Constante de Equilibrio y Principio de Le Chatelier
(Equilibrios ácido–base e indicadores)
1. Introducción
El equilibrio químico es
un estado dinámico en el que las reacciones directa e inversa ocurren
simultáneamente a la misma velocidad, de modo que las concentraciones
macroscópicas de reactivos y productos permanecen constantes. En sistemas
ácido–base, el equilibrio se describe mediante constantes como Ka, Kb y Kw, que
cuantifican la tendencia de un ácido o base a ionizarse.
El principio de Le
Chatelier establece que si un sistema en equilibrio es perturbado (por cambios
de concentración, entre otros), el sistema se ajusta desplazando el equilibrio
para oponerse a dicha perturbación.
En esta práctica se
prepararán soluciones de trabajo y se observarán desplazamientos del equilibrio
ácido–base mediante indicadores, comparando la respuesta del agua frente a una
solución amortiguadora (buffer). También se observará el equilibrio asociado al
bicarbonato y la liberación de CO₂ al adicionar ácido.
2. Objetivo general
Verificar
experimentalmente el principio de Le Chatelier en equilibrios ácido–base y
relacionar los cambios observados con el concepto de constante de equilibrio.
3. Objetivos específicos
•
Definir equilibrio químico y equilibrio ácido–base.
•
Preparar soluciones de concentración conocida para
trabajo experimental.
•
Observar desplazamientos del equilibrio usando
indicadores ácido–base.
•
Comparar el cambio de pH en agua y en un buffer
ante adición de ácido o base.
•
Interpretar la efervescencia del bicarbonato con
ácido aplicando Le Chatelier.
4. Fundamento teórico
Un indicador ácido–base
puede representarse como un ácido débil:
HIn ⇌ H⁺ + In⁻
La forma HIn y la forma
In⁻ presentan colores diferentes. Al aumentar [H⁺] (medio ácido) se favorece
HIn; al disminuir [H⁺] (medio básico) se favorece In⁻.
Los sistemas
amortiguadores (buffer) contienen un par ácido débil/base conjugada y resisten
cambios de pH. Al agregar ácido, la base conjugada lo consume; al agregar base,
el ácido débil la neutraliza.
El bicarbonato en agua
participa en el equilibrio:
CO₂(ac) + H₂O(l)
⇌ H₂CO₃(ac) ⇌ H⁺(ac) + HCO₃⁻(ac)
Al adicionar H⁺, el equilibrio se desplaza formando H₂CO₃ y CO₂, observable
como efervescencia.
5. Materiales y
reactivos
Materiales
•
Tubos de ensayo
•
Gradilla
•
Pipetas o goteros
•
Probeta (10 mL o 25 mL)
•
Vaso de precipitados (100–250 mL)
•
Varilla de agitación
•
Frasco lavador con agua destilada
Reactivos disponibles
(concentraciones de trabajo recomendadas)
•
Ácido clorhídrico (HCl): 0.10 M
•
Hidróxido de sodio (NaOH): 0.10 M
•
Hidróxido de amonio (NH₄OH): 0.10 M (preparado por
dilución)
•
Carbonato ácido de sodio / bicarbonato de sodio
(NaHCO₃): 0.10 M
•
Cloruro de sodio (NaCl): 0.50 M
•
Buffer pH 7.00: solución comercial (sin diluir)
•
Indicadores: fenolftaleína (1%), azul de bromotimol
(0.04%), rojo fenol (0.02%)
•
Agua destilada
6. Preparación de
soluciones (por equipo)
Todas las soluciones
deben prepararse con agua destilada, rotularse (nombre, concentración, fecha y
equipo) y conservarse tapadas.
6.1 Cálculos guía (M =
n/V)
• Masa (g) = Molaridad
(mol/L) × Volumen (L) × Masa molar (g/mol)
• Para diluciones: M₁V₁
= M₂V₂
6.2 Preparación de
soluciones desde sólidos (recomendado para estudiantes)
|
Solución |
M (mol/L) |
Volumen a preparar |
Masa molar |
Masa a pesar |
|
NaOH |
0.10 |
100 mL (0.100 L) |
40.00 g/mol |
0.40 g |
|
NaHCO₃ |
0.10 |
100 mL (0.100 L) |
84.01 g/mol |
0.84 g |
|
NaCl |
0.50 |
100 mL (0.100 L) |
58.44 g/mol |
2.92 g |
Procedimiento general (para NaOH, NaHCO₃ y NaCl):
1)
Pesar la masa indicada en un vidrio de reloj o
papel de pesar.
