Equilibrio Químico
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UNIVERSIDAD MICHOACANA DE SAN NICOLÁS DE HIDALGO FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA CINÉTICA QUÍMICA Y CATÁLISIS REPORTE SOBRE LAS PRESENTACIONES DE LOS EXPERIMENTOS DE “EQUILIBRIO QUÍMICO” M.C. LUIS NIETO LEMUS FIDEL VIEYRA CORTÉS MATRICULA: 0935735F
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Descripciones de diferentes reacciones centrado en el principio de Le Chatelier.
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UNIVERSIDAD MICHOACANA DE
SAN NICOLÁS DE HIDALGOFACULTAD DE INGENIERÍA
QUÍMICA
CINÉTICA QUÍMICA Y CATÁLISIS
REPORTE SOBRE LAS PRESENTACIONES DE LOS EXPERIMENTOS DE “EQUILIBRIO
QUÍMICO”
M.C. LUIS NIETO LEMUS
FIDEL VIEYRA CORTÉS
MATRICULA: 0935735F
MÓDULO: 3
SECCIÓN: 2
Morelia, Mich., 17 de octubre de 2014
OBJETIVOS GENERALES
El objetivo principal para todos los equipos fue comprobar, entender y dar a
conocer mediante un experimento El Principio de Equilibrio Químico.
RESUMEN DE LOS PROYECTOS
EQUIPO 1. Obtención del ion Monotiocianato Férrico.
El Ion Monotiocianato Férrico.
6 SCN(ac)−¿+Fe( ac)
3+¿↔ [Fe (SCN)6]( ac)−3
¿ ¿
Se prepararon dos soluciones, una de tiosianato de potasio y otra de sulfato de
hierro II. Posteriormente en una caja de petri se agrego cierta cantidad de estas
dos soluciones formando el ión monotiocianato férrico cuyo color característico es
un café rojizo obscuro.
Análisis y discusión
La constante de equilibrio de este experimento es muy alta por lo que esta
reacción se considera irreversible.
Por lo anterior no fue posible demostrar el principio de Le Châtelier con este
experimento. A pesar de esto teóricamente se dejo claro este principio al igual que
todo el procedimiento de su experimento.
Equipo 2. Cloruro de calcio- carbonato de calcio.
CaC l2+N a2CO3→CaCO3↓+2NaCl2NaCl+CaCO3→CaCl2+N a2CO3↓
Al carbonato de sodio en solución se le agrega cloruro de calcio, formando
carbonato de calcio y cloruro de sodio. A este producto se añade cloruro de sodio.
Este último paso tardo en dejar ver resultados pero dio como resultado cloruro de
calcio y precipitado de carbonato de sodio.
En este sistema el equilibrio fue afectado por la concentración de uno de los
productos (cloruro de sodio).
Análisis y discusión
En esta reacción fue un poco complicado observar el precipitado de carbonato de
sodio, que es compuesto que demostraba el principio de Le Chaterier por lo que el
equipo lo comparo en la presentación con la solución que se produjo primero.
Equipo 3. Equilibrio de los óxidos del nitrógeno.
Cu(s )+4HNO3 (ac)→Cu¿¿
N 2O4 (g)↔2NO2 (g)
El equipo para producir el gas se monto en la campana de extracción. En el tubo
de ensaye se colocaron trozos de cobre metálico y agua.
Se introdujo NO2 al igual que HNO3 concentrado por el tubo de seguridad al
matraz.
Del gas que se produjo se recogieron 4 muestras poniéndolas en unos tubos de
ensayo y cerrándolas herméticamente. Se dejan reposar las muestras.
A uno de los tubos con el gas obtenido se coloca dentro del agua caliente durante
poco tiempo y luego es retirado, dando como resultado un gas color marrón.
Al otro tubo se pondrá dentro de agua con hielo durante poco tiempo, esta vez el
gas quedo incoloro.
Análisis y resultados
El principio de Le Chatelier quedo demostrado al someter la reacción a un cambio
de temperatura, siendo este la tensión que afecto el sistema haciendo cambiar la
dirección de la reacción.
Equipo 4.
Cl−¿+3 Ag+¿CrO 4
−2
↔AgCl+Ag 2CrO 4¿
¿
Se tomó una alícuota con la solución de NaCl para luego introducirla en un vaso
de precipitado de 25 ml. Después se agregaron 3 gotas de CrO4 a la solución de
NaCl.
Se procedió a titular esta solución con otra de AgNO3 y se observaron cambios en
la solución. Después agregaron unas gotas de NaCl y se observaron los cambios
de color en la disolución.
Análisis y resultados
Esta reacción se considera irreversible ya que su constante de equilibrio es muy
elevada.
