EQUILIBRIO QUIMICO

REACCIONES REVERSIBLES. ASPECTOS PRÁCTICOS DEL EQUILIBRIO QUÍMICO

 

En esta experiencia estudiaremos, cualitativamente, algunos aspectos prácticos del equilibrio químico. Para ello:

-          Experimentaremos con una reacción química reversible y coloreada.

-          Comprobaremos la reversibilidad de la misma observando los cambios de color que tienen lugar al modificar la concentración de reactivos y productos.

-          Verificaremos que el sentido de avance de la reacción en equilibrio tiende a contrarrestar los cambios introducidos, de acuerdo con lo previsto por el principio de Le Chatelier.

 

FUNDAMENTO DE LA PRÁCTICA

La mayoría de las reacciones químicas son reacciones reversibles. Tan pronto se forman algunas moléculas de producto, comienza el proceso inverso: estas moléculas reaccionan y forman moléculas de reactivo. El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes.

En esta experiencia se pretende visualizar el concepto de equilibrio químico utilizando los cambios de color que se producen en una reacción química reversible y coloreada. La reacción elegida es la formación del ión complejo hexakis(tiocianato)ferrato (III),  [Fe(SCN)₆]³ˉ de color rojo sangre. Este ión complejo se forma mezclando una disolución transparente de tiocianato de potasio, KSCN, con otra de  cloruro de hierro (III), FeCl₃, de color amarillo claro. Los iones tiocianato, SCNˉ, reaccionan con los iones hierro (III), Fe⁺³, dando lugar al ión [Fe(SCN)₆]³ˉ de color rojo. El equilibrio dinámico que se establece entre los tres iones está dado por:

                La intensidad del color rojo nos indica, de manera cualitativa, la cantidad del ión [Fe(SCN)₆]³ˉ en la mezcla en equilibrio.

     En esta práctica, realizaremos diversos cambios de concentración de reactivos y productos (adición y sustracción de materia) en la reacción arriba indicada. Observando los cambios de color comprobaremos la reversibilidad de la misma, y analizaremos en qué sentido avanzará la reacción cuando se altera la situación de equilibrio como consecuencia de los cambios introducidos.

MATERIAL Y REACTIVOS

Material	Reactivos
Vaso de precipitado de 250 mL Gradilla 5 tubos de ensayo Pipeta Varilla de vidrio	Tiocianato de potasio, (KSCN)ac, 0,1 M Cloruro de hierro (III), (FeCl3)ac, 0,1 M Hidróxido de sodio (NaOH)ac, 2 M Ácido clorhídrico (HCl)ac, 0,1 M

MÉTODO EXPERIMENTAL

En un vaso de precipitados de 250 mL se adicionan, por este orden:

-          1 mL de una disolución de FeCl₃ 0,1 M y 1 mL de una disolución de KSCN 0,1 M.

-          Diluir esta mezcla con 50 mL de agua con objeto de disminuir la intensidad del color y poder observar más fácilmente los cambios del mismo. Agitar con una varilla de vidrio para facilitar la reacción química.

Preparar cuatro tubos de ensayo limpios y adicionar, a cada uno de ellos, 10 mL de la disolución preparada. Añadir 1 mL (aproximadamente 20 gotas) de una disolución de FeCl₃ 0,1 M al primero y, al segundo, 1 mL de una disolución de KSCN 0,1 M. Al tercer tubo se le añade NaOH 2 M hasta observar la aparición de un sólido marrón-rojizo que queda disperso en la disolución. El cuarto tubo sirve como referencia a los otros tres.

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

FUNDAMENTO TEÓRICO

La mayoría de las reacciones químicas son reversibles, al menos en cierto grado. Al inicio de un proceso reversible, la reacción procede hacia la formación de productos. Tan pronto como se forman algunas moléculas de producto, comienza el proceso inverso: estas moléculas reaccionan y forman moléculas de reactivo. El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes. El equilibrio químico es, por tanto, un proceso dinámico. El equilibrio químico es importante para explicar un gran número de fenómenos naturales, y desempeña un papel importante en muchos procesos industriales.

           Para una reacción reversible en equilibrio, y a una temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante K_c llamado constante de equilibrio. Decimos que esta relación es la expresión de la constante de equilibrio. Los corchetes de la ecuación significan concentraciones molares.

                Es importante resaltar que aunque las concentraciones de reactivos y productos pueden variar, el valor de K_c para una reacción dada permanece constante, siempre y cuando la reacción esté en equilibrio y la temperatura no cambie.

