EQUILIBRIO QUÍMICO.

PROBLEMA:

Determinación de equilibrio químico en diferentes sistemas, homogéneo y heterogéneo.

OBJETIVOS:

Análisis del concepto de equilibrio químico, principio de Le Chatelier y Ley de acción de masas (Keq)

en un sistema homogéneo y heterogéneo.

INTRODUCCION:

Una reacción química puede alcanzar un estado en el que los procesos directo e inverso llevan la

misma velocidad llegando así al el equilibrio químico que es un estado en el que no se observan

cambios a medida que transcurre el tiempo. Por ejemplo cuando una reacción química ha alcanzado

el estado de equilibrio, permanecen constantes las concentraciones de reactivos y productos.

Sin embargo, existe gran actividad a nivel molecular, provocando choques efectivos y elásticos entre

las moléculas de los reactivos y productos.

Existen sistemas homogéneos en los cuales la composición es uniforme en la solución, y sistemas

heterogéneos por el contrario tienen una composición no uniforme.

Cualquier sistema sea homogéneo o heterogéneo, se puede formar y luego separar por medios

físicos en sus componentes puros sin cambiar sus propiedades.

La relación entre las concentraciones de los reactantes y productos de un sistema en equilibrio está

dada por la ley de acción de masas. Con respecto a la siguiente reacción de equilibrio: aA + bB ↔

cC + dD.

Lo que nos de la expresión de la constante de equilibrio la cual depende solo de la estequiometria de

la reacción.

Keq = 𝐶 𝐷

𝐴 𝐵

La constante de equilibrio cambia con la temperatura; cuando Keq > 1 el equilibrio se desplaza hacia

la derecha predominando los productos, y cuando Keq < 1 se desplaza hacia la izquierda

predominando los reactantes.

Hay una regla que ayuda a predecir la dirección en la que se desplazara la reacción en equilibrio

cuando suceda un cambio de: concentración, presión, volumen o temperatura.

Esto es el principio de Le Chatelier el cual dice: si un sistema en equilibrio es perturbado este se

desplazara a su posición de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de la perturbación.

En muchos equilibrios, como el sistema de tiocianato de amonio y el cloruro de hierro III participan

sustancias que están todas en una misma fase (equilibrio homogéneo). En otros casos las sustancias

en equilibrio están en diferentes fases, lo que da origen a equilibrios químicos heterogéneos, un

ejemplo es la disolución de cloruro de plomo III.

El cloruro de hierro III en un compuesto químico utilizado a escala industrial cuya fórmula es FeCl3. Su

color característico depende del ángulo de visión: cuando refleja la luz los cristales tienen un color

verde oscuro, pero cuando transmiten la luz su color es rojo purpúreo. Cuando se disuelve en agua

sufre hidrólisis y libera calor en una reacción exotérmica. De ello resulta una solución ácida y

corrosiva de color marrón.

El Cloruro de Hierro III es tóxico, ácido y muy corrosivo. Es importante lavar las manos y otras

superficies que hayan estado en contacto con la disolución pera evitar daños.

El Tiocianato de Amonio es líquido, incoloro y sin olor, en contacto con ácidos libera gases muy

tóxicos.

Se deben tomar las medidas de seguridad apropiadas para su manipulación, es decir guantes en todo

momento, lentes de protección y mascarilla si es que se van a generar vapores. Se debe cambiar la

ropa si es que hay derramamiento de sustancia y se deben lavarse las manos tras haber trabajado

con la sustancia.

El Cloruro de Plomo es un polvo cristalino, blanco e incoloro, es un cloruro inorgánico. Los cloruros

inorgánicos contienen el anión Cl¯ y por lo tanto son sales del ácido clorhídrico. Es poco soluble en

agua a temperatura ambiente (8 mg/ml) y bastante soluble en agua caliente (25 mg/ml).

En concentraciones elevadas difícilmente se absorbe en el tracto gastrointestinal, lo que puede

originar toxicidad aguda.

Después de un periodo de latencia se presenta gusto metálico, náuseas, vómitos.

