1 Demostraciones Experimentales Sobre los Tipos de Equilibrio

Demostraciones Experimentales Sobre los Tipos de Equilibrio

Facultad de ingenieríaPrograma de Ingeniería Química

Octubre 1 de 2012

Resumen

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1. Introducción

Las reacciones utilizadas en química analítica nunca tienen como resultado la conversión completa de reactivos a productos, más bien avanzan hacia un estado de equilibrio químico, en el cual la relación de las concentraciones de reactivos y productos es constante. La expresión de las constantes de equilibrio son ecuaciones algebraicas que describen la relación de la concentración de reactivos y productos en el equilibrio y permite obtener información acerca de la composición y de las cantidades de las especies que constituyen los sistemas químicos en equilibrio.Cuando un sistema en equilibrio es alterado por cualquier causa o fenómeno externo perturbador, el sistema responde espontáneamente a la alteración minimizando los efectos que produce en él. Estos efectos se pueden predecir cualitativamente mediante el principio de Le Chatelier, el cual establece que la posición del equilibrio químico siempre se desplaza hacia la dirección que tiende a aliviar el efecto de una tensión aplicada. Así, un aumento en la temperatura altera la relación de la concentración en la dirección que absorbe calor, un aumento en la presión favorece a las especies participantes que ocupen un volumen total menor, un aumento en la concentración de reactivos o productos, favorece la dirección de formación de productos o de reactivos. El efecto que produce agregar a la mezcla de reacción una cantidad adicional de las especies participantes se denomina efecto de acción de masas.

Los estudios teóricos y experimentales de los sistemas reaccionantes a nivel molecular muestran que las reacciones entre las especies participantes continúan, incluso, después de alcanzado el equilibro. La relación constante de las concentraciones de reactivos y productos se debe a que se iguala las velocidades de los procesos directos e inversos. En otras palabras, el equilibrio químico es un estado dinámico en el que las velocidades directas e inversas son idénticas.

Tipos de equilibrio químico.Los diferentes tipos de equilibrio químico que más interesa a la Química Analítica son aquellos que se establecen en soluciones acuosas y se caracterizan por intercambiar una determinada de clase de partículas. Estos equilibrios químicos sencillos son:

Equilibrio de oxidación reducción: La oxidación se define como la perdida de electrones y la reducción como la ganancia de electrones por un átomo. A veces la oxidación se define como el aumento del estado de oxidación de un elemento y la reducción como una disminución del estado de oxidación. En una reacción“Redox” la oxidación y la reducción ocurren simultáneamente; depende la una de la otra, es decir; que en una reacción de oxidación–reducción no hay exceso ni deficiencia de electrones; por ejemplo:

Aquí, el agente oxidante es el cloro (0), por ser la sustancia que causa la oxidación del hierro (II) y como resultado su número de oxidación disminuye (-I) y el agente reductor

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es el hierro (II), por ser la sustancia que causa la reducción del cloro (0) y como resultado su número de oxidación aumenta (III), en consecuencia el agente oxidante se reduce, y agente reductor se oxida.

Equilibrio de Transferencia Acido-Base: Brönsted y Lowry propusieron una definición que establece que una reacción ácido-base implica la transferencia de protones; el ácido es una especie (ión o molécula) que dona un protón y la base es una especie (ión o molécula) que acepta el protón. Ejemplos:

En esta reacción, el CH3COOH es el ácido, porque dona, cede o intercambia un protón con la base que es el H2O, quien recibe el protón y forma su especie conjugada que es el ion H3O+. El ácido acético al ceder el protón, se desprotona y forma su especie conjugada el ion CH3COO-.

