Práctica No. 8 - Principio de Le Chatelier PDF

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Práctica No. 8 - Principio de Le Chatelier - Prof. José Luis Romero...

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Centro de Enseñanza Técnica y Superior Química industrial Práct i ca#8–“Principio de Le Chatelier” Equipo #1

1 – Objetivo Demostrar cómo se cumple el principio de Le Chatelier en una reacción química en equilibrio entre un cromato y un dicromato, al variar la acidez de la reacción.

2 – Marco teórico El Principio de Le Chatelier, de 1888, se refiere a que un estado de equilibrio químico es mantenido en tanto no se alteren las condiciones del sistema. Cuando se modifica algún parámetro, como por ejemplo, la presión, la temperatura o la concentración de algunas de las especies en equilibrio, este se traslada en cierta dirección (hacia los reactivos o hacia los productos) hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. Con base en observaciones experimentales, Le Chatelier expresó un principio simple que permite estimar los efectos sobre un estado de equilibrio. Principio de Le Chatelier: Cuando una reacción en equilibrio sufre una alteración de condiciones, las proporciones de los reactivos y de los productos se ajustan de manera de minimizar el efecto de la alteración.

Efecto de la Concentración Las variaciones en las concentraciones de las diversas especies que intervienen en el equilibrio químico puede alterarlo. El principio de Le Chatelier explica este hecho considerando que, para un sistema en equilibrio químico, la variación de concentración de uno de los componentes constituye una fuerza. Por ejemplo, si se adiciona H2 al sistema en equilibrio: H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2 HI(g)

Este tiende a ajustarse de modo de anular el efecto del hidrógeno adicionado. Esto sucede cuando el H2 se combina con el I2 para formar moléculas de HI, trasladando el equilibrio hacia la derecha, esto significa que la [HI] aumenta y la [I2] disminuye. Por otro lado, si se retira uno de los componentes del sistema, por ejemplo, H2 en el sistema debajo: H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2 HI(g) El principio de Le Chatelier predice que el sistema se ajustará para huir del efecto causado por la remoción de H2. Parte del HI se descompone para formar H2, para sustituir lo que fue retirado. El efecto obtenido es la disminución de la concentración del HI y al aumento de la concentración del i2. El equilibrio queda ahora más trasladado hacia el sentido de los reactivos.

Efecto de la Presión Los cambios de presión pueden ejercer considerable efecto sobre la posición de equilibrio, o casi ningún efecto en absoluto. Por ejemplo, un aumento en la presión de un sistema en que ocurre el siguiente equilibrio. 2 NO2 (g)

⇄

N2O4 (g)

La reacción se trasladará para el lado con menor número de moles de gas, a fin de atenuar la elevación de la presión. Por otra parte, si la presión disminuye, la reacción se trasladará para el lado con mayor número de moles de gas para ayudar a no reducir la presión. Disminuye la presión < —— 2 NO2(g) ⇄ N2O4(g) —— >

Aumenta la presión Cuando la reacción alcanza el equilibrio, un aumento de la presión hace con que la reacción prosigo en el sentido del N2O4, porque eso reduce los moles totales de gas presentes y consecuentemente, la presión.

Efecto de la Temperatura Si en el sistema donde sucede una reacción se eleva la temperatura, la reacción se trasladará hacia el lado que absorba calor (reacción endotérmica). Por otro lado, si la temperatura disminuye, la reacción se trasladará para el lado que desprenda calor (reacción exotérmica). Volvamos al ejemplo anterior. En el sentido de izquierda a derecha, la reacción es exot-érmica y en el sentido contrario, es endotérmica, porque precisa romper un enlace en el dímero. Así siendo, si T aumenta, la reacción ocurrirá desde el producto al reactivo, y si T disminuye, la reacción correrá en sentido contrario. Disminuye la temperatura < —— 2 NO2 (g) ⇄ N2O4 (g)

Δ Hº < 0

(exotérmica)

—— > Si la reacción de izquierda a derecha fuese endodérmica, se deberían invertir la dirección de las flechas.

Efecto de la Catál i si s El principio de Le Chatelier ignora la presencia del catalizador. Lo que sucede es que la velocidad de reacción aumenta con la acción del catalizador porque el abrevia el tiempo necesario para que el sistema alcance el equilibrio. El no modifica la posición de equilibrio, pues tanto la reacción directa como la

inversa son catalizadas en la misma extensión ya que el no sufre una transformación permanente en el curso de la reacción. El participa de la reacción formando sustancias intermedias que reaccionan inmediatamente regenerando el catalizador. Esto puede ser demostrado por las ecuaciones. A + X

à AX

AX + B

à AB

+ X

X = catalizador

________________________________ A + B

à

AB

(reacción global).

