Memoria de la práctica 3. Reacciones reversibles. Aspectos prácticos del equilibrio químico.

QUÍMICA EN LA INGENIERÍA

LABORATORIO

MEMORIA PRÁCTICA 3 – Reacciones reversibles. Aspectos prácticos del equilibrio químico.

COMPONENTES:

· Silvia Estébanez Ruiz

· Diego Fernández Cheliz

· Clara Fernández Perrote

ÍNDICE DE LA PRÁCTICA

1. Fundamento de la práctica.

2. Material y reactivos.

3. Fundamento teórico.

4. Método experimental.

5. Cálculos y cuestiones.

6. Posibles errores.

7. Conclusiones.

1. FUNDAMENTO DE LA PRÁCTICA

En esta práctica se llevó a cabo el estudio de algunos aspectos prácticos del equilibrio químico.

Para ello es necesario conocer el principio de Le Châtelier y tener claros algunos conceptos como el cociente de reacción y la constante de equilibrio.

La práctica consiste en llevar a cabo la preparación de una disolución formada por FeCl₃ 0,1M y KSCN. Así, obtenemos una disolución de color rojo intenso que será diluida con agua, con el fin de que el color sea menos intenso y poder observar mejor los cambios que tendrán lugar al adicionar diferentes compuestos.

2. MATERIAL Y REACTIVOS

MATERIAL	REACTIVOS
- Vaso de precipitado de 250 mL - Gradilla - 5 tubos de ensayo - Pipeta - Varilla de vidrio	- Tiocianato de potasio, (KSCN)ac, 0,1M - Cloruro de hierro (III), (FeCl3)ac 0,1M -Hidróxido de sodio (NaOH)ac, 2M - Ácido clorhídrico (Hcl)ac, 0,1M

3. FUNDAMENTO TEÓRICO

El fundamento teórico de esta práctica, se encuentra en que las reacciones químicas son reversibles. Es decir, cuando una reacción comienza a tener lugar, y a medida que se van formando moléculas de producto, se produce también una destrucción de dichas moléculas de producto, dando lugar a los reactivos; es decir, tiene lugar la reacción inversa. Obviamente, la velocidad de estas dos reacciones no es la misma; sin embargo, a medida que pasa el tiempo se establece un equilibrio, de forma que la velocidad de ambas reacciones; directa e inversa, es la misma y la reacción no se desplaza en ningún sentido. En esta situación la cantidad de moléculas de reactivos y de productos permanece constante.

Este equilibrio se mantiene siempre que no se produzca ningún cambio en la disolución. Hay una serie de factores que influyen en esta situación de equilibrio, como son las concentraciones de reactivos y productos. Si estas concentraciones se ven modificadas, se rompe la situación de equilibrio, y el sistema evolucionaría hacia una nueva situación de equilibrio. Además, existe una regla que ayuda a predecir en que sentido se desplazará la reacción una vez roto el equilibrio, es el principio de Le Châtelier: 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.

Basándonos en este principio, vamos a estudiar los cambios que tienen lugar en la disolución preparada al añadir diferentes compuestos y vamos a tratar de explicar dichos cambios.

4. MÉTODO EXPERIMENTAL

Para llevar a cabo la práctica, se prepara una disolución en un vaso de precipitados de 250mL, en el que se adiciona 1mL de una disolución de FeCl₃ 0,1M y 1mL de una disolución de KSCN 0,1M. Después, se diluye la mezcla añadiendo 50mL de agua, con el fin de disminuir la intensidad del color y observar mejor los cambios.

Se preparan cuatro tubos de ensayo limpios y se añade a cada uno unos 10mL de la disolución. A cada uno de ellos se le añadirá un compuesto diferente:

1	2	3	4
1mL FeCl3 (ac)	1 mL KSCN(ac)	NaOH(ac)	Disolución original.

El último tubo servirá como referencia para los otros tres.

5. CÁLCULOS Y CUESTIONES

En este apartado vamos a responder a las cuestiones propuestas en la práctica.

