LQII Practica 4 Equilibrio Quimico

Lab. Química II (Grado Química) Curso 2012-2013 Práctica 4- Pág.

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PRÁCTICA 4: Equilibrio químico. OBJETIVOS El objetivo de esta práctica es múltiple:

a) Experimentar con reacciones químicas en tubo de ensayo utilizando pequeñas cantidades de reactivos.

b) Observar cambios de pH, precipitaciones, cambios de color, eliminación de gases, etc. c) Confirmar la existencia de reacciones reversibles e irreversibles.

INTRODUCCIÓN Existe una gran variedad de reacciones químicas, así como diversas formas de clasificarlas. Aquellas que transcurren con cambio de color o del estado físico de los reaccionantes y productos son más fáciles de seguir. En general, las reacciones que tienen lugar en disolución son mucho más rápidas que aquellas en las que los reactivos son sólidos; estas últimas se aceleran al elevar la temperatura porque se incrementa la difusión de los reactivos. Las reacciones entre iones son también mucho más rápidas que aquellas que implican ruptura de enlaces covalentes. Las reacciones ácido-base se pueden seguir realizando medidas del pH de la disolución y/o mediante otras reacciones que permiten seguir la variación del color de alguna de las especies, reactivo o producto, en función del pH.

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.

EXPERIMENTAL

Material Tubos de ensayo Gradilla Pinza para tubos Papel indicador Espátula Varilla Vidrio de reloj Pinza para coger el papel de pH

Reactivos NH4Cl sólido KSCN 0.1M Fenolftaleína Naranja de metilo K2CrO4 1M H2O2(6%) NH4Cl 1M CuSO4 0.1M NH3 concentrado

HCl 1M y 12M CH3COOH 0.1M Fe(NO3)3 0.1M H2SO4 conc NaOH 1M Al2(SO4)3 0.1 M H2SO4 0.1M NaCH3COO 1M Cr(NO3)3 0.1 M

NH3 1M NH3 0.1M CoCl2 0.15M (preparado en etanol absoluto)

ASPECTOS DEL EQUILIBRIO QUÍMICO: Vamos a ver algunos ejemplos de equilibrio químico, en tubo de ensayo, aprovechando que algunas de las especies son coloreadas. Confirmaremos el efecto que tienen sobre esos equilibrios las variaciones de concentración de reactivos y productos.


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1. Equilibrio ión cromato-ión dicromato

Estudio del efecto de la concentración de iones H+ sobre el equilibrio.

Procedimiento: a) Coloque en un tubo de ensayo 5 gotas de disolución K2CrO4 1M. b) Añada 1 ó 2 gotas de H2SO4 0.1M y agite el tubo. Anote los resultados. c) Añada al mismo tubo 1 gota de NaOH 1M. Anote los resultados.

Cuestiones:

1.1. A la vista de las experiencias realizadas ¿cuál de las especies es más estable en medio ácido y cuál en medio básico?

1.2. El ión CrO42- en medio ácido forma inicialmente el ión HCrO4

- a partir del cual se forma el ión Cr2O7

-. ¿Qué término describiría mejor esta reacción: dimerización, condensación, asociación…? 2. Efecto del ión común

En disolución acuosa, el ácido acético (CH3COOH) y el amoníaco (NH3) se comportan como electrólitos débiles de acuerdo con los siguientes equilibrios:

CH3COOH + H2O <==> CH3COO- + H3O+

NH3 + H2O <==> NH4+ + OH-

En esta experiencia vamos a confirmar como la adición de un exceso de iones CH3COO- a una disolución de ácido acético afecta al equilibrio disminuyendo la concentración de iones H3O+ en disolución. Este hecho se confirmará midiendo el pH de la disolución. Igualmente la adición de un exceso de iones NH4

+ a una disolución de amoníaco, disminuye la concentración de iones OH- en el medio.

Procedimiento:

a) Coloque en dos tubos de ensayo, (A1) y (A2), 20 gotas de CH3COOH 0.1 M. Añada a cada uno de ellos una gota de naranja de metilo y a continuación y solamente a uno de ellos 3 ó 4 gotas de NaCH3COO 1 M. Anote los resultados.

b) Coloque en dos tubos de ensayo, (B1) y (B2), 20 gotas de NH3 0.1 M. Añada a cada uno de ellos una gota de fenolftaleína y solamente a uno de ellos 10 gotas de NH4Cl 1M. Anote los resultados.

Cuestiones:

2.1. ¿Cómo se interpretan los cambios de color observados en cada una de las dos experiencias a) y b)?

2.2. ¿Qué se hubiera observado en el caso de utilizar fenolftaleína en la experiencia a) y naranja de metilo en la experiencia b)?

2.3. ¿Qué efecto tendría la adición de un gran exceso de acetato sódico? Realice un cálculo del pH resultante suponiendo que se añade un número de moles de acetato sódico sólido igual a los de ácido acético existentes en disolución.

2.4. Realice el mismo cálculo para la experiencia b), suponiendo la adición de los mismos moles de cloruro amónico que amoniaco en disolución.

