Práctica 11. Equilibrio

Química 2º de Bachillerato
Práctica nº 11
EQUILIBRIO QUÍMICO
Objetivos
En esta práctica intentaremos fijar, mediante el estudio experimental de
distintas mezclas de reacción, el concepto de equilibrio químico.
Paralelamente, observaremos cómo las mezclas alcanzan distintos puntos de
equilibrio y cómo podemos modificar el estado de equilibrio alterando
condiciones tales como concentración de las sustancias implicadas,
temperatura, etc.
Fundamento
Todas las reacciones químicas son en realidad sistemas en equilibrio
dinámico, que a veces se desplazan en un determinado sentido, es decir,
aparecen como irreversibles debido a las condiciones en que se realizan. No
obstante, se puede actuar sobre estas reacciones de modo que se invierta el
proceso, aunque este efecto sea difícil de conseguir y apreciar en algunas
reacciones que se consideran comúnmente irreversibles. Por esta razón es
frecuente poner en las reacciones químicas, en vez de una sola flecha, una
doble flecha indicando los dos sentidos de la reacción. La flecha de mayor
longitud indica que la reacción se encuentra desplazada en ese sentido. Una
reacción del tipo: aA + bB  cC +d D tiene una constante de equilibrio a una
determinada temperatura expresada por: K = [C]c·[D]d / [A]a·[B]b
en la que los símbolos   indican concentraciones molares de las sustancias.
Tanto del estudio matemático de la constante de equilibrio como del
enunciado del principio de Le Chatelier se deduce que un aumento de la
concentración de A o de B desplaza el equilibrio hacia la derecha, y si aumenta
C ó D ó se hace disminuir A ó B (por ejemplo por precipitación), el equilibrio se
desplazará hacia la izquierda.
Tomando como ejemplo una de las reacciones que estudiaremos en
esta práctica, la interconversión del cromato (CrO42-, amarillo en disolución
acuosa) en dicromato (Cr2O72-, naranja en disolución acuosa):
2 CrO42- (ac) + 2H+ (ac)  Cr2O72- (ac) + H2O (l) (2)
Cuando la concentración de todas las especies químicas: CrO42- , H+
y Cr2O72- es constante con el tiempo llegamos al punto de equilibrio de la
reacción. La Termodinámica define cuándo un proceso se encuentra en
equilibrio o cuando, por el contrario, evoluciona espontáneamente
(irreversiblemente) hacia una situación final de equilibrio. Así, dada la reacción
(2), podríamos calcular la variación de energía libre por mol (G) para una
mezcla cuyas concentraciones molares de CrO42- , H+ y Cr2O72- fuesen
conocidas, usando la expresión siguiente:
G = Gº + RT ln Qc
(3)
donde Qc, = cociente de reacción =
2
[Cr2 O7 ]
(4)
[CrO4 2  ]2 •[H  ]2
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Práctica nº 11
 G 0
- Si G = 0, la mezcla está en equilibrio y Qc = K = exp (
)
R •T
- Sí G < 0, Qc < K, la composición de la mezcla no es estable (las
concentraciones de reactivos y productos varían con el tiempo) y evolucionará
hacia la derecha hasta el equilibrio aumentando su cociente de reacción
(disminuyendo la concentración de reactivos y aumentado la de productos).
- Si G > 0, Qc > K, la composición de la mezcla tampoco es estable y
evolucionará hacia la izquierda hasta el equilibrio disminuyendo su cociente de
reacción (aumentando la concentración de reactivos y disminuyendo la de
productos).
- Además, si un punto de equilibrio (Qc = K ) es perturbado, con lo que Qc  K,
las concentraciones de las especies evolucionarán hasta restablecer el
equilibrio, es decir, hasta formar una nueva mezcla de composición estable y
que cumpla Q’c = K. En la práctica que vamos a realizar introduciremos varios
tipos de perturbaciones sobre el punto de equilibrio inicial: -adición/sustracción
de reactivos, - cambios de temperatura, …
PRIMERA PARTE
Nota importante para todos los ensayos: en cada caso debe escribirse la
reacción ajustada y la expresión de la constante de equilibrio. Al efectuar
cualquier modificación, debe pensarse cómo se verá afectado el cociente de
reacción correspondiente, lo que ayudará a interpretar el desplazamiento del
equilibrio en cuestión.
Material:
- gradilla con tubos de ensayo
- buretas
- vasos de precipitados
- probeta de 10 mL.
Reactivos: FeCl3 0,01 M; NaSCN 0,01 M; K2CrO4 0,05 M; HCl 1 M; HCl
concentrado (12 M); NaOH 2M;
Se recuerda que no se debe introducir ninguna pipeta en los botes que
contienen los reactivos ni el agua destilada, sino que se echa desde éstos a
otro recipiente (por ejemplo un tubo de ensayo o un vaso de precipitados) y
desde este último se mide la cantidad necesaria o se rellena la bureta
correspondiente. La disolución sobrante NO debe devolverse al bote inicial.
1er Ensayo
En un tubo de ensayo se ponen 2 mL de la disolución de FeCl 3, 2 mL de
la de NaSCN y 5 mL de agua. Se agita. El ión SCN- y el ión Fe3+ reaccionan
inmediatamente estableciéndose el siguiente equilibrio:
Fe 3+ + 6 SCN-  [Fe(SCN)6]3- (La Kc de este equilibrio es muy elevada)
El ión [Fe(SCN)6]3- tiene un color rojo y por tanto la cantidad de dicho ión en la
mezcla de equilibrio vendrá indicada por la intensidad del color.
