PRÁCTICA Nº 7 EQUILIBRIO QUÍMICO

Transcripción

1 PRÁCTICA Nº 7 EQUILIBRIO QUÍMICO OBJETIVOS Comprobar la perturbación en un sistema en equilibrio de complejos de cobalto (II), cuando se modifican la concentración de las sustancias implicadas y la temperatura. Demostrar la fuerza relativa de ácidos y bases. Comprobar las propiedades ácido-base de las soluciones salinas. Comprobar la acción amortiguadora de una solución de NH 3/NH 4Cl. I. ASPECTOS TEÓRICOS 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. Este equilibrio cumple el principio de Le Chatelier, modificando su posición (las concentraciones de las sustancias intervinientes) e incluso el propio valor de la constante de equilibrio cuando se modifican las condiciones del sistema. Tanto del estudio matemático de la constante de equilibrio como del enunciado del principio de Le Chatelier se deduce que un aumento de la concentración de los reactivos desplaza el equilibrio hacia la derecha y si aumenta la concentración de los productos o se hace disminuir la concentración de los reactivos, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda. El equilibrio siempre responde en el sentido de anular la perturbación que se le ocasiona. Cada reacción tiene su propia constante de equilibrio característica, con un valor que puede cambiar solo variando la temperatura. Es importante resaltar que aunque las concentraciones pueden variar, el valor de K para una reacción dada, permanece constante, siempre y cuando la reacción este en equilibrio y la temperatura no cambie. Entre los equilibrios homogéneos, se encuentran las reacciones con participación de iones. Entre estas reacciones, cabe destacar la de los ácidos y bases débiles, algunas sales y la de los 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.

2 Una reacción ácido-base, es un proceso de transferencia de protones entre dos pares conjugados. Según el sistema de Brönsted-Lowry, la fortaleza de un ácido se mide por sus tendencias a donar un protón, mientras que la de una base se mide por su tendencia a aceptar un protón. Las reacciones entre iones son mucho más rápidas que aquellas que implican ruptura de enlaces covalentes. Los ácidos y las bases se pueden clasificar como: ácidos y bases fuertes; que se disocian totalmente en solución y ácidos y bases débiles que se disocian parcialmente en agua. Para definir las fuerzas relativas de los ácidos y bases, se mide el ph de la solución, a igual concentración; a medida que el ph sea más bajo, el ácido será más fuerte. Las sales también pueden producir soluciones ácidas o básicas al disolverse en agua, esta reacción se conoce tradicionalmente como hidrólisis. La hidrólisis es simplemente la interacción ácido-base de los iones componentes de la sal con las moléculas de agua que les rodean en solución. De los iones procedentes de las sales (las cuales ce disocian totalmente en sus iones), solamente se hidrolizarán los aniones procedentes de ácido débil (serán bases fuertes), o los cationes procedentes de base débil (serán ácidos fuertes). Cuantitativamente, la hidrólisis se mide por medio de la constante de equilibrio para la reacción correspondiente, Kh, que se llama constante de hidrolisis. La base conjugada de un ácido débil tiene tendencia a captar un protón y generar el ácido débil, y está reacción tendrá lugar con tanta más intensidad cuanto más débil sea el ácido. Análogamente el ácido conjugado de una base débil tendrá tendencia a ceder un protón para regenerar la base, y lo hará con tanta más fuerza cuanta más débil sea la base. Puesto que la sal resulta de la neutralización reciproca de un ácido y una base, estará constituida por un anión, base conjugada del ácido, y un catión, ácido conjugado de la base. Si el anión procede de ácido débil, o el catión procede de base débil, habrá transferencia de protones con el agua circundante, lo que conllevará una alteración del ph. El ph de las soluciones normales varía bruscamente por dilución o por ligeras adiciones de ácidos o bases. Por ejemplo, si a 1 litro de agua pura (ph=7) se le añade 1 ml de HCl 0,1 mol/l, el ph baja hasta 4, ya que el agua ha pasado a ser una solución 1x10-4 mol/l de HCl y como éste, está totalmente disociado, la concentración de H 3O + es 1x10-4 mol/l. Sin embargo, existen determinadas soluciones, denominadas reguladoras, amortiguadoras o buffer, que se caracterizan porque su ph apenas varía con la dilución o con pequeñas adiciones de ácido o de base. Las soluciones amortiguadoras son soluciones de ácidos, HA, o bases débiles con sales, NaA, que tienen un ion común, por ejemplo: ácido acético + acetato sódico, ácido bórico + borato sódico, amoniaco + cloruro amónico, etc. Las soluciones amortiguadoras trabajan removiendo los iones H + o los iones OH - de la solución. De este modo, la acción de una solución amortiguadora es simplemente un caso especial del efecto del ion común; desplazamiento del equilibrio por la adición de un ion que ya está en solución. El efecto del ion común limita la ionización de un ácido (o base) por la presencia de una concentración significativa de una base conjugada (o ácido). Por eso, una solución de ácido acético 0.1mol/L será más ácida que una que contenga ácido acético 0.1 mol/l y acetato de sodio 0.1mol/L.