2.5. ¿Por sucesivas adiciones de acetato sódico podría alcanzarse un pH básico?


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3. Desplazamiento de ácidos y bases débiles

La reacción: AM + H2O <==> HA + OH

- + M

+

representa el equilibrio de hidrólisis de una sal de ácido débil. La situación de este equilibrio depende de la constante de disociación del ácido HA. Es evidente que en medio ácido el equilibrio anterior se verá desplazado hacia la derecha por disminución de la concentración de iones OH

-. Si

el ácido HA es volátil y calentamos, el equilibrio puede también desplazarse por completo aunque el ácido HA sea fuerte. Lo mismo se puede decir en el caso de una sal de base débil.

En esta experiencia vamos a confirmar que ácidos o bases fuertes y poco volátiles pueden desplazar de sus sales a otros ácidos o bases más débiles o más volátiles. Procedimiento:

a) Ponga en un tubo de ensayo 10 gotas de disolución de NH4Cl 1M y añada 5 gotas de NaOH 1M. Caliente suavemente y aproxime a la boca del tubo de ensayo un trocito de papel indicador humedecido con una gota de agua desionizada y colocado sobre la varilla. Anote el resultado.

b) Añada a un tubo de ensayo la punta de una espátula de NH4Cl sólido (la cantidad mínima necesaria para cubrir el fondo curvo del tubo de ensayo). Añada 1 gota de ácido sulfúrico concentrado. Mida, como antes, el pH de los gases desprendidos en la boca del tubo de ensayo. Lave el tubo inmediatamente.

Cuestiones:

3.1. ¿Por qué se calienta el tubo en la experiencia a)?

3.2. ¿Por qué se utiliza NH4Cl sólido en el apartado b), y no en disolución?

4. Precipitación y disolución de hidróxidos metálicos

Los iones de metales pesados en medio básico, neutro o incluso ligeramente ácido precipitan en forma de hidróxidos u óxidos hidratados. Recién preparados, estos precipitados pueden disolverse de varias formas:

a) Por la adición de un ácido. De este modo se produce la reacción inversa a la de formación del hidróxido.

b) Adicionando un ligando con el que el ión metálico forme un complejo estable. c) En el caso de hidróxidos anfóteros, como Al(OH)3, por adición de bases fuertes. d) Por oxidación del ión metálico.

Procedimiento:

a) Ponga 10 gotas de disolución de CuSO4 0.1M en un tubo de ensayo y añada una gota de disolución de NaOH 1M. Observe la formación del precipitado de hidróxido de cobre(II). Adicione unas gotas de HCl 1M hasta observar la redisolución del precipitado.

Cu(OH)2 + 2H+ <==> Cu2+ + 2H2O

b) Ponga 10 gotas de disolución de CuSO4 0.1M en un tubo de ensayo y añada 3 gotas de disolución de NaOH 1M. Observe la formación del precipitado de hidróxido de cobre(II). Añada unas gotas de NH3 concentrado (¡atención! ni 0.1M, ni 1M) hasta observar la redisolución del precipitado.

Cu(OH)2 + 4NH3 <==> [Cu (NH3)4]2+ + 2OH-


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c) Ponga 10 gotas de disolución de Al2(SO4)3 0.1M en un tubo de ensayo. Añada amoniaco 1M gota a gota observando la formación de un precipitado blanco de hidróxido de aluminio. Se seguirá añadiendo amoniaco hasta que no se aprecie un aumento en la cantidad de dicho precipitado. Añada unas gotas de NaOH 1M y agite. En medio fuertemente básico se forma tetrahidroxialuminato de sodio soluble.

Al(OH)3 + NaOH <==> [Al(OH)4]- + Na+

d) Ponga 10 gotas de disolución de Cr(NO3)3 0.1M en un tubo de ensayo y añada unas gotas de disolución de NaOH 1M. Observe la formación del precipitado de hidróxido de cromo(III). A continuación, añada unas gotas de NaOH 1M y unas gotas de H2O2 (6%) y caliente a ebullición cuidadosamente. La disolución toma el color amarillo del ión cromato CrO4

2-.

2Cr(OH)3 + 4OH- + 3H2O2 <==> 2CrO4

2- + 8H2O Cuestiones: 4.1. Cuando un precipitado de un hidróxido metálico se calienta o se deja envejecer se disuelve

en ácidos con más dificultad. ¿A qué se debe esto? 4.2. No todos los ligandos que forman complejos con iones cobre pueden disolver al hidróxido

de cobre. ¿Qué características debe tener el complejo formado? 5. 1. Equilibrios en 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.

