EXPERIMENTO DE CORROSIÓN

1. LABORATORIO Nº 3
EQUILIBRIO QUIMICO, PRINCIPIO DE LE CHATELIER
INTRODUCCION
1. Generalidades
La mayoría de las reacciones químicas no se producen en forma completa. Es decir, cuando los
reactivos se mezclan en cantidades estequiométricas, no se transforman completamente en
productos. Las reacciones que no se completan del todo y que pueden producirse en ambas
direcciones se denominan reacciones reversibles. Una reacción reversible puede representarse
de la siguiente forma:
donde las letras mayúsculas representan las fórmulas y las minúsculas los coeficientes
estequiométricos.
La doble flecha indica que la reacción es reversible y que pueden producirse simultáneamente
las reacciones directas (de izquierda a derecha) e inversa (de derecha a izquierda). Cuando A y
B reaccionan para formar C y D con la misma velocidad con la que C y D reaccionan para formar
A y B, el sistema está en equilibrio. El equilibrio químico (gráfico 1) se logra cuando dos
reacciones opuestas ocurren simultáneamente con la misma velocidad. Estos equilibrios son
dinámicos ya que las moléculas individuales están reaccionando continuamente, aunque la
composición global de la mezcla de reacción no cambie. En un sistema en equilibrio, este se
desplaza hacia la izquierda si hay más C y D que A y B, y hacia la derecha cuando hay mas A y
B que C y D.
La constante de equilibrio se puede definir desde un punto de vista termodinámico como la
relación de concentraciones o presiones de equilibrio.
Los corchetes, [ ], de la constante de equilibrio indican concentraciones de equilibrio en mol por
litro (mol/L).

2. y la constante de equilibrio es:
La constante de equilibrio es el producto de las concentraciones de equilibrio (en moles por
litro, molaridad) de los productos, elevada cada una de ellas a una potencia igual a sus
coeficientes en la ecuación ajustada, dividida entre el producto de las concentraciones de los
reactivos elevadas cada una de ellas a su coeficiente estequiométrico.
2. Factores que afectan a los equilibrios
Una vez alcanzado el equilibrio, el sistema permanecerá así hasta que se produzca alguna
perturbación que cambie las condiciones. Vamos a estudiar los distintos tipos de cambios que
pueden ocurrir, teniendo en cuenta que el valor de la constante de equilibrio depende sólo de la
temperatura.
Si se aplica un cambio de condiciones (o estímulo) a un sistema en equilibrio, este responderá
en la forma que mejor se oponga a dicho estímulo, a fin de alcanzar de nuevo el equilibrio.
Hay cuatro tipos de cambios que afectan al equilibrio:
a) Cambios en la concentración.
b) Cambios de presión (que pueden considerarse también como cambios de volúmenes).
c) Cambios de temperatura.
d) Los catalizadores.
a) Cambios de concentración
Si se añade una cantidad adicional de cualquiera de los reactivos o productos, el estímulo
se anulará y se desplazará el equilibrio en la dirección en que se consuma la especie
añadida.
b) Cambios de volumen y presión
En general, un aumento de la presión (disminución de volumen) desplazará el equilibrio en
la dirección que produzca el menor número de moles gaseosos; una disminución de presión
desplazará el equilibrio en la dirección opuesta. Si no hay cambios en el número de moles
gaseosos de la reacción, la presión (volumen) no afecta para nada el equilibrio.
c) Cambios de temperatura
El calor es un producto de la reacción. Si en una reacción exotérmica se aumenta la
temperatura, a presión y volumen constantes, se aumentará la cantidad de calor del
sistema. En consecuencia, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda y se consumirá el
exceso de calor añadido. Si, por el contrario, se disminuye la temperatura, el equilibrio se
desplazará a la derecha para regenerar el calor eliminado. Del mismo modo, en una
reacción endotérmica (consume calor),

