PRINCIPIO DE LE CHATELIER

Pág. 1 Principio de Le Châtelier

UNIVERSIDAD DEL ATLÁNTICO FACULTAD DE INGENIERÍA

PROGRAMA DE INGENIERA QUÍMICA

PRINCIPIO DE LE CHATELIER Sheyla Arzuza, Leonardo Cogollo, Sergio De la Hoz, Amanda Escorcia

Mg Carmen Alicia Arias Villamizar, laboratorio de Química General II, abril 18 del 2013.

RESUMEN.

En esta experiencia se observó el equilibrio químico con base al principio de Le Châtelier donde utilizamos cromato de potasio 0.1M, dicromato de potasio y el Tiosanato de potasio para demostrar el equilibrio químico donde separamos en dos sistemas, el sistema A donde utilizamos el cromato y el dicromato de potasio para añadirles ácidos y bases en pos de demostrar la neutralización de los ácidos con las bases y los cambios que estos obtienen en el proceso.

Al igual el sistema B donde utilizamos el Tiosanato de potasio para buscar su equilibrio, cambios que tiene con el nitrato de hierro, cristales de potasio y observaremos hacia donde se desplazara el equilibrio.

Palabras clave: Concentración, equilibrio en una reacción, ley de acción de masas.

ABSTRACT.

This experience was observed chemical equilibrium based on the principle of Le Chatelier where we use 0.1M potassium chromate, potassium dichromate and potassium tiosanato to demonstrate the chemical balance where we separate into two systems, system A where we use the chromate and potassium dichromate in order to add acids and bases show after neutralization of acids and bases with the changes they get in the process.As the system B where we use the potassium tiosanato to find its equilibrium, changes have to iron nitrate, potassium and observe crystals to where the balance would shift.

Keywords: Concentration, reaction equilibrium, law of mass action


1. INTRODUCCIÓN.

Las reacciones químicas que ocurren en cualquier dirección (reactivo - productos; productos - reactivos) a estas se les denomina reacciones reversibles, la gran mayoría de estas reacciones no se alcanzan a completar, es decir, que aunque los reactivos se mezclen en cantidades estequiometrias no se alcanzan a convertir en su totalidad en productos. Cuando los reactivos reaccionan para formar los productos, y estos a su vez reaccionan entre ellos para producir nuevamente

los reactivos: A+B .⇔

C +D, cuando A,B

reaccionan para dar B C con la misma velocidad que C, D reaccionan para forma A,B el sistema se encuentra en equilibrio, este equilibrio químico existe cuando las velocidades de ambas reacciones ocurren de manera simultánea a la misma velocidad.

Cuando el sistema se encuentra en equilibrio, se dice que el equilibrio esta desplazado hacia la derecha si hay más C,D que A,B, y que esta desplazado hacia la izquierda si hay más de A,B que de C,D.

Estos equilibrios pueden ser perturbados con base en un principio denominado el Principio de Le Châtelier, el cual afirma que una reacción química que es desplazada del equilibrio por un cambio de las condiciones de temperatura, concentración, presión y volumen

evoluciona hacia un nuevo estado de equilibrio en la reacción en la que al menos parcialmente compense el cambio experimentado.

El objetivo principal de esta experiencia realizada en el laboratorio es determinar y estudiar el efecto de la concentración en las diferentes reacciones que se desarrollaron para poder determinar hacia qué dirección fue desplazado el equilibrio de dicha reacción

2. FUNDAMENTOS TEORICOS

Equilibrio químico: Es el estado al que se llega al final de la cualquier sistema químico. La expresión matemática que representa al Equilibrio Químico, se conoce como Ley de Acción de Masas y se enuncia como: La relación del producto de las actividades (actividad igual a concentración en soluciones diluidas) elevadas los coeficientes estequiométricos en la reacción de productos y reactivos permanece constante al equilibrio. Para cualquier reacción:

A + B .⇔

C + D

Se tiene que:

K= [C ] [D ][A ] [B ]

Principio de Le Châtelier: Un sistema, sometido a un cambio, se ajusta el


sistema de tal manera que se cancela parcialmente el cambio. Estos cambios o factores son el cambio de: temperatura, presión, concentración y volumen.

Constante de equilibrio (KC): La constante de equilibrio se define como un cociente, en donde el numerador es la multiplicación de las concentraciones de los productos, en donde cada una de ella esta elevada al número del coeficiente estequiometrico y el denominador se obtiene multiplicando también las concentraciones de los reactivos. El valor de esta constante indica si una reacción en equilibrio es favorable a los reactivos o los productos. Si K ¿1 el equilibrio se desplazara hacia la derecha y favorecerá a los productos, sin embargo si K¿1 el equilibrio se desplazara hacia la izquierda y favorecerá los reactivos.

3. MATERIALES Y REACTIVOS.

Materiales:

6 tubos de ensayo Gradilla Espátula. Pipeta. Pera.

Reactivos:

K2CrO4

K2Cr2O7

HCL NaOH

NH3

H2SO4

KSCN KNO3

Na2HPO4

FeCl3

4. POCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.

Sistema A

1) En 3 tubos de ensayos añadimos 1ml de k 2CrO 4 y los rotulamos diferenciándolos por I, II y III, y en los otros 3 colocamos 1ml de k 2Cr2O7, rotulándolos también de la misma manera, para tener mayor precaución en nuestra experiencia. Observando los colores que presentan los reactivos en cada tubito.

2) Vertimos en los tubos k 2CrO 4 II y k 2Cr2O7 II , 10 y 11 gotas respectivamente de HClen cada uno y observamos los cambios.

3) Ahora, Vertimos en los tubos k 2CrO 4 III y k 2Cr2O7 III , 17 y 7 gotas respectivamente de NaOH en cada uno y observamos los cambios.

4) Luego de tomar las observaciones del paso 2, tomamos uno de los 2 tubitos con su respectiva reacción, por ejemplo, tomamos el k 2CrO 4 II que ya ha sido diluido con HCl y le agregamos 15 gotas de NaOH . Observamos Los cambios.


5) En los tubos k 2CrO 4 III y k 2Cr2O7 III , que ya han sido diluidos con NaOHen el paso número 3, y les agregamos a cada uno 19 gotas de N H 3 y observamos los cambios.

6) Vertimos en el tubo k 2Cr2O7 II , que ya ha sido diluido con NaOH cierta cantidad de HCl y observamos los cambios.

7) Empezamos otra vez sustituyendo el HCl y el NaOH , por H 2SO 4 y N H 3.

8) Luego vertimos en los tubos k 2CrO 4 II y k 2Cr2O7 II , 12 gotas en cada uno de N H 3 en cada uno y observamos los cambios.

9) Ahora, Vertimos en los tubos k 2CrO 4 III y k 2Cr2O7 III , 13 y 15 gotas respectivamente de H 2SO 4 en cada uno y observamos los cambios.

10)Luego de tomar las observaciones del paso 8, tomamos uno de los 2 tubitos con su respectiva reacción, por ejemplo, tomamos el k 2CrO7 II que ya ha sido diluido con N H 3y le agregamos 5 gotas de H 2SO 4. Observamos Los cambios.

11)En los tubos k 2CrO 4 III y k 2Cr2O7 III , que ya han sido diluidos con H 2SO 4en el paso número 10, y les agregamos a cada uno 19 gotas de N H 3 y observamos los cambios.

Sistema B

1) Colocamos en 3 tubos de ensayo rotulados a su vez con KSCN I , KSCN II y KSCN III cierta cantidad de KSCN en cada uno.

2) Vertimos en KSCN I y KSCN II , cierta cantidad de FeCl3, y observamos los cambios que se efectúan en cada uno.

3) Al tubo de ensayo que contiene el KSCN III le añadimos cierta cantidad de Na2HPO4 y observamos los cambios.

4) Luego en los tubos KSCN I y KSCN II , que ya han sido diluidos con FeCl3 en el paso número 2, les agregamos a cada uno cierta cantidad de Na2HPO4 y observamos los cambios que se presenten.

5. ANÁLISIS DE RESULTADOS

Desarrollo Sistema A:

Imagen 1. Solución de k 2CrO 4 y k 2Cr2O7 respectivamente.


CROMATO DE POTASIO (K2CrO4)

El cromato de potasio en agua (En solución acuosa).

Característica: solución de coloración amarilla.

K2CrO4H 2O⇔

K+1+(CrO4)−2

En los procesos que se realizaran el ion potasio no será de gran importancia así que se pude suprimir de la ecuación dejando solamente el ion cromato.

1- Cromato - Ácido Clorhídrico.

Se agregaron unas gotas de solución de ácido clorhídrico a la solución de cromato, se evidencio claramente un cambio en el color de la solución de amarillo a naranja.

Imagen 2. Cromato - Ácido Clorhídrico.

Se da en la siguiente reacción:

k 2CrO 4(ac) + HCL(ac ) ⟺ k 2Cl+¿¿

(ac) + HCrO4-

(ac)

2. Solución de (Cromato-Ácido Clorhídrico)- Hidróxido de Sodio

Anteriormente se dijo que la solución de cromato cambia de color de amarillo a naranja cuando se agrega una pequeña cantidad de ácido clorhídrico, a la solución de color naranja resultante se le agregan unas gotas de hidróxido de sodio, lo cual provoco que la solución volviera a tornarse de color amarillo.

Imagen 3. Solución de (Cromato-Ácido Clorhídrico)- Hidróxido de Sodio.

En este paso vimos como el NaOH neutralizo el HCL

K2CrO4(ac) + HCL(ac) ⟺ K2CL+¿¿ + HCrO4−¿

Queda nuevamente en equilibrio por la neutralización del ácido con la base.

3. Solución cromato- hidróxido de sodio.

A una cantidad de solución de cromato se le agregaron una cantidad de hidróxido de sodio, no se observó


cambio en la coloración de la solución después de agregarle una cantidad considerable de la sustancia antes mencionada.

(CrO 4)−2

(ac) + NaOH( ac)

4. Solución de (Cromato- hidróxido de sodio) – Ácido Clorhídrico.

A la solución de cromato- hidróxido de sodio, preparada anteriormente, se le agrego una cantidad de ácido clorhídrico, después de un tiempo solo se nota un leve cambio en la coloración, casi insignificante pero se pude apreciar un cambio de amarillo a naranja.

Imagen 4. Solución de (Cromato- hidróxido de sodio) – Ácido clorhídrico.

Se da en la siguiente reacción:

{(CrO4)−2

(ac)+¿ NaOH(ac) } + H Cl(ac)

Interpretación de los cambios.

En el primera mezcla se tiene que al agregarle un cantidad de ácido a la

solución de cromato esta cambia de color, esto se debe a que el ácido en solución dona un protón.

Recordando la definición de ácido según Bronsted: un ácido es una sustancia capaz de donar protones.

Entonces tendremos que el ácido clorhídrico en solución acuosa estará disociado de la siguiente manera:

HCl H 2O→

H+¿+Cl−¿¿¿

El ácido clorhídrico es un ácido fuerte se disocia por completo, cabe destacar que en esta reacción se tiene un hidrogeno con carga positiva, esto nos indica que este ha perdido su electron, así que quedara presenta en la reacción como un protón.

Teniendo en cuenta lo anterior cuando se añade protones a la solución de cromato esta cambia su coloración debido a la formación de dicromato, esto se pude interpretar como un cambio en el equilibrio de la solución, donde el equilibrio de la solución se desplaza a la formación de productos.

La solución de (cromato-acido)-hidróxido de sodio, cambia de color debido a la presencia de iones OH- , estos iones provienen de la base, que en este caso sería el hidróxido de sodio, esto lo podemos escribir de la siguiente forma:

NaOH H 2O→

Na+¿+OH−¿¿ ¿


Teniendo en cuenta la definición de Bronsted para una base: una base es una sustancia receptora de protones.

La presencia de OH- produce que el equilibrio antes desplazado a la formación de productos (dicromato) se desplace hacia los reactivos, es decir hacia la formación de iones cromato, esto se puede afirmar con total seguridad teniendo en cuenta el análisis cualitativo basado en los cambios de coloración.

Ahora se analiza que pasa con los incisos 3 y 4.

Antes hay que tener en cuanta una extensión de la teoría ácido-base de Bronsted: par conjugado ácido- base.

Para el primer caso el ion cromato se comporta como una base, lo que permite la formación de iones dicromato cuando a esta solución se le agrega el ácido, en el segundo caso el dicromato formado en la solución 1, se comporta como un ácido, lo que permite la formación de cromato.

Para el caso tres en el que se agrega hidróxido de sodio, se estarían mezclando dos bases por lo que no se provocara ningún cambio en la solución, permanece con su coloración inicial, no se afecta el equilibrio de solución. Ahora si mezclamos esta solución con ácido esperaríamos que ocurriera un cambio, pero no fue así, se supone que se formaría dicromato, teniendo en cuanta lo antes mencionado, pero la presencia de OH-,

por decirlo de una forma anula el este efecto.

DICROMATO DE POTASIO (K2Cr2O7)

Dicromato de potasio en agua (en solución acuosa).

Característica: solución de coloración naranja.

K2Cr2O7H 2O⇔

+(Cr2O4)−2

(ac)

1- Solución de Dicromato- Ácido Clorhídrico.

Se agregaron unas gotas de solución de ácido clorhídrico a la solución de dicromato, se evidencio que no hubo ningún cambio en el color de la solución.

(Cr 2O7)−2

(ac) + HCl (ac)

2- Solución de (Dicromato-Ácido Clorhídrico)- Hidróxido de Sodio

La solución de dicromato no cambia de color cuando se le agrego acido, pero cuando se le agrego una cantidad de hidróxido de sodio, esta cambio su coloración de naranja a amarillo.

{(Cr2O7)−2

(ac)+HCl(ac)} + NaOH (ac)


Imagen 5. (Dicromato-Ácido Clorhídrico)- Hidróxido de Sodio

7- Solución Dicromato- hidróxido de sodio.

A una cantidad de solución de dicromato se le agregaron una cantidad de hidróxido de sodio, se observó cambio en la coloración de la solución después de agregarle una cantidad considerable de la sustancia antes mencionada.

(Cr 2O7)−2

(ac) + NaOH( ac)

Imagen 6. Solución Dicromato- hidróxido de sodio.

8- Solución de (dicromato- hidróxido de sodio) – Ácido Clorhídrico.

Al agregarle una cantidad de ácido a esta solución se pudo apreciar que esta cambio su

coloración a un amarillo a un casi naranja.

{(Cr2O7)−2

(ac ) + NaOH (ac) } + H Cl(ac)

Imagen 7. (Dicromato- hidróxido de sodio) – Ácido

Clorhídrico.

Desarrollo Sistema B

TIOSANATO DE POTACIO (KSCN)


Imagen 8. Solución KSCN.

1- Solución Tiosanato de potasio - cloruro férrico

A un ml de KSCN se le agregaron 20 gotas de cloruro férrico y hubo un cambio considerable la solución se oscureció

Imagen 9. Solucion tiosanato de potacio - cloruro férrico.

2- Solución (Tiosanato de potasio - cloruro férrico) - fosfato diamonico.

Imagen 10. Solucion tiosanato de potasio - cloruro férrico - fosfato diamonico

Poco a poco la coloración oscura comienza a desaparecer y se va tornando de color blanco, se menea la mezcla lentamente y se torna totalmente te color blanco.

Imagen 11. Solucion tiosanato de potasio - cloruro férrico - fosfato diamonico.

CONCLUSION

Con esta experiencia, se puede concluir, que el equilibrio de un sistema se puede afectar por distintos factores, en este cambiando las concentraciones, el equilibrio se desplaza hacia los reactivos o hacia la formación de productos, conociendo estos y teniendo en cuenta el principio de Le Châtelier, podemos aplicar este procedimiento a nivel industrial, como es la obtención del amoniaco por ejemplo.

BIBLIOGRAFÍA


1) Raymond Chang, química general, décima edición, China, 2010, capítulo 14.

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