2)
Transferir al vaso de precipitados y disolver con
50–70 mL de agua.
3)
Pasar cuantitativamente a un matraz aforado de 100
mL (si se dispone). Si no hay matraz, usar probeta y completar a 100 mL.
4)
Homogeneizar y rotular.
7. Procedimiento
experimental
Parte A: Equilibrio del
indicador (HIn ⇌ H⁺ + In⁻)
1)
Rotule tres tubos: A1, A2 y A3.
2)
Coloque 5 mL de agua en cada tubo.
3)
Añada 3 gotas de azul de bromotimol a cada tubo y
agite.
4)
En A1 agregue 1 mL de HCl 0.10 M y agite.
5)
En A2 agregue 1 mL de NaOH 0.10 M y agite.
6)
A3 se mantiene como control.
7)
Registre color final y explique el desplazamiento
del equilibrio del indicador.
Parte B: Comparación
agua vs buffer (resistencia al cambio de pH)
1)
Rotule dos tubos: B1 (agua) y B2 (buffer).
2)
Coloque 5 mL de agua en B1 y 5 mL de buffer pH 7.00
en B2.
3)
Añada 3 gotas de azul de bromotimol en ambos.
4)
Agregue 1 mL de HCl 0.10 M a B1 y 1 mL de HCl 0.10
M a B2. Agite y compare el cambio de color.
5)
Repita en dos tubos nuevos (B3 agua, B4 buffer)
usando 1 mL de NaOH 0.10 M.
6)
Concluya cuál sistema resiste más el cambio y por
qué.
Parte C: Equilibrio
bicarbonato/ácido carbónico (CO₂) – Le Chatelier
1)
Rotule dos tubos: C1 y C2.
2)
Coloque 5 mL de NaHCO₃ 0.10 M en cada tubo.
3)
Añada 3 gotas de rojo fenol (o azul de bromotimol)
y agite.
4)
En C1 agregue 1 mL de HCl 0.10 M. Observe
efervescencia (CO₂) y el cambio de color.
5)
En C2 agregue 1 mL de NaOH 0.10 M. Observe el
cambio de color.
6)
Explique con Le Chatelier la formación de CO₂ en
C1.
8. Registro de datos
|
Experimento |
Condición (qué se añadió) |
Observaciones (color/efervescencia) |
Interpretación (desplazamiento del
equilibrio) |
|
A1 |
|
|
|
|
A2 |
|
|
|
|
A3 |
|
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|
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B1 |
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B2 |
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B3 |
|
|
|
|
B4 |
|
|
|
|
C1 |
|
|
|
|
C2 |
|
|
|
9. Resultados y análisis
•
Explique los colores observados en términos del
equilibrio del indicador.
•
Compare la magnitud del cambio de color en agua vs
buffer, justificando el papel amortiguador.
•
Explique la efervescencia al mezclar NaHCO₃ y HCl
mediante el equilibrio CO₂/HCO₃⁻.
•
Relacione cualitativamente la idea de constante de
equilibrio con la tendencia del sistema a desplazarse.
10. Conclusiones
Redacte conclusiones
sobre: (a) evidencia de equilibrio dinámico, (b) verificación de Le Chatelier,
(c) utilidad de buffers, y (d) ejemplo del bicarbonato como sistema en
equilibrio.
11. Cuestionario
1) Defina equilibrio
químico y explique por qué es dinámico.
2) Enuncie el principio
de Le Chatelier.
3) Explique por qué un
indicador cambia de color con el pH usando HIn ⇌ H⁺ + In⁻.
4) ¿Por qué el buffer
cambia menos de pH que el agua al agregar ácido o base?
5) Escriba el equilibrio
del bicarbonato/ácido carbónico y explique la efervescencia.
6) ¿Qué precauciones
deben tomarse al preparar soluciones de HCl y NaOH?
12. Normas de seguridad
• Usar bata, guantes y
gafas.
• HCl y NaOH son
corrosivos: evitar contacto con piel y ojos.
• NH₄OH es irritante y
desprende vapores: trabajar en zona ventilada.
• En diluciones: agregar
el ácido/base al agua lentamente.
• Desechar residuos
según normas del laboratorio (neutralizar si el docente lo indica).
13. Referencias
Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E.,
Murphy, C., Woodward, P., & Stoltzfus, M. (2018). Química: La ciencia
central (13.ª ed.). Pearson.
Chang, R., & Goldsby, K. (2016). Química
(12.ª ed.). McGraw-Hill.
Zumdahl, S. S., & Zumdahl, S. A. (2014). Chemistry (9th ed.). Cengage
Learning.
