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.
Página siguiente |