SEGUNDA PRÁCTICA EQUILIBRIO QUÍMICO

Objetivos de la practica:

Predecir hacia que lado avanzara la reacción cuando se altera el equilibrio debido a un cambio en la concentración de de algún reactivo.

·         Fundamento teórico:

Las reacciones suelen ser reversibles, al menos en parte. el equilibrio químico es aquel estado en el que las actividades químicas o las concentraciones de los reactivos y los productos no tienen ningún cambio neto en el tiempo. Este sería el estado que se produce cuando una reacción química evoluciona hacia adelante en la misma proporción que su reacción inversa. La velocidad de reacción de las reacciones directa e inversa son iguales, no hay cambios netos en cualquiera de las concentraciones de los reactivos o productos.

Reacción reversible:

                    

El equilibrio químico representa un balance entre las reacciones directa e inversa. Hay diversos factores experimentales que pueden alterar este balance y desplazar la posición del equilibrio. Las variables que se pueden controlar en forma experimental son: concentración de reactivos o productos, presión, volumen y temperatura.

El principio de Le Châtelier establece que si un sistema en equilibrio se perturba por un cambio de temperatura, presión o concentración de uno de los componentes, el sistema desplaza su posición de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de la perturbación, hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio.

En esta práctica vamos a aplicar el principio de Le Chatelier observando cómo afectan los cambios de concentración a la posición del equilibrio de una reacción química.

·         Método de trabajo:

Material: 1 vaso de precipitados de 250 mL, una gradilla, 5 tubos de ensayo, una pipeta y una varilla de vidrio, NaOH (2M), HCl (0,1 M), KSCN (0,1 M), FeCl3 (0,1 M).

1.    En un vaso de precipitados de 250 mL se adicionan aproximadamente 1 mL de una disolución de FeCl3 0,1 M, 1 mL de KSCN 0,1 M y 50 mL de agua. El ión SCN- y el ión Fe+3 reaccionan inmediatamente dando lugar al ión hexakis(tiocianato) ferrato (III), de color rojo.

La intensidad del color rojo indica la cantidad de dicho ión en la mezcla en equilibrio.

2.    La disolución se divide en cuatro partes iguales que se colocan en cuatro tubos de ensayo

a.    primer de estos tubos de ensayo se deja como muestra de referencia.

b.     segundo tubo se le añade una disolución de cloruro de hierro (III).

c.     Tercer tubo  se le añade una disolución de KSCN

d.    Cuarto tubo se le añade una disolución de NaOH 2 M.

Predecir el carácter acido o básico de la disolución de una sal teniendo en cuenta los equilibrios de hidrólisis.

·         Fundamento teórico:

Equilibrio de hidrólisis: es una reacción química entre una molécula de agua y otra molécula, en la cual la molécula de agua se divide y sus átomos pasan a formar parte de otra especie química. Esta reacción es importante por el gran número de contextos en los que el agua actúa como disolvente.

Propiedades acido-base de las sales:

§  Las sales que provienen de un ácido fuerte y de una base fuerte no se hidrolizan y sus disoluciones son neutras. Ejemplos: NaCl, KCl, KNO3 y BaCl2 entre otras.

§  La disolución de una sal derivada de un ácido fuerte y una base débil es ácida, y esto se debe al carácter ácido del catión. Ejemplos: NH4Cl y NH4NO3 entre otras.

§  La disolución de una sal derivada de un ácido débil y una base fuerte es básica, y esto se debe al carácter básico del anión. Ejemplos: CH3COONa y KNO2 entre otras.

§  Si las sales provienen de un ácido débil y de una base débil se hidrolizan tanto el anión como el catión, y el pH de la disolución dependerá de las fuerzas relativas del ácido débil y de la base débil.

·         Método de trabajo:

Materiales: Tubos de ensayo, gradilla y pipetillas (cuentagotas). K2CO3, NH4Cl, Al2(SO4)3 y Na2SO4.

Disolver en tubos de ensayo con agua los algunos cristales de:  K2CO3, NH4Cl, Al2(SO4)3 y Na2SO4

Calcular el pH de una disolución tampón al añadir una base o un acido fuerte.

·         Fundamento teorico:

Disolución reguladora: es la mezcla en concentraciones (relativamente elevadas) de un ácido débil y su base conjugada (sales hidrolíticamente activas). Tienen la propiedad de mantener estable el pH de una disolución frente a la adición de cantidades relativamente pequeñas de ácidos o bases fuertes.

·         Metodo de trabajo:

Material: 8 Tubos de ensayo, gradilla, papel indicador, varilla de vidrio maciza, fenolftaleína, anaranjado de metilo, NaAc (1 M), HAc (1M), NaOH (0,1 M) y HCl (0,1 M).

1.    Se prepara una disolución tampón de HAc/NaAc mezclando 10 ml de una disolución de NaAc(1M) con otros 10 ml de una disolución HAc (1M).

2.    Despues, se añaden en 4 tubos de ensayo 4 ml de agua y en otros 4 tubos de ensayo 4ml de la disolución realizada en el primer punto. A dos tubos con disolución tampón y dos tubos con agua se les añade fenoftaleina y los otros cuatro anaranjado de metilo y se calcula su pH mediante papel indicador.

3.     Se añade 1 ml de NaOH (1M)  o 1 ml de HCl(0,1M) siguiendo la siguiente tabla: