Exp. de Laboratorio 2º de Bachillerato
Química

Estudio de la reversibilidad de algunas
reacciones químicas. Principio de Le Chatelier.

Introducción
Objetivos de la práctica
Material utilizado
Procedimiento experimental
  - Efecto de la concentración sobre el equilibrio
  - Efecto de la Temperatura sobre el equilibrio
  - Efecto de los catalizadores sobre el equilibrio
Conclusiones

 

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1.‑ Introducción.

Muchas reacciones químicas tienen lugar disminuyendo la concentración (o la masa) de las sustancias reaccionantes y terminan cuando prácticamente, se ha consumido la sustancia limitante de la reacción. Estas reacciones se denominan irreversibles. Sin embargo, muy frecuentemente, la reacción "se paraliza" permaneciendo en equilibrio una mezcla de productos de reacción y reactivos no consumidos. Se dice entonces, que el proceso es reversible y que hay una evolución en ambos sentidos hasta alcanzar dicho equilibrio, en el cual la velocidad de la reacción directa es igual a la de la reacción inversa.

Hay reacciones muy lentas y que aparentemente no ocurren, pero las elegidas en esta práctica, transcurren en tiempos muy pequeños y pueden observarse inmediatamente los efectos que el cambio de concentración en los reactivos o productos, o de la temperatura, tienen sobre el equilibrio alcanzado.

El comportamiento observado responde a un principio general que fue establecido en 1884 independiente y simultáneamente por F. Brauny H. Le Chatelier. El texto tal y como fue enunciado por Le Chatelier establece que "una reacción química que es desplazada del equilibrio por un cambio de las condiciones (concentración, temperatura, presión, volumen) evoluciona hacia un nuevo estado de equilibrio en la dirección en la que, al menos parcialmente, compense el cambio experimentado".

 

 

2.‑ Objetivos de la práctica.

Esta práctica tiene tres objetivos fundamentales:

  1. Observar algunas reacciones químicas interesantes y coloreadas que son ejemplos de sistemas en equilibrio.

  2. Manipular dichos equilibrios introduciendo cambios de concentración o de temperatura.

  3. Comprobar que la dirección del desplazamiento de la reacción en equilibrio tiende, al menos parcialmente, a contrarrestar los cambios en las condiciones de acuerdo con lo previsto por el Principio de Le Chatelier.

 

 

3.‑ Material utilizado.

El material utilizado en esta práctica de laboratorio es el siguiente:

Material fungible

Productos químicos

  • Balanza
  • Mechero bunsen
  • Vaso de precipitados
  • Embudo
  • Probeta
  • Tubo acodado
  • Tubos de ensayo
  • Gradilla para tubos de ensayo
  • Tapones
  • Pinzas
  • Vidrio de reloj
  • Pipeta de 10 ml
  • Pipeta de Pasteur
  • Prepipeta
  • Varilla de vidrio
  • Termómetro
  • Cucharilla espátula
  • Frasco dosificador
  • Papel
  • Lápiz
  • Fenolftaleina
  • Ácido clorhídrico
  • Ácido nítrico
  • Hidróxido sódico
  • Dicromato potásico
  • Sulfocianuro potásico
  • Cloruro de Bario
  • Cloruro de Hierro (III)
  • Cloruro de Cobalto (II)
  • Metanol
  • Cobre metálico
  • Yodo resublimado
  • Terrón de azúcar
  • Ceniza
  • Hielo
  • agua destilada

 

 

4.‑ Procedimiento experimental.

4.1.‑ Efecto de la concentración sobre el equilibrio.

a) Equilibrio de Indicadores ácido‑base:

Una gran parte de los indicadores son ácidos o bases débiles, cuya ecuación de disociación puede escribirse como:

HIn + H2O               In + H3O+

En el caso de la fenolftaleina la forma ácida (HIn) es incolora y a un pH aproximadamente de 9, cambia a la forma básica (In) de color rojo.

