Equilibrio químico

EQUILIBRIO QUÍMICO
Laboratorio de Análisis Cuantitativo
Código de control:
ACT-TE-INQM 13- 07
Rev. 1
Hoja 1 de 5
Elaboró: M.C. Yolanda Ángeles Cruz
1. OBJETIVOS.
Demostrar que un estado de equilibrio puede alcanzarse haciendo reaccionar a los reactivos para
formar los productos, o a los productos para obtener los reactivos.
Comprobar la reversibilidad de algunas reacciones químicas, por medio de la modificación de las
condiciones de equilibrio.
2. FUNDAMENTOS
Los sistemas que experimentan un cambio espontáneo, siempre lo hacen en una dirección
definida. Esta dirección depende de las condiciones en las cuales el fenómeno se efectúa. Por
ejemplo, un objeto caliente que se pone en contacto con uno frío, le cede calor y abate por ello su
temperatura, mientras que el frío se calienta y su temperatura se eleva.
De los procesos espontáneos que ocurren, en algunos existe tendencia al equilibrio. El equilibrio
es uno de los conceptos fundamentales en la química y por ello ha sido ampliamente estudiado.
Cuando un sistema se encuentra en un estado de equilibrio, no se observan cambios
macroscópicos, sin embargo existen cambios microscópicos, reversibles a nivel molecular, cuyo
resultado global no altera las propiedades que caracterizan el estado de equilibrio.
Si una reacción química sucede en forma espontánea y alcanza el equilibrio, no significa que el
cambio de reactivos a productos sea total, siempre existirán restos de reactivos sin transformar. La
presencia de este remanente dependerá entre otras cosas de la energía involucrada en el proceso y
de la temperatura.
3. MUESTRAS, MATERIALES Y EQUIPO
Material
1 Agitador de vidrio
1 Perilla
1 Pipeta graduada de 10mL
1 Pipeta graduada de 5 mL
1 Vasos de precipitado de 100 mL
2 Probetas de 50 mL
3 Matraces Erlenmeyer de 250 mL
Papel indicador de pH.
Asignatura:
Química Analítica (Minerva)
Revisa:
Responsable del laboratorio
Aprueba:
Representante de la dirección
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Sustancias.
Acido sulfúrico 1.0 M
Acido sulfúrico 2.0 M.
Amoniaco 1.0 M.
Almidón.
Arsenito de Sodio 0.1 M.
Hidróxido de Sodio 2.0 M.
Sulfato de Cobre II 0.1 M.
Iodo 0.1 M.
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H2SO4
H2SO4
NH3
(C6H10O5)n
Na3AsO3
NaOH
CuSO4
I2
4. PARTE EXPERIMENTAL
Experimento A. El equilibrio siempre se alcanza, no importando el orden de adición de los
reactivos.
1. Colocar 5 ml de la disolución de arsenito de sodio en probetas de 25 ml. Identificarlas como
Ay B.
2. Agregar a la disolución A, 3.1 ml de yodo 0.1 M. Estimar el pH de la disolución A, mediante
papel indicador. Anotar lo observado en cada experimento.
3. Adicionar a la disolución B, 3.1 ml de ácido sulfúrico 2.0 M. Estimar el pH de la disolución B,
mediante papel indicador, antes y después de la adición del ácido.
4. Agregar simultáneamente; 3.1 ml de yodo 0.1M a la disolución B y 3.1 ml de H2SO4 2.0 M a
la disolución A.
Estimar el pH de ambas disoluciones, mediante papel indicador, después de la adición de los
reactivos.
5. Observar durante 20 ó 30 minutos los fenómenos ocurridos en las dos probetas. Registrar lo
observado. Estimar el pH después de este tiempo mediante el papel indicador.
Experimento B. El equilibrio depende de la concentración de H +
1. Colocar 5 ml de disolución de arsenito de sodio 0.1M en un matraz Erlenmeyer, agregar 3.1
ml de yodo 0.1 M.
2. Agregar 1.5 ml de disolución de almidón.
3. Adicionar poco a poco H2SO4 0.1M, hasta que se presente un cambio visible. Registrar las
observaciones
4. A continuación agregar poco a poco disolución de NaOH 2.0M, hasta observar un cambio
visible. Registrar las observaciones.
5. Repetir lo anotado en el número tres.
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Experimento C. El equilibrio se desplaza en uno u otro sentido, dependiendo de la
concentración de reactivos y productos.
1. Colocar en un vaso de precipitados de 100 ml, 3.1 ml de disolución 0.1 M de sulfato cúprico.
2. Agregar poco a poco 2.5 ml de disolución 1.0 M de amoniaco. Anotar las observaciones.
3. Adicionar 2.5 ml de disolución 1.0 M de H2SO4. En caso de que el sistema no tenga el color
que tenía en (1), agregar un poco más de ácido.
4. Agregar 2.5 ml de disolución 2.0 M de NaOH.
5.
REGISTRO Y ANÁLISIS DEL RESULTADO.
Experimento A.
Revisar el siguiente diagrama y anotar lo que se solicita:
Arsenito de
sodio
Color ________
+ I2
Arsenito de
sodio
+ H2SO4
Color ________
+ H2SO4
Color ________
Color ________
Color ________
+ I2
Color ________
Experimento B
1. Anotar en forma iónica la reacción de arsenito de sodio con iodo y reflexionar de acuerdo con
el principio de Le Chatelier, sobre el desplazamiento de la condición de equilibrio y el factor
que lo provoca. Anotar los razonamientos correspondientes.
2. ¿Cuál fue el objetivo del Experimento A y cuál el del B? Compararlos y anotar la diferencia
entre ellos.
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Química Analítica (Minerva)
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Experimento C
1. Revisar el siguiente diagrama y anotar lo que se solicita de él.
Solución de
CuSO4
+ NH3
Color ________
Color ________
+ H2SO4
+ NaOH
Color ________
2. Anotar en forma iónica la reacción entre el Cu2+ y el NH3 y reflexionar de acuerdo al
Principio de Le Chatelier, sobre el desplazamiento de la condición de equilibrio y el factor
que lo provoca.
5. CUESTIONARIO
5.1
Identifique a los oxidantes y reductores que intervienen en los experimentos
descritos, especificando el número de oxidación, en las reacciones químicas ocurridas.
5.2
¿Qué ocurre cuando un sistema en equilibrio constituido por una disolución saturada
de azúcar, pierde agua por evaporación? Explicar tomando en cuenta el Principio de
Le Chatelier.
5.3
Describir la relación entre los procesos espontáneos en la naturaleza y la tendencia al
equilibrio. Citar algunos ejemplos.
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6. BIBLIOGRAFIA.
 Ruiz A. G., Vizcaino S. C., Vázquez R. S., de Mota R. S., (1991) Prácticas de Química.
México: Subsecretaría de Educación e Investigación Tecnológica.
 Skoog D. A., West D. M., Holler F. J., Crouch S. R., (2004) Química Analìtica (8a. ed)
Mexico: Thomson.
 Maron S. H., Pruton C. F. (l994) Fundamentos de Físico Química (20a, reimpresión).
México: Limusa.
7. CAMBIOS
Control de cambios
Nivel de revisión
Fecha de la emisión
Razón de cambio
1
20 de Enero 2011
Generación de documento
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