Cuestión 1. Escriba la ecuación del equilibrio químico estudiado, así como las expresiones del cociente de reacción y de la constante de equilibrio. Explique cuál es La diferencia entre ambas magnitudes.

En primer lugar, debemos conocer cual es la ecuación del equilibrio que vamos a estudiar. Puesto que hemos preparado una disolución de FeCl₃ y de KSCN, el equilibrio que se establecerá será:

Fe³⁺ (ac) + 6SCN^- (ac) ⥨ [Fe(SCN)₆]^-3 (ac)

A partir de este equilibrio, podríamos establecer el valor del cociente de reacción:

Qc=[[Fe(SCN)₆]^-3]/([Fe³⁺][SCN^-]⁶)

Este cociente de reacción tiene un valor diferente a medida que avanza el tiempo, ya que a medida que transcurre la reacción, las concentraciones de reactivos y productos van cambiando. Como ya dijimos antes, llegará un momento en que la velocidad de la reacción inversa y la velocidad de la reacción directa, se igualen. En este momento Qc pasa a tener un valor constante y pasa a denominarse constante de equilibrio, Kc. Luego, la constante de equilibrio muestra la relación entre las concentraciones de los productos y reactivos en el equilibrio. La expresión será igual que la Qc, pero solo se aplica cuando la reacción ha alcanzado el equilibrio. Por lo tanto:

Kc= [[Fe(SCN)₆]^-3]/([Fe³⁺][SCN^-]⁶)

La principal diferencia entre estas dos magnitudes es que, mientras que Kc es constante y toma siempre el mismo valor, a pesar de que las concentraciones sean diferentes o la situación de partida no sea igual, Qc toma valores distintos a medido que avanza el tiempo y no será igual aunque poseamos dos reacciones iguales en tiempos iguales, si las condiciones de partida no son las mismas.

Sin embargo, es importante tener en cuenta que la constante de equilibrio se calcula para una temperatura dada. Este es el único factor que modifica la Kc, la temperatura.

Cuestión 2. Enuncie el principio de Le Châtelier.

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.

Cuestión 3. Indicar los datos experimentales que demuestran que el equilibrio se desplaza al adicionar FeCl₃ y utilizar el principio de Le Châtelier para explicar en que sentido se desplaza el equilibrio.

En un primer tubo de ensayo añadimos, a 10mL de la disolución preparada, 1mL de FeCl₃. Es decir, estamos añadiendo más reactivo y, por ello, tendremos una mayor concentración de iones Fe³⁺. Esto provoca que el equilibrio se rompa. A partir de este instante, la reacción se desplazará en un sentido u otro. Podemos deducir el sentido en el que se desplazará la reacción a partir del principio de Le Châtelier. Según este principio, el sistema se desplazará de modo que se contrarreste el efecto de la perturbación. Puesto que lo que ha ocurrido es que ha aumentado la concentración de los reactivos, el equilibrio se desplazará hacia la derecha, provocando que se produzca un aumento de la concentración de los productos y una disminución de la concentración de los reactivos.

Experimentalmente, se puede observar que la disolución alcanza una nueva situación de equilibrio diferente a la anterior por el color de la disolución, que adquiere un color más intenso al de la disolución original. El aumento de la intensidad del color rojo está asociado a la presencia de iones [Fe(SCN)₆]^-3.

Cuestión 4.Indicar los datos experimentales que demuestran que el equilibrio se desplaza al adicionar KSCN y explicar los cambios cualitativos que se producen teniendo en cuenta el cociente de reacción.

En un segundo tubo de ensayo añadimos, también a 10mL de la disolución preparada, 1mL de una disolución de KSCN 0,1M.

