Química 2º de Bachillerato Práctica nº 11 EQUILIBRIO QUÍMICO Objetivos En esta práctica intentaremos fijar, mediante el estudio experimental de distintas mezclas de reacción, el concepto de equilibrio químico. Paralelamente, observaremos cómo las mezclas alcanzan distintos puntos de equilibrio y cómo podemos modificar el estado de equilibrio alterando condiciones tales como concentración de las sustancias implicadas, temperatura, etc. Fundamento Todas las reacciones químicas son en realidad sistemas en equilibrio dinámico, que a veces se desplazan en un determinado sentido, es decir, aparecen como irreversibles debido a las condiciones en que se realizan. No obstante, se puede actuar sobre estas reacciones de modo que se invierta el proceso, aunque este efecto sea difícil de conseguir y apreciar en algunas reacciones que se consideran comúnmente irreversibles. Por esta razón es frecuente poner en las reacciones químicas, en vez de una sola flecha, una doble flecha indicando los dos sentidos de la reacción. La flecha de mayor longitud indica que la reacción se encuentra desplazada en ese sentido. Una reacción del tipo: aA + bB cC +d D tiene una constante de equilibrio a una determinada temperatura expresada por: K = [C]c·[D]d / [A]a·[B]b en la que los símbolos indican concentraciones molares de las sustancias. 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 A o de B desplaza el equilibrio hacia la derecha, y si aumenta C ó D ó se hace disminuir A ó B (por ejemplo por precipitación), el equilibrio se desplazará hacia la izquierda. Tomando como ejemplo una de las reacciones que estudiaremos en esta práctica, la interconversión del cromato (CrO42-, amarillo en disolución acuosa) en dicromato (Cr2O72-, naranja en disolución acuosa): 2 CrO42- (ac) + 2H+ (ac) Cr2O72- (ac) + H2O (l) (2) Cuando la concentración de todas las especies químicas: CrO42- , H+ y Cr2O72- es constante con el tiempo llegamos al punto de equilibrio de la reacción. La Termodinámica define cuándo un proceso se encuentra en equilibrio o cuando, por el contrario, evoluciona espontáneamente (irreversiblemente) hacia una situación final de equilibrio. Así, dada la reacción (2), podríamos calcular la variación de energía libre por mol (G) para una mezcla cuyas concentraciones molares de CrO42- , H+ y Cr2O72- fuesen conocidas, usando la expresión siguiente: G = Gº + RT ln Qc (3) donde Qc, = cociente de reacción = 2 [Cr2 O7 ] (4) [CrO4 2 ]2 •[H ]2 Química 2º de Bachillerato Práctica nº 11 G 0 - Si G = 0, la mezcla está en equilibrio y Qc = K = exp ( ) R •T - Sí G < 0, Qc < K, la composición de la mezcla no es estable (las concentraciones de reactivos y productos varían con el tiempo) y evolucionará hacia la derecha hasta el equilibrio aumentando su cociente de reacción (disminuyendo la concentración de reactivos y aumentado la de productos). - Si G > 0, Qc > K, la composición de la mezcla tampoco es estable y evolucionará hacia la izquierda hasta el equilibrio disminuyendo su cociente de reacción (aumentando la concentración de reactivos y disminuyendo la de productos). - Además, si un punto de equilibrio (Qc = K ) es perturbado, con lo que Qc K, las concentraciones de las especies evolucionarán hasta restablecer el equilibrio, es decir, hasta formar una nueva mezcla de composición estable y que cumpla Q’c = K. En la práctica que vamos a realizar introduciremos varios tipos de perturbaciones sobre el punto de equilibrio inicial: -adición/sustracción de reactivos, - cambios de temperatura, … PRIMERA PARTE Nota importante para todos los ensayos: en cada caso debe escribirse la reacción ajustada y la expresión de la constante de equilibrio. Al efectuar cualquier modificación, debe pensarse cómo se verá afectado el cociente de reacción correspondiente, lo que ayudará a interpretar el desplazamiento del equilibrio en cuestión. Material: - gradilla con tubos de ensayo - buretas - vasos de precipitados - probeta de 10 mL. Reactivos: FeCl3 0,01 M; NaSCN 0,01 M; K2CrO4 0,05 M; HCl 1 M; HCl concentrado (12 M); NaOH 2M; Se recuerda que no se debe introducir ninguna pipeta en los botes que contienen los reactivos ni el agua destilada, sino que se echa desde éstos a otro recipiente (por ejemplo un tubo de ensayo o un vaso de precipitados) y desde este último se mide la cantidad necesaria o se rellena la bureta correspondiente. La disolución sobrante NO debe devolverse al bote inicial. 