Efectos crónicos: trastornos musculares, alteraciones sanguíneas, efectos en el sistema nervioso

central. No permitir a embarazadas estar en contacto con el producto. Posible riesgo durante el

embarazo de efectos adversos para el feto.

SELECCIÓN DE VARIABLES.

Masa del Soluto y Temperatura → V. Constante.

Equilibrio Químico → V.D.

Tipo de Reacción (sistema homogéneo o heterogéneo) → V.I.

MODELO MATEMÁTICO.

Reacción reversible 𝛼 equilibrio químico.

Keq = 𝐶 𝐷

𝐴 𝐵

HIPOTESIS:

Al desplazar un sistema de reactivos a productos y viceversa entonces se tiene un equilibrio

químico.

Si el sistema en equilibrio tiene solo una fase este es un equilibrio homogéneo.

Si el sistema en equilibrio tiene más de una fase este es un equilibrio heterogéneo.

MATERIAL.

Material. Equipo. Reactivos.

8 vasos de precipitados 50ml. Balanza Analítica. Hielo.

2 Agitadores. Agua destilada.

4 Escobillones. PbCl2.

2 Vidrio de reloj. NaOH.

2 Goteros. KI.

Pizeta. CuNO3.

Gradilla. Fe(NO3)2

Cazuela para baño maría. NaCl.

2 matraz aforados 5ml y 10ml. AgNO3

Probeta 25ml. K3[Fe(CN)6]

2 pipetas graduadas 10ml. K4[Fe(CN)6]∙ 3H2O

Mechero.

2 Pro pipetas.

Tripie.

40 tubos de ensaye.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.

Sistema homogéneo:

A. Se lavo todo el material de vidrio y se seco apropiadamente.

B. Se coloco el material de seguridad necesario (Bata, lentes de protección, guantes, cofia y

cobre bocas.)

C. Se mezclo 3ml de NH4SCN 0.1M con 1ml deFeCl3 0.1M en un vaso de precipitados.

D. Se agito durante 30 segundos.

E. Se observo e identifico que tipo de mezcla era.

F. Se diluyo la mezcla, agregándole 100ml de H2O destilada.

G. Se distribuyo lo obtenido en 4 vasos, etiquetándolos de la sig. manera:

Testigo, vaso1, vaso2 y vaso3.

H. Se agrego al vaso1 más FeCl3 0.1M, vaso2 mas NH4SCN 0.1M y al vaso3 más NH4Cl 1M.

I. Se observo y se anotaron los resultados.

J. Se comprobó la formación de productos (pruebas de identificación).

K. Se prepararon referentes para la identificación de los iones Fe+ y Cl¯.

L. Se tomaron dos gotas de solución de cada uno de los cuatro vasos, obtenidos de la dilución.

M. Se colocaron las gotas en tubos de ensaye respectivamente, etiquetando indicando de que

vaso fue tomada la muestra.

N. Se agrego a cada uno de los tubos de ensaye una gota de AgNO3, para identificar al ion Cl¯

(solución blanca lechosa con precipitados finos del mismo color).

O. Se tomaron atrás dos gotas de solución acuosa de cada vaso y se colocaron en tubos

limpios.

P. Se agrego a cada tubo de ensaye una gota de K3[Fe(CN)6] para la identificación del ion Fe+

(rojo pardo).

Q. Se tomaron nuevas muestras y esta vez se agregara una gota de K4[Fe(CN)6]∙ 3H2O para la

identificación del ion Fe+ (precipitado azul de Prusia).

R. Por último se tomaron otras muestras esta vez agregándoles a los tubos una gota de NaOH

para la identificación del ion Fe+ (precipitado rojo pardo).

S. Se registraron los resultados.

T. Se procedió a someter los vasos primero a altas temperaturas y después a bajas

temperaturas.

U. Se anotaron los resultados y se realizo la clasificación del sistema.

Sistema heterogéneo:

A. Se lavo todo el material de vidrio y se seco apropiadamente.

B. Se coloco el material de seguridad necesario (Bata, lentes de protección, guantes,

cofia y cobre bocas.)

