Equilibrio (página 2)

Tubo 1: Solución de NaCl 0.1M

Ph papel indicador: 6

Ph phachímetro: 5

Tubo 2: Solución de NH4Cl 0.1M

Ph papel indicador: 1

Ph phachímetro: 1.7

Tubo 3: Solución de NaCH3COO 0.1M

Ph papel indicador: 8

Ph phachímetro: 7.6

Las reacciones de hidrólisis que ocurren son las
siguientes:

Tubo 2

NH4+(ac) +
H2O(l) ↔ NH3(ac) +
H3O+(ac)

Tubo 3:

CH3COO-(ac) +
H2O(l) ↔
CH3COOH(ac) +
OH-(ac)

Podemos decir que, tal como esperábamos, el instrumento
nos dio un valor con mucha más exactitud que la que
podemos estimar con el papel indicador. Dependiendo del uso que
le vayamos a dar el empleo del papel indicador puede ser una
opción mucho más económica y con una buena
estimación.

En el caso del cloruro de sodio (NaCl) creemos que el pH
debería haber dado algo más cercano a 7. Atribuimos
esto a una posible mala conservación de la
solución, que hiciera que dióxido de carbono del
aire entrara en la solución, modificando ligeramente el
pH.

Experimento C: equilibrios iónico
homogéneo y heterogéneo en competencia:
hidróxido de cobre (II) y complejo tetraamincobre
(II)

Para este experimento se comenzó por introducir en un
tubo de ensayos soluciones acuosas de sulfato de cobre
(líquido celeste) y amoníaco (muy diluida,
incolora). El líquido resultante poseía
inicialmente un color azul muy intenso y nítido (se trata
del complejo tetraamincobre (II)), pero que luego fue
volviéndose más turbio con la aparición de
un precipitado turquesa (hidróxido de cobre (II))
según la ecuación:

NH3(ac) +
H2O(l) ↔
NH4+(ac) +
OH-(ac)

Esos oxhidrilos provenientes de la hidrólisis del
amoniaco se asocian al final de esta primera parte a los cationes
Cu2+ provenientes del CuSO4 y que
inicialmente formaban el complejo.

Parte del contenido de este tubo permaneció en el mismo
en reposo durante 15 minutos, tras los cuales se observó
que el precipitado se colocó en el fondo del tubo. Tras el
agregado de una cantidad de una solución concentrada de
ácido sulfúrico la solución se torna muy
transparente. El resto del contenido del tubo fue traspasado a
otro donde fue sometido al agregado de una solución
concentrada de amoníaco; como consecuencia de esto se
observó que el líquido recuperó el color
azul intenso y nítido que tenia al principio de la
reacción anterior (se formó mas complejo). Esta fue
la respuesta del sistema ante el agregado de amoníaco
según la reacción:

Cu(NH3)
42+(ac)  ↔ 
Cu2+(ac) + 4 NH3(ac)

Parte del contenido de este tubo permaneció en el mismo
como testigo, el resto fue dividido en otros dos tubos de
ensayos. En el primero, el contenido previamente diluido con agua
destilada fue sometido al agregado de una cantidad de
solución acuosa de CuSO4; esto trae aparejado
un aumento de la concentración de iones Cu2+ en
la solución, a lo que el sistema debería responder
(según el Principio de Le Châtelier y la
reacción anterior) con un aumento de la
concentración del complejo tetraamincobre (II). En la
práctica se observó la formación del
precipitado turquesa de la primera parte, creemos que puede
deberse a que la solución estuvo mal agitada.

En el segundo tubo se agregó ácido
sulfúrico concentrado, lo que provocó que la
solución se aclarara hasta llegar a ser incolora. En este
punto se obtuvo Cu2+ en solución sin formar
complejo y sin precipitar en forma de hidróxido.

Experimento D: equilibrios iónico
homogéneo y heterogéneo en competencia: complejo
hexatiocianoferrato (III), hidróxido férrico y
complejo hexafluoroferrato (III).

           
En esta experiencia empezamos colocando en un tubo de ensayos
cloruro férrico, y a este le agregamos tiocianato de
sodio, ambos en solución. Instantáneamente pudimos
ver el resultado: una coloración rojo escarlata, intensa,
característica del complejo formado, el
hexatiocianoferrato (III). Las coloraciones intensas, muy
notorias, son características de los iones complejos. La
ecuación iónica que tuvo lugar fue:

Fe3+(ac) + 6
SCN-(ac) ↔
Fe(SCN)63-(ac)

           
Luego dividimos el contenido de este tubo en 5 tubos distintos,
para realizar una experiencia distinta en cada uno. Uno de los
tubos lo dejamos como testigo, para poder comparar con la
situación inicial, de partida.

