INFORME PRÁCTICA Nº 6EQUILIBRIO QUÍMICO PAULA CAMILA BARON MARIA PAULA GALLEGO UNIVERSIDAD DE LA SABANA 15/09/2015 INTRODUCCIÓN El siguiente informe hace referencia a la consignación de la práctica equilibrio químico; en la cual, teniendo en cuenta las reacciones con sus equilibrios implicados en cada proceso y el principio de Le Chatelier (Establece que cualquier perturbación a una reacción que está en equilibrio químico, el sistema evolucionará en el sentido de contrarrestar los efectos provocados por la perturbación. Algunos factores que modifican el estado de equilibrio de una reacción, son las concentraciones, la presión, volumen y temperatura), se analizará, por medio de la observación realizadas en el laboratorio, el cambio de equilibrio que sufrieron las reacciones reversibles al ser sometidas a cambios de temperatura y concentración. OBJETIVOS ● Observar el efecto de los cambios en temperatura y concentración en un sistema en equilibrio. ● Ilustrar los conceptos de equilibrio químico y principio de Le Chatelier. 1 ml de Hidróxido de Amonio se forma un complejo azul fuerte y oscuro en la parte de arriba de la solución. como se expresa en: 2. teniendo así mayor cantidad de productos; Por esta razón.1M en un vaso precipitado de 150 ml. Esto explica el cambio de color y su retorno al color original por medio del ácido nítrico; esta reacción expulsa vapor y se calienta un poco. inmediatamente le devuelve a la reacción la tonalidad original y desprende vapores. Dicha reacción se expresa por medio de: 1. al mezclarlos se obtiene una solución; es decir que la mezcla es homogénea ( sólo se observa una fase); la ecuación que representa esta reacción es la siguiente: F e(NO3)3 + KSCN ⇐⇒ [F e (SCN)3] + KNO3 . con la adición de 0. Cu+2 (ac) + OH ↔ Cu(OH)2 (S) ANÁLISIS Al adicionar amonio al nitrato de cobre se alteró el equilibrio. ● Ecuación de la reacción Ion complejo de Tiocianato de Hierro (III): En primera instancia se mezcla 3 ml de Nitrato de Hierro (III) y 1 ml de Tiocianato de potasio los dos con una concentración de 0. siendo de color azul claro y después. pues después de este procedimiento se encuentra un punto de equilibrio entre los dos colores. devolviéndole el equilibrio químico a la reacción. el cual altera el equilibrio de la reacción. intenta volver al color que estaba originalmente. Cu+2 + 4NH ↔ [Cu (NH ) ] +2 3 3 4 Después de tener esta solución. se le agregan las 8 gotas de Ácido Nítrico. Claramente se puede observar que hay dos fases dentro de la mezcla hasta que se mezcla todo muy bien. Cuando se adicionan los 2ml de solución de Amonio. el equilibrio químico se desplaza hacia la izquierda para compensar la alteración de los productos y lograr formar más reactivos.ANÁLISIS DEL RESULTADO ● Ecuación Tetramino de Cobre(III) Inicialmente se agregaron 3 ml de Nitrato de Cobre en un tubo de ensayo. lo cual deja en evidencia que la reacción es exotérmica. el cual. se disuelve fácilmente en agua y se obtiene como resultado una 2+ solución de color rojo por la presencia del ion [F e SCN] hidratado.1M y se obtiene la siguiente ecuación: [F e SCN] 2+(ac) ⇐⇒ F e3+ (ac) + SCN − (ac) ↑ KSCN Al adicionar KSCN al sistema en equilibrio. algunos iones de F e3+ reaccionan con los iones de SCN − añadidos y el equilibrio se desplaza de derecha a izquierda: (ac) ← F e3+ (ac) + SCN − 2+ [F e SCN] .que se refiere al − + aumento en la concentración de SCN ; Debido a la disociación de KSCN en K Y SCN − ;Para contrarrestar esta tensión.se genera una tensión.Después se diluye la solución en 85 ml de agua destilada; el tiocianato de Hierro (III). El equilibrio no disociado y los iones de F e3+ y SCN − está dado por: 2+ entre el ion [F e SCN] [F e SCN] 2+ (ac) ⇐⇒ F e3+ (ac) + SCN − (ac) Se colocan 5 ml de la solución en 2 tubos de ensayo: ● El tubo Nº1 es sometido a calor ( baño maria) favorece la dirección endotérmica: 3+ − 2+ calor + F e (ac) + SCN (ac) → [F e SCN] (ac) ● El tubo Nº2 es sometido a enfriamiento (congelador) favorece la dirección exotérmica F e3+ (ac) + SCN − (ac) ← [F e SCN] 2+ (ac) + calor Se toman 5 tubos de ensayo y se les adiciona a cada uno 5 ml de la solución: A. En el tubo Nº2 se agregaron 10 gotas de tiocianato de potasio 0. [F e (SCN)3] . B. En el tubo Nº1 se agregaron 10 gotas de nitrato de hierro (III) saturado y se obtuvo la siguiente ecuación: 2+ 3+ − [F e SCN] (ac) ⇐⇒ F e (ac) + SCN (ac) ↑ F e(NO3)3 El desplazamiento se va hacia el lado izquierdo y el color rojo de la solución se acentúa por los iones de F e3+ añadidos. este proceso se representa con la siguiente ecuación: .