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UNIVERSIDAD DEL ATLÁNTICO DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS FACULTAD DE INGENIERÍA

EQUILIBRIO QUÍMICO PRINCIPIO DE LE CHATELIER Jesús Arias, Laura Atencia y Camila Pérez. Profesor: Wilder Ricaurte Villegas. Grupo 2 – 17-05-2017 Laboratorio de Química General II, Universidad del Atlántico, Puerto Colombia Estructura Marco Cálculos Análisis Conclusiones definitiva teórico

Resumen

Palabras claves Equilibrio, desplazamiento, reacción, concentración, principio de Le Chatelier.

en donde las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales y las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constante con el tiempo. La característica más notable de un sistema en equilibrio es su habilidad para regresar al equilibrio después que un cambio de condiciones modifica este estado. Este impulso para conservar el estado de equilibrio lo define el principio de Le Chatelier. En las reacciones a estudiar en esta práctica se observarán las alteraciones que suceden en el equilibrio cuando se modifica la concentración.

Abstract

2. Fundamentos Teóricos

The practice was performed to determine the direction of displacement of the equilibrium according to each reaction and how it counteracts the changes that occurred in those reactions. The effect of the concentration on the equilibrium was observed, for which a series of solutions were made in which its concentration of basic medium to acid and vice versa was varied, to observe the changes produced in them.

Muchas de las reacciones químicas son reversibles, y no es normal que los reaccionantes formen productos y que estos actúen simultáneamente como reaccionantes. En un sistema cerrado es posible llegar a un estado de equilibrio químico oponiendo reacciones.

La práctica se realizó para determinar la dirección de desplazamiento del equilibrio según cada reacción y cómo éste contrarresta los cambios ocurridos en dichas reacciones. Se observó el efecto que tiene la concentración sobre el equilibrio, para ello se hizo una serie de soluciones en las cuales se varió su concentración de medio básico a ácido y viceversa, para observar los cambios producidos en ellas. Para determinar ciertos desplazamientos se usó el principio de Le Chatelier

Este estado se consigue cuando las velocidades de reacción de productos y reaccionantes son iguales. Este se reconoce cuando las propiedades macroscópicas, como es el calor, la presión, o la solubilidad son constantes y cuando hay la energía disponible para producir un trabajo.

Key words Equilibrium, displacement, reaction, concentration, Le Chatelier's principle. 1. Introducción

El principio de Le Châtelier, establece que, si se presenta una perturbación externa sobre un sistema en equilibrio, el sistema se ajustará de tal manera que se cancele parcialmente dicha perturbación en la medida que el sistema alcanza una nueva posición de equilibrio.

En la mayoría de las reacciones químicas se comprueba experimentalmente que no se completan, a estas reacciones se le llaman reversible. Este tipo de reacciones por lo general conducen a un estado de equilibrio

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UNIVERSIDAD DEL ATLÁNTICO DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS FACULTAD DE INGENIERÍA Tubo

Reactantes

3. Desarrollo experimental 1. Se añadió 1ml de K2Cr2O7 (naranja) a dos tubos de ensayo y 1ml de K2CrO4 (amarillo) a otros dos tubos.

5

8 2. Se le añadió NaOH gota a gota a dos tubos con diferente reactivo y HCl gota a gota a los otros dos.

1 2 3 4 Tubo 1

4

K2Cr2O7(ac) + NaOH(ac) K2CrO4(ac) + NaOH(ac) K2Cr2O7(ac) + HCl(ac) K2CrO4(ac) + HCl(ac) Reactantes (K2Cr2O7(ac) + NaOH(ac)) + HCl(ac) (K2CrO4(ac) + HCl(ac)) + NaOH(ac)

No

5

No

5

Sí (naranja) ¿Cambió de color?

5

Gotas OH-/H+ 5

Sí (amarillo)

5

7

Tubo 4: En este ensayo sucede todo lo contrario, la adición de HCl (H+) eleva la concentración de iones hidrógeno y con esto, la desaparición de iones OH-, consecuente a esto, el sistema perturbado se desplazará hacia los productos para reducir dicha tensión, por tal razón se produce más Cr2O72-(ac) y la solución se torna naranja (color del ion dicromato).

5

Sí (naranja)

Sí (amarillo)

Tubo 1: La adición de NaOH (OH-) conlleva a la desaparición de H+ por parte de los reactivos debido a que los neutraliza, por tanto, el sistema reducirá esta perturbación provocando un desplazamiento hacia los reactivos, por tal razón se produce más CrO42-(ac) y la solución se torna amarillo (color característico del ion cromato).

Resultados: Gotas OH-/H+

5

+ 22 CrO24(ac) +2 H(ac) ⇌ Cr2 O7(ac) + H2 O(l)

4. Cálculos y análisis de resultados

¿Cambió de color? Sí (amarillo)

Sí (naranja)

Solución acuosa en equilibrio:

4. Se realizó el mismo procedimiento (1-3), sólo se cambió el HCl por H2SO4 y el NaOH por NH3.

Reactantes

Gotas OH-/H+

En solución acuosa, los iones cromato y dicromato se encuentran en equilibrio, desplazándose hacia el cromato para pH básicos y hacia el dicromato para pH ácidos.

3. A las soluciones que cambiaron de color, se le añadió posteriormente un reactivo opuesto al agregado inicialmente, es decir en vez de base se le añadió acido y viceversa.

Tubo

(K2Cr2O7(ac) + NH3(ac)) + H2SO4(ac) (K2CrO4(ac) + H2SO4(ac)) + NH3(ac)

¿Cambió de color?

