Entregado 06/02/2012

Equilibrio Químico-Principio de Le Châtelier y Soluciones AmortiguadorasSara Góez Estupiñan † y Sara Lucia Gómez Rodríguez †.

Universidad Nacional de Colombia sede Medellín, Facultad de ciencias, Ingeniería biológica.Entregado febrero 06, 2012; E-mail: sgoeze@unal.edu.co; slgomezr@unal.edu.co.

RESUMEN: El equilibrio químico es un estado en que los compuestos presentes en las reacciones, tanto como reactivos y productos no presentan ningún cambio neto en la dirección de la reacción con el tiempo. En este estudio se ha determinado mediante análisis cualitativo la respuesta de una reacción cuando este sufre una perturbación por un agente externo en la medida en que esta experimenta una transformación física o química con la posibilidad de revertir dicho cambio variando las condiciones del sistema y el sentido de la reacción siguiendo el principio de Le Châtelier para realizar predicciones en el comportamiento. Por lo que este estudio deja como manifiesto la capacidad de adaptación de una reacción en respuesta contra la causa que lo altera, buscando igualar las nuevas condiciones del sistema buscando el balance de sus fuerzas restableciendo un equilibrio. En cuanto a las soluciones amortiguadoras o “buffer” se tiene que están compuestas de un acido débil y una base conjugada en igual concentración, manteniendo una estabilidad en un rango de pH .Preparando una solución amortiguadora acida en base a una disolución de un acido débil y una sal se ha obtenido el compuesto con el cual se ha definido el comportamiento de de una solución buffer ante la adición de una cantidad determinada de un acido y una base fuerte calculando la capacidad de ambas soluciones en mantener un pH constante dentro de un intervalo reducido como medida de resistencia antes las variaciones en la concentración del ion hidrogeno con motivo de ser comparada con la capacidad amortiguadora del Alka-seltzer y el agua.

ABSTRACT: The chemical equilibrium is a state in which the compounds present in the reactions, both as reactants and products don’t show any net change in the direction of the reaction with time. This study has determined by qualitative analysis, the response of a reaction when this is disturbed by an external agent to the extent that this, experience a physical or chemical transformation with the possibility to reverse the change by varying the conditions of the system and sense of the reaction following the principle of Le Chatelier to make predictions on behavior. So this study leaves as manifesto, the capacity of adaptation of a reaction in response against the cause which alters it, seeking to equalize the new conditions of the system looking for balance of forces restoring equilibrium. As for the buffer solutions or "buffer" are composed of a weak acid and a conjugate base in equal concentration, maintaining stability in a pH range. Preparing an acidic buffer solution based on a dissolution of a weak acid and a salt, has been obtained the compound with which it has defined the behavior of a buffer solution before the addition of a given quantity of an acid and a strong base, calculating the capacity of both solutions of maintaining a constant pH within a reduced interval as a measure of resistance before variations in hydrogen ion concentration in occasion of be compared with the buffering capacity of Alka-seltzer and water.

Palabras claves: Equilibrio químico, cambio, agente externo, principio de Le Châtelier, Solución amortiguadora, buffer, ácido débil, base fuerte, ácido fuerte, capacidad reguladora.

Keywords: Chemical equilibrium, change, external agent, principle of Le Chatelier, buffer solution, buffer, weak acid, strong base, strong acid, regulatory capacity.

INTRODUCCIÓN.

Cuando se mezclan sustancias puras a menudo se produce una reacción química, las sustancias originales se transforman en otras totalmente distintas1, muchas de las reacciones químicas son reversibles, debido a que los reactivos no se

1 Umland J. Bellana J. Química general 3ra ed.Ed Thomson. México 2000 14: 527.

consumen por completo2. La condición en la cual las concentraciones de todos los reactivos y productos en un sistema cerrado dejan de cambiar con el tiempo se denomina equilibrio químico, este se establece cuando reacciones opuestas avanzan a velocidades iguales3. De forma general, es factible cambiar las condiciones de un sistema, según las variables