Los cambios que se observaron solo fueron resultado de diferentes reacciones,
por lo que no fue posible demostrar el principio de Le Chatelier.
Equipo 5. Hexacuacobalto
[Co(H2O)6]2+ +4Cl- → [CoCl4]2-+6H2O
Se prepara una solución con agua destilada y cloruro de cobalto, posteriormente
esta se satura con cloruro de sodio. Se calienta la solución saturada. Después de
este cambio se le agrega agua destilada para dejar ver un cambio de coloración.
Análisis y resultados
La tensión que afecto el equilibrio en esta reacción fue la temperatura a la que se
somete.
La manifestación del la respuesta del sistema a la presencia de calor fue un
cambio de coloración, lo que demuestra el principio de Le Chatelier.
Equipo 6. Ácido carbónico.
𝑯𝑪𝑶𝟑+𝑯+ ↔ 𝑪𝑶𝟐+ 𝑯𝟐𝑶En una botella de PET se agrego carbonato de calcio y agua formando una
solución. A esta solución se suministra unos mililitros de ácido clorhídrico,
inmediatamente después se cierra la botella con una tapa a la cual se le improviso
una válvula.
La solución comienza a desprender CO2 gaseoso. Después se deja escapar el gas
acumulado provocando que se genere más gas.
Análisis y resultados
Si a esta reacción se le agregará CO2 gaseoso se formaría ácido carbónico y si
se dejará escapar el gas se formaría más gas. Este fenómeno que deja ver el
experimento demuestra el principio de Le Chatelier.
Equipo 7. Ión cromato- ión dicromato
2K2C rO4❑+2H+¿↔K2C r2O7
❑+H 2O¿
Con ayuda de una probeta medir y colocar 50ml de agua destilada en un vaso de
precipitados.
Repetir el paso anterior pero en otro vaso de precipitados.
Preparar una solución 0.1 molar de K2Cr2O7 y de K2CrO4. Agregando a uno de
los vasos con agua 1.47g de dicromato de potasio y al otro 0.77g de cromato de
potasio.
Agitar ambos vasos con ayuda de un agitador hasta observar que tanto el
cromato como el dicromato han sido disueltos por completo.
Colocar una pequeña parte de cada una de las muestras en tubos de ensaye por
separado.
Al tubo que contiene la solución de dicromato agregarle hidróxido de sodio (NaOH)
a 0.1 molar hasta observar un cambio de coloración (amarillo) lo cual nos indica
que el equilibrio de la reacción se ve desplazado, cambiando la solución de
dicromato de potasio a cromato de potasio.
Al tubo que contiene la solución de cromato agregarle ácido clorhídrico (HCl) a 0.1
molar hasta observar un cambio de coloración (naranja) lo cual nos indica que el
equilibrio de la reacción se ve desplazado, cambiando la solución de cromato de
potasio a dicromato de potasio.
Análisis y resultados
Al agregar protones sobre el cromato amarillo, se tendrá un exceso de protones y
según Le Chatelier el sistema buscara equilibrarse haciendo reaccionar estos
protones por medio de enlaces de puente de hidrógeno con el agua presente con
lo que el equilibrio se desplaza hacia la derecha formándose el dicromato naranja.
De la misma forma, al añadir OH-, sobre el dicromato naranja, éstos se unen a los
protones presentes en el equilibrio. Esto hará que su concentración disminuya y
que el sistema busque formar más protones, logrando el desplazamiento del
equilibrio hacia la izquierda que producirá el cromato amarillo.
Equipo 8. Formación del complejo tetraamincobre (II) Cu(NH3)42+
Cu2+ + SO42- + 2NH3 + 2H2O → Cu(OH)2(s) ↓+ (NH4)2SO4
Cu2SO4(OH)2(s) + 8NH3 → 2Cu(NH3)42+ + SO4
2- + 2OH-
Se tomó 3 mL de sulfato de cobre y luego se le añadió gota tras gota hidróxido de
amonio hasta que reacciono y se disolvió y se precipito en hidróxido de cobre se
prepararon 3 muestras de la primera muestra. En una muestra se le agrego
hidróxido de amonio, en otra muestra se le agrego ácido sulfúrico cambiando de
color y el equilibrio se desplazó hacia los reactivos.
Análisis y resultados
Esta reacción fue modificada por la concentración de pH, por lo que al agregar
protones la dirección formación cambio. Con esto quedo demostrado el principio
de Le Chatelier.
CONCLUSIONES En la mayoría de los experimentos presentados se pudo comprobar el principio de
Le Chatelier y se dejo claro en qué consiste dicho principio.
Los cambios presentados se justificaron al igual que las dificultades que se
presentaron en el desarrollo del experimento.
