Practica Nº 6 EQUILIBRIO QUIMICO

PRÁCTICA Nº 6
EQUILIBRIO QUÍMICO
OBJETIVOS
Comprobar la perturbación en un sistema en equilibrio de complejos de cobalto (II),
cuando se modifican la concentración de las sustancias implicadas y la temperatura.
Demostrar la fuerza relativa de ácidos y bases.
Comprobar las propiedades ácido-base de las soluciones salinas.
I. ASPECTOS TEÓRICOS
Pocas reacciones químicas suceden en una sola dirección. Muchas de ellas son reversibles, al
menos en cierto grado. Al inicio de un proceso reversible, la reacción procede hacia la
formación de productos. Tan pronto como se forman algunas moléculas de productos, comienza
el proceso inverso: estas moléculas reaccionan entre sí y forman moléculas de reactivo. El
equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se
igualan y las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes. Este
equilibrio cumple el principio de Le’Chatelier, modificando su posición (las concentraciones de
las sustancias intervinientes) e incluso el propio valor de la constante de equilibrio cuando se
modifican las condiciones del sistema.
Tanto del estudio matemático de la constante de equilibrio como del enunciado del principio
de Le’Chatelier se deduce que un aumento de la concentración de los reactivos desplaza el
equilibrio hacia la derecha y si aumenta la concentración de los productos o se hace disminuir la
concentración de los reactivos, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda. El equilibrio
siempre responde en el sentido de anular la perturbación que se le ocasiona.
Cada reacción tiene su propia constante de equilibrio característica, con un valor que puede
cambiar solo variando la temperatura. Es importante resaltar que aunque las concentraciones
pueden variar, el valor de K para una reacción dada, permanece constante, siempre y cuando la
reacción este en equilibrio y la temperatura no cambie.
Entre los equilibrios homogéneos, se encuentran las reacciones con participación de iones.
Entre estas reacciones, cabe destacar la de los ácidos y bases débiles, algunas sales y la de los
iones complejos.
Los iones de metales de transición forman especies complejas, en las que el ión metálico,
ácido de Lewis, se rodea de un número determinado de ligandos, bases de Lewis. El enlace
entre el metal y ligandos es de tipo covalente dativo.
Una reacción ácido-base, es un proceso de transferencia de protones entre dos pares
conjugados. Según el sistema de Brönsted-Lowry, la fortaleza de un ácido se mide por sus
tendencias a donar un protón, mientras que la de una base se mide por su tendencia a aceptar un
protón. Las reacciones entre iones son mucho más rápidas que aquellas que implican ruptura de
enlaces covalentes.
Los ácidos y las bases se pueden clasificar como: ácidos y bases fuertes; que se disocian
totalmente en solución y ácidos y bases débiles que se disocian parcialmente en agua. Para
definir las fuerzas relativas de los ácidos y bases, se mide el pH de la solución, a igual
concentración; a medida que el pH sea más bajo, el ácido será más fuerte.
Las sales también pueden producir soluciones ácidas o básicas al disolverse en agua, esta
reacción se conoce tradicionalmente como hidrólisis. La hidrólisis es simplemente la interacción
ácido-base de los iones componentes de la sal con las moléculas de agua que les rodean en
solución. De los iones procedentes de las sales (las cuales ce disocian totalmente en sus iones),
solamente se hidrolizarán los aniones procedentes de ácido débil (serán bases fuertes), o los
cationes procedentes de base débil (serán ácidos fuertes).
Cuantitativamente, la hidrólisis se mide por medio de la constante de equilibrio para la
reacción correspondiente, Kh, que se llama constante de hidrolisis.
La base conjugada de un ácido débil tiene tendencia a captar un protón y generar el ácido
débil, y está reacción tendrá lugar con tanta más intensidad cuanto más débil sea el ácido.
Análogamente el ácido conjugado de una base débil tendrá tendencia a ceder un protón para
regenerar la base, y lo hará con tanta más fuerza cuanta más débil sea la base.
