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QUÍMICA GENERAL II
Guía N° 2 : Equilibrio Químico
APRENDIZAJE ESPERADO:
Los alumnos comprenderán el concepto de equilibrio químico, preparando soluciones y
haciéndolas reaccionar entre ellas, obteniendo compuestos solubles o precipitados insolubles.
Los alumnos verificarán la ley de Le Chatelier desplazando los equilibrios mediante la adición de
reactivos químicos.
APRENDIZAJES ESPERADOS:
I. OBJETIVOS :
- Determinar que la gran mayoría de los procesos químicos están en equilibrio.
- Reconocer que dichos equilibrios pueden desplazarse mediante la acción que obedece a la Ley de Le Chatelier.
II. INTRODUCCIÓN:
En una reacción reversible, los productos de la reacción que se forman a partir de las sustancias iniciales, se combinan a su vez entre sí para dar nuevamente las sustancias primitivas, por lo cual, la transformación es incompleta, alcanzándose un estado de equilibrio cuando las sustancias de partida (reactantes) y los productos de la reacción se consumen y se forman con igual velocidad. Esta condición de actividad equilibrada se llama EQUILIBRIO QUÍMICO. En esta experiencia, se estudiarán 3 reacciones de equilibrio y se verificará experimentalmente la validez del principio de Le Chatelier cuando se varían las concentraciones de los reactantes o productos en equilibrio. La primera reacción de equilibrio que se estudiará, es aquella que resulta al mezclar una solución de Cloruro Férrico (FeCl 3 ) y una solución de Tiocianato de Potasio (KSCN) de acuerdo con la ecuación: FeCl 3 + 6 KSCN F 0 A BK 3 Fe(SCN) 6 + 3 KCl (1)
Consideremos que estas sales están totalmente disociadas en solución acuosa, es más correcto escribir: Fe 3+^ + 3 Cl-^ + 6 K+^ + 6 SCN -^ F 0 A B6 K +^ + Fe(SCN) 6 3-^ + 3 Cl-
Como se puede observar, la cantidad de iones K +^ y Cl -^ es igual en los reactantes y productos, por lo tanto no aparecerán en la expresión de la constante de equilibrio para la reacción:
K =
Luego la constante de equilibrio asume la siguiente expresión:
K =
Las concentraciones corresponden al estado de equilibrio y están expresadas en moles/litro. El equilibrio de esta reacción puede ser desplazado variando las concentraciones de reactantes o productos. La concentración de las especies en equilibrio, se pueden aumentar agregando una cantidad adicional de una de ellas, una vez que se ha establecido el equilibrio. En efecto, la adición de Cloruro Férrico (Fe 3+^ ) o el Tiocianato de Potasio (SCN-) al equilibrio (1), aumentará la concentración de dichas especies y producirá un desplazamiento del equilibrio.
También es posible disminuir la concentración de alguna de las especies en equilibrio, agregando un reactivo adecuado que forme con ello un precipitado, insoluble en agua, o un complejo poco disociado. Así por ejemplo, cuando se agrega una solución de NaOH en el equilibrio (1), el Fe 3+^ reacciona formando un precipitado de Fe(OH) 3 insoluble en agua.
Fe 3+^ + 3 OH-^ F 0 A EFe (OH) 3 F 0 A FPrecipitado insoluble
Con lo cual, la concentración efectiva de Fe3+^ en la solución disminuirá y se observará un desplazamiento del equilibrio. El mismo efecto se puede conseguir agregando una solución de Ferrocianuro de Potasio, formándose en este caso un complejo poco disociado de color azul intenso. 4 Fe 3+^ + 3 Fe (CN) 6 4-^ F 0 A EFe 4 [Fe(CN) 6 ] 3 Complejo poco disociado
La segunda reacción de equilibrio que se estudiará, es la que resulta al mezclar una solución de Sulfato de Cobre (II) con una solución de Hidróxido de Sodio. CuSO 4 + 2 NaOH F 0 A BCu (OH) 2 + Na 2 SO 4 Precipitado insoluble en agua F 0 A F que se podrá escribir:
Cu2+^ + SO 4 2-^ + 2 Na+^ + 2 OH-^ F 0 A BCu (OH) 2 + 2 Na +^ + SO 4 2-^ (2) F 0 A F Debido a la formación de un precipitado insoluble en agua, la expresión de la constante de equilibrio es conocida en este caso, como constante del producto de solubilidad (Kps) y esta expresada por: Kps =
¿Por qué la Constante de Equilibrio asume esta forma? En este caso se tiene un equilibrio heterogéneo, en el cual los iones en solución (Cu 2+^ y OH-) están en equilibrio con un sólido Cu (OH) 2. El desplazamiento del equilibrio se puede lograr variando las concentraciones de los iones en solución. El sentido de este desplazamiento se manifiesta por el aumento o disminución de la cantidad de sólido y la variación del color de la solución. La concentración de OH -^ en el equilibrio se puede disminuir agregando un ácido (H +) a la solución. OH -^ + H +^ F 0 A BH 2 O K= 10 -
Este tipo de reacción se denomina neutralización. Por otra parte, el Cu2+^ puede ser capturado del equilibrio, agregando una solución de amoníaco (NH 4 OH), por formación de un complejo de cobre amoniacal poco disociado.