La disolución resultante se divide, aproximadamente en partes iguales, en tres
tubos de ensayo.
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-A uno de los tubos se añade, gota a gota (hasta un máximo de diez gotas),
disolución de FeCl3 .Observar y anotar los cambios producidos
- Al mismo tubo se le añade, también gota a gota, disolución de NaSCN.
Observar y anotar los cambios.
-Al segundo tubo se le añade disolución de NaOH 2 M. Se deja reposar y se
observan y anotan los cambios observados. (Dato: Ks del Fe(OH)3 = 4·10-38)
- Al tercer tubo se le añade agua destilada. Observar y anotar los cambios
producidos.
Tubo nª
Reactivo
agregado
Observación
Sentido del
desplazamiento
2º Ensayo.
Se ponen unos 3 mL de disolución de cromato potásico en dos tubos de
ensayo. A uno se le añaden unas gotas de HCl 1M. Observar lo que ha
ocurrido comparándolo con el otro al que no se le ha añadido HCl.
2 CrO42- (ac) + 2H+
(amarillo)
(ac)

Cr2O72- (ac) + H2O (l)
(naranja)
La disolución resultante se divide, aproximadamente en partes iguales, en tres
tubos de ensayo.
- A un tubo añadir unas gotas de NaOH 2M.
- A otro tubo añadir unas gotas de HCl 1M.
- A otro tubo añadir unas gotas de agua.
Tubo nª
Reactivo
agregado
Observación
Sentido del
desplazamiento
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SEGUNDA PARTE
El equilibrio químico
es probablemente el mejor para hacer una demostración cualitativa en la que
de modo claro se observe la reversibilidad de un equilibrio y la influencia de la
temperatura.
La razón de ello está en la fácil obtención de los componentes y en el color
marrón del dióxido de nitrógeno frente al tetraóxido que es incoloro.
La presentación que aquí hacemos es como demostración de cátedra
MATERIAL
Erlenmeyer (3)
Termómetros (3)
Vasos de precipitados (2)
Tapones (3)
Cobre,
Ácido
concentrado
nítrico
Sal y hielo picado
Vaso grande
Calentador eléctrico
Agua
PREPARACIÓN
Operación 1
En un recipiente grande se prepara una mezcla frigorífica abundante de sal con
hielo picado.
En cada uno de los tres erlenmeyer se añade un trocito de cobre
(aproximadamente del mismo tamaño) y unos mL de ácido nítrico y de
inmediato se tapan con los tapones sin apretar éstos fuertemente.
La siguiente fotografía muestra los tres recipientes en los que el color es
sensiblemente el mismo.
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Los tres se encuentran a la misma
temperatura ambiente
El número 1 se introduce en la
mezcla frigorífica, el número 2 se
deja al aire y el número 3 se
introduce en el agua caliente. Se
espera un tiempo para que el 1 se
enfríe y el 3 se caliente.
Se observa como el contenido del
erlenmeyer 1 se aclara, mientras
que el número 3 se oscurece. En
las fotografías 3a y 3b puede
observarse el proceso y el resultado final.
Nota.- Durante la espera el agua caliente se enfría y es necesario calentar de
nuevo para mantener una temperatura que ronde los ochenta o noventa grados
centígrados. La mezcla frigorífica
tiende a calentarse, y probablemente
suba algún grado su temperatura,
aunque esto no afecta a lo que se
pretende en la demostración.
Explicación de lo observado.
1) El cobre reacciona con el ácido
nítrico
concentrado
según
la
reacción
Es una reacción redox que habría que ajustarla.
2) Resaltar los cambios de color que se producen: El erlenmeyer 2 permanece
prácticamente con la misma coloración ya que su temperatura no ha variado, el
número 1 se ha aclarado y el 3 ha intensificado su color.
La interpretación debe hacerse a partir del equilibrio. El NO 2 es marrón y el
N2O4 incoloro, por tanto, el contenido del 1 al disminuir la temperatura ha
evolucionado hacia la formación de mayor cantidad de N2O4 , mientras que el
3 al aumentar la temperatura el equilibrio se ha desplazado hacia la formación
de mayor cantidad de NO2.
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Según el principio de Le Chatelier, cuando una causa externa actúa sobre un
equilibrio químico éste trata de contrarrestar en lo posible la causa externa
introducida.
Se trata de contestar a la pregunta, siguiendo el anterior principio, si la reacción
escrita en la forma
¿Es endotérmica o exotérmica?
1) Al aumentar la temperatura aumenta el NO2, ¿cómo puede contrarrestar el
equilibrio ese aumento de temperatura? Si la reacción tal como está escrita
fuese exotérmica resulta que la evolución observada todavía aumentaría más
la temperatura, si la reacción tal como está escrita es endotérmica absorbería
calor y trataría de bajar la temperatura, en consecuencia la reacción tal como
está escrita, de tetraóxido a dióxido, es endotérmica.
2) Al disminuir la temperatura aumenta el N2O4, si la reacción fuese
endotérmica en el sentido de NO2 a
N2O4 favorecería la disminución de
temperatura, luego en el sentido NO2 a
N2O4 la reacción es exotérmica.
El erlenmeyer 3 que contenía mucho
NO2 disminuye la intensidad del color,
lo que quiere decir que parte del NO2
ha pasado a N2O4 , por el contrario el
número 1 abundante en N2O4
intensifica su color , lo cual indica que
parte del N2O4 se ha convertido en
NO2.
El equilibrio es reversible, y las cantidades de reactivo en el equilibrio
dependen de la temperatura: a temperatura alta el equilibrio está desplazado
hacia el NO2 y a temperatura baja hacia el N2O4.