algunos ejemplos de equilibrio químico

algunos ejemplos de equilibrio químico

Química General II
Curso de laboratorio
Práctico 7
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DEPARTAMENTO
“ESTRELLA CAMPOS”
PRÁCTICO 7:
EL EQUILIBRIO QUÍMICO Y SUS PERTURBACIONES
Bibliografía:
“Química, La Ciencia Central”, T.L. Brown, H.E.LeMay, Jr., B.Bursten; Ed. Prentice-Hall,
Hispanoamérica, México, 7a Edición, 1998, págs. 539 - 571.
1- OBJETIVO
Estudiar el efecto de diferentes perturbaciones sobre equilibrios establecidos, tanto en
solución acuosa como en fase gaseosa.
2-CONCEPTOS PREVIOS
En la presente clase se observan las modificaciones que distintas variables producen sobre
una situación de equilibrio.
En el experimento 3.1.1, una solución de ion cromato reacciona con una solución de un ácido,
para dar ion dicromato:
2 CrO42- (ac) + 2 H+ (ac) → Cr2O72- (ac) + H2O (l)
La reacción puede ser observada a través del cambio de color que se produce, ya que los dos
aniones de Cr(VI) tienen distinta coloración; el ion CrO42- es amarillo y el Cr2O72- es naranja.
Una vez que se alcanza una situación de equilibrio, ésta es modificada por el agregado de una
base. La nueva composición de equilibrio así alcanzada es a su vez modificada por el
agregado de un ácido.
La fenolftaleína es una sustancia ampliamente utilizada como indicador del punto final en las
titulaciones ácido-base. En su forma protonada (representada por “FH”) es incolora, mientras
que la forma desprotonada (representada aquí como “ F-” ) es coloreada. El equilibrio
FH (ac) →
Η+(ac) + F- (ac)
es modificado, en el experimento 3.1.2, por agregado de a) una base y b) de un ácido.
En el experimento 3.2.1, el ion Fe(III) en solución acuosa, reacciona con el ion sulfocianuro
para dar el ion hexasulfocianoferrato(III), intensamente coloreado. Si bien la reacción puede
representarse mediante la ecuación
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Fe3+ (ac) + 6 SCN- (ac) → [Fe(SCN)6]3- (ac)
la siguiente es una representación más realista
[Fe(H2O)6]3+ (ac) + 6 SCN- (ac) → [Fe(SCN)6]3- (ac) + 6 Η2Ο (l)
en tanto el ion Fe3+ en solución acuosa forma el ion complejo
hexacianohierro(III), [Fe(SCN)6]3-. Una vez establecido el equilibrio, éste es perturbado
mediante el agregado de a) solución de Fe(III), b) solución de ion SCN- y c) solución de una
base. Con respecto a esta última perturbación debe tenerse en cuenta que el ion Fe3+ (ac)
reacciona con las bases para dar Fe(OH)3, muy poco soluble.
En el experimento 3.2.2 el ion complejo tetraclorocobaltato(II), de color azul inteso, reacciona
con agua para formar el ion hexaacuocobalto(II), de color rosa pálido:
[CoCl4]2- (ac) + 6 H2O (l) → [Co(H2O)6]2+ (ac) + 4 Cl- (ac)
El equilibrio es perturbado a) por la adición de iones Cl- y b) modificando la temperatura de la
mezcla en equilibrio. Respecto a esta última perturbación debe recordarse que el valor de casi
todas las constantes de equilibrio cambia con la temperatura. La reacción anterior es
endotérmica, por lo tanto, al aumentar la temperatura la reacción se dará en el sentido
indicado.
En el experimento 3.3, el ion Fe(III) reacciona con el ion ioduro para producir el ion Fe(II) y
iodo. El iodo formado en presencia de ioduro forma el ion triioduro:
2 Fe3+ (ac) + 2 I- (ac) → 2 Fe2+ (ac) + I2 (s)
I2 (s) + I- (ac) → I3- (ac)
El equilibrio es perturbado por la adición de una solución de ion Ag+, ya que este ion
reacciona con los iones I- (ac) para dar AgI que es una sustancia muy insoluble.
