Equilibrio Quimico

EQUILIBRIO QUÍMICO
ESTUDIO BÁSICO DE LE CHÂTELIER, ESCALA DE pH Y CONDUCTIVIDAD

Claudia M. Cifuentes, Michael S. García, Gineth M. Mateus , Karen L. Ochoa , Juan G. Pedroza.

RESUMEN

En la práctica de laboratorio se permite entender la forma en el que el equilibrio del agua se altera a causa de la adición de nitrato de bismuto (Bi(NO3)2) y ácido nítrico (HNO3); esta experiencia facilitaalcanzar el objetivo de entender que el principio de Le Châtelier permite explicar los desplazamientos que sufre el equilibrio del complejo coloreado [Fe(H2O)5NCS)2+](ac) y el equilibrio de solubilidad del Mg(OH)2(s) por la adición de algún reactivo o producto.
En la primera parte de esta práctica se estudia el efecto de dos sustancias, primero el nitrato de bismuto (Bi(NO3)2) y luego el ácidonítrico (HNO3), sobre el equilibrio en agua:


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Este proceso se conoce como autodisociación del agua. Ninguna molécula individual permanece ionizada mucho tiempo; las reacciones son sumamente rápidas en ambos sentidos, A temperatura ambiente solo alrededor de dos de cada 109 moléculas están ionizadas en un momento dado.

Puesto que esta expresión de constante de equilibrio se refiereespecíficamente a la autodisociación del agua, esta última constante se denomina Kw y se conoce como la constante del producto iónico del agua a 25ºC, Kw es igual a 1.0 x10-14. Así pues,
Kw = [H3O+] [OH-] = 1.0 x10-14 (a 25ºC)

Lo importante de Kw es que este valor se mantiene constante para el agua pura y para soluciones acuosas, siempre que no cambie la temperatura. Usualmente la concentraciónmolar de H+(ac) en una disolución acuosa es por lo común muy pequeña. En consecuencia, y por comodidad, [H+] se expresa habitualmente en términos de pH, que es el logaritmo negativo de base 10 de [H+]:

pH = - log [H+]

Una sustancia que se le añada al agua suele hacer que la concentración de H+ aumenta o disminuye la cantidad molar de iones de H+ u OH-. Una solución acuosa que tenga gran cantidadde iones de H+ se denomina como ácida y una que tenga gran cantidad de iones OH- debe disminuir para mantener el valor de Kw y viceversa.

Palabras claves: equilibrio químico, pH, conductividad, ácido débil, ácido fuerte, base débil, base fuerte, principio de Le Châtelier,

INTRODUCCIÓN

Una de las propiedades químicas más importantes del agua es su capacidad para actuar ya sea como ácidoo como base de Brϕnsted- Lowry, según las circunstancias. En presencia de una base, el agua actúa como receptor de protones. De hecho, una molécula de agua puede donar un protón a otra molécula de agua. Este proceso se llama autodisociación del agua.

El principio de Le Châtelier establece que si una reacción en equilibrio es perturbada desde el exterior, el sistema evoluciona en el sentido decontrarrestar los efectos de dicha perturbación.
Una reacción muy indicada para mostrar dicho principio es el equilibrio que se establece entre el catión hexahidrato cobalto(II), el que se forma cuando la sal de cobalto(II) se disuelven agua y el anión tetracloruro de cobalto(II).
En el primero, el número de coordinación del cobalto es seis y tiene una coloración rosada, mientras que en elsegundo el cobalto tiene un índice de coordinación de cuatro y presenta un color azul fuerte característico (azul cobalto).

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

A temperatura ambiente el equilibrio se encuentra desplazado hacia la izquierda y la disolución presenta un color rosado intenso.
Si añadimos cloruro o calentamos el equilibrio se desplazará a la derecha (el Cl- seconsume para formar el complejo y en ese sentido la reacción es endotérmica).
Si tratamos de añadir iones de cloruro disolviendo cloruro de sodio ocurre que la disolución se satura antes de que el cambio de color sea apreciable, pero se puede lograr dicho cambio obtenido una disolución saturada de sal y calentamiento.

Al calentar (5minutos) se disuelve más la sal (suministrando iones Cl-)...