Formación Complejos Metal-Ligante: La mayoría de los iones metálicos reaccionan con donadores de pares de electrones formando complejos o compuestos de coordinación. La especie donadora, llamada ligando, debe tener disponible al menos un par de electrones no compartido para formar un enlace covalente dativo. El agua, el amoniaco y los iones de halogenuros son los ligandos inorgánicos más comunes de hecho muchos iones metálicos existen en solución acuosa como acuocomplejos.El número de coordinación de un catión, es el número de enlaces covalente que tienden a formar con los donadores de electrones, o sea el número de ligandos unidos al ion

metálico. Los números de coordinación más comunes son: dos,cuatro y seis. Los productos de coordinación pueden ser especies con cargas eléctricas positivas, neutras o negativas.Por ejemplo, en la reacción del ion metálico Ag+ con la molécula amoníaco, se forma el ion complejo Ag(NH3)2+, el cual tiene como número de coordinación dos (2). O sea dos ligandos unidos al ion plata.

Formación de precipitados: En este equilibrio se da la formación de un segundo estado o fase de la materia, dentro de una primera fase, es decir, se da la obtención de materia sólida que por efecto de ciertas reacciones químicas se forma en el seno de una disolución y se deposita más o menos rápidamente. Esto es lo que se conoce comúnmente como precipitado. El ion plata por ejemplo al mezclarse en solución con ion cloruro en solución, forma un sólido insoluble de cloruro de plata.

En esta práctica de laboratorio se distinguió mediante ensayos la aplicación del equilibrio químico a los distintos tipos de equilibrio de importancia en la química analítica.

2. Metodología

En este laboratorio, por medio de la experimentación se distinguió los diferentes tipos de equilibrio oxidación-reducción, acido-base, formación de complejos metal-ligando y precipitados; importantes para la química analítica.

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1) Equilibrio de oxidación-reducción: en un tubo de ensayo se adiciono 2 ml de Nitrato Férrico 0.01M, agregando unas gotas de yoduro de potasio KI 0.40 M se resolvió para homogeneizar bien la mezcla, nuevamente se agregaron Nitrato Férrico 0.01M aproximadamente 10 gotas; luego se observaron y se detallaron los cambios que ocurrieron. Estos serán mostrados mas adelante.

2) Equilibrio de transferencia Acido-Base: en un vaso de precipitados se adicionaron 20 ml de agua destilada junto con 5 gotas de HCl, y se agregaron unas cuantas gotas del indicador de naranja de metilo, formando una mezcla de color anaranjado, luego se adicionaron aproximadamente 29 gotas de NAOH y se homogeneizo la solución para observar el cambio de color que se presento en el indicador. 3) Formación de complejos metal-ligando: este equilibrio se realizo en dos partes A y B.

A) En un tubo de ensayo se agregaron 2 ml de Nitrato Férrico 0.01M junto con varias gotas de tiocianato de potasio 0.1M, se revolvió para homogeneizar la solución. Luego se adicionaron 10 gotas de Nitrato de Plata 0.1M, se mezclo y se anotaron las observaciones que se dieron en este equilibrio.

B) En un tubo de ensayo se agregaron 2 ml de Sulfato de Cobre 0.01M y algunas gotas de amoniaco concentrado hasta que el color se intensifico. Luego se adicionaron varias gotas de HCl hasta observar los cambios que se dieron.

4) Formación de precipitados: en un tubo de ensayo se adicionaron 2 ml de cloruro de bario agregándole unas gotas de Nitrato de Plata hasta que se observo la formación de un precipitado blanco, luego se homogeneizo la mezcla y se dividió en dos porciones:

Porción A: a esta porción se adicionaron unos gramos de Cloruro de Sodio. Y se observaron los cambios.

Porción B: en esta porción se agregaron unas gotas de Sulfato de Potasio. Los cambios observados fueron anotados.

3. Resultados y discusión

En los diferentes tipos de equilibrio que se realizaron en esta prueba se obtuvieron datos que confirman la existencia del equilibrio químico en las reacciones reversibles y de como afecta a la reacción una perturbación sobre esta, como lo afirma el principio de Le Chatelier.