3. al aumentar la temperatura, a presión y volumen constante, se desplazará la reacción a la
derecha; una disminución lo hará hacia la izquierda. En la práctica, los valores de las
constantes de equilibrio cambian con la temperatura.
Ley de Van't Hoff:
El aumento de temperatura desplaza la reacción en el sentido en que absorba calor.
La disminución de temperatura desplaza la reacción en el sentido en que se libera calor.
CO + 2 H2 ↔ CH3OH H = -22 Kcal
La reacción directa libera calor (exotérmica) mientras que la inversa lo absorbe
(endotérmica).
Si se aumenta la temperatura del sistema el equilibrio se desplazará a la izquierda.
¿Cómo se favorece la formación de CH3OH?
La respuesta es disminuyendo la temperatura.
d) Catalizadores
Un catalizador cambia la velocidad de una reacción, pero no desvía el equilibrio hacia
los productos ni hacia los reactivos. Afecta igualmente a la energía de activación de la
reacción directa y a la de la inversa y por ello, lo único que hace es que el equilibrio se
alcanza con mayor rapidez.
No todas las reacciones alcanzan el equilibrio. O bien son muy lentas, o bien se añaden o
eliminan continuamente reactivos o productos. Este es el caso de los sistemas biológicos,
sin embargo, estas reacciones se llevan a cabo por la presencia de catalizadores biológicos,
conocidos como enzimas. Por el contrario, algunos sistemas, como las neutralizaciones
ácido-básicas, alcanzan el equilibrio con gran rapidez.
3. Principio de Le Chatelier
Según este principio, toda vez que un factor externo perturba el equilibrio de un sistema,
ocurre una reacción que contrarresta el efecto perturbador.
Basándose en este principio se puede predecir lo que ocurriría al efectuar ciertos cambios
en las condiciones de un sistema que se halla en equilibrio. Los factores de perturbación son:
Cambios de concentración, cambios de presión, cambios de temperatura.
Las siguientes experiencias nos permitirán apreciar el efecto que pueden tener algunos factores
de perturbación sobre un sistema químico en equilibrio.
OBJETIVOS
1) Manejar en forma teórica y práctica conceptos de equilibrio químico.
2) Estudiar la influencia de la temperatura, de la concentración y del ión común sobre el equilibrio
químico.

4. PARTE EXPERIMENTAL
Experimento Nº1: Equilibrio ión cromato-ión dicromato. Efecto del pH
1. Agregue 30 gotas con pipeta Pasteur de una solución de dicromato de potasio 0,1 M (K2Cr2O7)
a un tubo de ensayos limpio y seco.
2. A continuación adicione una gota de solución de hidróxido de sodio (NaOH) y agite. Si no
observa cambio, agregue otra gota de NaOH y agite.
3. Enseguida agregue solución de ácido clorhídrico (HCl) hasta que se produzca un nuevo cambio.
Anote sus observaciones en la Tabla N°1
TABLA N°1
Tipo/cantidad de
solución inicial
Solución agregada a
la Solución inicial
Observaciones
K2Cr2O7 0,1 M
30 gotas 0
Gotas de H2SO4 1M
Gotas de NaOH 1M
Gotas de H2SO4 1M
El equilibrio involucrado es:
Cr2O7
2-
(ac) + 2 OH-
(ac)  2CrO4
-2
(ac) + H2O (l)
Anaranjado Amarillo
Experimento Nº2: Desplazamiento del equilibrio por alteración de la
temperatura.
1. Agregue en dos tubos de ensayo 30 gotas con una pipeta Pasteur de solución de cloruro de
hexaacuocobalto (II).

5. 2. a) Enseguida uno de éstos tubos enfriélo en hielo y el otro manténgalo en
un baño de agua hirviendo, por 10 minutos. Luego compare ambas
soluciones.
b) Tomar con una varilla de vidrio una pequeña muestra del tubo que contiene la disolución
acuosa de color rosa de hexaacuocobalto (II) ([Co(H2O)6]2+) 0,15 M y realizar un pequeño
dibujo en un papel de filtro. A continuación, poner a secar dicho papel en la estufa a 70°C.
Anote sus observaciones en la Tabla Nº2.
TABLA Nº2
Tipo/cantidad de
solución inicial
Temperatura Observaciones
[Co(H2O)6]2+ 0,15 M
30 gotas
Hielo (0-10°C)
Baño de agua hirviendo
(70-80°C)
Papel filtro
impregnado con
solución de
[Co(H2O)6]2+ 0,15 M
A temperatura ambiente
Calentado en la estufa
El equilibrio involucrado es:
4Cl- + [Co(H2O)6]2+ + calor  [CoCl4]2- + 6 H2O
rosado azul
Experimento Nº3: Efecto de la concentración en el equilibrio químico de
tiocianato con ion férrico
1. En un matraz erlenmeyer de 125 mL limpio y seco, agregue 1,0 mL de Cloruro férrico, FeCl3
0,15 M y 1,0 mL de tiocianato de potasio, KSCN 0,9 M. Para esto use pipetas graduadas de 5
mL.
2. Agite bien la mezcla de reacción con un movimiento circular y observe el cambio producido.
3. Posteriormente diluya esta disolución con 48 mL de agua destilada con la probeta de 50 mL.
Anote sus observaciones
Esta será la disolución inicial de trabajo.