C. Se mezclo .1 de PbCL2 0.1M con 5ml de H2O destilada en un vaso de precipitados.

D. Se agito durante 30 segundos.

E. Se observo e identifico que tipo de mezcla era.

F. Se realizaron los pasos anteriores para 10, 15, 20ml de H2O destilada,

respectivamente.

G. Se comprobó la formación de productos (pruebas de identificación).

H. Se prepararon referentes para la identificación de los iones Pb+ y Cl¯.

I. Se tomaron dos gotas de solución acuosa de cada uno de los cuatro vasos,

preparados anteriormente.

J. Se colocaron las gotas en tubos de ensaye respectivamente, etiquetando indicando de

que vaso fue tomada la muestra.

K. Se agrego a cada uno de los tubos de ensaye una gota de KI, para identificar al Pb+

(solución amarilla).

L. Se tomaron atrás dos gotas de solución acuosa de cada vaso y se colocaron en tubos

limpios.

M. Se agrego a cada tubo de ensaye una gota de NaOH para la identificación del Pb+

(precipitado blanco).

N. Se tomaron nuevas muestras y esta vez se agregara una gota AgNO3 para identificar

Cl¯ (precipitado blanco).

O. Se registraron los resultados.

P. Se selecciono uno de los vasos con las solucione preparadas al inicio y se diluyo,

agregándole 15ml de H2O destilada.

Q. Se distribuyo la solución en 4 vasos, etiquetándolos de la sig. manera:

Testigo, vaso1, vaso2 y vaso3.

R. Se agrego al vaso1 más reactivo, vaso2 mas Pb+ y al vaso3 más Cl¯.

S. Se observo y se anotaron los resultados.

T. Se procedió a someter los vasos primero a altas temperaturas y después a bajas

temperaturas.

U. Se anotaron los resultados y se realizo la clasificación del sistema.

RESULTADOS.

Sistema homogéneo.

Tabla 1 Identificación del Tiocianato De Hierro (III).

Reacción Teórico. Obtenido Experimentalmente.

A + B → C + D

Tiocianato de hierro (III). Coloración: rojo vino homogéneo.

Coloración rojo vino homogéneo. ∴ Es tiocianato de hierro (III).

Tabla 2. Referente de identificación de Fe+

NaOH K₃ [¨Fe(CN)6] K4[Fe(CN)6]∙ 3H2O

Fe(NO3)2

Se torno de un color amarillo fuerte con precipitado fino color ladrillo

Se torno color ámbar con precipitado fino color café.

Se torno de un color azul de Prusia.

Tabla 3. Comprobación de productos, pruebas de identificación para el ion Fe+.

Con base a lo obtenido experimentalmente se comprobó la presencia del ión hierro por la

coloración naranja y roja que indican la presencia de este.

Tabla 4. Referente de identificación de Cl⁻

NaCl

AgNO3 Color blanco con Precipitado fino color lila.

Tabla 5. Comprobación de productos, pruebas de identificación para el ion Cl¯.

Se comprobó la presencia del ión Cl ya que los precipitados blancos indican que está presente en

nuestra solución.

Tabla 6. Comprobación de la presencia de equilibrio químico.

VASO 1 TESTIGO. VASO 2. +REACTIVO NH4SCN

VASO 3. + REACTIVO FeCl3

VASO 4. + NH4Cl

Ámbar claro. Rojo vino. Ámbar obscuro. Ámbar claro.

Con referencia a la investigación realizada y las observaciones obtenidas pudimos ver la

perturbación de cada uno de los sistemas al agregarles ya sea más productos o más reactantes y

que con respecto al principio de Le Chatelier se entiende que si un sistema es perturbado después de

un tiempo volverá a buscar su equilibrio (habrá más choques efectivos y elásticos).

Al agregar más: Prueba de referencia. Obtenido Experimentalmente.

K4[Fe(CN)6]∙ 3H2O Precipitado azul Prusia. Precipitado azul Prusia.

K3[Fe(CN)6] Color rojo pardo. Color rojo.

NaOH Precipitado rojo pardo Naranja.