A los tubos 1 y 4, en los cuales hubo cambio de color, se le añadió HCl y NaOH respectivamente. Tubo 1 + HCl:

Tubo 5 6 7 8

Reactantes K2Cr2O7(ac) + NH3(ac) K2CrO4(ac) + NH3(ac) K2Cr2O7(ac) + H2SO4(ac) K2CrO4(ac) + H2SO4(ac)

¿Cambió de color? Sí (amarillo)

Gotas OH-/H+

No

7

No

5

Sí (naranja)

5

Anteriormente, la reacción en el tubo 1. se desplazó hacia los reactivos (izq.) produciendo iones cromato. Ahora, añadiendo HCl (H+) se provocará un desplazamiento hacia los productos (los iones H+ se neutralizan con los iones OH-), en este sentido de la reacción habrá producción de iones Cr2O72-(ac) y la solución se tornará de color naranja, su color característico.

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Tubo 4 + NaOH: 3. ¿Qué conclusión puede sacar en relación con el equilibrio del ion cromato y de los iones de dicromato y su independencia sobre el hidrógeno y los iones hidróxilo?

En el ensayo anterior el sentido de la reacción se desplazó hacia los productos. Ahora, el NaOH (OH-) perturbará al sistema; los iones OH- se neutralizan con los iones H+, este efecto causa una baja concentración de iones H+, provocando un desplazamiento hacia los reactivos, por tal razón, aumentan los iones CrO42-(ac) y la solución se tornará de color amarillo hasta alcanzar el equilibrio químico.

El ion cromato (de color amarillo) y el ion dicromato (de color naranja): + 22 CrO24(ac) +2 H(ac) ⇌ Cr2 O7(ac) + H2 O(l)

Cuando se le añade un reactivo o un miembro de los productos a una solución en equilibrio, éste se perturba y la reacción se desplaza de tal manera que contrarresta esta tensión hasta alcanzar una nueva posición de equilibrio en la medida que se reduce dicha perturbación.

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. Esto quiere decir que el ion cromato reacciona con protones (provenientes de cualquier ácido) para dar el ion dicromato, y el ion dicromato reacciona con hidroxilo (cualquier base) para dar el ion cromato.

En el ensayo que se hizo con NH3 y H2SO4, sucede lo mismo, la diferencia es que el amoniaco actúa como una base de Lewis, es decir que posee electrones libres para captar protones (H+) y así poder disminuir la concentración de iones de hidrogeno en la solución y perturbar el sistema hasta que éste lo contrarreste cambiando el sentido de la reacción y alcanzar el equilibrio.

4. Enuncie el principio de Le Chatelier ¿Cómo se relaciona con esta investigación?

5. Preguntas adicionales 1. Balancee la reacción 2 CrO4= (ac)  Cr2O7= (ac) añadiendo hidrógenos (ac) y agua (l) de acuerdo a la reacción, en donde se necesite.

Principio de Le Châtelier: “Cuando en un sistema en equilibrio se produce una modificación de alguna de las variables que lo determinan (concentración, presión y temperatura) el equilibrio se desplaza en el sentido en el que se opone a dicha variación”.

+ 22 CrO24(ac) +2 H(ac) ⇌ Cr2 O7(ac) + H2 O(l)

2. Balancee la reacción CrO4= (ac)  Cr2O7= (ac) añadiendo OH- (ac) y H2O (l) al miembro adecuado de la ecuación.

Esto se relaciona a la práctica debido a que, si aumentamos las concentraciones de reactivos, la reacción se desplaza hacia la derecha.

22 CrO24(ac) + H2 O(l) ⇌ Cr2 O7(ac) + 2 OH(ac)

En caso contrario, si se aumenta las concentraciones de los productos, el sentido de la reacción se desplaza hacia la izquierda.

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UNIVERSIDAD DEL ATLÁNTICO DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS FACULTAD DE INGENIERÍA Chang, R., Jasso Hernán, E., Sarmiento Ortega, S., Goldsby, K., Álvarez Manzo, R. and Ponce López, S. (2013). Química. 10th ed. México D.F.: McGraw-Hill Education.

5. Escriba los iones respectivos según sus observaciones. Tubo 1

4

1 + HCl

4 + NaOH

Iones reactantes K+(ac) OH-(ac) Cr2O72-(ac) Na+(ac) K+(ac) H+(ac) CrO42-(ac) Cl-(ac) K+(ac) OH-(ac) Cr2O72-(ac) Na+(ac) H+(ac) Cl-(ac) K+(ac) H+(ac) CrO42-(ac) OH-(ac) Na+(ac) Cl-(ac)

Iones del producto K+(ac) OH-(ac) CrO42-(ac) Na+(ac) Cr2O72-(ac) K+(ac) Cl-(ac) H3O+(ac) K+(ac) Cl-(ac) Na+(ac) Cr2O72-(ac) H2O(l) K+(ac) Cl-(ac) CrO42-(ac) Na+(ac) H2O(l)

6. Conclusiones Esta práctica mejoró nuestra compresión sobre cómo la concentración afecta el equilibrio químico de un sistema. Cuando la concentración en un sistema se ve afectada, se produce una tensión que tendrá una consecuencia en el cambio de dirección del equilibrio en la reacción. Se comprobó el principio de Le Châtelier. Cuando se agrega un compuesto diferente o igual a los compuestos que conforman el sistema, los iones libres de los reactivos podrían reaccionar con el compuesto y consumirse con mayor velocidad, por consiguiente, los productos se disocian para que la reacción recobre el equilibrio (cambio de color), esto sucedió con los iones dicromato.

7. Bibliografía Brooks, D. (2015). Chromate-Dichromate Equilibrium. [En línea] Disponible en: http://dwb5.unl.edu/chem/DoChem/DoChe m-110.html [Acceso: 14 mayo 2017].

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