Principio Le' Chatelier

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 inmediatamente losefectos 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 desplazada del equilibriopor 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.El material utilizado en esta práctica de laboratorio es el siguiente:

Material fungible


Productos químicos

Balanza
Mechero bunsen
Vaso de precipitados
Embudo
Probeta
Tubo acodado
Tubos de ensayo
Gradilla para tubos de ensayo
Tapones
Pinzas
Vidrio de reloj
Pipeta de 10 ml
Pipeta de Pasteur
Prepipeta
Varillade vidrio
Termómetro
Cucharilla espátula
Frasco dosificador
Papel
Lápiz



Fenolftaleina
Ácido clorhídrico
Ácido nítrico
Hidróxido sódico
Dicromato potásico
Sulfocianuro potásico
Cloruro de Bario
Cloruro de Hierro (III)
Cloruro de Cobalto (II)
Metanol
Cobre metálico
Yodo resublimado
Terrón de azúcarCeniza
Hielo
agua destilada





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 + H2O In‑ + H3O+

En el caso de la fenolftaleina 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 ioncromato‑dicromato:

El ion cromato (de color amarillo) reacciona con protones (provenientes de cualquier ácido) para dar el ion dicromato (de color naranja):

2 CrO4-2 + 2 H+ Cr2O7-2 + H2O (1)

Añadiendo una base a este equilibrio, se observa un desplazamiento inmediato hacia la izquierda, porque al absorber la base los protones presentes en el equilibrio, según Le Chatelier el...