En el segundo tubo agregamos agua destilada para diluir la
solución y aclarar la tonalidad rojiza. Luego, agregamos
cloruro férrico gota a gota. Si bien no se ha notado
mucho, en teoría debería intensificarse el color
rojo del complejo hexatiocianoferrato (III), ya que al agregar
reactivo, la reacción se desplaza para contrarrestar este
cambio, formando más producto, según el principio
de Le Châtelier.

           
Lo mismo ocurre con el tercer tubo, al cual le agregamos, luego
de diluir con agua destilada, NaSCN (tiocianato de sodio),
reactivo; así que, si bien no se ha notado, se
debería intensificar también el color rojo.

           
Al cuarto tubo le agregamos hidróxido de sodio en
solución, gota a gota. Observamos como la solución
inicial comenzaba a aclararse, hasta tornarse amarilla, al tiempo
que se formaba un precipitado color naranja, producto de la
formación del hidróxido de hierro (III),
Fe(OH)3.Esto nos dio la pauta de que ya no
había complejo en la solución, sino que el
hidróxido reaccionó los átomos de hierro del
complejo para formar este precipitado anaranjado.

           
En el último tubo colocamos a la solución del
comienzo una punta de espátula de fluoruro de sodio en
polvo, NaF(s). La solución comenzó a
aclararse, hasta volverse incolora. Nuevamente, el complejo que
daba el color rojo intenso, hexatiocianoferrato (III), no
está más, ya que ahora el flúor se
combinó con el hierro para dar lugar a otro complejo,
incoloro, el hexafluoroferrato (III):
FeF63-.

Experimento E: equilibrio iónico
heterogéneo:
CaCO3/Ca(HCO3)2

           
Colocamos en un tubo de ensayos una punta de espátula de
carbonato de calcio y le agregamos 5 ml de agua destilada.
Observamos como la solución se tornó blanca,
producto de la disolución de parte del sólido, que
en sí, no es muy soluble en agua. A continuación,
agregamos ácido clorhídrico diluido. Observamos
cómo el precipitado se disuelve, lo cual nos hizo dar
cuenta de que ya no podía haber carbonato de calcio, poco
soluble, sino algo que tenga más capacidad para
disolverse: bicarbonato de calcio,
Ca(HCO3)2.

Por último, agregamos hidróxido de sodio
diluido, gota a gota, y observamos que nuevamente la
solución se tornaba blanca, aumentando la cantidad del
sólido en el fondo del tubo. Pensamos entonces que, si al
agregar ácido se formaba bicarbonato, ahora, al agregar
base, se volvería a formar el carbonato, que fue el que
precipitó y dejó a la solución de un color
similar a la que obtuvimos luego del agregado del agua.

           
En un segundo tubo de ensayos colocamos también carbonato
de calcio, pero esta vez le agregamos ácido
clorhídrico concentrado. Inmediatamente se observan
burbujas que se desprenden de la superficie del sólido,
hasta que finalmente se disuelve en su totalidad. La
reacción que tiene lugar es la siguiente:

CaCO3 (s) + 2 HCl (conc) →
CaCl2 (ac) + CO2 (g) +
H2O(l)

Es decir, las burbujas que observamos eran de dióxido
de carbono. Por último, a esta muestra que nos
quedó de cloruro de calcio en solución le agregamos
hidróxido de sodio. Observamos la formación de un
sólido blanco, que precipita, y torna a la solución
de un color blanco. Lo que se ha formado ha sido hidróxido
de calcio, según la ecuación:

CaCl2 (ac) + 2 NaOH (ac) →
Ca(OH)2 (s) + 2 NaCl (ac)

Conclusiones

A lo largo de cinco experimentos de distinto tipo hemos
analizado cómo se producen los fenómenos de
equilibrio químico, y cómo influyen determinadas
variables para desplazar el equilibrio de ciertos componentes del
sistema hacia otros (reactivos a productos y viceversa). Si bien
los cinco experimentos parten de procesos muy disímiles
(por ejemplo, equilibrio molecular en fase gaseosa y equilibrio
iónico en disolución acuosa), tienen
comportamientos parecidos y se pueden analizar como
análogos. Esto ocurre debido a que en todos es aplicable
el principio básico de este tipo de sistemas, el de Le
Châtelier.