Con objeto de observar los efectos de ácidos y bases sobre indicadores, poner una gota de fenolftaleina en un tubo de ensayo con unos 3 ml de agua. Añadir a continuación 2 gotas de NaOH 6 M y a seguidamente 6 gotas de HCl 6 M. Observa los cambios producidos.

b) Equilibrio del ion cromato‑dicromato:

El ion cromato (de color amarillo) reacciona con protones (provenientes de cualquier ácido) para dar el ion dicromato (de color naranja):

2 CrO4-2 + 2 H+                      Cr2O7-2  + H2O      (1)

Añadiendo una base a este equilibrio, se observa un desplazamiento inmediato hacia la izquierda, porque al absorber la base los protones presentes en el equilibrio, según Le Chatelier el sistema buscará fabricar más protones; y se volverá de color amarilla la disolución. Si una vez alcanzado el equilibrio, añadimos un ácido, el exceso de protones volverá a desplazar el equilibrio hacia la derecha y la disolución tomará el color naranja original.

Disolver una pequeña cantidad de dicromato potásico en 50 ml de agua. Introducir unos 3 ml de dicha disolución en un tubo de ensayo y añadir gota a gota, agitando el tubo, hidróxido sódico 6 M hasta observar un cambio de color. A continuación añade de la misma manera ácido clorhídrico 6M hasta recuperar el color inicial. Vierte de nuevo, gota a gota, hidróxido sódico e interpreta los cambios observados.

c) Equilibrio de precipitación del cromato de bario:

CrO4‑2 (ac) + Ba+2 (ac)             BaCrO4 (s)            (2)

Si mezclamos una disolución que posea iones cromato (CrO4‑2), amarilla, con otra que contenga iones bario (Ba+2) se formará cromato de bario que precipitará en el fondo del tubo de ensayo ya que es muy insoluble (precipitado blanco). Si una vez alcanzado el equilibrio, se le añade un ácido, como sabemos por el equilibrio (1), los pocos iones cromato que hubiesen en la disolución desaparecerían y se convertirían en iones dicromato (de color naranja). Al desaparecer los iones cromato, el equilibrio (2), según Le Chatelier, se desplazará a la izquierda y el precipitado se disolverá. Si cuando ya haya desaparecido el sólido se añade una base, (que elimina los H+), el equilibrio (1) se desplaza a la izquierda, desapareciendo los iones dicromato que pasarán a cromato de nuevo. Pero entonces el equilibrio (2) según Le Chatelier, se desplaza hacia la derecha para eliminar el exceso de iones CrO4‑2, y se formará de nuevo el precipitado.

Toma unos tres mililitros de la disolución de dicromato potásico preparada en el apartado anterior, en un tubo de ensayo, y añádele, gota a gota, hidróxido sódico 6 M hasta que cambie de color (amarillo por la presencia de iones CrO4‑2). Vierte entonces unos tres mililitros de una disolución de cloruro bárico 0,2 M y observa lo que ocurre. Posteriormente añade, gota a gota, HCl 6 M, hasta que desaparezca completamente el precipitado y a continuación, vuelve a introducir gota a gota hidróxido sódico 6 M. Repite esta última operación cuantas veces desees. Intenta justificar todos los cambios observados según Le Chatelier.

 

d) Equilibrio del ion complejo tiocianato férrico:

La formación de este ion, de color rojo sangre, puede describirse según la reacción:

Fe+3 + SCN                Fe(SCN)+2

Poner en un vaso de precipitados 3 ml de KSCN (sulfocianuro potásico) 0'1 M y 3 ml de una disolución de cloruro férrico. Diluir esta mezcla con 50 ó 60 ml de agua con el objeto de disminuir la intensidad de color y poder observar más fácilmente los cambios del mismo.

Preparar 4 tubos de ensayo, introduciendo en cada uno de ellos unos 5 ml de esta disolución. Añadir 1 ml (aproximadamente 20 gotas) de FeCl3 0,1 M al primero, y al segundo, 1 ml de KSCN 0,1 M.

A la tercera disolución se le añaden 5 ó 6 gotas de Na(OH) 6M. Eventualmente puede formarse un coloide amarillo pardo de hidróxido férrico que se deberá redisolver añadiendo gota a gota ácido clorhídrico 6 M.

 El cuarto tubo de ensayo sirve de referencia a los otros tres.

