Overview
Fuente: Laboratorio del Dr. Lynne O'Connell, Boston College
Cuando se alteran las condiciones de un sistema en equilibrio, el sistema responde de una manera que mantener el equilibrio. En 1888, Henri-Lewis Le Châtelier describió este fenómeno en un principio que dice, "Cuando un cambio de temperatura, presión o concentración perturba un sistema en equilibrio químico, el cambio va ser contrarrestado por una alteración en la composición de equilibrio."
Este experimento demuestra el principio de Le Châtelier en el trabajo en una reacción reversible entre el ion hierro (III) y el ion tiocianato, que produce iones de hierro (III) thiocyante:
Fe3 +(aq) + SCN– (aq) 
FeSCN2 + (aq)
La concentración de uno de los iones se altera directamente añadiendo una cantidad de una de iones a la solución o selectivamente quitar un ion de la solución a través de la formación de una sal insoluble. Las observaciones de los cambios de color indican si el equilibrio se ha desplazado para favorecer la formación de los productos o los reactantes. Además, el efecto de un cambio de temperatura en la solución de equilibrio puede observarse, que conduce a la posibilidad de concluir si la reacción es exotérmica o endotérmica.
Principles
Para comprender plenamente el principio de Le Châtelier, es considerada una reacción reversible del tipo expresado por la siguiente ecuación química:
aA + bB 
cC + dD
Esta reacción en realidad consta de dos procesos que compiten: la reacción hacia delante, en el que los productos C y D se forman de los reactivos y la reacción inversa, en la que los reactantes A y B se forman de los productos. Cuando las tasas de estos dos procesos igualan entre sí, no es ningún cambio neto en la concentración de los productos o los reactantes y la reacción se dice que en el equilibrio. La relación de las concentraciones de equilibrio de los productos a las concentraciones de equilibrio de los reactivos es una constante, como se muestra en la siguiente ecuación:
donde Kc es la constante de equilibrio. Los soportes de expresar las concentraciones de las distintas especies y las letras minúsculas representan el número de moles de cada sustancia en la ecuación balanceada. En el caso de la reacción entre los iones hierro (III) y tiocianato que se mostró anteriormente, la constante de equilibrio es:
Cuando se altera la concentración de un reactivo o un producto en una solución de equilibrio, las concentraciones de las otras especies deben cambiar para mantener la relación constante de productos a reactivos. Estos cambios se conocen como "cambios" en el equilibrio. El equilibrio puede cambiar de puesto a la izquierda, lo que significa que procede en sentido inverso y las concentraciones del aumento reactantes, o cambiar a la derecha, lo que significa que procede en la dirección de avance y las concentraciones del aumento de los productos. En la reacción entre los iones hierro (III) y tiocianato, un desplazamiento a la izquierda significaría la formación de iones hierro (III) y tiocianato de más, mientras que un cambio a la derecha significa formación de hierro (III) más iones de tiocianato.
La constante de equilibrio depende de la temperatura; por lo tanto, un cambio en la temperatura de una solución de equilibrio también puede resultar en un cambio hacia la derecha o izquierda, dependiendo de si la reacción es exotérmica o endotérmica. Para una reacción exotérmica, el calor generado por la reacción puede ser representado como que residen en el lado del producto de la ecuación, ya que el calor es producido junto con los productos:
aA + bB cC + dD + calor
Si se agrega calor al sistema mediante el aumento de la temperatura, el equilibrio se desplaza a la izquierda, y aumentan las concentraciones de los reactantes. Para una reacción endotérmica, la adición de calor daría como resultado un cambio a la derecha.
aA + bB + calor cC + dD
En este caso, las concentraciones de los reactantes aumentaría con el aumento de temperatura.
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Procedure
1. preparación de las soluciones de equilibrio de tiocianato de hierro (III)
- Coloque 1 gota de solución de 1 M Fe (NO3)3 en un tubo de ensayo y diluir con 2 mL de agua. Coloque 1 gota de 1 M KSCN en otro tubo de ensayo y diluir con 2 mL de agua. Estos dos tubos de ensayo sirven como controles para comparar contra los otros tubos de ensayo.
- Coloque 1 gota de solución de 1 M Fe (NO3)3 en un tubo de ensayo.
- Añadir 1 gota de KSCN de 1 M para el tubo de ensayo.
- Añadir 16 mL de agua al tubo de ensayo y mezclar bien el contenido.
- Registrar las observaciones.
- Dividir la mezcla en porciones de 2 mL en tubos de ensayo 8. Uno de los tubos de prueba permanece intacta y sirve como un control de FeSCN2 + . Número de los otros tubos de ensayo 1-7.