Para las reacciones que no han alcanzado el equilibrio se utiliza el cociente de reacción Qc que se calcula igual que Kc pero con concentraciones que no son de equilibrio. Para determinar el sentido de la reacción basta comparar el valor de ambas magnitudes Qc y Kc .

- Si Qc < Kc, para alcanzar el equilibrio, los reactivos deben transformarse en productos y la reacción neta procede hacia la derecha.

- Si Qc > Kc, para alcanzar el equilibrio, los productos deben transformarse en reactivos y la reacción neta procede hacia la izquierda.

- Si Qc = Kc, las concentraciones iniciales son concentraciones de equilibrio; el sistema está en equilibrio.

El equilibrio químico representa un balance entre las reacciones directa e inversa. Hay diversos factores experimentales que pueden alterar este balance y desplazar la posición del equilibrio hacia los productos o hacia los reactivos. Las variables que se pueden controlar en forma experimental son:

-          La concentración de reactivos y productos

-          La presión y el volumen

-          La temperatura

                Existe una regla general que ayuda a predecir, de manera cualitativa, en que sentido se desplazará una reacción química cuando se altera su equilibrio. Esta regla, conocida como principio de Le Châtelier establece que si un sistema en equilibrio se perturba por un cambio de temperatura, presión o concentración de uno de los componentes, el sistema desplaza su posición de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de la perturbación, hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio.

CINÉTICA QUÍMICA

DETERMINACIÓN DEL ORDEN DE REACCIÓN Y ENERGÍA DE ACTIVACIÓN

                En esta experiencia comprobaremos la influencia de la concentración de los reactivos, de la temperatura, y de la presencia de un catalizador, en la velocidad de una reacción química.

FUNDAMENTO DE LA PRÁCTICA

                La velocidad de una reacción química aumenta con la concentración de los reactivos, con la temperatura y con la presencia de un catalizador. Vamos a comprobar estos efectos sobre la reacción redox entre los iones yodato, IO₃ˉ, y los iones hidrógeno sulfito, HSO₃ˉ en disolución acuosa. La reacción ajustada es:

IO₃ˉ(ac)  +  3 HSO₃ˉ(ac)  3 SO₄²ˉ(ac)  +  3 H⁺(ac)  +  Iˉ(ac)

Para observar el final de la reacción, se pone un exceso de yodato y se añade un poco de almidón. Así, cuando se agotan los iones hidrógeno sulfito, tiene lugar la reacción redox siguiente:

5 Iˉ(ac)  +  IO₃ˉ(ac)  +  6 H⁺(ac)   3 H₂O(l)  +  3 I₂(ac)

El yodo, I₂, liberado en este proceso produce inmediatamente con el almidón un intenso color azul, que indicará el final de la reacción principal. 

MATERIAL Y REACTIVOS

Material	Reactivos
1 probeta 4 matraces erlenmeyer de 100 mL Pipetas Pasteur (cuentagotas) Varilla de vidrio 1 cronómetro y 1 termómetro	Yodato de potasio 0,150 M, KIO3(ac) Hidrógeno sulfito de sódio 0,020 M, NaHSO3(ac) Disolución de almidón al 2% Nitrato de cobre (II) 0,02 M Agua

  

MÉTODO EXPERIMENTAL

1.- EFECTO DE LA CONCENTRACIÓN SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN.

1.1.- Experimentos a temperatura ambiente

Realizaremos una serie de ensayos, a temperatura ambiente, trabajando con exceso de ión yodato para observar el final de la reacción. En estas experiencias, modificaremos la cantidad de IO₃ˉ y estudiaremos cómo afecta esta variación al tiempo de reacción.

Experiencia 1 (repetir tres veces):

- Preparar dos matraces erlenmeyer limpios y añadir las siguientes cantidades:

[e1]: 10 mL de una disolución de yodato 0,150 M y, a continuación, 50 mL de agua. Agitar.

[e2]: 10 mL de la disolución de hidrógeno sulfito 0,020 M y 5 mL de la disolución de almidón al 2%. Agitar.

- Medir la temperatura de ambas disoluciones, antes de mezclarlas, y anotar el resultado.

- Verter, rápidamente, la disolución con HSO₃ˉ sobre el erlenmeyer que contiene la disolución de IO₃ˉ y conectar el cronómetro. Agitar, con una varilla y observar atentamente la disolución hasta que aparezca el color azul.

