PRÁCTICA 3 EQ QF tst

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UNIVERSIDAD DE EL SALVADOR
FACULTAD MULTIDISCIPLINARIA DE OCCIDENTE.
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
QUÍMICA GENERAL II Q.F.
Licdo. Juan Nelson Figueroa Mendoza.
ALUMNO/A:___________________________________________#:_____Grupo _____
1
PRÁCTICA 3 EQUILIBRIO QUÍMICO
PRINCIPIO DE LeCHATELIER
1.
OBJETIVO GENERAL
Demostrar el efecto de algunas variables sobre la velocidad de reacción y comprender el principio de Le
Chatelier a través de la observación de los efectos de las perturbaciones introducidas en un sistema en
equilibrio.
OBJETIVO ESPECÍFICO
El alumno comprobará el efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción y demostrara el
principio de LeChatelier por medio del efecto de la temperatura en la formación de complejos de cobalto
(II).
INTRODUCCIÓN
La interpretación del efecto de las variaciones de temperatura sobre la solubilidad está basada en el
principio de LeChatelier "Cuando un sistema en equilibrio es obligado a variar en un determinado sentido
por el efecto de una fuerza, el equilibrio tiende a cambiar de modo que neutralice el efecto que pretende
cambiarlo".
El efecto es la eliminación o adición de energía calorífica (cambio de temperatura). En la solución
saturada (en equilibrio), la adición de calor favorece el proceso que tiende a absorber calor. Una sustancia
que absorbe calor cuando se disuelve en una solución saturada tiende a ser más soluble a mayor
temperatura, y una que libera calor tiende a ser más soluble a menor temperatura.
Informaciones previas: El ión cobalto (II) no existe en soluciones acuosas como ión libre sino que se
encuentra formando un ión complejo con 6 moléculas de agua. Estas actúan como bases de Lewis
cediendo pares de electrones a los orbitales vacíos del cobalto (II). Ello da lugar a un ión de color rosado:
Co (H2O)6+2
En presencia de iones cloruro, el cobalto (II) forma otro ión complejo distinto: CoCl4-2 de color azul. Se
usan sus distintos colores para mostrar las concentraciones en equilibrio para la siguiente reacción:
Co (H2O)6+2 + 4Cl- <==> CoCl4-2 + 6H2O
Nombre: ________________________ ID: A
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En esta simulación, podrás observar los equilibrios a través de los colores y también leer directamente las
concentraciones de los iones complejos mediante el uso de equipo espectrofotométrico..
Nombre: ________________________ ID: A
3
MATERIAL
10 tubos de ensayo de 18x150 mm
1 gradilla
1 pipetas graduadas de 10 ml
1 baño María
1 mechero Bunsen
1 aro metálico
1 tela de asbesto
1 beacker de 250ml
1 termómetro
REACTIVOS
Solución de cloruro de cobalto 0.1 M
Ácido clorhídrico concentrado
Agua destilada
Hielo
Nombre: ________________________ ID: A
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PROCEDIMIENTO
1. Colocar 15 ml de solución 0.1 M de cloruro de cobalto (II) CoCl2 en un balón aforado de 50 ml,
Añadir ácido clorhídrico concentrado gota a gota hasta que la solución se vuelva de color violeta
claro . NOTA agitar siempre con precaución después de agregar cada gota de ácido.
2. Ahora tenemos una solución con ambos iones. Observe el color que tiene, anote.
3. Divida la solución en tres partes iguales en tres tubos de ensayo A, B, C
4. Preparar el baño María en un beacker de 250 ml con agua del grifo hasta la mitad
aproximadamente y calentar para mantener la temperatura lo más cercana a los 35ºC, tomando
constantemente la lectura con el termómetro, y luego retirar el mechero.
5. Colocar en otro beacker de 250 ml agua del grifo (100 ml) y adicionar hielo hasta un poco más de
la mitad del beacker, dejar que el hielo se descongele un poco y alcance una temperatura de 10 0C.
6. Ya preparado el baño de hielo y el baño de maría proceder de la siguiente manera.
7. Colocar en el beacker con hielo el tubo A, el tubo B sostenerlo a temperatura ambiente y en el
baño de maría colocar el tubo C.
8. Observe lo que pasa en cada tubo. Note los colores en los tubos.
9. Anotar las observaciones en el siguiente cuadro.
TUBOS TEMPERATURA COLOR
1
2
3
10. Escribe las conclusiones a las que has llegado al terminar la práctica.