PRÁCTICA 9 EQUILIBRIO QUÍMICO

PRÁCTICA 9

EQUILIBRIO QUÍMICO

1. INTRODUCCIÓN

La mayoría de las reacciones químicas no terminan, es decir, al reaccionar las sustancias (reactivos) en cantidades estequiométricas, no se convierten totalmente en productos. Las reacciones que pueden desplazarse hacia cualquier dirección se llaman REACCIONES REVERSIBLES. Estas pueden representarse por la ecuación general:

[pic 1]

La doble flecha ([pic 2]) indica que la reacción es reversible, es decir, puede producirse tanto a los reactivos como a los productos de manera simultánea. Cuando A y B reaccionan para formar C y D a la misma velocidad a la que C y D reaccionan para formar A y B, el sistema se encuentra en EQUILIBRIO.

EL EQUILIBRIO QUÍMICO existe cuando dos reacciones opuestas se efectúan simultáneamente a la misma velocidad. Los equilibrios químicos son de tipo DINÁMICO, es decir, las moléculas individuales reaccionan en forma continua, aunque la composición total del sistema de reacción no cambia.

La LEY DEL EQUILIBRIO QUÍMICO se expresa matemáticamente de la siguiente forma:

[pic 3]

La cual se enuncia de la siguiente manera: Para una reacción en equilibrio, el producto de las concentraciones molares de las sustancias que se forman, dividido por el producto de las concentraciones molares de las sustancias que reaccionan, es constante, siempre que cada concentración esté elevada a un exponente igual al coeficiente con que la sustancias correspondiente figura en la reacción.

Los factores que alteran el equilibrio químico son: CONCENTRACIÓN, TEMPERATURA y PRESIÓN, los cuales se pueden predecir aplicando el principio de Le Chatelier.

Este principio expresa, que en un sistema en equilibrio ocurrirán procesos que tenderán a contrarrestar cualquier cambio impuesto en la concentración, temperatura y presión.
Una de las aplicaciones del Equilibrio Químico son las reacciones de HIDRÓLISIS.

La hidrólisis se define como la reacción entre el agua y sales para producir ácidos y bases, como se puede observar esta reacción es la inversa de la neutralización.

En estas reacciones se establece un equilibrio químico, a menos que entre los productos formados haya un electrolito extremadamente débil.

Cuando las sales se disuelven y reaccionan con el agua, alteran el equilibrio del producto iónico del agua. Sabemos que:  

[H+] = [OH-]   y el pH = 7 en agua pura

Por lo tanto la reacción de dichas sales con el agua, modificarán el pH.

1. OBJETIVO

Que el alumno compruebe con los experimentos de la práctica el concepto de equilibrio químico, los factores que lo alteran y su aplicación en las reacciones de hidrólisis.

1. MATERIAL

1. DESARROLLO

Efecto de la concentración.

Experimento 1

1. En un tubo de ensaye colocar un pequeño cristal de cloruro de  antimonio (evitar su contacto con la piel, causa quemaduras graves) agregar 0.5 ml de agua destilada, agitar y observar la formación de un precipitado blanco, cuando se observa que no se produce ningún cambio se  dice que la reacción está en equilibrio como lo indica la siguiente reacción:

SbCl3 +  H2O              SbOCl + 2 HCl[pic 4][pic 5]

1. Se podrá desplazar el equilibrio de la reacción anterior aumentando la concentración de alguno de los reactivos o de los productos. Añadir al tubo que contiene la suspensión ácido clorhídrico gota a gota, agitar y observar que el precipitado desaparece por lo que se puede concluir que el equilibrio se desplazó de los productos hacia los reactivos (de derecha a izquierda) y lo podemos representar con la siguiente reacción:

SbCl3 +  H2O              SbOCl + 2 HCl[pic 6][pic 7]

1. A este mismo tubo adicionar gota a gota agua destilada hasta que aparezca el precipitado (la reacción se desplaza ahora de izquierda a derecha).

SbCl3 +  H2O              SbOCl + 2 HCl[pic 8][pic 9]

Experimento 2

1. En un vaso de precipitados de 50 ml, colocar 10 ml de agua destilada, añadir 0.5 ml de cloruro férrico 0.1 M, más 0.5 ml de Tiocianato de amonio, agitar para homogenizar y observar la solución, toma un color rojo por la formación del complejo cloruro de monotiocianatofierro (III) como lo indica la siguiente reacción:
2. FeCl3 + NH4SCN             [Fe (SCN)] Cl2 + NH4Cl[pic 10][pic 11]
3. De esta solución se coloca 1 ml en cada tubo y se enumera del 1 al 4, el tubo número 1 será el testigo.
4. Al tubo número 2 añadir 0.5 ml de la solución d cloruro férrico, se observa que la intensidad de color aumenta:

FeCl3 + NH4SCN             [Fe (SCN)] Cl2 + NH4Cl[pic 12][pic 13]

1. Al tercer tubo se le añade 0.5 ml de Tiocianato de amonio (NH4SCN) y se observa que la intensidad del color aumenta, y la reacción que se efectúa es la siguiente:

[Fe (SCN)]Cl2 + 5NH4Cl               (NH4)3 [Fe (SCN)6] + 2NH4Cl[pic 14]

1. Al cuarto tubo se le añade aproximadamente 0.5 g de NH4Cl (la coloración roja desaparece o se atenúa).

FeCl3 + NH4SCN             [Fe (SCN) Cl2 + NH4Cl[pic 15][pic 16]

Hidrólisis

Experimento 3

1. En un tubo de ensaye disolver una pequeña cantidad de carbonato de sodio en 1 ml de agua, medir el pH con el papel indicador y adicionar unas gotas de fenolftaleína, observar.

Na2CO3 + H2O               NaHCO3 + NaOH[pic 17][pic 18]

1. En un tubo de ensaye disolver una pequeña cantidad de cloruro de amonio con 1 ml de agua, medir pH con el papel indicador, adicionar unas gotas de fenolftaleína y observar.[pic 19][pic 20]

NH4Cl + H2O                NH4OH + HCl[pic 21][pic 22]

1. Repetir las experiencias 4, 3, 1 y 4, 3, 2 con las sales acetato de sodio y sulfato de amonio.

Efecto del ión común

Experimento 4

1. En un vaso de precipitados poner 20 ml de agua destilada y agregar 0.5 ml de hidróxido de amonio 6N (1:1).
2. En cuatro tubos de ensayo enumerados del 1 al 4, colocar alícuotas de 3 ml de la solución anterior.
3. A los tubos 1 y 2 adicionar aproximadamente 0.5 g de cloruro de amonio y agitar hasta solución completa.
4. NH3 + H2O          NH4 + + -OH[pic 23][pic 24]

Al adicionar el NH4Cl, la concentración de iones NH4 + también aumenta y el equilibrio se desplaza hacia la formación de reactivos, por lo que la concentración de iones –OH disminuye, lo que se puede comprobar adicionando unas gotas de fenolftaleína a los tubos 1 y 3.

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