1) Equilibrio de oxidación-reducción:

El nitrato férrico Fe (NO3)3 es una solución de color marrón oscuro ya que contiene iones hierro Fe +3

cuando se adiciona el yoduro de potasio se presenta un cambio de coloración de marrón oscuro a un color a negro, (imagen 1) y durante la reacción se forma como un precipitado, luego de agregar nuevamente el nitrato férrico la solución vuelve a su color original ya que se están proporcionando a la reacción iones hierro los cuales desplazan al equilibrio hacia la derecha aumentando la concentración de hierro. Durante este equilibrio se

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presenta transferencia de electrones entre los reactivos y los productos como se muestra en la reacción:

Imagen 1.

2) Equilibrio de transferencia Acido-Base: en este equilibrio luego de que en el vaso de precipitado se agregaron el HCl y el indicador naranja de metilo se observo un cambio de coloración transparente a fucsia como muestra la imagen 2 debido a que el indicador se encuentra en un medio acido y lo con ph aproximadamente de 3-4. Luego de que se adicionaran las gotas de NAOH ocurrió un cambio en la coloración de fucsia a anaranjado como se ve en la imagen 3. Según lo anterior se da la siguiente reacción:

Imagen 2.

Imagen 3.

3) Formación de complejos metal-ligando: cambios observados en las dos porciones:

Porción A: cuando se agregaron en el tubo de ensayo 2 ml de Nitrato Férrico 0.01M junto con varias gotas de tiocianato de potasio 0.1M, se produjo una complejo de color rojo sangre, como muestra la imagen 4. Cuando se adicionaron las 10 gotas de Nitrato de Plata se produjo un sobrenadante blanco del nitrato de plata y el precipitado rojo esto se puede observar en la imagen 5. Este sobrenadante se produce debido a que la plata es insoluble. Aquí también es posible demostrar que al perturbar una reacción en equilibrio esta misma responde a esta perturbación, en este caso el precipitado rojo se vuelve a formar debido a que aumenta la concentración de nitrato en la solución.

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Imagen 4.

Imagen 5.

Porción B: en esta parte de la experiencia el sulfato de cobre y el amoniaco concentrado generan una solución de color azul debido a un exceso de amoniaco el precipitado se disuelve formando un complejo de color azul intenso (imagen 6). Luego de que se adiciono el HCl desapareció un cambio en la coloración de azul a transparente (imagen 7).

Imagen 6.

Imagen 7.

4) Formación de precipitados: en esta parte de la prueba se mezclaron 2 ml de cloruro de bario añadiéndole 5 gotas de nitrato de plata formando un precipitado de color blanco cuando (imagen 8) se dividió esta mezcla en dos porciones se obtuvieron los siguientes resultados:

Imagen 8.

Porción A: a esta porción se le agregaron unos gramos de cloruro de sodio NaCl lo que produjo que se disolviera el precipitado ya que esta solución contenía el cloruro de bario y cuando se agrega mas cloruro el equilibrio se desplaza hacia los reactivos aumentando la concentración de cloruros lo que disuelve el precipitado blanco. Además cabe resaltar que las proporciones de nitrato de plata

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no eran muy altas por lo cual aquí no se formo un precipitado; los cloruros siempre precipitan en presencia de nitratos.

Porción B: a esta porción se adicionaron unas gotas de sulfato de potasio formando con más intensidad un precipitado blanco esto se debe a la presencia del cloruro de bario

Imagen 9

Preguntas:

I. ¿Cuáles son sus observaciones sobre la evidencia de reacción química en cada caso?

II. Escriba las ecuaciones iónicas de las reacciones que suceden en cada uno de los cuatro procedimientos y exprese las constantes de equilibrio.

III. Cuándo se agrega Fe(NO3)3 0.010M en el procedimiento 1, gotas de NaOH en el procedimiento 2, AgNO3 0.01 M en el procedimiento 3a, gotas de HCl en el 3b, gotas de NaCl en el 4a y gotas de K2SO4 en el procedimiento 4b, se producen perturbaciones a los equilibrios establecidos. Explique a qué se deben estas perturbaciones y hacia dónde se desplaza el equilibrio en cada caso.

IV. ¿Qué se puede concluir en cada uno de los equilibrios estudiados?

1- Conclusión

2- Bibliografía

Guía de Laboratorio de Química Analítica I.