2 William L. Masterton, Cecile N.Hurley .Quimíca. Principios y reacciones 4ta ed. Ed.

Thompson. España 2004. 12: 358

presentes en él (presión, volumen, temperatura) sin embargo el equilibrio depende de las cantidades de reactivos y productos presentes inicialmente, por lo que es necesario expresar las concentraciones relativas de los reactivos y productos en diversas mezclas en equilibrio4 no obstante este tipo de soluciones se caracteriza por dar lugar a mezclas de una sola fase, y en menor medida dar lugar a mezclas heterogéneas en disoluciones acuosas, por lo que se tiene como objetivo determinar por observación cambios en la reacciones, para predecir cualitativamente el resultado de la reacción como respuesta antes los diversos cambios a los que pueda estar sometido como condiciones externas, pudiendo perturbar el equilibrio pero no afectándolo de manera radical de manera tal que se pueda determinar el desplazamiento de la reacción, teniendo como base el principio de Le Châtelier “si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración de uno de los componentes , el sistema desplazará su posición de equilibrio de modo

que se contraste el efecto de la perturbación”. Debido al medio acuoso en que se realiza la disolución, en la reacción se requiere conocer la capacidad de disociación del compuesto, por lo cual necesitan que el pH del sistema se mantenga constante o no varíen más de una unidad , teniendo en cuenta la naturaleza de los solutos en proporción a la cantidad de solvente, según la basicidad o acidez y lo que se quiera obtener ya que algunos aspectos del comportamiento de los ácidos y las bases pueden explicarse de forma adecuada con la teoría desarrollada por Arrhenius, el cual propuso “que un electrolito fuerte en una disolución acuosa existe solo de forma iónica, mientras que un electrolito débil existe parcialmente como iones y moléculas”5 , para evitar que ocurran otras reacciones no deseadas con respecto a la solubilidad de los constituyentes . De acuerdo a la teoría de Brønsted-Lowry “un acido es una sustancia que puede donar un protón y, una base es una sustancia que puede aceptar un protón” 6,.Por lo que se requiere de una solución buffer para mantener el estado de equilibrio químico en respuesta de la disociación de sus compuestos cuando se ceden o se ganan protones, siendo reversible en ambas direcciones manteniendo el equilibrio dinámico , estableciéndose como una reacción de desplazamiento iónica o molecular en relación con las concentraciones relativas de ácido para reaccionar con los iones OH- que se añadan; y también debe contener una concentración semejante de base para que reaccione con la cantidad de iones H+ que se añadan y que los componentes ácidos y básicos del

3 Ralph H.Petrucci, William S. Harwood. E. Geoffrey Herring. Química general. 8ta ed.

Pearson educación. Madrid 2004 16; 642.

4 Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay, Jr., Bruce E. Bursten and Julia R. Burdge.

Química la ciencia central. 9 ed. Pearson educación. México 2004 15: 577.

5 Ralph H.Petrucci, William S. Harwood. E. Geoffrey Herring. Química general. 8ta ed.

Pearson educación. Madrid 2004 17; 666

6 Charles E. Mortimer. Química, 5ta ed. Iberoamérica. México 1983. 14: 364.

amortiguador no deban consumirse el uno al otro en una reacción de neutralización . Estos requerimientos se satisfacen con un par ácido-base conjugado7 por lo que se define que una solución reguladoras o “buffer” es capaz de mantener la acidez o basicidad del sistema, aun cuando se agreguen pequeñas cantidades de acido o base8.

RESULTADOS.

Solución pH pH teórico Capacidad amortiguadora Gramos

CH3COONa 4.812 5 0.738

CH3COONa + 1mL HCL 4.683 β= 5.4x10-5

Tabla 1. Capacidad amortiguadora de la solución acetato de sodio al agregarle HCl, los gramos teóricos se hallaron con la ecuación descrita en la figura 1

En la solución de CH3COONa con 0.763 gramos de acetato de sodio y 50 mL de ácido acético 0.1 M dió como resultado un ácido débil, ya que no se disocia completamente, al agregarle el HCl, su pH cambia, por lo que la capacidad amortiguadora de esta solución es alta.

Solución pH capacidad amortiguadora

Tableta disuelta en agua 6.6

Tableta disuelta en agua + 5mL de NaOH

6.983 β= 1.8

Tabla 2. Capacidad amortiguadora del alka.seltzer en una disolución de agua e hidróxido de sodio.

El alka-setlzer es considerado como un antiácido, al agregarlo al agua su pH es menor a 7, al agregarle hidróxido de sodio, una base, su pH es aproximadamente 7, por lo que tiene una capacidad amortiguadora alta.

Beaker 1 pH Beaker 2 pH

50 mL de Agua 7.00 50 mL de Agua 6.24

50 mL de agua + 1mL de HCl

2.3250 mL de

agua+1mL de NaOH

10.91

Tabla 3. medición de la capacidad amortiguadora del agua.