3 El ph de una solución amortiguadora depende de la naturaleza del ácido débil que la integra, es decir del pka del ácido y de la proporción relativa entre la sal y el ácido, pero no de las concentraciones absolutas de estos componentes. De aquí se deduce que añadiendo agua al sistema, el ph de la solución no cambia, ya que éste se modifica cuando cambia la relación entre ácido y base conjugada (o base y ácido conjugado), en este caso, se diluye por igual ambas especies, por lo que su relación no cambia y el cociente permanece constante. El ph de un buffer no cambia con la dilución, pero sí disminuye su capacidad reguladora, es decir, la capacidad de neutralizar tanto al agregado de base o ácido; cuanto mayor sea la dilución del buffer, menor será la capacidad reguladora. En la primera actividad se va a estudiar el equilibrio que tiene lugar entre los iones complejos que el cobalto forma con H 2O y Cl -, en primer lugar, el efecto de cambios en la concentración de las especies que actúan como ligandos (Cl - y H 2O) y, en segundo lugar, el efecto de cambios en la temperatura, hecho éste que afecta a la propia constante de equilibrio. El cloruro de cobalto hexahidratado, CoCl 2 6H 2O, al combinarse con el agua da como resultado el ion complejo [Co(H 2O) 6] 2+ de color rosas pálido y en presencia de una elevada concentración de iones Cl 1- (como la que está presente en el HCl concentrado), las moléculas de agua que están enlazadas al ion Co 2+, pueden intercambiarse por iones cloruro, formándose el ion complejo [CoCl 4] -2, de color azul. Entre ambas especies se puede establecer el equilibrio, [Co(H 2O) 6] 2+ (ac) + 4Cl - (ac) [CoCl 4] -2 (ac) + 6H 2O En este caso la solución toma un color violeta. II. PARTE EXPERIMENTAL Materiales y equipos. Vaso de precipitados de 100. ml Tubos de ensayo Balón aforado de 100mL Pipetas volumétricas de 50.0 ml Pipeta graduada de 5.0 ml Cilindro graduado de 50mL Medidor de ph Gradilla Espátula Gotero Reactivos. Solución acuosa de ion complejo CoCl 4-2 Ácido clorhídrico, HCl (36.5%, D = 1.18 g/ml, masa molar= 36.5 g/mol) Solución de nitrato de plata, AgNO 3 Soluciones 0,10mol/L de: Ácido acético, Amoniaco, Ácido nítrico, Hidróxido de potasio, Sales de Cloruro de amonio, Acetato de sodio y Bicarbonato de potasio Solución amortiguadora 0.5mol/L de NH 3 y 0.5mol/L de NH 4Cl.

4 ACTIVIDAD Nº 1. Cambios en la posición de equilibrio. Procedimiento: a). Por efecto de la temperatura: 1. Coloque en la gradilla 3 tubos de ensayo. 2. Añada en cada tubo aproximadamente 2 ml de solución del ion complejo CoCl Coloque un tubo en agua caliente, otro en agua fría, y deje el tercer tubo como patrón de referencia. 4. Observe el cambio de color en cada caso. 5. Indique como se desplaza el equilibrio por efecto de la temperatura. b). Por efecto de la concentración: 1. Coloque en la gradilla 3 tubos de ensayo. 2. Añada en cada tubo aproximadamente 2 ml de solución del ion complejo CoCl Adicione 10 gotas de ácido clorhídrico concentrado, HCl a un tubo de ensayo. 4. Al otro tubo, añadir 6 gotas de nitrato de plata, AgNO 3 (con la finalidad de disminuir la concentración del ion cloruro, precipitándolo como cloruro de plata, AgCl). 5. El tercer tubo queda como patrón de referencia. 6. Observe el cambio de color en cada caso. 7. Explique porque varía el color de la solución. ACTIVIDAD Nº 2. Fuerza relativa de ácidos y bases. Procedimiento: 1. Mida el ph de las siguientes soluciones 0.10 mol/l: ácido acético, amoníaco, hidróxido de potasio, ácido nítrico. 2. Indique la reacción de equilibrio ácido-base correspondiente y señale el ion responsable de la acidez o basicidad. 3. Ordene en forma creciente de acidez, las sustancias por la concentración de iones Hidronio presente en cada una de ellas. ACTIVIDAD Nº 3. ph de soluciones salinas. Procedimiento: 1. Mida 50,0 ml de agua destilada en un cilindro graduado y viértalo en un vaso de precipitado de 100,0 ml de capacidad. 2. Agregue con una espátula una pequeña cantidad de sal al vaso de precipitado, agite hasta disolución completa. 3. Mida el ph. 4. Repita el procedimiento con cada una de las sales suministradas. 5. Demuestre mediante ecuaciones químicas el comportamiento ácido base de las sales.