- Detener el cronómetro cuando el contenido del matraz se vuelva azul muy oscuro. Anotar el tiempo de reacción transcurrido.

- Lavar el material y repetir, dos veces más, la misma experiencia. Anotar en cada caso el tiempo de reacción.

Experiencia 2  (repetir tres veces):

En dos matraces erlenmeyer añadir las cantidades que se indican a continuación y repetir, tres veces, la operación anterior:

[e1]: 7 mL de una disolución de yodato 0,150 M y, a continuación, 53 mL de agua. Agitar.

[e2]: 10 mL de la disolución de hidrógeno sulfito 0,020 M y 5 mL de la disolución de almidón al 2%. Agitar.

Anotar el tiempo de reacción transcurrido.

Experiencia 3  (repetir tres veces):

En dos matraces erlenmeyer añadir las cantidades que se indican a continuación y repetir, tres veces, la operación anterior:

[e1]: 5 mL de una disolución de yodato 0,150 M y, a continuación, 55 mL de agua. Agitar.

[e2]: 10 mL de la disolución de hidrógeno sulfito 0,020 M y 5 mL de la disolución de almidón al 2%. Agitar.

Anotar el tiempo de reacción transcurrido.

2.- EFECTO DE LA TEMPERATURA SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN.

Experiencia 4  (repetir tres veces):

- Preparar dos matraces erlenmeyer limpios y añadir las siguientes cantidades:

[e1]: 10 mL de una disolución de yodato 0,150 M y, a continuación, 50 mL de agua. Agitar.

[e2]: 10 mL de la disolución de hidrógeno sulfito 0,020 M y 5 mL de La disolución de almidón al 2%. Agitar.

- Preparar un baño de hielo picado e introducir los dos erlenmeyer.

- Cuando la temperatura de ambas disoluciones se encuentre entre 5 y 10 °C, anotar la temperatura exacta que marca el termómetro. Verter, rápidamente, la disolución con HSO₃ˉ sobre el erlenmeyer que contiene la disolución de IO₃ˉ y conectar el cronómetro.

- Agitar y observar atentamente la disolución hasta que aparezca el color azul. Detener el cronómetro cuando el contenido del matraz se vuelva azul muy oscuro.

- Repetir, dos veces más, la misma experiencia y anotar en cada caso el tiempo de reacción transcurrido.

3.- EFECTO DE LOS CATALIZADORES

Experiencia 5  (repetir tres veces):

Repetir el ensayo de la experiencia 1 mezclando las disoluciones a temperatura ambiente y añadiendo 6 gotas de disolución de nitrato de cobre (II) 0,02 M. Anotar el tiempo de reacción transcurrido en cada una de las experiencias.

A continuación veremos alguna reacciones que modifican su velocidad a consecuencia de la adicción de catalizadores.

TERMOQUÍMICA

FUNDAMENTO DE LA PRÁCTICA

En esta experiencia vamos a medir la cantidad de calor que se absorbe o se desprende en reacciones que tienen lugar en disolución acuosa. Para ello vamos a utilizar un calorímetro que es un vaso aislado térmicamente provisto de una tapadera a través de la cual se inserta un termómetro. La tapadera no cierra herméticamente a fin de que el contenido del vaso esté a presión constante (véase la figura). La cantidad de calor asociada a las reacciones químicas y a los cambios físicos se establece midiendo los cambios de temperatura de la disolución. Realizaremos los siguientes ensayos:

1.- Determinación experimental de la capacidad calorífica (o equivalente calorífico en agua) del calorímetro.

2.- Determinación experimental de la cantidad de calor desprendido en reacciones de neutralización:

        - Neutralización de una disolución acuosa de ácido clorhídrico con otra de hidróxido de sodio.

        - Neutralización de una disolución acuosa de ácido acético con otra de hidróxido de sodio.

        - Neutralización de una disolución acuosa de ácido clorhídrico con otra de amoniaco.

3.- Determinación de la cantidad de calor absorbido al disolver cloruro de amonio sólido en agua.