En la experiencia 3.4, se hace reaccionar cobre con ácido nítrico, obteniéndose una mezcla
gaseosa de dos óxidos de nitrógeno, NO2 (de color marrón) y N2O4 (incoloro):
Cu (s) + 4 HNO3 (ac) → 2 NO2 (g) + Cu(NO3)2 (ac) + 2 H2O (l)
Cu (s) + 4 HNO3 (ac) → N2O4 (g) + Cu(NO3)2 (ac) + 2 H2O (l)
En la fase gaseosa, se establece el equilibrio 2NO2 (g) → N2O4 (g) y éste es desplazado por
cambios en la temperatura. Cabe destacar que la reacción es exotérmica.
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3- PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
3.1 Equilibrio ácido-base
3.1.1 Sistema cromato - dicromato
En un tubo de ensayo limpio y seco introducir 3 mL de una solución de K2CrO4 1 M. Agregar
gota a gota H2SO4 3 M, agitando, hasta observar un cambio de color. Luego, agregar gota a
gota NaOH 6 M (cuidado: corrosivo), agitando, hasta observar un cambio de color. Repetir
el agregado de H2SO4 3 M. Observar y anotar lo que sucede en cada paso.
3.1.2 Indicador ácido-base fenolftaleína
Introducir 3 mL de agua destilada en un tubo de ensayo limpio y seco. Agregar 5 gotas de
fenolftaleína y agitar para homogeneizar. Agregar gota a gota NaOH 6 M (cuidado:
corrosivo), agitando luego de cada adición. Luego, agregar 3 gotas de HCl 6 M y agitar.
Observar y anotar lo que sucede en cada paso.
3.2 Equilibrio involucrando iones complejos
3.2.1 Sistema hierro(III)-sulfocianuro
En un erlenmeyer de 100 mL, verter 1,5 mL de una solución de Fe(NO3)3 0,1M y 1,5 mL de
una solución de KSCN 0,1 M. Diluir con 100 mL de agua destilada. Homogeneizar la
solución. Numerar 4 tubos de ensayo y colocar en cada uno 5 mL de la solución preparada.
En el tubo 1, agregar 1 mL de agua destilada. Este tubo será utilizado para comparar la
intensidad del color de la solución original con el resto de los tubos (tubo testigo). En el tubo
2, agregar 1 mL de solución de Fe(NO3)3 0,1 M y agitar. En el tubo 3, agregar 1 mL de la
solución de KSCN 0,1 M y agitar. En el tubo 4, agregar gota a gota NaOH 6 M (cuidado:
corrosivo), agitando y calentando en baño de agua luego de cada adición. Observar y anotar
lo que sucede en cada paso.
3.2.2 Sistema cobalto(II)-cloruro
Verter en un tubo, 3 mL de una solución alcohólica de CoCl2 0,15 M. Agregar, agitando luego
de cada adición, agua destilada justo hasta que la solución tome color rosado. Dividir la
solución en dos tubos. En el primero de ellos, agregar HCl 12 M (cuidado: corrosivo) hasta
observar un cambio de color. Sumergir el segundo tubo en un baño de agua (65-70ºC) hasta
que se produzca un cambio de color. Luego, enfriar este tubo, colocándolo en un baño de
hielo. Repetir este ciclo de calentamiento y enfriamiento. Observar y anotar lo que sucede.
3.3 Equilibrio redox
Colocar en un tubo de ensayo, 4 mL de una solución nítrica de Fe(NO3)3 0.01 M y agregar 1
mL de solución de KI 0.1 M. A continuación, agregar gota a gota y agitando luego de cada
adición, 2 mL de una solución de AgNO3 0.1 M. Dejar reposar durante 15 minutos. Observar
y anotar lo que sucede.
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3.4 Equilibrio en fase gaseosa
Colocar una pequeña cantidad de cobre metálico en un tubo de ensayo. Agregar 10 gotas de
HNO3 concentrado (cuidado: corrosivo). Tapar el tubo inmediatamente (cuidado: los gases
formados son irritantes). Sumergir el tubo en un baño de agua a ebullición durante 30
segundos. Enfriar el sistema en baño de hielo. Repetir el ciclo de calentamiento y
enfriamiento. Observar y anotar lo que sucede en cada paso.
3.5 Disposición de residuos
Solución de cromato: colocar en recipiente rotulado “Solución de cromato para reutilizar”.
Solución de HCl: descartar en recipiente rotulado “Descarte residuos ácidos”.
Solución de ion hexasulfocianoferrato(III): diluir con agua en relación 1:10 y verter en la
pileta con abundante agua.