Comparar la intensidad relativa del complejo en cada uno de los tres tubos de ensayo e interpretar las observaciones aplicando el principio de Le Chatelier.

4.2.‑ Efecto de la Temperatura sobre el equilibrio.

a) Equilibrio del ion Co(II):

El complejo CoCl4‑2 es de color azul, mientras que el (Co(H2O)6)+2 es de color rosa. Entre ambas especies se puede establecer este equilibrio fuertemente dependiente de la temperatura:

(CoCl4)‑2 + 6 H2O          (Co(H2O)6)+2 + 4 Cl + energía

 

El principio de Le Chatelier indica que si enfriamos el sistema, el equilibrio se desplaza hacia el complejo acuoso (derecha).

Colocar en un tubo de ensayo seco 3 ml de disolución en metanol de CoCl2.6H2O 0,15 M (color rosa del acuocomplejo), añádele unas gotas de ácido clorhídrico concentrado, y caliéntalo al "baño María" hasta unos 65‑70 ºC, cerca de una ventana abierta del laboratorio (precaución: los vapores del metanol son tóxicos e inflamables). Debes observar un cambio de color de rosa a azul (que denota la presencia del ion CoCl4‑2). En caso de no producirse hay que seguir calentando, ya que probablemente haya un exceso de agua en la disolución original.

El cambio de color es reversible y consecuentemente enfriando la disolución, introduciendo la parte exterior del tubo bajo el chorro de agua fría del grifo, se recupera el color rosa original. Repetir el ciclo de calentamiento y enfriamiento.

b) Equilibrio de los óxidos del nitrógeno:

Coloca en un matraz erlenmeyer un poco de cobre, añádele ácido nítrico concentrado y tápalo rápidamente con un tapón horadado del que sale un tubo de vidrio acodado que vaya a un tubo de ensayo.

La reacción que tiene lugar es:

Cu + 4 HNO3            Cu(NO3)2 + 2 NO2 + H2O

Se obtendrá dióxido de nitrógeno que es un gas de color pardo, más denso que el aire (por eso no flota) y que se recogerá en el tubo de ensayo. Observa, además como la disolución del matraz erlenmeyer adquiere una coloración azul por la presencia de iones Cu+2. Ten mucha precaución al realizar esta operación ya que el dióxido de nitrógeno es un gas muy tóxico y no debe escaparse del tubo de ensayo; si ocurre algo, añade agua del grifo hasta que cese la reacción.

Llena dos tubos de ensayo con dióxido de nitrógeno y tápalos con un tapón de goma. Introduce uno de los tubos de ensayo en un vaso de precipitados con cubitos de hielo y el otro con un vaso de agua que previamente hemos calentado. Anota lo que ocurre.

c) Equilibrio de la sublimación del iodo:

Introduce en un tubo de ensayo un poco de iodo resublimado, tápalo con un tapón de goma y caliéntalo muy suavemente. A menor cantidad de iodo que introduzcas, mejor apreciarás los cambios. Observa que el yodo pasa directamente a gas, lo cual se pone de manifiesto por la presencia de vapores de color violeta. Si enfrías el tubo, observarás como el iodo vuelve a solidificar en las paredes del tubo. Debes tener mucha precaución con los vapores del iodo ya que también son tóxicos.

 

 

4.3.‑ Efecto de los catalizadores sobre el equilibrio.

a) Combustión del azúcar:

Si acercas a la llama un terrón de azúcar, éste se consume sin arder. Basta con poner un poco de ceniza (catalizador) sobre el terrón para conseguir que arda; es decir, que su reacción de combustión se realizará a mayor velocidad.

 

 

5.‑ Conclusiones:

  1. Anota todos los cambios que has observado en cada una de las reacciones experimentadas, tratando de justificarlos aplicando el principio de Le Chatelier y, si es posible, escribiendo las reacciones químicas que tienen lugar.
     

  2. En la reacción 4.1 b), ¿cómo afecta el ion OH al equilibrio si no interviene en las ecuaciones químicas allí descritas?
     

  3. Comenta si las reacciones que tienen lugar en el apartado 4.2.a) son endotérmicas o exotérmicas.

 

  

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