5 ACTIVIDAD Nº 4. Propiedades de las soluciones amortiguadoras. Procedimiento: 1. Mida 50,0 ml de la solución amortiguadora 0.5mol/L en NH3 y NH4Cl., viértalo en un vaso de precipitado de 100 ml y mida el ph. 2. Vierta los 50,0 ml de la solución en un balón aforado de 100,0 ml y enrase con agua destilada. 3. Mida 50 ml de ésta solución, viértala en un vaso de precipitado de 100,0 ml y mida el ph. 4. Compare este valor con el ph de la solución amortiguadora inicial. 5. Mida una alícuota de 50.0 ml de cada solución amortiguadora. 6. Agregue 1 ml de solución HCl 0,50 mol/l a cada una y mida el ph. 7. Determine la variación de ph en cada una. 8. Anote sus conclusiones. III. INVESTIGUE 1. Formación del ion complejo CoCl 4-2 y los factores que afectan el sistema en equilibrio. 2. La constante de equilibrio correspondiente a la formación del ion complejo. 3. Según el principio de Le Chatelier y en función del cociente de reacción, Qué cambios cualitativos se esperan en la composición de la mezcla en equilibrio al añadir los diferentes reactivos? 4. Cuál es la diferencia entre ácidos débiles y ácidos fuertes? 5. Por qué una solución 0.1mol/L de ácido clorhídrico es más ácida que una de ácido acético de igual concentración? 6. Por qué una solución de hidróxido de amonio tiene ph mayores de 7. Explique. 7. Por qué algunas sales modifican el ph del agua y otras no? Explique. 8. Qué ph tendrá una solución de NaCl 0.5 mol/l? Y una 0.1 mol/l? Explique 9. Qué entiende por capacidad amortiguadora? 10. Con ecuaciones quimicas y basándose en el equilibrio químico explique cómo se amortigua el valor de ph en una solución buffer, cuando se le adiciona una base fuerte a este sistema.

6 UNIVERSIDAD DEL ZULIA FACULTAD DE INGENIERIA CILO BASICO DEPARTAMENTO DE QUIMICA LABORATORIO DE QUIMICA II NOMBRE NOMBRE FECHA REPORTE DE LA PRÁCTICA Nº 7. EQUILIBRIO QUIMICO ACTIVIDAD Nº 1. Cambios en la posición de equilibrio. 1. Cuál es la ecuación de la reacción en consideración? 2. Cuál es la evidencia del desplazamiento fuera del equilibrio? 3. Por qué se produce tal desplazamiento? 1. Explique por qué el calentamiento de la mezcla causa el desplazamiento del equilibrio. 2. Explique por qué el enfriamiento de la mezcla causó el desplazamiento del equilibrio. 3. Deduce si la reacción del equilibrio es endotérmica o exotérmica.

7 4. Qué se observa al añadir HCl (ac)? Se ha desplazado el equilibrio? En qué sentido? Cuál ha sido la causa? 5. Qué se observa al añadir AgNO 3 (ac)? Se ha desplazado el equilibrio? En qué sentido? Cuál ha sido la causa? Cuál es el producto obtenido en el tubo 6. Justifica los cambios observados, en cada caso, aplicando el principio de Le Chatelier y, si es posible, escribiendo las reacciones químicas que tienen lugar. ACTIVIDAD Nº 2. Fuerza relativa de ácidos y bases. 1. Indique la reacción de equilibrio ácido-base correspondiente y señale el ion responsable de la acidez o basicidad. 2. Ordene en forma creciente de acidez, las sustancias por la concentración de iones Hidronio presente en cada una de ellas. 3. Cuál solución es la más acida y cual la más básica? Explique. 4. De qué depende el ph de una solución? 5. Por qué el ph de la solución de ácido nítrico es menor que el de la solución de ácido acético? Explique.

8 ACTIVIDAD Nº 3. ph de soluciones salinas. 1. Escriba la reacción de equilibrio ácido-base correspondiente y señale el ion responsable de la acidez o basicidad. 2. Cómo variaría el ph de cada solución si hubieses agregado mayor cantidad de la sal? ACTIVIDAD Nº 4. Propiedades de las soluciones amortiguadoras. 1. Por qué la solución amortiguadora suministrada tiene un ph cercano a 9? 2. Escriba la ecuación de equilibrio acido-base correspondiente y señale el ion responsable de la acidez o basicidad. 3. Explique por qué el ph de la solución amortiguadora se mantiene constante con la dilución? 4. Con ecuaciones químicas y basándose en el equilibrio químico explique porque el ph de la solución amortiguadora, prácticamente, no varía cuando se le adiciona HCl.