4.- Finalmente utilizaremos algunos de los datos experimentales obtenidos para calcular, aplicando la ley de Hess, la cantidad de calor absorbida o desprendida en la reacción de descomposición del cloruro de amonio:

NH₄Cl_(s) → NH_3(g) + HCl_(g)

MATERIAL Y REACTIVOS

Material	Reactivos
Calorímetro Termómetro Placa calefactora Probeta 2 vasos de precipitados	Hidróxido de sodio (NaOH)ac, 3 M Ácido clorhídrico (HCl)ac, 3 M Ácido acético (CH3COOH)ac, 3 M. Amoniaco (NH3)ac, 3 M Cloruro de amonio (NH4Cl)s

MÉTODO EXPERIMENTAL

Cuando se lleva a cabo una reacción exotérmica en un calorímetro el calor liberado en la reacción es absorbido parte por el agua (elevándose su temperatura) y parte por las paredes del calorímetro. La cantidad de calor que absorbe el calorímetro se expresa como su capacidad calorífica o equivalente de agua, eq_c. Esto se refiere a la cantidad de agua que absorbería la misma cantidad de calor que el calorímetro por el cambio en un grado de temperatura. El equivalente de agua de un calorímetro se determina experimentalmente y su valor es una constante para todos los experimentos efectuados en el calorímetro. 

2.- DETERMINACIÓN EXPERIMENTAL DE CALORES DE NEUTRALIZACIÓN. REACCIONES A PRESIÓN CONSTANTE.

Cuando se lleva a cabo una reacción de neutralización en un calorímetro mezclando una disolución de un ácido con otra de una base, el calor liberado en la reacción de neutralización es absorbido por el agua (que aumenta su temperatura) y por las paredes del calorímetro.

2.1.- Reacción de neutralización de un ácido fuerte por una base fuerte

- Medir 50 mL de una disolución de hidróxido de sodio 3M y anotar su temperatura.

- Medir 50 mL de una disolución de ácido clorhídrico 3M y anotar su temperatura.

- Añadir, simultáneamente, ambas disoluciones al calorímetro.

- Cerrar el calorímetro, agitar suavemente y anotar la temperatura a intervalos de 1 minuto, durante cinco minutos, manteniendo la agitación todo el tiempo.

- Realizar la gráfica T/t y extrapolar, el tramo recto, a tiempo cero para determinar T_o.

- Suponiendo que la densidad de la mezcla de reacción es aproximadamente 1 g/cm³ y que su calor específico se aproxima a 1 cal/g·K, calcular el calor de neutralización (en KJ/mol) para la reacción de neutralización efectuada:

NaOH_(ac)  +  HCl_(ac)  →  Na⁺_(ac) + Clˉ_(ac)  +  H₂O_(l)        ó          OHˉ_(ac) + H⁺_(ac) →  H₂O_(l)

2.2.- Reacción de neutralización de un ácido débil por una base fuerte.

                        Repetir el proceso del apartado anterior empleando 50 mL de una disolución de hidróxido de sodio 3M y 50 mL de una disolución de ácido acético 3M.

Realizar la gráfica T/t y extrapolar, el tramo recto, a tiempo cero para determinar T_o. Calcular la entalpía de neutralización en KJ/mol para la reacción efectuada.

NaOH_(ac)  +  CH₃COOH_(ac)  →  CH₃COOˉ_(ac) +  Na⁺_(ac)  +  H₂O_(l)

2.3.- Reacción de neutralización de un ácido fuerte  por una base débil.

            Repetir el proceso del apartado anterior empleando 50 mL de una disolución de ácido clorhídrico 3M y 50 mL de una disolución de amoniaco 3M.

Realizar la gráfica T/t y extrapolar, el tramo recto, a tiempo cero para determinar T_o. Calcular la entalpía de neutralización en KJ/mol para la reacción efectuada.

NH_3(ac)  +  HCl_(ac)  →  NH₄⁺_(ac)  +  Clˉ_(ac)

3.- DETERMINACIÓN EXPERIMENTAL DEL CALOR DE DISOLUCIÓN DEL CLORURO DE AMONIO.

- En una balanza de precisión pesar entre 10 y 11 gramos de NH₄Cl sólido, y anotar la masa de la muestra.

- Medir 50 mL de agua destilada, anotar su temperatura y añadirlos al calorímetro.

- Añadir el NH₄Cl sólido al calorímetro. Agitar vigorosamente y anotar la temperatura a intervalos de 1 minuto. Comprobar que todo el sólido se ha disuelto antes de realizar la primera medida de temperatura.

- Realizar la gráfica T/t y extrapolar, el tramo recto, a tiempo cero para determinar T_o.