Capacidad amortiguadora del agua, en el primer beaker tiene un pH neutro, con HCl, su pH cambió notoriamente, se volvió más ácido, mientras el segundo beaker tenía un pH menor a 7 y con NaOH su pH aumento notoriamente volviéndose más básico

DISCUSIÓN

7 Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay, Jr., Bruce E. Bursten and Julia R. Burdge.

Química la ciencia central. 9 ed. Pearson educación. México 2004 16: 616.

8 Restrepo M. Jairo. Fundamentos de química general. Universidad Nacional de Colombia.

Medellín 2001. 7:128

En el análisis de equilibrio se percibió que en la medida en que ha sufrido la perturbación que ha aumentando el volumen por el agua agregada, este aumento ha sido proporcional tanto en R como en P, en que en cuanto a la ubicación del agua presente en el sistema de los dos cilindros. Luego al cilindro marcado con la letra P se le retiraron 20mL, y se procede de igual manera a observar como se ha establecido el equilibrio y como la perturbación es revertida a la misma velocidad en que se restablece, hasta llegar a su punto inicial. Luego se procedió a colocar el cilindro marcado con la letra R en una base más alta que el cilindro P, por lo que se observo que a pesar de la altura, y del posible aumento en P realmente, resultaba una ilusión óptica puesto que el contenido solo se desplazaba al recipiente P, pero continuaba teniendo la misma altura, entonces aun con las modificaciones que presentó el sistema, este en respuesta siempre trataba de revertir los cambios que perturbaban su condición inicial.

Cuando se realizo el análisis de equilibrio con el indicador fenolftaleína, se tomó un tubo de ensayo al que se le adicionaron 5mL de agua y 2 gotas de fenolftaleína, la cual tiene un intervalo de transición de pH de 8.3-10.0, presentado de esta manera un cambio de color, fucsia en medios básicos e incolora en medios ácidos 9 , prontamente se le adicionaron unas gotas de NaOH0.1M, la cual es una base fuerte y luego unas gotas de HCL 0.2M que es un acido fuerte10, se observó que ocurrió un cambio de color a fucsia al agregar 2 mL de una concentración 0.1 molar de NaOH , pero al agregar 2 mL de HC con una concentración de 0.2 molar este se torna incoloro, debido a que la concentración del acido es mayor que de la base, en la disolución.

El equilibrio Cromato de potasio- Dicromato de potasio, se tomó un tubo de ensayo con 2 mL de solución de K2CrO4 (1.0M) cuya solucione es estable indefinidamente, se pueden hervir sin descomposición y no reaccionan con el acido clorhídrico11 , por lo que en base a esto al haber adicionado las 5 gotas de HCl (0.2M) mantiene su color anaranjado característico para posteriormente agregar 5 gotas de NaOH (0.1M), pero en cuanto a la

9 Douglas A. Skoog, Donald M. West, F. James Holler, Stanley R. Crouch. Fundamentos de química analítica.8ta ed.Thompson. México 14: 377

10 William L. Masterton, Cecile N.Hurley .Quimíca.

Principios y reacciones 4ta ed. Ed. Thompson. España 2004.

11 Douglas A. Skoog, Donald M. West, F. James Holler, Stanley R. Crouch. Fundamentos de química analítica.8ta ed.Thompson. México 14: 583

concentración del soluto NaOH (0.1M) de este se debe agregar más para que haya un cambio visible, puesto que la coloración de K2CrO4 es poco intensa, por lo que se manifiesta un cambio de naranja –amarillo que retorna a su color inicial al agregar el NaOH (0.1M).

Con la adición de CaCO3 sólido en 5 mL de agua, lentamente y agitando se le agrego HCl (0.2M) por lo que ocurre una reacción de desplazamiento:

CaCO3 (s )+ 2HCl(ac) ⟶CaCl2 + CO2+H2

O

En la cual se forma un precipitado de calcio, el cual al haber adicionado el HCL se consume por la acción del acido de manera tal que la disolución que presentaba 2 fases (por el precipitado) volvió a un estado inicial de una sola fase, dando la impresión de haber reaccionado completamente.