6. 4. Tome 5 tubos de ensayo limpios y secos, rotúlelos con las letras A, B, C, D y E. y agregue 3 mL
de esta solución en cada uno.
Entonces
Usando una pipeta Pasteur limpia y seca agregue 10 gotas de las siguientes soluciones a cada
tubo de ensayo de la solución anterior, dadas, en la Tabla Nº3, si es necesario agregue una
mayor cantidad, hasta notar un cambio.
Anote sus observaciones en la Tabla Nº3.
TABLA N°3
Tubo
Tipo y cantidad de Solución
agregada a la Solución inicial
Observaciones
A Sin agregarle nada, muestra
de comparación
B 10 gotas
FeCl3 0,15 M
C 10 gotas
KSCN 0,90 M
D
10 gotas
NaOH 0,60 M
E 10 gotas
K4[Fe(CN)6] 0,1M
El equilibrio involucrado es:
Fe 3+ (ac) + SCN- (ac)  Fe(SCN)2+ (ac)
Amarillo incoloro rojo intenso
Las reacciones D y E, son reacciones laterales, representan por:
FeCl3 (ac) + 3NaOH (ac) → Fe(OH)3 (s) + 3 NaCl(ac) amarillo incoloro
pp pardo rojiso incoloro
3 K4[ Fe(CN)6] (ac) + 4 FeCl3(ac) → Fe4[ Fe(CN)6]3(s) + 12 KCl(ac)

7. Amarillo suave amarillo azul intenso incoloro
Experimento Nº4: Diferentes efectos en equilibrios que presenta el ion
cúprico
1. Agregarle 30 gotas de CuSO4 x 5 H2O 0,3 mol/L, con una pipeta Pasteur, en 5 tubos rotulados
como A, B, C, D y E
Usando una pipeta Pasteur limpia y seca agregue las siguientes muestras ensayo a las
soluciones anteriores, indicadas en la Tabla Nº4, si es necesario agregue una mayor cantidad,
hasta notar un cambio.
TABLA N°3
Tubo
Tipo y cantidad de Solución
agregada a la Solución inicial
Observaciones
A Sin agregarle nada, muestra
de comparación
B Cristales de NaCl
Agitar
C 1 a 2 gotas
de solución de NH4OH al 20%
Agitar
D 26 gotas más
solución de NH4OH al 20%
Agitar
E
Gotas de HCl concentrado a
la solución ( I )
Anote sus observaciones en la Tabla Nº4.
Los equilibrios involucrados son:

8. [Cu(H2O)4]2+
(ac) + 4 Cl-
(ac)  [CuCl4]2-
ac) + 4H2O (l)
Azul suave verde suave
[Cu(H2O)4]2+
(ac) + 2 OH-
(ac)  Cu(OH)2 (s) + 4H2O (l)
Azul suave precipitado
celeste
[Cu(H2O)4]2+
(ac) + 4NH3  Cu(NH3)4
2+
(ac) + 4Cl-
(ac)
verde suave azul intenso
2. A la solución azul ( D ), adicionele gota a gota acido clorhidrico concentrado y observar el cambio
de color.
DISCUSION
En la “Pauta de informe” que se le entregará deberá incluir los siguientes aspectos. Por tanto,
debe “estudiar los conceptos que se usarán”.
Experimento Nº1 al 4 :
Justifique mediante los equilibrios planteados, las observaciones de cada experimento.