(ac) C. En el tubo Nº3 se agregaron 10 gotas de nitrato de plata 0.1M. Añadiendo 10 gotas de KSCN a 0.No se le adiciona ningún compuesto. Tubo 5. el compuesto se disocia en sus iones. − totalmente ya que el compuesto es una base fuerte. Tubo 2.el ión hidroxilo OH reacciona 3+ con los iones de F e y se forma Oxihidróxido de hierro (III).Añadiendo 10 gotas de Ag(NO3) a 0. este proceso se representa con la siguiente ecuación: [F e SCN] 2+(ac) ⇔ F e3+ (ac) + SCN − (ac) ↑ NaOH Al adicionar NaOH al sistema en equilibrio el compuesto se disocia en sus iones .1 M se obtuvo un color beige pálido.Añadiendo 10 gotas de NaOH a 6 M se obtuvo un color amarillo oscuro. Tubo 4. Tubo 1. En el tubo Nº4 se agregan 10 gotas de hidróxido de sodio 6 M.1 M se obtuvo un color rojo vino tinto. debido a esto el equilibrio se desplaza hacia la derecha: 2+ 3+ − [F e SCN] (ac) → F e (ac) + SCN (ac) D. 2+ − [F e SCN] (ac) ⇐⇒ F e3+ (ac) + SCN (ac) ↑ AgNO3 Al adicionar AgNO3 al sistema en equilibrio.Añadiendo 10 gotas de Fe(NO3)3 saturado se obtuvo un color rojo claro. Tubo 3. Ag+ reacciona con los iones libres de SCN − y se produce Ag SCN .la formación de este 3+ 2+ compuesto consumirá los iones de F e por lo cual se deben disociar [F e SCN] el equilibrio se desplaza hacia la derecha : [F e SCN] 2+(ac) → F e3+ (ac) + SCN − (ac) ANÁLISIS El tubo de ensayo que fue trasladado al congelador tomó un color más concentrado (naranja oscuro) y el que fue llevado al baño maría tomó un color naranja claro. debido a esta 2+ producción de se deben disociar más unidades de [F e SCN] para que la reacción se equilibre. ● Ecuación del equilibrio cloruro de bismuto/agua: . 5 ml de suspensión de oxicloruro de bismuto con 15 gotas de ácido clorhídrico 6 M.Se mezclan 0. también se agregan ml de agua la ecuación para esta reacción es : . A pesar de que el hidróxido cúprico no es soluble en agua. el sistema buscará generar un balance en la reacción. que se combinan con aniones formando los llamados complejos coordinados presentes en los metales. A qué se debe la formación de un color azul intenso cuando se adiciona 2 mL de solución de amonio 6M a la solución de nitrato de Cu? Cuando aumentamos la concentraciones con los 2 ml de más. Cuando se adiciona agua la solución vuelve a su color original.1 mL de solución de amonio 6M a la solución de nitrato de Cu? Esta formación es debido a que a la primer vez que se adiciona amonio no se contaba con suficiente 4NH 3 para hacer reaccionar el nitrato; esta adición de amonio alteró su equilibrio porque se incrementaron los productos. como el agua hace parte de los productos de la primera reacción. si se añade más solución de amonio hay mayor reactivo y se genera mayor cantidad de tetramonio de cobre. finalmente se disolvió todo el compuesto. ir hacia la izquierda para compensar el hecho del desequilibrio. ANÁLISIS El agua afecta al el equilibrio de bismuto de acuerdo al principio de Le Chatelier. el cual aumenta la solubilidad del hidróxido cúprico y por tanto. se aumentarán los reactivos por tanto habrá más oxicloruro de bismuto y más ácido clorhídrico. El color azul intenso es por las características del hidróxido cúprico. por esta razón tiende a formar más reactivos y a su vez. entonces si se aumenta el volumen de agua. Este hidroxilo resulta de la reacción entre nitrato de cobre y la solución de amonio. BiClO(s) + 2HCl ⇔ BiCl3 + H 2O Primeramente se presenta un color blanco y al momento de añadir las gotas de ácido clorhídrico no hay color alguno. al disolverse más en su concentración disuelta aumenta y genera un color más oscuro. CUESTIONARIO Y DISCUSIÓN A qué se debe la formación de un precipitado cuando se adiciona 0. . ya que para llevar a cabo la reacción se necesita del ion cobre +2. si se trata el calor como si fuera un reactivo químico entonces una elevación de la temperatura “agrega” calor al sistema y una caída en