1er Ensayo En un tubo de ensayo se ponen 2 mL de la disolución de FeCl 3, 2 mL de la de NaSCN y 5 mL de agua. Se agita. El ión SCN- y el ión Fe3+ reaccionan inmediatamente estableciéndose el siguiente equilibrio: Fe 3+ + 6 SCN- [Fe(SCN)6]3- (La Kc de este equilibrio es muy elevada) El ión [Fe(SCN)6]3- tiene un color rojo y por tanto la cantidad de dicho ión en la mezcla de equilibrio vendrá indicada por la intensidad del color. La disolución resultante se divide, aproximadamente en partes iguales, en tres tubos de ensayo. Química 2º de Bachillerato Práctica nº 11 -A uno de los tubos se añade, gota a gota (hasta un máximo de diez gotas), disolución de FeCl3 .Observar y anotar los cambios producidos - Al mismo tubo se le añade, también gota a gota, disolución de NaSCN. Observar y anotar los cambios. -Al segundo tubo se le añade disolución de NaOH 2 M. Se deja reposar y se observan y anotan los cambios observados. (Dato: Ks del Fe(OH)3 = 4·10-38) - Al tercer tubo se le añade agua destilada. Observar y anotar los cambios producidos. Tubo nª Reactivo agregado Observación Sentido del desplazamiento 2º Ensayo. Se ponen unos 3 mL de disolución de cromato potásico en dos tubos de ensayo. A uno se le añaden unas gotas de HCl 1M. Observar lo que ha ocurrido comparándolo con el otro al que no se le ha añadido HCl. 2 CrO42- (ac) + 2H+ (amarillo) (ac) Cr2O72- (ac) + H2O (l) (naranja) La disolución resultante se divide, aproximadamente en partes iguales, en tres tubos de ensayo. - A un tubo añadir unas gotas de NaOH 2M. - A otro tubo añadir unas gotas de HCl 1M. - A otro tubo añadir unas gotas de agua. Tubo nª Reactivo agregado Observación Sentido del desplazamiento Química 2º de Bachillerato Práctica nº 11 SEGUNDA PARTE El equilibrio químico es probablemente el mejor para hacer una demostración cualitativa en la que de modo claro se observe la reversibilidad de un equilibrio y la influencia de la temperatura. La razón de ello está en la fácil obtención de los componentes y en el color marrón del dióxido de nitrógeno frente al tetraóxido que es incoloro. La presentación que aquí hacemos es como demostración de cátedra MATERIAL Erlenmeyer (3) Termómetros (3) Vasos de precipitados (2) Tapones (3) Cobre, Ácido concentrado nítrico Sal y hielo picado Vaso grande Calentador eléctrico Agua PREPARACIÓN Operación 1 En un recipiente grande se prepara una mezcla frigorífica abundante de sal con hielo picado. En cada uno de los tres erlenmeyer se añade un trocito de cobre (aproximadamente del mismo tamaño) y unos mL de ácido nítrico y de inmediato se tapan con los tapones sin apretar éstos fuertemente. La siguiente fotografía muestra los tres recipientes en los que el color es sensiblemente el mismo. Química 2º de Bachillerato Práctica nº 11 Los tres se encuentran a la misma temperatura ambiente El número 1 se introduce en la mezcla frigorífica, el número 2 se deja al aire y el número 3 se introduce en el agua caliente. Se espera un tiempo para que el 1 se enfríe y el 3 se caliente. Se observa como el contenido del erlenmeyer 1 se aclara, mientras que el número 3 se oscurece. En las fotografías 3a y 3b puede observarse el proceso y el resultado final. Nota.- Durante la espera el agua caliente se enfría y es necesario calentar de nuevo para mantener una temperatura que ronde los ochenta o noventa grados centígrados. La mezcla frigorífica tiende a calentarse, y probablemente suba algún grado su temperatura, aunque esto no afecta a lo que se pretende en la demostración. Explicación de lo observado. 1) El cobre reacciona con el ácido nítrico concentrado según la reacción Es una reacción redox que habría que ajustarla. 2) Resaltar los cambios de color que se producen: El erlenmeyer 2 permanece prácticamente con la misma coloración ya que su temperatura no ha variado, el número 1 se ha aclarado y el 3 ha intensificado su color. La interpretación debe hacerse a partir del equilibrio. El NO 2 es marrón y el N2O4 incoloro, por tanto, el contenido del 1 al disminuir la temperatura ha evolucionado hacia la formación de mayor cantidad de N2O4 , mientras que el 3 al aumentar la temperatura el equilibrio se ha desplazado hacia la formación de mayor cantidad de NO2. Química 2º de Bachillerato Práctica nº 11 Según el principio de Le Chatelier, cuando una causa externa actúa sobre un equilibrio químico éste trata de contrarrestar en lo posible la causa externa introducida. Se trata de contestar a la pregunta, siguiendo el anterior principio, si la reacción escrita en la forma ¿Es endotérmica o exotérmica? 1) Al aumentar la temperatura aumenta el NO2, ¿cómo puede contrarrestar el equilibrio ese aumento de temperatura? Si la reacción tal como está escrita fuese exotérmica resulta que la evolución observada todavía aumentaría más la temperatura, si la reacción tal como está escrita es endotérmica absorbería calor y trataría de bajar la temperatura, en consecuencia la reacción tal como está escrita, de tetraóxido a dióxido, es endotérmica. 2) Al disminuir la temperatura aumenta el N2O4, si la reacción fuese endotérmica en el sentido de NO2 a N2O4 favorecería la disminución de temperatura, luego en el sentido NO2 a N2O4 la reacción es exotérmica. El erlenmeyer 3 que contenía mucho NO2 disminuye la intensidad del color, lo que quiere decir que parte del NO2 ha pasado a N2O4 , por el contrario el número 1 abundante en N2O4 intensifica su color , lo cual indica que parte del N2O4 se ha convertido en NO2. El equilibrio es reversible, y las cantidades de reactivo en el equilibrio dependen de la temperatura: a temperatura alta el equilibrio está desplazado hacia el NO2 y a temperatura baja hacia el N2O4.