AgNO3

Testigo Se torno color blanco lechoso con precipitados del mismo color

Vaso2 Se torno blanco con precipitados del mismo color

Vaso3 Se torno blanco con precipitados del mismo color

Vaso4 Se torno blanco con precipitados del mismo color

PRINCIPIO DE LE CHATELIER.

A temperatura ambiente:

Ámbar Ámbar Rojo vino. Ámbar más obscuro.

A alta temperatura:

A baja temperatura:

Amarillo claro. Naranja diluido. Amarillo obscuro. Amarillo claro.

Según el principio de Le Chatelier el cual dice que un sistema puede ser perturbado si sucede un

cambio de concentración, presión, volumen o temperatura.

Vaso 1

testigo.

Vaso 2 +

NH4SCN

Vaso 4

+NH4Cl

Vaso 3 +

FeCl3

Vaso 1

testigo.

Vaso 2 +

NH4SCN

Vaso 3 +

FeCl3

Vaso 4

+NH4Cl

Vaso 1

testigo.

Vaso 2 +

NH4SCN

Vaso 3 +

FeCl3

Vaso 4

+NH4Cl

Se observó que en las pruebas realizadas a los diferentes sistemas al someterlas a diferentes

cambios de temperatura el equilibrio se desplazo a derecha en temperatura baja y a la izquierda a

temperatura alta esto se observo por el cambio de coloración en cada sistema.

Además de que notamos que a las diferentes temperaturas hay equilibrio aunque a temperatura alta

la velocidad de reacción entre reactantes o productos es más rápida (mas choques efectivos y

elásticos), pero a una temperatura baja la los choques efectivos son más lentos.

Sistema heterogéneo

Tabla1. Referente de identificación.

Pb(NO3)3 KI AgNO3

KI Precipitado amarillo.

NaCl Precipitado blanco lechoso.

PbCl2 Precipitado amarillo.

Tabla 2. Comprobación de productos, pruebas de identificación para los iones Pb+ y Cl-.

Con base a lo observado en la tabla anterior se dedujo que efectivamente había presencia de los

iones Pb+ y CL-. El precipitado amarillo indica la presencia del plomo y el precipitado blanco la

presencia del Cl-.

Pb(NO3)3 NaCl KI AgNO3 PbCl2

Vaso 1. PcCl2 (ac.)

Formación de precipitado blanco fino abundante.

Vaso 2. PcCl2 (ac).

Presencia de sedimentos blancos finos.

Vaso 3. PcCl2 (ac).

Se diluyo totalmente.

Vaso 4. PcCl2

(solido).

Precipitado amarillo.

Precipitado blanco lechoso.

Tabla 3. Comprobación de equilibrio químico.

Tabla 4. Pruebas de identificación para los iones Pb+ y Cl-.

La evidencia de precipitado en las diferentes muestras nos indico que efectivamente se encuentras

presentes los iones buscados en este caso: Pb+ y Cl-.

BIBLIOGRAFIA:

BROWN Le May Bursten, Química la ciencia central, 2004, novena edición, editorial Pearson

Educación, México. Páginas 575-603.

RAIMON, Chang, Química, 1994, primera edición en español, editorial Mc Graw Hill, México,

Páginas.1080.

ARANEO, Antonio, Química Analítica Cualitativa, 1981, traductor: Javier Arenas De La Rosa,

Primera edición, Editorial Mac Graw Hill, Colombia Bogotá, Páginas 348-350.

Temperatura alta. Temperatura baja.

Vaso 1 Se disolvió un poco el PbCl2 Se comenzó a hacer homogéneo (turbio).

Vaso 2 Sin cambios Las particular grandes se sedimentaron.

Vaso 3 Se disolvió un poco el PbCL2

Sedimentos finos blancos.

KI AgNO3

Vaso 1 Precipitado amarillo solución amarilla traslucida.

Precipitado blanco abundante.

Vaso 2 Precipitado amarillo solución amarilla traslucida.

Precipitado blanco abundante.

Vaso 3 Precipitado amarillo abundante.

Precipitado en forma de granos.