Cu2+^ + 4 NH 4 OH F 0 A ECu(NH 3 ) 4 2-^ + 4 H 2 O Complejo Azul
El cual puede ser destruido por adición de un ácido, liberando nuevamente los iones Cu 2+^ a la solución. Cu (NH 3 ) 4 2-^ + 4 H +^ F 0 A ECu 2+^ + 4 NH 4 +
La tercera reacción en equilibrio que se estudiará es la que resulta al mezclar una solución de Cromato de Potasio y una solución de Ácido Clorhídrico.
2 K 2 CrO 4 + 2 HCl F 0 A BK 2 Cr 2 O 7 + H 2 O + 2 KCl Que se puede escribir: K+^ + 2 CrO 4 2-^ + 2 H +^ + Cl -^ F 0 A B4 K +^ + Cr 2 O 7 2-^ + 2 Cl -^ + H 2 O (3)
IV. Procedimiento Experimental:
1.- Equilibrio Nº1:
Agregue a un tubo de ensayo, con pipeta graduada, 1 ml de solución de FeCl (^3) 0,1 M. Con otra pipeta graduada tome 1 ml de solución de KSCN 0,1 M y deposítelos en el tubo anterior que contiene la solución de FeCl 3. Anote en su hoja de datos, el color de las soluciones empleadas (reactantes) y el de a solución final (productos). Para observar con mayor claridad el desplazamiento del equilibrio al adicionar los reactivos que se mencionan posteriormente, es necesario diluir la solución que contiene la solución en equilibrio. Con este objeto, tome con una pipeta , 1 ml de la solución de FeCl 3 con KSCN y colóquelo en un matraz Erlenmeyer de 50 ml, diluya con 24 ml de agua destilada medidos en probeta. Agite la solución diluida y distribúyala equitativamente en 5 tubos de ensayo rotulados con las letras A, B, C, D y E. El tubo A se ocupa como referencia. A los tubos B, C, D y E se agregarán los reactivos que se indican más adelante. La adición de los reactivos se debe hacer con una pipeta limpia y gota a gota, agitando la solución después de cada adición. Observe los cambios producidos con respecto a la solución original y anótelos en su hoja de datos.
)a En el tubo B agregue Fe 3+^ (1 ml de FeCl 3 0,15 m)
)b En el tubo C agregue SCN -^ (1 ml de KSCN 0,90 M)
)c En el tubo D agregue OH-^ (1 ml de NaOH 0,6 M)
)d En el tubo E agregue Fe(CN) 6 4-^ (1 ml de K 4 Fe(CN) 6 0,1 M)
Compare cada tubo con el tubo A que es el de referencia, y anote sus observaciones.
2.-Equilibrio Nº2:
En un tubo de ensayo agregue con una pipeta, 1 ml de solución de CuSO 4 0,3 M y 1 ml de NaOH 0,6 M. Agite la solución y anote en su hoja de cálculo el color de las soluciones reactantes y el cambio observado al mezclar las soluciones. Anote lo que ocurre al agregar sucesivamente en el mismo tubo que contiene el sulfato de cobre con hidróxido de sodio las siguientes soluciones, siga el orden propuesto:
a) H +^ (1 ml de HCl 0,6 M) b) OH-^ (1 ml de NaOH 0,6 M) c) NH 4 OH (1 ml de NH 4 OH conc.) d) H 3 O +^ (1 ml de H 2 SO 4 conc.). CUIDADO, haga la adición gota a gota****.
- Explique brevemente lo que ocurre después de agregar cada reactivo en el equilibrio 2.
3.-Equilibrio Nº3:
En un tubo de ensayo agregue con una pipeta, 1 ml de solución de K 2 CrO 4 0,6 M y 1 ml de HCl 0,6 M. Anote en su hoja de cálculos, el color de las soluciones reactantes y la solución final. Tome el tubo de ensayo que contiene la reacción en equilibrio y agregue sucesivamente al mismo tubo, con una pipeta limpia en cada caso, los siguientes reactivos:
a) OH-^ (1ml de NaOH 0,6 M)
b) H +^ (1ml de HCl 0,6 M)
c) Ba2+^ (1 ml de BaCl 2 0,6 M)
d) H +^ (1 ml de HCl conc.)
- Explique brevemente lo que ocurre después de agregar cada reactivo en el equilibrio 3.
V BIBLIOGRAFÍA
Raymond Chang “Química General”, Editorial Mc Graw-Hill Francisco Santa María “Curso de Química General, Tomo II”, Editorial Zigzag Douglas Skoog, Donald West, James Holler. “Química Analítica”, Editorial Mc Graw- Hill
VI. REPORTE DE RESULTADOS:
Para cada equilibrio, escriba las ecuaciones químicas que representan las reacciones químicas realizadas por usted. Apóyese en la Bibliografía recomendada.
Explique cada reacción química en términos del desplazamiento del equilibrio aplicando la Ley de Le Chatelier.
