PRACTICA N° 3 PRINCIPIO DE LE CHATELIER

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PRACTICA N° 3

PRINCIPIO DE LE CHATELIER

FACULTAD DE INGENIERÍA CIVIL

INGENIERÍA AMBIENTAL

Wilber Mamian Higon, Laura soto, María Fernanda Ibarra.

En esta práctica se realizaron diferentes reacciones de equilibrio químico (en el sistema tiocianato de amonio / cloruro férrico, sistema cromato de potasio / dicromato de potasio, sistema acetato de sodio / ácido acético), con el fin de comprobar el principio de Le Chatelier. En el caso del sistema de tiocianato de amonio/cloruro férrico, se tomó el primer como solución patrón diluyéndose la solución con agua destilada hasta tener un color rojo claro; al segundo tubo se adicionó  2 gotas de  FeCL3, por lo que la reacción de desplaza hacia los productos dando una tonalidad roja oscura, en el tercer tubo se agregó 2 gotas de NH4SCN, formando un producto de color rojo más fuerte respecto a la solución patrón, desplazándose nuevamente la reacción hacia los productos; al tubo 4  se agregó  20 mg de NH4CL, siendo esta adición en los productos la mezcla se tornó a roja muy débil por la disminución en la concentración del ion complejo [Fe(SCN)6]3-  y el equilibrio químico se desplazó hacia los reactivos; al último tubo, se agregó 2 gotas de NaOH, así los iones OH – reaccionan con los iones Fe3+ formando Fe(OH)3 un sólido insoluble de manera que añadir NaOH es equivalente a reducir la concentración de iones Fe3+ por lo que según Le Chatelier el equilibrio se desplaza hacia la izquierda disminuyendo el color rojo al hacerlo la concentración del ion [Fe(SCN)6 ] 3-. En segundo lugar, se realizó el equilibrio cromato de potasio/dicromato de potasio se hace reaccionar K2CrO4 con NaOH y HCl, no hay reacción, luego al adicionar 3 gotas de HCl cambia amarillo y adicionando NaOH vuelve a ser cromato de potasio, así mismo, para el K2Cr2O7 con color inicial naranja cambia amarillo adicionándole 3 gotas de NaOH y con 5 gotas de HCl vuelve a ser dicromato de potasio y finalmente este no presenta más cambios al adicional HCl ni NaOH.  y por último acetato de sodio/ácido acético donde a dos tubos de ensayo se les adicionó CH3COOH y NH4OH respectivamente, se agregó fenolftaleína a ambos tubos y se observó un cambio de color a fucsia en el tubo #2 con NH4OH, mientras que en el tubo #1 no se observó ningún cambio significativo de color. Posteriormente, se adicionó acetato de sodio (CH3COONa) a ambos tubos y se evidencia un cambio en el pH de las soluciones, siendo el cambio de pH=4 a pH=6 para el tubo #1 y de pH=12 a PH=10 para el tubo #2. Finalmente, al observar la perturbación del equilibrio en estas reacciones, se verificó mediante un análisis cualitativo que el principio Le Chatelier se cumple para cada uno de estos sistemas.

Palabras clave: Principio de Le Châtelier, reacciones, equilibrio, cualitativo, termodinámica, Equilibrio químico, concentración.

1. INTRODUCCIÓN

En el año de 1884 el químico francés Henri – Louis de Le Chatelier (1850 a 1936) estableció el principio de aplicación en la fisicoquímica llamado principio de Le Chatelier que establece que: “cuando se produce una perturbación que altere el equilibrio de un sistema, este evolucionará de tal manera que contrarreste la perturbación”.

Los factores que afectan el equilibrio químico de una reacción son:

Concentración Este factor afecta el equilibrio de tal forma que al ser disminuido en los reactivos el equilibrio de desplazará hacia los mismos para contrarrestar la pérdida de los mismos Por el contrario si la cantidad de reactivos aumenta el equilibrio se desplazará hacia los productos para formar lo que está reaccionando del otro lado de la ecuación en equilibrio.

Temperatura

Para este factor afecta el sistema en equilibrio según el tipo de reacción que se esté dando

Para una reacción endotérmica al aumentarse la temperatura de las la reacción, el  equilibrio irá hacia los productos para equilibrar el aumento de energía absorbida, mientras que si se disminuye dicha temperatura el equilibrio se desplazará hacia los mismos para contrarrestar la energía perdida

Para una reacción exotérmica, al aumentar la temperatura el equilibrio irá hacia los reactivos para equilibrar la temperatura liberada al otro lado de la ecuación. Al disminuir la temperatura este equilibrio de desplazara hacia los productos para liberar la energía faltante.

La presión es un factor que también afecta el equilibrio ya que al haber un aumento de ella en el sistema el equilibrio se desplazará en la dirección que favorezca la producción o formación de menor cantidad de moléculas gaseosas.                

En la Figura 1.         Se resume el comportamiento de un sistema en equilibrio debido a los casos en que aumenta o disminuye las especies reactantes o producidas. (TERMOSISTEMAS, 2020)

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Figura 1. Comportamiento de un sistema en equilibrio según el principio de Le Chatelier. (Blendspace, 2012)

1. METODOLOGÍA

1. PROCEDIMIENTO EQUILIBRIO QUÍMICO EN EL SISTEMA TÍOCIANATO DE AMONIO / CLORURO FÉRRICO

• Se agregó 2 gotas de solución de NH4SCN 1M y 1 gota de solución de FeCl3 1M en un vaso de precipitado de 50 Ml.
• Se diluyó la mezcla con agua destilada hasta obtener un color rojo claro.
• Se Llenaron cinco tubos de ensayo hasta la mitad de cada tubo con la mezcla preparada
•  se colocaron en la gradilla.
• Para poder observar claramente su coloración se ubicó un papel en blanco detrás de los tubos
• El primer tubo se dejó como patrón de comparación y en los demás tubos restantes se realizaron las siguientes adiciones:

Tabla 1. Sustancias adicionadas para el procedimiento #1

• Finalmente se observó y se anotó que ocurre en cada caso.

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FIGURA 2. Cambio de color de los 5 tubos procedimeinto 1

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