Puesto que la sal resulta de la neutralización reciproca de un ácido y una base, estará
constituida por un anión, base conjugada del ácido, y un catión, ácido conjugado de la base. Si
el anión procede de ácido débil, o el catión procede de base débil, habrá transferencia de
protones con el agua circundante, lo que conllevará una alteración del pH.
En la primera actividad se va a estudiar el equilibrio que tiene lugar entre los iones
complejos que el cobalto forma con H2O y Cl-, en primer lugar, el efecto de cambios en la
concentración de las especies que actúan como ligandos (Cl- y H2O) y, en segundo lugar, el
efecto de cambios en la temperatura, hecho éste que afecta a la propia constante de equilibrio.
El cloruro de cobalto hexahidratado, CoCl2·6H2O, al combinarse con el agua da como
resultado el ion complejo [Co(H2O)6]2+ de color rosas pálido y en presencia de una elevada
concentración de iones Cl1- (como la que está presente en el HCl concentrado), las moléculas de
agua que están enlazadas al ion Co2+, pueden intercambiarse por iones cloruro, formándose el
ion complejo [CoCl4] -2, de color azul. Entre ambas especies se puede establecer el equilibrio,
[Co(H2O)6]2+ (ac) + 4Cl-(ac)
En este caso la solución toma un color violeta.
[CoCl4] -2(ac) + 6H2O
II. PARTE EXPERIMENTAL
Materiales y equipos.
Vaso de precipitados de 100. mL
Tubos de ensayo
Gradilla
Espátula
Cilindro graduado de 50mL
Medidor de pH
Gotero
Reactivos.
Solución acuosa de ion complejo CoCl4-2
Ácido clorhídrico, HCl (36.5%, D = 1.18 g/mL , masa molar= 36.5 g/mol)
Solución de nitrato de plata, AgNO3
Soluciones 0,10mol/L de: Ácido acético, Amoniaco, Ácido nítrico, Hidróxido de potasio,
Sales de Cloruro de amonio, Acetato de sodio y Bicarbonato de potasio
ACTIVIDAD Nº 1. Cambios en la posición de equilibrio.
Procedimiento:
a). Por efecto de la temperatura:
1. Coloque en la gradilla 3 tubos de ensayo.
2. Añada en cada tubo aproximadamente 2 mL de solución del ion complejo CoCl4-2.
3. Coloque un tubo en agua caliente, otro en agua fría, y deje el tercer tubo como patrón de
referencia.
4. Observe el cambio de color en cada caso.
5. Indique como se desplaza el equilibrio por efecto de la temperatura.
b). Por efecto de la concentración:
1. Coloque en la gradilla 3 tubos de ensayo.
2. Añada en cada tubo aproximadamente 2 mL de solución del ion complejo CoCl4-2.
3. Adicione 10 gotas de ácido clorhídrico concentrado, HCl a un tubo de ensayo.
4. Al otro tubo, añadir 6 gotas de nitrato de plata, AgNO3 (con la finalidad de disminuir la
concentración del ion cloruro, precipitándolo como cloruro de plata, AgCl).
5. El tercer tubo queda como patrón de referencia.
6. Observe el cambio de color en cada caso.
7. Explique porque varía el color de la solución.
ACTIVIDAD Nº 2. Fuerza relativa de ácidos y bases.
Procedimiento:
1. Mida el pH de las siguientes soluciones 0.10 mol/L: ácido acético, amoníaco, hidróxido de
potasio, ácido nítrico.
2. Indique la reacción de equilibrio ácido-base correspondiente y señale el ion responsable de la
acidez o basicidad.
3. Ordene en forma creciente de acidez, las sustancias por la concentración de iones Hidronio
presente en cada una de ellas.
ACTIVIDAD Nº 3. pH de soluciones salinas.
Procedimiento:
1. Mida 50,0 mL de agua destilada en un cilindro graduado y viértalo en un vaso de precipitado
de 100,0 mL de capacidad.
2. Agregue con una espátula una pequeña cantidad de sal al vaso de precipitado, agite hasta
disolución completa.