2. adición de hierro (III) y los iones tiocianato a la solución de equilibrio
- Para tubo de ensayo 1, añadir 1 gota de solución de 1 M Fe (NO3)3 .
- Agitar para mezclar y grabar las observaciones.
- Para tubo de ensayo 2, añadir 1 gota de solución de KSCN al 1.
- Agitar para mezclar y grabar las observaciones.
3. adición de nitrato de plata a la solución de equilibrio
- Para tubo de ensayo 3, añadir 3 gotas de solución de 0.1 M AgNO3 .
- Agitar para mezclar y grabar las observaciones.
- Añadir 3 gotas de 1 M de Fe (NO3)3 al tubo de ensayo.
- Agitar para mezclar y grabar las observaciones.
- Para tubo de ensayo 4, añadir 3 gotas de solución de 0.1 M AgNO3 .
- Agitar para mezclar y grabar las observaciones.
- Añadir 3 gotas de KSCN de 1 M para el tubo de ensayo.
- Agitar para mezclar y grabar las observaciones.
4. adición de fosfato de potasio a la solución de equilibrio
- Para tubo de ensayo 5, añadir 3 gotas de solución de 0,5 M K3PO4 .
- Agitar para mezclar y grabar las observaciones.
- Añadir 3 gotas de 1 M de Fe (NO3)3 al tubo de ensayo.
- Agitar para mezclar y grabar las observaciones.
- Al tubo 6, agregar 3 gotas de solución de 0,5 M K3PO4 .
- Agitar para mezclar y grabar las observaciones.
- Añadir 3 gotas de KSCN de 1 M para el tubo de ensayo.
- Agitar para mezclar y grabar las observaciones.
5. cambio de la temperatura de la solución de equilibrio
- Coloque el tubo de prueba de 7 en un baño de agua de 70 – 80 ° C durante 1 – 2 minutos.
- Comparar la solución caliente a la solución en el tubo de ensayo sin calefacción (FeSCN2 + control) y registrar las observaciones.
- Recoger el contenido de tubos de ensayo 3 y 4 en los residuos de laboratorio frasco etiquetado "plata". Verter el contenido de todos los otros tubos de ensayo por el desagüe.
Según el principio de Le Châtelier, si el equilibrio de un sistema es perturbado por el estrés, el sistema cambiará para compensar.
Cuando un sistema químico está en equilibrio, no es ningún cambio neto en la concentración de sus reactivos o productos. Si cualquier parámetro, como concentración o temperatura, se altera, el equilibrio se disturba.
El sistema se reajusta al cambiar la dirección de la reacción hasta que se alcance un nuevo equilibrio.
Este video demostrará el principio de Le Châtelier, mostrando la influencia de la concentración y la temperatura en las reacciones químicas en el equilibrio.
Reacciones químicas reversibles consisten en dos procesos que compiten: la reacción hacia delante y la reacción reversa. Cuando estos dos procesos ocurren a la misma velocidad, el sistema está en equilibrio. Principio de le Châtelier establece que, cuando es un sistema en equilibrio, se desplazará para contrarrestar la perturbación.
Por ejemplo, si se aumenta la concentración de una especie de reactivo en una solución de equilibrio, el equilibrio se desplazará hacia los productos, aumentando la velocidad de la reacción hacia delante. Finalmente, el sistema alcanzará un nuevo equilibrio.
Temperatura también puede ser considerada como un componente de reacción. En las reacciones exotérmicas, se libera calor, convirtiéndolo en un producto. En las reacciones endotérmicas, el calor es absorbido de los alrededores, lo que es un reactivo. Así, agregando o quitando calor alterará el equilibrio y el sistema ajustará.
La reacción iónica de hierro (III) examinará este experimento con tiocianato para formar un complejo de tiocianato de hierro (III). El producto es de color rojo, mientras que los reactivos son amarillo o incoloro, que permite cambios en el equilibrio se observa visualmente.
Las concentraciones de estos componentes se verá alteradas por cualquiera de los dos iones directamente agregando a la solución, o quitándolos selectivamente a través de la formación de sales insolubles. También se observará el efecto de un cambio de temperatura en esta solución.
Ahora que usted comprende el principio de Le Châtelier, estás listo para comenzar el procedimiento.
Para comenzar el procedimiento, coloque una gota de solución de nitrato de hierro de 1 M en un tubo de ensayo. Coloque una gota de solución de tiocianato de potasio de 1 M en un segundo tubo de ensayo. Diluir con 2 mL de agua. Estos dos tubos servirán como testigos para el resto del experimento.
A continuación, en un nuevo tubo, agregar una gota de cada solución. Añadir 16 mL de agua y mezclar bien. Registrar las observaciones.