la temperatura “retira” calor del sistema. el efecto térmico neto es cero porque no hay una reacción neta. el sistema se desplaza para reducir el efecto del cambio. pero al aumentar la temperatura y tomar el calor como reactivo en la reacción se favorece la dirección endotérmica y al disminuir la temperatura se favorece la dirección exotérmica. los cuales generan mayor cantidad de agua que disolverá más la solución.esto funciona para todos los sistemas en equilibrio. y con las dos soluciones se puede disociar el ion sin ser relevante el hecho de que sea sulfato o nitrato. pero tampoco exotérmica en un principio. por tanto un incremento en la temperatura favorece la dirección endotérmica (de izquierda a derecha de la ecuación en equilibrio) y la disminución en la temperatura favorece la dirección exotérmica (de derecha a izquierda de la ecuación de equilibrio). Se podría reemplazar el nitrato de cobre por sulfato de cobre? Explique Sí se podría reemplazar el nitrato de cobre por sulfato de cobre. opacará el color azul oscuro y devolverá el equilibrio a la reacción. Que efecto tiene la temperatura sobre el equilibrio del tiocianato de hierro? Esta reacción es endotérmica o exotérmica? En el equilibrio a una temperatura determinada.presión o volumen). con esto obtenemos hidroxilos que reaccionan con iones de H+. .Porque aparece el color original de nitrato de Cu cuando se agrega ácido nítrico? El color original del nitrato de cobre aparece cuando se agrega ácido nítrico de la disociación del hidróxido cúprico. ya que no hay una reacción neta. Esta teoría la podemos aplicar al sistema en el equilibrio del tiocianato de Hierro (III);Entonces se dirá que la reacción no es endotérmica. Como en un cambio de cualquier otro parámetro (concentración. Explique el efecto que tiene cada uno de los reactivos adicionados al equilibrio del tiocianato de Hierro. 2. se deben disociar más unidades de [F e SCN] y el equilibrio se desplaza de izquierda a derecha; A Continuación se presenta las ecuaciones que representa el cambio: ↓ (C 2O4) 2− [F e SCN] 2+(ac) ⇐⇒ F e (ac) + SCN − (ac) 3+ 2− 3+ Al reaccionar el ion (C 2O4) con Fe el equilibrio se desplaza de izquierda a derecha: 2+ 3+ − [F e SCN] (ac) → F e (ac) + SCN (ac) 3− La solución roja se volverá amarilla debido a los iones F e(C 2O4)3 formados. ● Experimentos con adición de distintos reactivos (nitrato de hierro (III) . En el tubo de ensayo Nº2 en el cual la disminución de calor actúa como reactivo; se favorece una dirección exotérmica que se desplaza de los productos hacia los reactivos. uniéndose fuertemente a él. al aumentar las concentraciones de los productos ( F e3+ o SCN − ) el equilibrio se desplaza hacia la izquierda y al disminuir la 3+ concentración del producto F e . el cual reacciona con los 3+ 3+ iones de F e libres. ● Experimentos calor como reactivo: 1. En el tubo de ensayo Nº1 en el cual el calor actúa como reactivo; se favorece una dirección endotérmica que se desplaza de los reactivos hacia los productos. los iones de F e se consumen a 3− medida de que se forma el ion F e(C 2O4)3 se establece un color amarillo en la 2+ solución.En consecuencia. de esta manera al formarse los productos el sistema consumirá energía en forma de calor.Consulte otra reacción que desplace el equilibrio del tiocianato de hierro hacia la derecha (es decir que disminuya la concentración del tiocianato de hierro). Al agregar ácido oxálico H 2C 2O4 a la disolución original de tiocianato de hierro;El 2− ácido oxálico se ioniza en el agua y forma el ion (C 2O4) .Además. de esta manera al formarse los productos el sistema libera energía en forma de calor. Este experimento demuestra que todos los reactivos y productos se encuentran en el sistema de reacción equilibrio. el equilibrio se desplaza hacia la derecha. saturada. Hidróxido de Sodio) .tiocianato de potasio.Nitrato de plata. el ion hidroxilo − 3+ OH reacciona con los iones de F e libres . Al adicionar nitrato de plata 0. 