Precipitado de Fe(OH)3: descartar en recipiente rotulado “Descarte residuos básicos”.
Solución ácida de CoCl2 en etanol: descartar en recipiente rotulado “Descarte residuos
ácidos”.
Precipitado de AgI: colocar en un recipiente rotulado como “Descarte de AgI”.
Sistema cerrado N2O4/NO2: abrir el frasco en campana, dejando escapar el gas con cuidado de
no apuntar a ninguna persona. Descartar la solución remanente en recipiente rotulado
“Descarte residuos ácidos”.
El procedimiento a seguir para la eliminación de los residuos contenidos en los recipientes
rotulados como “Descarte residuos ácidos y “Descarte residuos básicos” consiste en:
“Descarte residuos ácidos”: diluir con agua en relación 1:5 y neutralizar hasta pH 6-8
añadiendo lentamente solución de hidróxido de sodio. La solución que resulta se diluye 1:10
con agua y se vierte por la pileta. Dejar correr agua.
“Descarte residuos básicos”: diluir la solución con agua en relación 1:5 y neutralizar hasta
pH 6-8 añadiendo lentamente una solución ácida. La solución que resulta se diluye con agua y
se vierte por la pileta. Dejar correr agua.
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INFORME
PRÁCTICO 7: EL EQUILIBRIO QUÍMICO Y SUS PERTURBACIONES
FECHA:
GRUPO:
INTEGRANTES:
DATOS, CÁLCULOS Y RESULTADOS
Sistema cromato - dicromato
Escriba la ecuación que describe al equilibrio en estudio:
La composición de equilibrio es modificada por agregado de los reactivos que aparecen en la
primera columna del cuadro; indique lo que se observa en cada caso. En la última columna
indique con una flecha en qué sentido se modifica la posición del equilibrio (el sentido de la
reacción).
Reactivo agregado
NaOH
H2SO4
Se observa
Sentido del desplazamiento
Indicador ácido-base fenolftaleína
Escriba la ecuación que describe al equilibrio en estudio:
La composición de equilibrio es modificada por agregado de los reactivos que aparecen en la
primera columna del cuadro; indique lo que se observa en cada caso. En la última columna
indique con una flecha en qué sentido se modifica la posición del equilibrio.
Reactivo agregado
NaOH
HCl
Se observa
Sentido del desplazamiento
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Sistema hierro (III) – sulfocianuro
Escriba la ecuación que describe al equilibrio en estudio:
La composición de equilibrio es modificada por agregado de los reactivos que aparecen en la
primera columna del cuadro; indique lo que se observa en cada caso. En la última columna
indique con una flecha en qué sentido se modifica la posición del equilibrio.
Reactivo agregado
Fe(NO3)3
KSCN
NaOH
Se observa
Sentido del desplazamiento
Escriba la ecuación de la reacción del hidróxido de sodio con el ion [Fe(H2O)6]3+
Sistema cobalto(II) – cloruro
Escriba la ecuación que describe al equilibrio en estudio:
La composición de equilibrio es modificada por las perturbaciones indicadas en la primera
columna; indique lo que se observa en cada caso. En la última columna, indique con una
flecha en qué sentido se modifica la posición del equilibrio.
Perturbación efectuada
Se observa
agregado de HCl
calentamiento
enfriamiento
El signo de ∆H° de la reacción en estudio es:
Sentido del
desplazamiento
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Equilibrio redox
Escriba la ecuación que describe al equilibrio en estudio:
Complete el siguiente cuadro, indicando lo que se observa al agregar una solución de nitrato
de plata a la mezcla en equilibrio. En la última columna indique con una flecha, en qué
sentido se modifica la posición de equilibrio.
Reactivo agregado
Sentido del
desplazamiento
Se observa
AgNO3
Escriba la ecuación de la reacción entre el ion plata y el ion ioduro:
Equilibrio en fase gaseosa
Escriba la ecuación que describe al equilibrio en estudio:
¿Por qué debe tapar el tubo de ensayo?
Complete el siguiente cuadro, indicando en qué sentido se desplaza el equilibrio anterior
cuando se modifica la temperatura del sistema y lo que se observa en cada caso.
Perturbación
calentamiento
enfriamiento
Se observa
El signo del ∆H° de la reacción en estudio es:
Sentido del desplazamiento