En esta experiencia vamos a estudiar el efecto de la concentración de reactivos en el equilibrio de formación de un ión complejo entre el ión Fe3+ y SCN-. La formación de este complejo puede escribirse:

[Fe(H2O)6]3+ + SCN- <==> [Fe(H2O)5(SCN)]2+ + H2O

En realidad, al añadir tiocianato a una disolución de hierro (III) se produce la sucesiva sustitución de moléculas de agua por tiocianato; en este caso la especie más importante es la monosubstituida: [Fe(H2O)5(SCN)]2+ que es de color rojo. A concentraciones de tiocianato más elevadas se formarían especies más substituidas: [Fe(H2O)4(SCN)2]+, [Fe(H2O)3(SCN)3], etc.. Confirmaremos el efecto que tiene sobre el equilibrio la adición de diversos reactivos. Procedimiento:

a) Ponga en 4 tubos 3 mL de agua aproximadamente. Ajuste con un cuentagotas para que todos los tubos tengan el mismo nivel. Añada a cada uno de ellos 1 gota de Fe(NO3)3 0.1M y 1 gota de KSCN 0.1M y agite.

b) Añada al primero de estos tubos 10 gotas de Fe(NO3)3 0.1M y agite. Al segundo 10 gotas de KSCN 0.1M y agite. Al tercero 10 gotas de NaOH 1M y agite. Deje el cuarto tubo como referencia. Anote las observaciones.

Cuestiones:

5.1.1. ¿Qué efecto tiene la adición de Fe(NO3)3? ¿Y la adición de KSCN? ¿Son comparables? Justificar las observaciones.

5.1.2. ¿Qué efecto tiene la adición de NaOH?


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5.2. Equilibrios de iones complejos. Influencia de la temperatura sobre el equilibrio químico. El [CoCl4]2- es un complejo tetraédrico de color azul, mientras que el [Co(H2O)6]2+ es octaédrico y de color rosa. Entre ambas especies se puede establecer el equilibrio fuertemente dependiente de la temperatura

[Co(H2O)6]2+ + 4 Cl- + energía ↔ [CoCl4]2- + 6 H2O

El principio de Le Châtelier aplicado a este equilibrio, predice que la extracción de energía (enfriamiento del sistema) desplaza el equilibrio hacia el complejo acuoso. Procedimiento:

a) Tome 2 tubos de ensayo completamente secos y ponga 10 gotas de disolución de CoCl2 0.15 M en cada uno.

b) Añada 1 gota y sólo 1 de agua para que aparezca el color rosa del acuocomplejo [Co(H2O)6]2+.

c) Añada a uno de ellos HCl 12 M hasta que nuevamente se observe el cambio de color.

d) Caliente el otro tubo (color rosa) en un cazo con agua hasta 65 ó 70 ºC. Debe observar el cambio de color de rosa a azul. En caso de que no se observe (probablemente se añadió exceso de agua a la disolución original), siga calentando. El cambio de color es reversible y consecuentemente enfriando la disolución se recupere el color rosa original. Repita el ciclo de calentamiento y enfriamiento.

Una ilustración amena de la experiencia la podéis encontrar de la siguiente manera: tomar con una varilla de vidrio una pequeña muestra del tubo que contiene la disolución acuosa de color de rosa (Co (II) octaédrico) y realizar un pequeño dibujo en papel de filtro. A continuación poner a secar dicho papel en la estufa y observaréis el dibujo en color azul (Co (II) tetraédrico). Cuestiones:

5.2.1. Describir e interpretar lo que se observa al añadir HCl 12 M al complejo aquo de Co(II) de color de rosa.

5.2.2. Utilizar el principio de Le Chatelier para interpretar lo que ocurre cuando se calienta el complejo aquo (rosa) y cuando se enfría la disolucón tetracloro (azul).

Interpretar las observaciones recordando que la constante de equilibrio es función de la temperatura y aplicando la ecuación de van't Hoff.


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CUESTIONES

Cuestiones previas Revisión de los conceptos:

Equilibrio químico, variables que afectan el equilibrio, efecto del ión común, equilibrios ácido-base, equilibrios de solubilidad, equilibrios de formación de complejos.

1. Enunciar el principio de Le Chatelier. ¿Cómo puede modificarse un equilibrio químico?

2. ¿Qué es un indicador ácido-base? Averiguar el intervalo de pH en el que viran los indicadores naranja de metilo y fenolftaleína y cuáles son los colores de la forma ácida y de la forma básica.

3. ¿Cuál es el estado físico del HCl a temperatura y presión ambiente? ¿Y el del NH3?

4. Los iones cromato CrO42-, de color amarillo, reaccionan rápidamente con protones para

formar dicromato Cr2O72-, naranja. Escribir la reacción ajustada.

5. Comentar las características ácido/base de los iones metálicos en disolución acuosa. Escribe la hidrólisis del ión Al3+ (ac).

6. ¿Qué se entiende por un hidróxido anfótero? Pon algún ejemplo.

7. ¿Qué es un complejo de coordinación? Pon algunos ejemplos.

Cuestiones posteriores al trabajo experimental Todas las cuestiones que se plantean en el desarrollo experimental.

BIBLIOGRAFÍA 1. P.W. Atkins; L. Jones. Principios de Química. Editorial Médica Panamericana, 5ª edición, 2012 2. R. Chang. Química. Ed. Mc Graw Hill, 10ª edición, 2010 3. R.H. Petrucci; W.S. Harwood; F.G. Herring. Química General. Pearson Educación, S.A.

(Prentice Hall), 10ª edición, 2011

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