10(pH – pKa) = [𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎][𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻]

Figura 1.Ecuación utilizada para hallar los gramos de CH3COONa necesarios para hacer la solución amortiguadora.

pH = pKa + Log [𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎][𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻]

Figura 2: Ecuación de pH para la determinación de la acidez o basicidad de la mezcla analizada 

β= Moles H3O+ adicionado

ሺ𝐶𝑎𝑚𝑏𝑖𝑜 𝑑𝑒 𝑝𝐻ሻ∗(𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑏𝑢𝑓𝑓𝑒𝑟 𝑒𝑛 𝐿) Figura 3: Ecuación para hallar la capacidad amortiguadora de la solución ácida

Las soluciones reguladoras, son aquellas capaces de regular el pH de una solución, para poder demostrar la capacidad reguladora de una solución como estas fue necesario preparar una solución de acetato de sodio con ácido acético, tuvimos un pH inicial de 4.812, para medir su capacidad amortiguadora se le agregó 1mL de HCl 0.2 M y con esto se obtuvo un pH de 4.683, para hallar su capacidad reguladora cuantitativamente se aplicó la ecuación para hallar la capacidad amortiguadora (figura 3)

Lo cual dio como resultado β= 5.4x10-5, lo que comprueba que la combinación de un ácido débil y una sal funciona como reguladora o amortiguadora del pH, pues este disminuyó menos de una unidad.

Con respecto al agua del beaker número 1, la cual tiene un pH de 7.00 (neutro), al agregarle 1mL de HCl 0.2 M el pH cambia notablemente hasta llegar al valor de 2.32, es decir, se reduce y se hace ácida, lo

que podemos demostrar que sí el HCl se añade al agua pura el pH varía notablemente más de una unidad, mientras que si se agrega en una solución buffer de ácido acético con acetato de sodio el pH varía muy poco, menos de una unidad.

La aplicación de dichas soluciones, se puede dar por ejemplo en el alka- seltzer, el cuál es usado para la indigestión; este lo agregamos en 50mL de agua y le medimos el pH el cuál dio 6.6, al agregarle 1 mL de NaOH 0.1M el nuevo pH fue de 6.983, lo cual muestra que varía menos de una unidad., y tiene una capacidad reguladora de 1.8 (figura3)

Así como estas soluciones reguladoras hechas en el laboratorio, hay otras que son naturales, como es el caso de la sangre, la cuál tiene un pH de 7.39 a 7.45 en una persona sana a una temperatura de 25 ° C, si el pH sube o baja de estos valores promedio, la muerte

puede ser inmediata.

CONCLUSIONES.

En el principio de Le Châtelier, sin importar como se perturbe el sistema, este siempre buscará el equilibrio

En el equilibrio con indicadores, al agregar la fenolftaleína al agua, esta es incolora, cuando se le agrega la solución de NaOH esta sigue incolora, al agregarle HCl, está se torna de color rosado.

En el equilibrio cromato de potasio-dicromato de potasio inicialmente los 2mL son de un color amarillo, al agregarle HCl se torna naranja y al agregarle el NaOH vuelve a ser amarillo.

En el tubo con el solido de CaCO3 con 5 mL de agua, se forma un precipitado, cuando se empieza a añadir el HCl, este empieza a efervecer, y se forman vapores blancos hasta que el precipitado desaparece por completo, el gas liberado es CO2.

La solución preparada fue de un ácido débil (ácido acético) y una sal (acetato de sodio), su resultado fue una solución reguladora ácida.

El pH teórico de la solución reguladora, al calcularlo es aproximadamente igual a 4.995, pero en la práctica el pH de la solución es de 4.812.

La capacidad amortiguadora de la solución amortiguadora ácida es igual a 5.4x10-5.

En la tableta de alkaseltzer, el pH inicialmente es de 6.6, luego al agregar el NaOH su pH cambia a 6.983, por lo que podemos concluir que al agregar el NaOH 0.1 M la tableta de alka- seltzer se vuelve menos ácida.

En el beaker 1 con agua, su pH inicialmente es d e 7.00, pH neutro, al agregarle HCl 0,2 M su pH cambia notablemente a 2.32, por lo que se torna ácida, mientras que el beaker 2 tuvo un pH incial de 6.24 y al agregar NaOH 0.1 M su pH cambia notablemente a 10.91 por lo que se torna básica.

SECCION EXPERIMENTAL.