Dividir esta mezcla en porciones de 2 mL en tubos de ensayo etiquetados siete. Apartar el tubo inicial como un control de tiocianato de hierro.
A continuación añadir reactivos a los tubos del 1 al 6 según la tabla 2 a continuación. Agitar para mezclar cada vez que una especie se añade y registrar las observaciones.
Coloque el tubo de ensayo 7 en un baño de agua caliente durante 1 – 2 minutos comparar la solución caliente para el control de tiocianato de hierro y registrar las observaciones.
En las soluciones 1 y 2, el color rojo se intensificó como aumentó la concentración de los reactantes. Esto indica que el equilibrio se desplaza hacia la derecha, conduciendo a la producción de más tiocianato de hierro (III).
Las soluciones de nitrato de plata que se convirtió en incoloras y formaron un precipitado. La adición de ion tiocianato provocó el color rojo aparecer. El color rojo no reaparecer cuando iones de hierro fue agregado. De estas observaciones, se puede concluir que el ion tiocianato fue quitado selectivamente de la solución en el precipitado. Como disminución de su concentración, el equilibrio cambia de puesto hacia la izquierda. Agregar iones tiocianato en solución causado el equilibrio al desplazar hacia la derecha.
Las soluciones que recibieron fosfato de potasio se observan desaparecer y convertirse en amarillo. Cuando aumentó la concentración de iones de hierro, volvió a aparecer el color rojo y la solución se convirtió en nublado. Aumento de la concentración de iones de tiocianato no tuvo efecto. Así, se puede deducir que el hierro fue eliminado selectivamente de la solución para formar una sal de fosfato de hierro, haciendo que el equilibrio a la izquierda. La sal de fosfato de hierro finalmente precipitado fuera de solución cuando más hierro fue agregado, y cambió de puesto el equilibrio hacia la derecha.
El color rojo de 7 solución se descoloró a la naranja como la temperatura aumentó. Este desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda indica que la reacción es exotérmica, y que el calor se genera cuando se forma el producto de tiocianato de hierro.
El concepto de cambio de equilibrio tiene varias aplicaciones en una amplia gama de campos científicos.
Principio de le Châtelier explica por qué soluciones amortiguadoras resisten al cambio de pH. En este ejemplo, se utilizó una solución de tampón de acetato de sodio para mantener un pH casi constante.
En solución acuosa, disociación del ácido es una reacción reversible donde los aniones se disocian de los iones de hidrógeno. Soluciones tampón a menudo son una mezcla de equilibrio de los iones de hidrógeno disociados, un ácido débil y su anión, también conocido como su base conjugada.
Si se agrega un ácido fuerte, se disocia totalmente, aumentando la concentración de los iones de hidrógeno en solución. El equilibrio de la reacción ácida débil se desplaza a la izquierda en respuesta, reducción de la concentración de iones de hidrógeno hasta alcanzar un nuevo equilibrio. Debido a esto, las soluciones tampón se utilizan como un medio de mantener el pH a un valor casi constante en una amplia variedad de aplicaciones químicas.
Polimerización, el proceso de reaccionar las moléculas juntos a cadenas de polímero de forma, es esencial para la división celular bacteriana. En este ejemplo, principio de Le Châtlelier se observó mediante la realización de ensayos de sedimentación de FtsZ en diversas condiciones. Búferes de nueve fueron creados, cada uno con valores de pH y únicas composiciones. Polimerización era inducida, entonces controlada por dispersión de la luz de la ángulo de 90°. Se encontró que el pH y la composición del tampón afectaron polimerización, como cada uno proporciona un factor estresante que cambió el equilibrio de la reacción.
Finalmente, el principio de Le Châtlelier puede utilizarse en la producción y recuperación de materiales en las reacciones orgánicas. En este ejemplo, el amonio fue recuperado de arroyos ricos en nitrógeno.
La secuencia fue pasada a través de un sistema electroquímico, el agua se oxida y que permite la separación de los iones de amonio. Estos iones entonces se sometieron a pH alto, cambiando su equilibrio y la conversión de amonio a amoniaco volátil de conducción.
Esto capturó amoníaco entonces pasó a través de una columna de stripping y absorción para atrapar el amoníaco en medio ácido, cambiando el equilibrio en la otra dirección.
Sólo ha visto la introducción de Zeus a la influencia de la temperatura y la concentración en reacciones según el principio de Le Châtelier. Ahora debe entender el concepto de equilibrio, hará cambios en la concentración cambia de puesto, y que el calor puede considerarse como un componente de reacción.
¡Gracias por ver!
