionan aproximadamente 1 mL de una disolución de FeCl3 0,1 M, 1 mL de KSCN 0,1 M y 50 mL de agua. El ión SCN- y el ión Fe+3 reaccionan inmediatamente dando lugar al ión hexakis(tiocianato) ferrato (III), de color rojo, estableciéndose el siguiente equilibrio:

La intensidad del color rojo nos indicará, de manera cualitativa, la cantidad de dicho ión en la mezcla en equilibrio.

La disolución preparada se dividirá en cuatro partes iguales, aproximadamente, que se colocarán en cuatro tubos de ensayo. El primero de estos tubos de ensayo se deja como muestra de referencia. Al segundo tubo se le añadirá, gota a gota, una disolución de cloruro de hierro (III), al tercero se le añade, también gota a gota, una disolución de KSCN y al cuarto se le añade, gota a gota, una disolución de NaOH 2 M.

Responda a las cuestiones indicadas al final de la práctica.

B) HIDRÓLISIS. Fundamento teórico.

DISOCIACIÓN DEL AGUA

El agua es un electrolito muy débil y, por tanto, un mal conductor de la electricidad, pero experimenta una ligera disociación (autoionización) de acuerdo con la siguiente ecuación de equilibrio:

Debido a que sólo una fracción muy pequeña de moléculas de agua está ionizada, la concentración de agua permanece prácticamente constante. Por tanto se puede establecer que:

Kc[H2O] = constante = Kw = [HO-][ H3O+]

Kw se denomina producto iónico del agua. En el agua pura, a 25 C, las concentraciones de los iones hidronio, [ H3O+], e hidroxilo, [HO-] son iguales y se encuentra que

[HO-] = [ H3O+] = 10-7 M y Kw = 10-14

Al disolver en agua un ácido, éste va a aportar iones H3O+ a la disolución con lo que [H3O+] será mayor de 10-7 M y, en consecuencia, el

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