3. Mida el pH.
4. Repita el procedimiento con cada una de las sales suministradas.
5. Demuestre mediante ecuaciones químicas el comportamiento ácido base de las sales.
III. INVESTIGUE
1. Formación del ion complejo CoCl4-2 y los factores que afectan el sistema en equilibrio.
2. La constante de equilibrio correspondiente a la formación del ion complejo.
3. Según el principio de Le’ Chatelier y en función del cociente de reacción, ¿Qué cambios
cualitativos se esperan en la composición de la mezcla en equilibrio al añadir los diferentes
reactivos?
4. ¿Cuál es la diferencia entre ácidos débiles y ácidos fuertes?
5. ¿Por qué una solución 0.1mol/L de ácido clorhídrico es más ácida que una de ácido acético de
igual concentración?
6. ¿Por qué una solución de hidróxido de amonio tiene pH mayores de 7. Explique.
7. ¿Cuál ácido es más débil? El acético o el fórmico? ¿Porque?
8. ¿Por qué algunas sales modifican el pH del agua y otras no? Explique.
9. ¿Cuál solución tendrá mayor pH? Una de acetato de amonio 0.10 mol/L o una de Fluoruro de
amonio de igual concentración.
10. ¿Qué pH tendrá una solución de NaCl 0.5 mol/L? ¿Y una 0.1 mol/L? Explique
.
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UNIVERSIDAD DEL ZULIA
FACULTAD DE INGENIERIA
CICLO BASICO
DEPARTAMENTO DE QUIMICA
LABORATORIO DE QUIMICA II
NOMBRE ___________________
NOMBRE _________________
FECHA ___________________
REPORTE DE LA PRÁCTICA Nº 6. EQUILIBRIO QUIMICO
ACTIVIDAD Nº 1. Cambios en la posición de equilibrio.
Parte I. Por efecto de la temperatura
a) Escriba la ecuación de la reacción _________________________________________
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b) ¿Por qué la solución toma ese color cuando se coloca en agua fría? Explique.
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c)
¿Por qué la solución toma ese color cuando se coloca en agua caliente? Explique?
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d) Explique por qué el enfriamiento y el calentamiento de la mezcla causó el
desplazamiento del equilibrio en sentidos diferentes.
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e) Comenta si la reacción de formación del complejo es endotérmica o exotérmica
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Parte II. Por efecto de la concentración
a) ¿Qué se observó al añadir HCl concentrado a la solución de CoCl4-2 ______________
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b) ¿Se ha desplazado el equilibrio? ¿En qué sentido? ¿Cuál ha sido la causa?___________
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c) ¿Qué se observa al añadir nitrato de plata a la solución de CoCl4-2? ________________
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d) ¿Se ha desplazado el equilibrio? ¿En qué sentido? ¿Cuál ha sido la causa?___________
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e) Justifique cada observación aplicando el principio de Le Chatelier y, si es posible,
escribiendo las reacciones químicas que tienen lugar____________________________
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ACTIVIDAD Nº 2. Fuerza relativa de ácidos y bases.
Solución
pH
Ácido acético
Amoníaco
Hidróxido de potasio
Ácido nítrico
a) Ecuación de la reacción del ácido acético en la solución
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b) Ecuación de la reacción del amoniaco en la solución
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c) Ecuación de la reacción del hidróxido de potasio en la solución
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d) Ecuación de la reacción del acido nítrico en la solución
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e)
En cada caso especifique el ion responsable de la acides o basicidad de la solución.
Ordene en forma creciente de acidez
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ACTIVIDAD Nº 3. pH de soluciones salinas.
Sal
pH
1.
Cloruro de amonio
Acetato de sodio
Bicarbonato de potasio
Escriba las ecuaciones de las reacciones en cada solución e indique en cada caso el
ion responsable de la acidez o basicidad:
a) Cloruro de amonio
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b) Acetato de sodio
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c) Bicarbonato de potasio
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ANALISIS Y DISCUSION DE RESULTADO
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CONCLUSIONES
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