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Results
Observaciones de las soluciones iniciales y la mezcla de las dos soluciones pueden verse en la tabla 1.
Observaciones de las mezclas de equilibrio con la adición de diversos reactivos pueden verse en la tabla 2.
Observación cuando la temperatura es cambiada: en tubo de ensayo 7, la solución se vuelve más anaranjado en color (menos rojo, más amarillo) cuando se calienta.
En tubos de ensayo 1 y 2, cuando nitrato de hierro (III), que contiene un reactivo, se agregó a la solución de equilibrio, intensifica el color rojo de la solución. Esta observación indica que el equilibrio se desplaza hacia la derecha como la concentración del producto, iones de tiocianato de hierro (III), aumentó. Del mismo modo, cuando sulfocianuro de potasio, que contiene el otro reactivo, se agregó a la solución de equilibrio, intensificó el color rojo de la solución. Esta observación indica también que el equilibrio se desplaza hacia la derecha como la concentración del producto aumentado.
En tubos de ensayo 3 y 4, cuando el nitrato de plata (AgNO3) se agregó a la solución de equilibrio, se desvaneció el color rojo del producto y la solución se convirtió en incolora. Esta observación indica que el equilibrio cambió de puesto a la izquierda como la concentración de reactantes aumenta. Además, se observó un precipitado. El color rojo reaparecieron sobre adición de ion tiocianato (SCN–). Esta observación indica que el equilibrio se desplaza hacia la derecha como la concentración del producto aumentado. El color rojo no reaparecer al ion hierro (III) (Fe3 +) fue agregado.
De estas observaciones, se puede concluir que tiocianato de plata (AgSCN) fue el precipitado que se forma cuando el nitrato de plata se añadió a la solución de equilibrio. La formación de este sólido es responsable de la turbiedad en ambos tubos de ensayo. Cuando el ion tiocianato fue extraído de la solución por precipitación, el equilibrio cambia de puesto a la izquierda, porque se había reducida la concentración de uno de los reactantes. Cuando más iones de tiocianato se agregó entonces, el equilibrio cambia de puesto hacia la derecha para volver a establecer la relación de equilibrio de las concentraciones de nuevo formando tiocianato de hierro (III). La adición de más iones de hierro (III) desplazar el equilibrio hacia la derecha, porque el ion tiocianato había sido removido de la solución de sulfocianuro de plata precipiten y ya no estaba disponible para reaccionar con el hierro (III) para formar el ion tiocianato de hierro (III).
En tubos de ensayo 5 y 6, cuando ion de fosfato de potasio (K3PO4) se agrega a la solución de equilibrio, se desvaneció el color rojo de los productos y la solución se convirtió en amarillo. Esta observación indica que el equilibrio cambió de puesto a la izquierda como la concentración de reactantes aumenta. El color rojo reaparecieron sobre adición de ion hierro (III) (Fe3 +). Esta observación indica que el equilibrio se desplaza hacia la derecha como la concentración del producto aumentado. Además, se observó un precipitado. El color rojo no reaparecer cuando el ion tiocianato (SCN–) fue agregado.
De estas observaciones, se puede concluir que la sal de hierro (III) fosfato (FePO4) fue formado cuando fosfato de potasio fue agregado a la solución de equilibrio. Cuando el ion hierro (III) fue extraído de la solución por la formación de esta sal, el equilibrio cambia de puesto a la izquierda, porque se había reducida la concentración de uno de los reactantes. Cuando más iones de hierro (III) entonces fue agregado, el equilibrio cambia de puesto hacia la derecha para volver a establecer la relación de equilibrio de concentraciones mediante la re-formación de thiocyante de hierro (III). Aunque no hay nubosidad fue detectada por la vista cuando el ion fosfato se agregó inicialmente, una nubosidad aparecieron cuando el ion hierro (III) posteriormente fue agregado, que es la sal de fosfato de hierro (III) sólido. La adición de más iones de tiocianato desplaza el equilibrio hacia la derecha, porque el ion hierro (III) había sido quitado de la solución en forma de sal de fosfato de hierro (III) y ya no estaba disponible para reaccionar con el ion tiocianato para formar el ion tiocianato de hierro (III).
