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Equilibrio




Enviado por Agustín Binora


Partes: 1, 2

    1. Objetivos
    2. Introducción
      teórica
    3. Parte
      experimental

    Objetivos

    Los objetivos del presente trabajo son ensayar los distintos
    tipos de equilibrio estudiados, entre los que se encuentran el
    equilibrio molecular y el equilibrio iónico, en algunos
    casos con sistemas homogéneos, y en otros
    heterogéneos.

    Además, estudiaremos en el laboratorio el
    desplazamiento del equilibrio que sufren las reacciones debido al
    cambio en sus condiciones iniciales, así como
    también al agregado de reactivos o productos.

    Por último, también está presente entre
    los objetivos del trabajo conocer algunos mecanismos para medir
    el pH de las soluciones, entre los que se encuentra por ejemplo
    el potenciómetro ("phachímetro").

    Introducción
    teórica

    Hablamos de Equilibrio Químico cuando se llega al punto
    en que las velocidades de las reacciones directa e inversa se
    igualan, lo que tiene como consecuencia que las cantidades de
    reactivos y productos presentes sean constantes a través
    del tiempo. Queda claro que el estado de equilibrio es
    dinámico, esto quiere decir que las reacciones
    continúan llevándose a cabo.

    Entonces, dado este estado en el que se encuentra una
    reacción, puede establecerse lo que llamamos una constante
    de equilibrio que representa la proporción de los
    reactivos y productos de la reacción.

    Hablamos de equilibrio homogéneo cuando la o las
    reacciones con las que trabajamos se producen en una misma fase;
    con el mismo razonamiento, llamamos a equilibrio
    heterogéneo cuando encontramos más de una fase en
    nuestro sistema.

    Teniendo estos conocimientos, nos parece importante para este
    trabajo citar un principio muy importante en el que se basan gran
    parte de las deducciones y conclusiones del presente trabajo. El
    mismo es llamado el Principio de Le Châtelier y
    establece lo siguiente: si a un sistema en equilibrio, se le
    provoca una perturbación, el sistema se ajusta de modo de
    reducir dicha perturbación, alcanzando luego un nuevo
    estado de equilibrio. Durante nuestra experiencia realizaremos
    numerosas perturbaciones, o modificaciones a nuestros sistemas en
    equilibrio, y evaluaremos a partir de este principio los
    resultados obtenidos.

    Para finalizar esta introducción teórica, nos
    pareció interesante citar una forma de obtener la
    constante de equilibrio de una reacción. Si bien no la
    utilizamos concretamente en el trabajo, sí está muy
    relacionada con los temas tratados.

    Nos referimos a la ecuación de Van "t Hoff, que si bien
    no deduciremos paso a paso porque supera el alcance de este
    informe, comentaremos brevemente.

      d ln K   
    =  ∆Hº r

      dT            
    RT2

    Esta ecuación permite obtener la constante de
    equilibrio de una reacción conociendo previamente la
    variación de entalpía, la cual a su vez puede
    obtenerse a partir de lo entalpía de formación de
    los compuestos intervinientes. Esta ecuación se deduce
    planteando la condición de equilibrio de que la
    energía libre de Gibbs se hace cero, y luego
    relacionándola con la entropía, para finalmente
    obtener la entalpía de reacción. Como ya dijimos,
    es un buen método para realizar predicciones sobre las
    reacciones a estudiar.

    Parte experimental

    Experimento A: equilibrio molecular
    homogéneo

    En un tubo de ensayo colocamos nitrato de plomo (II). Cuando
    comenzamos a calentarlo pudimos observar un gas color pardo
    rojizo que emanaba del sólido. Acto seguido, tapamos el
    tubo para posteriormente dejarlo a temperatura ambiente (22
    Cº). Vimos entonces como el color rojizo disminuyó
    lentamente. Por último, lo llevamos a un baño de
    hielo (0 Cº) y la coloración se torno
    imperceptible.

    La reacción principal que ocurrió es:

    2 Pb(NO3)2 (s) ↔  2 PbO
    (s) + O2 (g) +
    4NO2(g)

    Luego, al modificar la temperatura del NO2
    (dióxido de nitrógeno) ocurrió la
    siguiente:

    2 NO2 (g) ↔
    N2O4 (g)

    Rojizo         
    Incoloro

    Dado que al enfriarlo el color rojizo desaparece podemos
    concluir que la reacción se desplaza hacia productos
    reduciendo su entalpía y liberando calor al exterior para
    contrarrestar el descenso de temperatura, según el
    principio de Le Châtelier; por lo tanto, se trata de
    una reacción exotérmica.

    Experimento B: equilibrio iónico
    homogéneo – hidrólisis de sales

    Usamos 3 tubos de ensayo en los cuales colocamos 3 soluciones
    acuosas de sales diferentes. Luego medimos el pH de cada una con
    papel indicador y con phachímetro.

    El phachímetro es un instrumento que mediante dos
    electrodos colocados en la solución mide la
    concentración de iones H+ y calcula
    automáticamente el pH mostrándolo en un display
    digital, el mismo debe ser calibrado antes de su uso utilizando 2
    soluciones cuyo pH este previamente estipulado.

    Partes: 1, 2

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