- Calcular el calor de disolución en KJ/mol,

NH₄Cl_(s)  +  H₂O_(l)  →  NH₄⁺_(ac)  +  Clˉ_(ac)

4.- APLICACIÓN DE LA LEY DE HESS PARA CALCULAR ΔH PARA LA REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN DEL CLORURO DE AMONIO

NH₄Cl(s)   →   NH_3(g)  +  HCl_(g)

Datos necesarios:

A₁: Valor experimental de ΔH determinado para:           NH_3(ac) + HCl_(ac) → NH₄⁺_(ac) + Clˉ_(ac)     (apartado 2.3)

A₂: Valor experimental de ΔH determinado para:           NH₄Cl_(s) + H₂O_(l) → NH₄⁺_(ac) + Clˉ_(ac)     (apartado 3)

A₃: ΔH₃ = -34.640 J/mol, para:                                                   NH_3(g) + H₂O_(l)  →  NH_3(ac)

A₄: ΔH₄ = -75.140 J/mol, para:                                                   HCl_(g) + H₂O_(l)  →  HCl_(ac)

A continuación tenemos unos vídeos que nos explican como hallar entalpias de reacción y calores de reacción

Normas

PRÁCTICAS DE LABORATORIO

QUÍMICA EN INGENIERÍA

            Bienvenidos al blog dedicado a explicar los procesos sencillos de la vida real desde el punto de vista de la química.

La Química es una ciencia experimental. Todas las teorías establecidas y todas las leyes enunciadas tienen siempre un apoyo práctico. Por ello, el estudio de la Química va siempre acompañado de una serie de experimentos de gran valor formativo. Es, por tanto, indispensable prestar la máxima atención a los trabajos en el laboratorio, preparando de antemano la correspondiente  práctica y aplicando con el máximo rigor las instrucciones que se dan.

          Hay que resaltar que en el laboratorio se manipulan continuamente sustancias peligrosas y que, por tanto, nuestra seguridad y la de nuestros compañeros dependen de la atención que pongamos en nuestro trabajo.

  NORMAS DE CARÁCTER GENERAL

A) Personales

1)      Es obligatorio el uso permanente de:

                   ¨ bata de laboratorio,

                   ¨ gafas protectoras y

                   ¨ guantes

como medidas elementales de seguridad, ya que por mucho cuidado que se tenga al trabajar, las salpicaduras de los productos químicos son inevitables.

2) Antes de ir al laboratorio se debe estudiar el fundamento de la práctica correspondiente y las instrucciones para realizarla, aclarando cualquier duda con la ayuda de los libros de texto de que se disponga.

3) Cualquier duda que surja durante el desarrollo de las prácticas se debe consultar con el profesor de prácticas, al que debe comunicarse cualquier accidente que se produzca por pequeño que parezca.

4) Los alumnos deben abstenerse de realizar experimentos por propia iniciativa, así como modificar los que se propongan.

5) Si cae en la ropa ácido sulfúrico o cualquier otro ácido, lavar con abundante agua, y neutralizar inmediatamente con  bicarbonato. 

6) Hay que trabajar con atención y cuidado para evitar accidentes.

7) No tire, en ningún caso, papeles o productos sólidos en las pilas de desagüe.

B) Productos y material

1)   Antes de utilizar un producto, hay que asegurarse bien de que efectivamente es el que nos interesa.

     2) No separe nunca un tapón de su correspondiente frasco para evitar confusiones y la consiguiente contaminación de los productos.

    

     3) Después de cada operación, debe limpiar bien el material con agua y detergente y, una vez terminada la práctica, es obligatorio dejar el lugar de trabajo perfectamente limpio.

C) Manipulación

1) Cuando se caliente un tubo de ensayo que contenga un líquido hay que hacerlo suavemente y de modo que el tubo NO MIRE al operador ni a ninguno de sus compañeros, pues pueden producir­se proyecciones de líquido con peligro de quemaduras.

2) No hay que introducir pipetas, varillas de vidrio ni cualquier otro objeto en los frascos de los reactivos, salvo que se le indique específicamente. Ello puede producir la contaminación de los productos.

3) Los ácidos fuertes concentrados deben manejarse con precaución, ya que pueden producirse proyecciones de líquido con peligro de quemaduras peligrosas.  Siempre se echan sobre el agua, nunca al revés.

4) Nunca caliente líquidos inflamables directamente en una placa.

5) Nunca caliente un recipiente cerrado.

6) No deben olerse directamente los vapores desprendidos en ningún proceso, ni probar ningún producto.

7) No manipule ningún producto químico directamente con las manos.