Curso Química Básica II, Grupo B, Departamento de Ciencias Básicas, Universidad de Pamplona

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En el caso de la fenolftaleína la forma ácida (HIn) es incolora y a un pH aproximadamente de 9, cambia a la forma básica (In‑) de color rojo.

b) Equilibrio del ion cromato dicromato.

Se disolvió 1 gramo de dicromato de potasio en 50 ml de agua, luego se tomaron 3 ml de esta solución y se introdujo en un tubo de ensayo, luego al agregarle 3 gotas de NaOH al 6 M se observó un cambio de color de naranja a amarillo, luego al agregarle 3 gotas de HCL al 6 M vuelve al color inicial y se vuelve amarillo nuevamente cuando se le agregan 3 gotas de NaOH al 6 M.

Reacción: 2CrO4-2 + 2H+ [pic 2] H2O + Cr2O7-2

(Amarillo) (Naranja)

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 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.

c) Equilibrio de precipitación del cromato de bario.

Se agregaron 3 ml de la disolución de dicromato de potasio a un tubo de ensayo, al añadir gota a gota de una solución de NaOH al 6 M cambia su color de naranja a amarillo por la presencia del ion (Cr2O4), luego al agregarle 3 ml de una solución de BaCl2 a 0.2 M, se torna de un color amarillo lechoso, posteriormente al agregarle 3 gotas de HCl al 6 M la solución se torna de un color naranja lechoso y se observa una precipitación de Ba2(CrO4), al adicionarle 6 gotas de NaOH al 6 M se observa que el precipitado desaparece y se torna de un color amarillo lechoso.

Reacción: CrO4-2 (ac) + Ba+2 (ac) [pic 3] BaCrO4 (s)

(Amarillo) (Naranja)

Si mezclamos una disolución que posea iones cromato (CrO4‑2), amarilla, con otra que contenga iones bario (Ba+2) se formará cromato de bario que precipitará en el fondo del tubo de ensayo ya que es muy insoluble. Si una vez alcanzado el equilibrio, se le añade un ácido, como sabemos por el equilibrio, los pocos iones cromato que hubiesen en la disolución desaparecerían y se convertirían en iones dicromato (de color naranja). Al desaparecer los iones cromato, según Le Chatelier, se desplazará a la izquierda y el precipitado se disolverá. Si cuando ya haya desaparecido el sólido se añade una base, (que elimina los H+), el equilibrio se desplaza a la izquierda, desapareciendo los iones dicromato que pasarán a cromato de nuevo. Pero entonces el equilibrio según Le Chatelier, se desplaza hacia la derecha para eliminar el exceso de iones CrO4‑2, y se formará de nuevo el precipitado.

d) Equilibrio del ion complejo tiocianato férrico.

Se agregaron en vaso de precipitados 3 ml de KSCN 0,1M esta solución se preparó, luego se agregó 3 mL de una disolución de cloruro férrico se diluyo esta mezcla con 60 mL de agua con el objeto de disminuir la intensidad de color y poder observar más fácilmente los cambios del mismo. Posteriormente en 4 tubos de ensayo se agregaron 5 ml de esta disolución.

Al primer tubo de ensayo al añadirle 1 ml de FeCl3 conserva el color original no sufre ningún cambio.

Al segundo tubo de ensayo con solución se le agrega 1 ml de KSCN al 0.1 M este toma un color vino tinto oscuro.

A la tercera disolución se le agregaron 5 gotas de NaOH al 6 M y esta se trona de un color caramelo luego al agregarle 4 gotas de HCl al 6 M se observa un precipitado de la sustancia.

El cuarto tubo de ensayo con disolución FeCl3 sirvió como referencia para poder observar los cambios tomados en cada uno de los demás al agregarle la sustancia.

Reacción: Fe+3 + SCN- [pic 4] Fe(SCN)+2

e) Efecto de la Temperatura sobre el equilibrio.

Se colocó en un tubo de ensayo seco 3 mL de disolución en metanol de CoC2. 6H2O 0,15 M esta se torna de un color rosa, seguidamente se añadió unas gotas de ácido clorhídrico concentrado, y calentar al "baño María" hasta unos 65-70 ºC. Se observó un cambio de color de rosa a azul (que denota la presencia del ion (CoCl4)-2 a medida que esta solución se dejaba calentar se tornaba de un color cada vez más oscuro, se sacó el tubo de ensayo y se enfrió con un poco de agua del grifo observando que el color azul desaparece y nuevamente se formó el color rosa.

Reacción:

(CoCl4)-2 + 6 H2O [pic 5] (Co(H2O)6)+2 + 4Cl- + energía

(Rosa) (Azul)

4. Conclusiones

Se aprendió en su totalidad el principio de Le Chatelier el cual nos dice resumidamente “si un sistema en equilibrio se modifica algún factor (presión, temperatura, concentración,…) el sistema evoluciona en el sentido que tienda a oponerse dicha modificación”.

Los experimentos realizados muestran claramente de forma cualitativa la reversibilidad de un equilibrio y la influencia de temperatura sobre este.

Si en una reacción exotérmica aumentamos la temperatura cuando se haya alcanzado el equilibrio químico, la reacción dejara el equilibrio y tendrá lugar a un desplazamiento hacia la izquierda (en el sentido en el que se absorbe el calor), es decir, parte de los productos de reacción, se van a transformar en reactivos hasta que el nuevo equilibrio químico. Si la reacción es endotérmica ocurrirá lo contrario.

5. Referencias Bibliográficas

(1) Chang, Raymond; QUÍMICA, Ed. McGraw-Hill (México), pp. 1064, 1992

(2) Manual Lab. Básica II.