PRÁCTICA DE LABORATORIO: Constante de Equilibrio y Principio de Le Chatelier (Equilibrios ácido–base e indicadores)

 

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
B1
B2
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.