Le chatalier

1.– Introducción .
*Muchas reacciones químicas tienen lugar disminuyendo la concentración (o la masa) de las sustancias reaccionantes* y terminan cuando prácticamente, se ha consumido la sustancia limitante de la reacción. Estas reacciones se denominan irreversibles. Sin embargo, muy frecuentemente, la reacción "se paraliza" permaneciendo en equilibrio una mezcla de productos de reacción yreactivos no consumidos. Se dice entonces, que el proceso es reversible y que hay una evolución en ambos sentidos hasta alcanzar dicho equilibrio, en el cual la velocidad de la reacción directa es igual a la de la reacción inversa.
Hay reacciones muy lentas y que aparentemente no ocurren, pero las elegidas en esta práctica, transcurren en tiempos muy pequeños y pueden observarse inmediatamentelos efectos que el cambio de concentración en los reactivos o productos, o de la temperatura, tienen sobre el equilibrio alcanzado.
*El comportamiento observado responde a un principio general que fue establecido en 1884 independiente y simultáneamente por F. Brauny* H. Le *Chatelier*. El texto tal y como fue enunciado por Le *Chatelier* establece que "*una reacción química que es desplazadadel equilibrio por un cambio de las condiciones (concentración, temperatura, presión, volumen) evoluciona hacia un nuevo estado de equilibrio en la dirección en la que, al menos parcialmente, compense el cambio experimentado*".
2.– Objetivos de la práctica.
Esta práctica tiene tres objetivos fundamentales:
Observar algunas reacciones químicas interesantes y coloreadas que son ejemplosde sistemas en equilibrio.
Manipular dichos equilibrios introduciendo cambios de concentración o de temperatura.
Comprobar que la dirección del desplazamiento de la reacción en equilibrio tiende, al menos parcialmente, a contrarrestar los cambios en las condiciones de acuerdo con lo previsto por el Principio de Le Chatelier*.*
3.– Material utilizado .
Elmaterial utilizado en esta práctica de laboratorio es el siguiente:
4.– Procedimiento experimental.
4.1.– Efecto de la concentración sobre el equilibrio.
a) Equilibrio de Indicadores ácido*–base*:
Una gran parte de los indicadores son ácidos o bases débiles, cuya ecuación de disociación puede escribirse como:
HIn + H*2*O * {draw:frame} * *In*–* + H*3*O*+
*En el caso de lafenolftaleina* la forma ácida (*HIn*) es incolora y a un pH aproximadamente de 9, cambia a la forma básica (In*–*) de color rojo.
*Con objeto de observar los efectos de ácidos y bases sobre indicadores, poner una gota de fenolftaleina* en un tubo de ensayo con unos 3 ml de agua. Añadir a continuación 2 gotas de *NaOH* 6 M y a seguidamente 6 gotas de *HCl* 6 M. Observa los cambios producidos.b) Equilibrio del ion cromato*–dicromato*:
*El ion cromato* (de color amarillo) reacciona con protones (provenientes de cualquier ácido) para dar el ion *dicromato* (de color naranja):
*2 CrO*4*-2* + 2 H*+* * {draw:frame} * *Cr*2*O*7*-2 * + H*2*O (1)
*Añadiendo una base a este equilibrio, se observa un desplazamiento inmediato hacia la izquierda, porque al absorber la base los protonespresentes en el equilibrio, según Le Chatelier* el sistema buscará fabricar más protones; y se volverá de color amarilla la disolución. Si una vez alcanzado el equilibrio, añadimos un ácido, el exceso de protones volverá a desplazar el equilibrio hacia la derecha y la disolución tomará el color naranja original.
*Disolver una pequeña cantidad de dicromato* potásico en 50 ml de agua. Introducirunos 3 ml de dicha disolución en un tubo de ensayo y añadir gota a gota, agitando el tubo, hidróxido sódico 6 M hasta observar un cambio de color. A continuación añade de la misma manera ácido clorhídrico 6M hasta recuperar el color inicial. Vierte de nuevo, gota a gota, hidróxido sódico e interpreta los cambios observados.
*c) Equilibrio de precipitación del cromato* de bario:
CrO4*–2*...