Materiales y métodos: Beakers, balanza, bureta, soporte universal, pH-metro o tirillas medidoras de pH probeta agua, solución de ácido acético 0.1M acetato de sodio, solución de ácido clorhídrico 0.2M,solución de hidróxido de sodio 0.1M ,1 tableta de alka-setlzer, cilindros graduados de 100mL, manguera de caucho, tubos de ensayo, gradilla, agua, fenolftaleína, cromato de potasio 0.1 M y carbonato de calcio. Principio de le Châtelier: para el análisis se procedió a tomar dos cilindros graduados de 100mL, en cada uno se agregaron 50mL de agua y se conectaron por medio de una manguera. Se marcó uno con R y otro con P. Con los dos cilindros a la misma altura, al cilindro marcado con la letra R se le adicionaron 20mL de agua, luego fueron retirados 20 mL del cilindro P. Por último el cilindro R es trasladado a una base, aumentando su altura en comparación con P.Análisis de equilibrio con indicadores: Se tomó un tubo de ensayo, al cual se le adicionó 5 mL de agua, unas gotas de indicador (fenolftaleína), a esta solución se le agregaron 2mL de NaOH (0.1 M) y posteriormente 2mL de HCl (0.2 M) y se procedió a observar la reacción. Equilibrio cromato de potasio – dicromato de potasio: En un tubo de ensayo se adicionaron 2 mL de una solución de K2CrO4 (0.1M), al cual se le adicionaron 5 gotas de HCl (0.2 M) y posteriormente se agregaron 10 gotas de de NaOH (0.1M).Equilibrio carbonato de calcio: Se adicionó CaCO3 solido en un tubo de ensayo con 5 mL de agua. Luego lentamente se añadió HCl (0.2M) y se procedió agitar hasta que el precipitado desapareció.

ANEXO 1: RESOLUCION PREGUNTAS GUIA 11 y 12

1. Proponga una forma de alterar el equilibrio de la parte 1 de procedimiento.

Rta//: En el procedimiento del principio de Le Chatelier, en un sistema en que se han tomado dos cilindros graduados de 100 mL, y en cada uno de los cilindros se han agregado 50mL de agua, con una

conexión de mangueras de caucho, en el que para su representación se le han asignado la letra R para indicar reactivos y la letra P para indicar productos. A manera experimental se ha modificado la concentración a manera de agregar 20 mL de agua en el cilindro R, lo cual solo ha modificado la posición de este a la misma velocidad en que este ha restablecido el equilibrio. También se ha propiciado un cambio en la presión, aumentando la altura de uno de los cilindros (Por acción de la gravedad a medida que la altura aumenta, la presión disminuye), pero al igual que en el cambio de la concentración, el sistema tiende a restablecer el equilibrio en la medida en que el desplazamiento del equilibrio se vea afectado por el agente externo (variaciones en la concentración y la presión), pero dichas variables, se han encontrado a una temperatura constante, por lo que una manera de alterar el equilibrio seria una variación en la temperatura,(la cual aumenta o disminuye la cinemática de las moléculas de los compuestos), por lo que se predice en base de este principio que los valores de los reactivos aumentan conforme ascienda la temperatura12 , pero disminuyendo los valores del producto, por lo que se proporcionaría un desplazamiento del equilibrio.

2. ¿Cómo puede alterar un catalizador el equilibrio?

Rta//: Los catalizadores se definen como sustancias que ocasionan que las reacciones se efectúen más rápido pero que no se consumen en la reacción. En consecuencia los catalizadores incrementan las velocidades de reacción tanto hacia la derecha como a la izquierda por el mismo factor (no aparecen en las expresiones de las constante de equilibrio ni en los cocientes de reacción), por tanto la adición de un catalizador no desplaza el equilibrio13, solo ocasiona que la reacción alcance el equilibrio más rápidamente, pero no modifica el valor de la constante de equilibrio, ni las concentraciones en el equilibrio.

3. Considere el siguiente sistema en equilibrio en fase gaseosa:

N2 ( g )+3H 2 ( g)⇄2 NH3 ( g ) (+22 Kcal )

La reacción en sentido directo es exotérmica (libera calor) y en sentido inverso endotérmica (necesita calor) ¿Qué pasa si aumenta la temperatura?

Rta//: Teniendo en cuenta que la reacción inicial es en sentido directo, entonces:

1212,13Umland J. Bellana J. Química general 3ra ed.Ed Thomson. México 2000 14: 555.

13

N2 ( g )+3H 2 ( g)⟶2 NH3 (g ) (+22 Kcal )

La reacción de nitrógeno e hidrogeno es exotérmica, entonces a medida que la temperatura asciende la constante de equilibrio se hace más pequeña14 para el siguiente equilibrio:

N2 ( g )+3H 2 ( g)⇄2 NH3 ( g )

∆ H º=−22 Kcal El incremento de la

temperatura desplaza el equilibrio hacia la izquierda, según predice el principio de Le Chatelier.

14