Como hemos visto en el experimento A, la termodinámica
de la reacción es un factor esencial para determinar el
equilibrio (en este caso molecular y homogéneo); esto es,
las variables de estado. En este caso, la variable de estado que
utilizamos en el experimento fue la temperatura. Como las
proporciones de reactivo y producto se modifican apreciablemente
en el rango de temperaturas utilizado, aumentando el segundo a
expensas del primero, se verifica que la reacción,
según Le Châtelier, es exotérmica.

El experimento B, de hidrólisis de sales, muestra
cómo se puede desplazar el equilibrio de las especies
disociadas del agua (H+ o H3O+ y
OH-) a través de agregar sustancias que, si
bien no necesariamente presentan esos iones en su
conformación, sí pueden modificar su
concentración a través de plantear equilibrios
entre los cationes o aniones producto de su disociación.
Estos equilibrios, que son del mismo tipo que el que se da al
agregar ácido o base puros, alteran entonces el valor del
pH del agua pura, como pudimos comprobar al medirlo con dos
métodos diferentes.

A decir verdad, sólo en los dos últimos casos se
debió percibir una variación de pH, según el
experimento ideal: los iones cloruro y sodio disociados no
participan de ningún equilibrio en las condiciones
supuestas (agua pura). Sin embargo, constatamos a partir de ambos
instrumentos de medición que el pH efectivamente bajaba, a
contrapelo de lo que habíamos supuesto. Una
hipótesis, la más plausible, es que la
solución de NaCl no estuviera bien conservada,
incorporando en ella dióxido de carbono del aire. Como el
dióxido de carbono se disuelve en agua en forma de
ácido carbónico (CO2 + H2O
→ H2CO3), se produce en realidad una
disociación parcial del ácido (débil),
liberando protones e iones bicarbonato; esto conlleva un aumento
en la concentración de protones: ergo, un descenso del
pH.

Los experimentos C y D son del mismo tipo: equilibrio de
formación de complejos en competencia con equilibrio de
solubilidad. Si bien no haremos aquí un análisis
minucioso de cada paso (lo que está hecho en la Parte
Experimental), podemos resumir lo visto en ambos experimentos
con algunos conceptos clave: la competencia que ocurre cuando se
tiene una multiplicidad de especies en disolución acuosa
determina el equilibrio a través de las reacciones (de
equilibrio) que entre ellas se producen, y su consiguiente
variación de concentraciones.

Las formas comunes de desplazar el equilibrio que hemos visto
en ambos son esencialmente cuatro: modificación de las
concentraciones de las especies ya existentes a través de
una dilución; modificación del pH por agregado de
ácido o base fuerte; variación de las
concentraciones por el agregado de sustancias que, disociadas,
introducen en la solución algún ion perteneciente
al equilibrio (de la cual la anterior puede ser una forma
particular); puesta en juego de un nuevo equilibrio (por ejemplo,
de tipo heterogéneo) en el que cumpla un rol alguno de los
componentes utilizados. Todas ellas pueden ser explicadas gracias
al principio de Le Châtelier: la modificación
de las concentraciones de alguna especie en equilibrio conlleva
una acción del sistema en forma contraria.

El último experimento, el del carbonato de calcio,
entra en las generalidades de lo expuesto en el párrafo
anterior. Su particularidad sería la siguiente: como
apreciamos, el principio de Le Châtelier no es
aplicable en cualquier caso y con modificaciones de cualquier
proporción, sino que no escapa a la química de las
reacciones cuando el equilibrio se rompe y se produce una
reacción irreversible.

No es lo mismo agregar un ácido concentrado que uno
diluido, puesto que las reacciones que pueden darse ante
distintas concentraciones dependen primero de las variables
termodinámicas que en cada caso se presenten y de
cómo pueda reaccionar el sistema. Por ejemplo, ante bajas
concentraciones de ácido clorhídrico la
reacción de formación de cloruro de calcio no se
observa macroscópicamente, pero es determinante cuando se
presentan altas. Esto no refuta a Le Châtelier, sino
que verifica su subordinación constitutiva a la
termodinámica.

En resumen, podemos analizar al equilibrio químico como
un fenómeno en sí mismo, o derivándolo sin
más de la termodinámica y sus variables. En ambos
casos, lo que se percibe en todas las reacciones de este tipo es
que el sistema tiende por lo general a no abandonar su estado de
equilibrio (dinámico), modificándose ante una
acción proveniente del medio. Esto ocurre siempre que el
sistema pueda responder apropiadamente y de forma reversible; es
decir, atravesando estados de equilibrio.

Autor:

Agustín Binora