1. OBJETIVOS
1.1. Verificar el efecto de los cambios ejercidos sobre un sistema en equilibrio.
1.2. Aplicar el principio de Le Chatelier.

2. TRABAJO PREVIO
2.1. Investigue sobre los siguientes temas: (a) equilibrio químico; (b) factores que afectan el equilibrio químico; (c) principio de Le Chatelier; (d) cociente de reacción.
2.2 Revise algunas normas de seguridad para la manipulación de las sustancias químicas que se utilizarán en esta práctica (soluciones NaOH, H2SO4, K2CrO4, K2CrO7, KSCN, CH3COOH, etc.).
2.3. Revise algunas indicaciones básicas de seguridad requeridas para conducirse correctamente dentro de un laboratorio de química.

3. FUNDAMENTOS TEÓRICOS

El equilibrio químico es un proceso dinámico en el cual ocurren de manera simultánea la reacción directa y la inversa a velocidades iguales en direcciones opuestas, de tal modo que la concentración de cada especie permanece constante a temperatura constante.

La ley del equilibrio químico establece que para la reacción general:
aA + bB + … pP + qQ + …
a temperatura constante, las concentraciones de los reactivos y de los productos en equilibrio se relacionan por medio de la ecuación: Kc = [ ] [ ] ...BA ...QP ba qp

denominada “ley de acción de masas”, donde Kc es la constante de equilibrio de concentraciones para la reacción. El valor de Kc está determinado por la concentración de los reactivos y de los productos finales y es independiente del mecanismo de la reacción.

El estado de equilibrio se modifica cuando se cambian las condiciones que lo determinaron: concentración, temperatura y presión (para sistemas gaseosos). Estos cambios se evalúan aplicando un principio general, el principio de Le Chatelier: “Si un sistema en equilibrio es perturbado, el sistema cambiará para contrarrestar la perturbación”.

Los cambios de presión solamente afectan las reacciones en equilibrio en fase gaseosa para las cuales nproductos ≠ nreactivos (n, es el número de moles). Un aumento de la presión desplazará el equilibrio hacia donde existen menos moles de gas, y una disminución de presión hacia donde existen más moles de gas.

Un aumento en la concentración de los reactivos o una disminución en la concentración de los productos, desplazará el equilibrio de una reacción en fase gaseosa o líquida hacia el lado de los productos. Una disminución en la concentración de los reactivos o un aumento en la concentración de los productos, desplazará el equilibrio hacia el lado de los reactivos.

El aumento o la disminución de la temperatura cambia el valor de Kc. Cada sistema en equilibrio implica una reacción endotérmica y una exotérmica. Un aumento en la temperatura de un sistema favorecerá la reacción endotérmica.

4. MATERIALES Y REACTIVOS

MATERIALES REACTIVOS (cont.)
* Gradilla * Solución de ácido acético 1 M
* Tubos de ensayo * Solución de amoniaco 1 M
* Baño maría * Solución de sulfato de sodio 1 M
* Pipetas Pasteur * Solución de nitrato férrico 0,1 M
REACTIVOS * Solución de tiocianato de potasio 0,1 M
* Solución de cromato de potasio 0,1 M * Solución de nitrato férrico 0,1 M
* Solución de dicromato de potasio 0,1 M * Solución de fluoruro de sodio 1 M
* Solución de hidróxido de sodio 1 M * Solución de nitrato de sodio 0,1 M
* Solución de ácido sulfúrico 1 M * Agua desionizada

5. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

5.1. Equilibrio entre el ión cromato (CrO4 2‐) y el ión dicromato (Cr2O7 2‐)

En este caso la predominancia de reactivos o productos se observa por la coloración de la solución, pues mientras el ión cromat