Equilibrio químico
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PRIMERA PARTE
Experiencia 1
Cambios observados:
La solución de K2Cr2O4 es de color amarillo. Al agregar unas gotas de H2SO4, la solución se tornó de color naranja. Al agregar unas gotas de NaOH, ésta retornó al color amarillo.
Reacciones químicas involucradas:
K2Cr2O4 (aq) --> Cr2O4 2- (aq) + 2K+ (aq)
H2SO4 (aq) --> 2 H+ (aq) + SO42-(aq)
2 Cr2O4 2- (aq) + 2 H+ (aq)<-->Cr2O72-(aq) + H2O (l)
NaOH (aq) --> Na+ (aq) + OH- (aq)
Interpretación de los resultados:
Al agregar protones provenientes de la disociación del ácido sulfúrico, se formó el compuesto Cr2O7=, que es de color naranja. Al agregar el NaOH se liberan OH -, que al consumir los protones liberados por el ácido sulfúrico, desplazan el equilibrio hacia la formación de la especie CrO42-.
El equilibrio presente en esta experiencia es el equilibrio ácido base y además hay una reacción en la que se pierde agua.
Experiencia 2
Cambios observados:
Tubo 1 (testigo):
Al agregar FeCl3 y KSCN al agua, se forma una solución de color naranja claro.
Tubo 2 (agregado de FeCl3):
El color naranja de la solución se tornó más intenso.
Tubo 3 (agregado de KSCN):
El color naranja de la solución se intensificó aún más.
Tubo 4 (agregado de SnCl2):
La solución tomó un color anaranjado muy claro, casi transparente.
Reacciones químicas involucradas:
FeCl3 (aq) --> Fe3+(aq) + 3 Cl-(aq)
KSCN (aq) --> K+(aq) + SCN-(aq)
Fe+3(aq) + SCN- (aq) <-->Fe(SCN)+2(aq)
2 Fe3+(aq) + Sn2+(aq) <-->2 Fe2+(aq) + Sn4+(aq)
Interpretación de los resultados:
El cloruro férrico reacciona con el KSCN formando un complejo de color naranja que da el color a la solución. Tanto al agregar cloruro férrico como al agregar KSCN, aumentan las concentraciones del ión férrico y el ión SCN- respectivamente. Este aumento en dichas concentraciones, produce un desplazamiento de la reacción 2 hacia la formación de productos, razón por la cual se intensifica el color naranja de la solución. Al agregar SnCl2, el Sn2+ reacciona con el ión férrico reduciéndolo. El ión ferroso ya no puede reaccionar con el SCN-. Por lo tanto hay una disminución en la concentración del ión férrico y la reacción se desplazará hacia reactivos para formarlo. Es por esto que la solución pierde el color naranja que había tomado.
En esta experiencia están presentes el equilibrio óxido-reducción y el de formación de complejos y "gana" uno y otro dependiendo de las concentraciones de los compuestos involucrados.
Experiencia 3
Cambios observados:
Tubo 1 (NaCl):
La solución de cloruro de sodio es de color transparente. Al agregar nitrato de plata aparece un precipitado de color blanco que se disuelve con el posterior agregado de amoníaco.
Tubo 2 (KI):
La solución de ioduro de potasio también es de color transparente y al igual que en el caso anterior, el agregado de nitrato de plata provoca la formación de un precipitado de color blanco. La diferencia con el tubo uno es que en este caso no se observa la dilución del precipitado con el agregado de amoníaco.
Reacciones químicas involucradas:
Cl- (aq) + Ag+(aq) <--> AgCl(s)
Ag+(aq) + 2 NH3 (aq) <--> Ag(NH3)2+(aq)
I-(aq) + Ag+(aq) <--> AgI(s)
Interpretación de los resultados:
La plata proveniente del AgNO3 reacciona con los iones Cl- formando un precipitado de AgCl y se establece el equilibrio entre esta sal y los iones en solución acuosa. Al agregar amoníaco, éste reacciona con los cationes Ag+ formando un complejo Ag(NH3)2+, por lo que disminuye la concentración de Ag+(aq) desplazando el equilibrio hacia la formación de este catión, disolviéndose el AgCl antes formado. El agregado de amoníaco al segundo tubo no tiene el mismo efecto. Esta diferencia no está relacionada con las concentraciones de los compuestos sino con las constantes de equilibrio de las reacciones involucradas. La constante de equilibrio de la reacción de formación de AgI es mucho menor que la de formación de AgCl y que la de formación del complejo por lo que en el primer equilibrio mencionado prevalecen más los reactivos que en las demás reacciones. Es por esto que es más difícil que el AgI se redisuelva.
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