9. LABORATORIO QUI 105
INFORME DE LABORATORIO N° 4
Equilibrio químico, principio de Le Chatelier
Profesores: ________________________________________________________
Nombre de alumnos: ________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
1. Experimento Nº1:
a) Plantee la ecuación iónica de la reacción en equilibrio del ion, dicromato, Cr2O7
-2
, con hidróxido de
sodio, NaOH, para dar el ion cromato,CrO4
-2
. Escribala expresión de la constante de equilibrio para
esta reacción y explique los cambios de color en el equilibrio planteado.
b) Para el equilibrio, Cr2O7
-2
/ CrO4
-2
explique brevemente lo que sucede al agregarle:
i) Solución de NaOH (Explique cambios de color)
ii) Solución de HCl (Explique cambios de color
Indique hacia donde se desplaza el equilibrio. { punto 1 (a) }. Fundamente su respuesta
NOTA

10. 2. Experimento Nº2:
a) Plantee la ecuación iónica de la reacción en equilibrio del ion cobalto (II) hexahidratado, [Co(H2O)6]2+
,
con calor y Cl-
, para dar el ion deshidratado de cobalto (II), [CoCl4]2-
. Escriba la expresión de la
constante de equilibrio para esta reacción y explique los cambios de color en el equilibrio planteado.
b) Para el equilibrio, [Co(H2O)6]2+
/ [CoCl4]2-
, explique lo que sucede:
i) Con calor
ii) Enfriarlo
Indicando hacia donde se desplaza el equilibrio. { punto 2 (a) }. Fundamente su respuesta
3. Experimento Nº3:
a) Plantee la ecuación iónica de la reacción en equilibrio del ion férrico, Fe+3
con el ion tiocinato, SCN-
, para dar tiocianato férrico, Fe(SCN)2+
. Escriba la expresión de la constante de equilibrio para esta
reacción y explique los cambios de color en el equilibrio planteado.
b) Para el equilibrio, Fe+3
+ SCN-
, / Fe(SCN)2+
, { punto 3 (a) } explique brevemente lo que sucede al
agregarle:

11. i) Solución del ion férrico, Fe+3
. Indicando hacia donde se desplaza el equilibrio (Explique los
cambios de color)
ii) Solución del ion tiocianato, SCN-
. Indicando hacia donde se desplaza el equilibrio (Explique
los cambios de color)
iii) Solución del ion hidróxido, OH-
. Indicando hacia donde se desplaza el equilibrio (Explique los
cambios de color). Detalle que reacción ocurre entre el Fe+3
con el OH-
, que permite que se
desplace el equilibrio.
iii) Solución del ion ferrocianuro [Fe(CN)6]-4-
. Indicando hacia donde se desplaza el equilibrio
(Explique los cambios de color). Detalle que reacción ocurre entre el Fe+3
con el [Fe(CN)6]-4
,
que permite que se desplace el equilibrio.

12. 4. Experimento Nº4:
a) Plantee la ecuación iónica de la reacción en equilibrio del ion cúprico [Cu(H2O)4]2+ con cloruro de
sodio, NaCl, para dar el ion [CuCl4]2-
. Escriba la expresión de la constante de equilibrio para esta
reacción y explique los cambios de color en el equilibrio planteado.
b) Plantee la ecuación iónica de la reacción en equilibrio del ion cúprico [Cu(H2O)4]2+ gotas 2 gotas
de NH4OH concentrado (solución de amoniaco) para dar un precipitado de Cu(OH)2. Escriba la
expresión de la constante de equilibrio para esta reacción y explique los cambios de color en el
equilibrio planteado.
c) Plantee la ecuación iónica de la reacción en equilibrio del ion cúprico [Cu (H2O)4]2+ gotas más de
26 gotas de NH4OH concentrado (solución de amoniaco) para dar el complejo. Escriba la expresión
de la constante de equilibrio para esta reacción y explique los cambios de color en el equilibrio
planteado.
Indique hacia donde se desplaza el equilibrio, al agregarle ácido clorhídrico en la solución 4 (c)
(Explique el cambio de color).