3. se sabe que los hidróxidos no son solubles en agua excepto los que están formados por los elementos del grupo IA. 1. entonces si se aumenta el volumen de agua.en consecuencia de esta 2+ producción. De qué forma afecta el agua al equilibrio del cloruro de bismuto? El agua afecta al el equilibrio de bismuto de acuerdo al principio de Le Chatelier. que desplazan el equilibrio hacia el lado izquierdo ya que se adicionan más reactivos a la reacción y por el principio de Le Chatelier se darán más productos. Oxihidróxido de hierro (III). se deben disociar más unidades de [F e SCN] y equilibrio se desplaza de izquierda a derecha. se aumenta la − concentración de iones SCN ; debido a la disociación del tiocianato de + − 3+ potasio en sus iones K y SCN ;Alguno iones de F e reaccionan con los − iones de SCN añadidos y el equilibrio se desplaza hacia el lado izquierdo. por esta razón el hidróxido de sodio al ser adicionado a la solución se disocia en sus iones Na+ y OH − .1M a la solución. el sistema buscará generar un balance en la reacción.estos iones se consumen a medida que se forma F e(OH)3 . como el agua hace parte de los productos de la reacción.estos iones se consumen a medida que se forma Ag SCN . el color rojo de la solución se vuelve más intenso. se podría decir que casi vinotinto. Al adicionar Hidróxido de sodio 6 M. el Hidróxido de sodio se disocia.el ion Ag+ reacciona con los iones libres de SCN − . esta se disocia en sus iones Ag+ y NO−3 . se aumentarán los reactivos. desplazando el equilibrio hacia la derecha y por tanto habrá más oxicloruro de bismuto y más ácido clorhídrico para compensar el aumento de las concentraciones o volúmenes de los productos. Se genera mucho más producto que si se agrega la misma proporción que el tiocianato en nitrato de hierro. 4. . Al adicionar nitrato de hierro (III) a la solución inicial el color rojo en la solución se acentúa por los iones de F e3+ añadidos provenientes de F e(NO 3) 3 .En consecuencia 2+ se disocian más unidades de [F e SCN] y el equilibrio se desplaza de izquierda a derecha; la solución roja se volverá amarilla oscura debido a los iones F e(OH)3 formados. 2. Al adicionar tiocianato de Potasio a la solución inicial. por consiguiente. no se puede calcular ninguna constante de equilibrio.Con los datos obtenidos en el laboratorio se puede calcular alguna constante de equilibrio? Con los datos obtenidos en el laboratorio y literatura. puesto que solo tenemos algunas concentraciones iniciales . que generalmente se cree que no participa en la reacciones. se produce una tensión en el sistema. Orlando. Kotz. que habían cambiado. P. un compuesto diferente o igual a los compuestos que conforman el equilibrio . México. CONCLUSIONES: 1. 7ª Edición. consultado el día 15 de agosto de 2014 en es. .BISHOP. 2009). El cambio de temperatura en un sistema en equilibrio cambiará el valor de Kc. . los iones libres de los reactivos podrían reaccionar con el compuesto o compuesto adicionados y se consumen con mayor velocidad. Experiments in GENERAL CHEMISTRY. que tendrá una consecuencia en el cambio en la dirección del equilibrio de la reacción. R; Collage. J. Cuando al sistema se le agrega. escasez de datos para encontrar las concentraciones de algunos compuestos en determinada reacción . se podrán obtener cambios significativos en la misma. Internacional Thomson editores. Florida. 2003. W. por consiguiente los productos se disocian para que la reacción recobre el equilibrio.México. Para el equilibrio del cloruro de bismuto/ agua. 2. . Química. Química y reactividad química. 2002. el agua actúa como un agente que aumenta la concentración de reactivos . consultado el día 15 de agosto de 2014 en solucionesatursob. BIBLIOGRAFÍA . Pinto F. Second Edition. Treichel. por la acción del ácido clorhídrico en la solución; de esto podemos concluir que al agregar un compuesto puro a una solución. Tipos de soluciones. BISHOP. WHITTEN and GAILEY. 5ª Edición. Chang.com. Saunders College Publishing. 1992 . 4. la constante en equilibrio del sistema aumentará cuando el sistema se calienta y disminuye cuando el sistema se enfría. 3. estándar primario. Guadalupe N.en la concentración total de la solución y devuelve sus propiedades iniciales a lo solución. . (mayo.pero ninguna concentración del estado de equilibrio y también en algunos casos.(2009). En un sistema en equilibrio cuando la temperatura o la concentración se ven afectadas.com/doc/es-p . McGraw-Hill Interamericana Eds.scribd. 8th Floor.