3 – Materiales SUSTANCIAS

MATERIALES ·

4 vasos de precipitado de

·

Cromato de potasio

·

100ml Gradilla con 6 tubos de

·

Dicromato de potasio

ensayo ·

2 goteros

·

Ácido clorhídrico

·

Gradilla

·

concentrado Hidróxido de sodio

·

2 pipetas graduadas

·

Hidróxi dodeamonio

·

concentrado Ác i dos ul f úr i coc oncent r ado

4 – Procedimiento experimental

1. Antes de llegar al laboratorio, los alumnos organizados por equipo llevarán los cálculos para realizar las siguientes soluciones: 5ml de solución de cada una de las siguientes sustancias: 0.1M de K2CrO4 Y 0.1. DE K2Cr207. Por otro lado, para la preparación de 10ml de solución de cada una de las que siguen: 1M de NaOH, 1M de HCl, 2M de NH3 Y 1M de H2SO4. 2. En dos tubos de ensayo pongan 5ml de solución de Cromato en uno y dicromato de potasio, en el otro: observe y anote el color de cada tubo. 3. En otro par de tubos agregue 0.5ml de cada una de las soluciones. Después, gota a gota añada solución de NaOH a cada tubo hasta que una de las soluciones cambie de color. Conserve estos tubos para el paso 6. 4. Utilice las soluciones frescas y repita el paso 3, pero en lugar de NaOH utilice HCl y continúe con el siguiente paso. 5. Agregue a unos tubos de HCl a uno de los tubos del paso 3 hasta que se observe el cambio de color. 6. Añada gotas de HCl a uno de los tubos del paso 3 hasta que observe cambio de color. 7. Repita los pasos del 2-6, sustituyendo la sosa por el amoniaco y el ác i do c l or hí dr i coporel s ul f úr i co.

5 – Ilustraciones

1.- Soluciones de cromato y dicromato de potasio

2.- Se agregan las soluciones de las otras sustancias

3.- Soluciones con ácido sulfúrico agregaod

7.- En esta imagen puede apreciarse la diferencia en los colores de las mezclas

5.- Soluciones con Hidróxido de Sodio 4.- Soluciones con hidróxido de y ácido clorhídrico amonio agregado

6 – Datos y observaciones En algunos casos no se logró apreciar un cambio en la coloración de las sustancias. Por ejemplo, al agregar hidróxido de amonio solo cambió la coloración del dicromato de potasio a una tonalidad más oscura. También, al agregar ácido sulfúrico, el cambio se presentó en el cromato de potasio, tornándose este de una tonalidad más clara.

7 – Cálculos Preparacióndel assol uci ones Para cada solución se preparará más de lo necesario para tener un margen por si se pierde un poco de la solución o se debe repetir alguno de los pasos.

50 ml de solución0. 1M decr omat odepot asi o K2CrO4= 194.2 gr/mol masa = M(Pm)(V) = 0.1 M (194.2 gr/mol) (0.05 L) = 0.971 gr de K2CrO4

50 ml de solución0. 1M dedi cr omat odepot asi o K2Cr2O7= 294.2 gr/mol masa = M(Pm)(V) = 0.1 M (294.2 gr/mol) (0.05 L) = 1.471 gr de K2CrO4

50 ml de solución1M dehi dr óxi dodesodi o NaOH= 40 gr/mol masa = M(Pm)(V) = 1 M (40 gr/mol) (0.05 L) = 2 gr de NaOH

50 ml de solución1M deáci docl or hí dr i co HCl= 36.5 gr/mol masa = M(Pm)(V) = 1 M (36.5 gr/mol) (0.05 L) = 1.825 gr de HCl

50 ml de solución1M dehi dr óxi dodeamoni o NH4OH= 35 gr/mol masa = M(Pm)(V) = 1 M (35 gr/mol) (0.05 L) = 1.75 gr de NH4OH

50 ml de solución1M deáci dosul f úr i co H2SO4= 98 gr/mol masa = M(Pm)(V) = 1 M (98 gr/mol) (0.05 L) = 4.9 gr de H2SO4

8 – Respuestas a preguntas a) Describa sus observaciones de las operaciones realizadas en la práctica Para las cál cul osset omóenc uent aunmar genporsi s eper dí asol uci óny encas odequeel al gunodel osáci dosodel oshi dr óxi dossepr opor ci onede maner adi l ui da,s edeber áhacerl apr opor c i ónconel por cent aj edel áci doo hi dr óx i dosegúnseael cas o.

b) Balancee la reacción CrO4 -2 (acuosa)  Cr2O7 -2 (acuosa), añadiendo H Y H2O al mimbro adecuado de la ecuación. 2 H + 2 CrO4

-2

(acuosa)  Cr2O7

-2

(acuosa) + H2O

c) Balancee la reacción CrO4 -2(acuosa)  Cr2O7 -2 (acuosa), añadiendo OH y H2O, al miembro adecuado de la ecuación. H2O + 2 CrO4

-2

(acuosa)  Cr2O7

-2

(acuosa) + 2 OH

d) Qué conclusión puede sacar en relación con el equilibrio del ion Cromato y su dependencia sobre el hidrógeno y los hidroxilos. Al agregar hidrógeno se produce agua, y al agregar agua produce hidroxilo, pero en ambos casos se produce dicromato. e) Dé sus conclusiones. Ver sección de conclusiones.

9 – Conclusiones Es posible demostrar cómo se cumple el principio de Le Chatelier, al utilizar distintas sustancias básicas y ácidas en la reacción con cromato y dicromato de potasio.

10 – Referencias bibliográficas Brown, T. L. (2004). Quí mi ca:Laci enci acent r al(9ªedi ci óned. ) .Méxi co:Pear son. https://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/principio-de-le-chatelier https://es.wikipedia.org/wiki/Principio_de_Le_Ch%C3%A2telier...