En este caso, también estamos añadiendo una mayor concentración de reactivos, luego nos encontramos con una situación similar a la primera. En este caso, vamos a explicar los cambios cualitativos a partir del cociente de reacción. Así, al añadir una mayor concentración de los reactivos, el cociente de reacción disminuye su valor. Para que se vuelva a alcanzar una situación de equilibrio Qc tiene que adquirir de nuevo el valor de la constante de equilibrio. Puesto que el valor de Qc es menor que el de dicha constante, nos encontramos con que el valor debe aumentar, lo cual se da cuando disminuye el denominador, cuando aumenta el numerador o cuando ocurren ambos. En nuestro caso, debemos tener en cuenta que ocurren ambos de forma instantánea, pues no se puede producir una disminución de la concentración de los reactivos sin que se de un aumento de la concentración de los productos, pues la masa total del sistema se tiene que conservar. Por lo tanto, el sistema evoluciona hacia la derecha.

Experimentalmente, se puede apreciar también que la intensidad del color de la nueva disolución es mayor que el de la disolución original, pero no tan intenso como el de la disolución anterior, a pesar de que se añade la misma cantidad de una disolución con la misma concentración, pero de otro de los reactivos. Esto se debe a los coeficientes estequiométricos. Mientras que con un mol de FeCl₃ se forma un mol del producto, se necesitarán seis moles de KSCN para formar un mol de producto. Por ello, la concentración de iones [Fe(SCN)₆]^-3 será mayor que en la disolución original, pero menor que en la disolución anterior; lo que se observa en la diferencia de intensidades en el color.

Cuestión 5.Indicar los datos experimentales que demuestran que el equilibrio se desplaza al adicionar NaOH, utilizar el principio de Le Châtelier para explicar en que sentido se desplaza el equilibrio y escribir la reacción que tiene lugar.

Finalmente, en un tercer tubo de ensayo añadimos, de nuevo a 10mL de la disolución orignal, NaOH 2M, hasta que se produce la precipitación de un sólido marrón-rojizo que queda disperso en la disolución.

En este experimento, estamos añadiendo un nuevo reactivo. Esto provoca que se establezca un nuevo equilibrio. El NaOH, en disolución acuosa se disocia en Na⁺ y OH^-. Estos iones van a reaccionar con los que teníamos originalmente en la disolución:

Fe³⁺ (ac) + 3OH^-(ac) ⥨ Fe(OH)₃ (s)

Este equilibrio, es el que va a producir la precipitación de un sólido en la disolución.

Para deducir en que sentido evoluciona la reacción, vamos a utilizar el principio de Le Châtelier. Podemos observar que se ha añadido un nuevo reactivo que va a formar un nuevo equilibrio con los iones de hierro y va a producir la precipitación de un sólido. Esto supone que la concentración de iones de hierro disminuya para que se pueda formar el compuesto sólido. Por lo tanto, disminuye la concentración de uno de los reactivos del equilibrio que estábamos estudiando. El sistema se va a oponer a esta perturbación, para ello deberá aumentar la concentración de iones de hierro a la vez que disminuye la concentración de iones [Fe(SCN)₆]^-3. Es decir, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda.

Experimentalmente, se puede observar que el color rojizo de la disolución va a ir aclarándose disminuyendo su intensidad a la vez que se produce la aparición de un sólido que precipita. Con ello, podemos concluir que el nuevo equilibrio debe tener una menor concentración de iones [Fe(SCN)₆]^-3, pues el color de la disolución es menor intenso.

6. POSIBLES ERRORES

Los errores que se pueden haber cometido en la práctica apenas afectan a los resultados, pues todos los datos que se han deducido a través del principio de Le Châtelier y con ayuda del cociente de reacción, se han correspondido con lo que se ha observado experimentalmente.

7. CONCLUSIONES

• Existen reacciones reversibles en las que se establece un equilibrio.
• Este equilibrio se puede estudiar a través de la constante de equilibrio, cuyo valor solo se ve modificado en función de la temperatura.
• Podemos estudiar los equilibrios a través de la termodinámica (con ayuda de la energía libre de Gibbs), a través del principio de Le Châtelier o con ayuda del cociente de reacción y la constante de equilibrio.