En tubo de ensayo 7, ya que la temperatura aumentada, el color rojo de los productos que se desvaneció, indicando un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda como se formaron los más reactivos. Esta observación lleva a la conclusión de que la reacción es exotérmica. Para una reacción exotérmica, el calor generado por la reacción reside en el lado del producto de la ecuación:
Fe3 + + SCN– FeSCN2 + calor
Cuando calor fue agregado al sistema (por aumento de la temperatura), el equilibrio cambió de puesto a la izquierda.
| Solución | Observación |
| Fe (NO3)3 | Amarillo, claro |
| KSCN AL | Incoloro, claro |
| Fe(SCN)2 + | Naranja-rojo, claro |
Tabla 1. Observaciones de las soluciones iniciales y la mezcla de las dos soluciones.
| Probeta # | Primer reactivo | Observación de la solución de equilibrio | Segundo reactivo | Observación de la solución de equilibrio |
| 1 | Fe (NO3)3
|
Rojo, claro | — | — |
| 2 | KSCN AL
|
Rojo, claro | — | — |
| 3 | AgNO3 (incoloro, claro) | Incoloro (blanco), nublado | Fe (NO3)3 | Amarillo, todavía nublado |
| 4 | AgNO3 | Incoloro (blanco), nublado | KSCN AL | Naranja-rojo, todavía nublado |
| 5 | K3PO4 (incoloro, claro) | Amarillo, claro | Fe (NO3)3 | Naranja-rojo, nublado |
| 6 | K3PO4 | Amarillo, claro | KSCN AL | Amarillo, todavía |
Tabla 2. Observaciones de las mezclas de equilibrio con la adición de diversos reactivos.
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Applications and Summary
Principio de le Châtelier es en el trabajo en los cuerpos humanos. Oxígeno es transportado desde los pulmones a los músculos y otros tejidos por una proteína llamada hemoglobina (Hb), que se encuentra en la sangre. La molécula de oxígeno se une a esta proteína en una reacción reversible que puede ser descrita por una ecuación de equilibrio:
HB + 4 O2 Hb (O2)4
En los pulmones, la presión parcial de oxigeno gaseoso es elevada (del orden de 100 torr). El equilibrio se desplaza a la derecha en este entorno, y las moléculas de oxígeno se unen a moléculas de hemoglobina hasta que la proteína está saturada con oxígeno. Cuando este saturado la hemoglobina alcanza las células del tejido muscular, donde la presión de oxígeno es mucho menor, el equilibrio se desplaza a la izquierda, y el oxígeno es liberado. Si el músculo está en reposo, la presión de oxígeno es de unos 30 torr, y aproximadamente el 40% del oxígeno es liberado. Cuando el músculo está activo, los rangos de presión de oxígeno de 3 a 18 torr y alrededor del 85% del oxígeno se libera para satisfacer la mayor demanda metabólica.
Otro ejemplo fisiológico de un sistema de equilibrio consiste en la regulación del pH de la sangre. Dióxido de carbono en la sangre reacciona reversiblemente con agua para producir ácido carbónico que se disocia para producir iones hidronio y bicarbonato:
CO2 (aq) + H2O (l) H2CO3 (aq) H3O+ (aq) + HCO3–(aq)
Durante el ejercicio, la cantidad de dióxido de carbono producido por las células aumenta como resultado de la alta actividad metabólica. El incremento de la concentración de dióxido de carbono en la sangre causa un cambio a la derecha en este equilibrio para producir más ácido carbónico. Cuando esto sucede, el nivel de pH de la sangre disminuye medida que aumenta la concentración de iones hidronio. Una de las respuestas del cuerpo a este desequilibrio en el pH de la sangre es aumentar la tasa de respiración para más dióxido de carbono es exhalado por los pulmones, cambiando así el equilibrio hacia la izquierda y elevando el pH a niveles normales.
Principio de le Châtelier también debe tenerse en cuenta en muchos procesos industriales. El amoníaco es un importante producto químico utilizado en fertilizantes, agentes de limpieza y como un bloque de edificio en reacciones orgánicas sintéticas. La producción industrial de amoníaco se logra mediante el proceso de Haber, que se basa en la reacción reversible entre el hidrógeno y el nitrógeno:
3 H2 (g) + N2 (g) 2 NH3 (g)
Con el fin de optimizar la producción de amoniaco, la reacción se ejecuta a alta presión, generalmente alrededor de 200 atm. Hay 4 moles de gas en el lado izquierdo de la ecuación y 2 moles de gas en el lado derecho. Principio de le Châtelier establece que un aumento de la presión en el sistema cambia de puesto el equilibrio hacia la derecha, porque el volumen de 2 moles de gas es menor que el volumen de 4 moles de gas. Presión y volumen son directamente proporcionales, un cambio para reducir el volumen reduce también la presión y el sistema vuelve al equilibrio. Además, el proceso consiste en licuar el gas de amoniaco en un condensador, por lo que se extrae de la cámara de reacción. Esta disminución de amoniaco también cambia de puesto el equilibrio hacia la derecha, maximizando la cantidad de amoníaco producido.
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