121 Nora DM Chatelier R

5/11/2018 121 Nora DM Chatelier R - slidepdf.com

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Universidad Nacional Autónoma de

México

Facultad de Ciencias

Ciencias de la Tierra

Química General (Laboratorio)

Prof. Q. Gilberto González

Práctica 9 Principio de Le Châtelier.



Equipo. “La Jefecita tierra”

Alumno CalificaciónAguilón Álvarez Víctor Cresencio 10

Daher Moreno Nora Elena 9.9

Hernández Gaxiola Dannya 9.7

Peralta Barbosa José Oscar 9.8

Pérez Miguel Mariana Monserrat 9.6

Introducción.

Equilibrio químico.

El equilibrio químico es un estado de un sistema reaccionante en el que no se observan

cambios a medida que transcurre el tiempo, a pesar de que siguen reaccionando entre sí

las sustancias presentes. En la mayoría de las reacciones, los reactivos no se consumen

totalmente para obtener los productos deseados, sino porque llega un momento en el que

parece que la reacción ha concluido.

Principio de Le Chatelier

Si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores que influyen en el

mismo (temperatura, presión o concentración), el sistema evoluciona de forma que se

desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha variación. Cambios en latemperatura

Si en una reacción exotérmica aumentamos la temperatura cuando se haya alcanzado el

equilibrio químico, la reacción dejará de estar en equilibrio y tendrá lugar un

desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda (en el sentido en el que se absorbe



calor). Es decir, parte de los productos de reacción se van a transformar en reactivos

hasta que se alcance de nuevo el equilibrio químico.

Si la reacción es endotérmica ocurrirá lo contrario.

Adición o eliminación de un reactivo o producto

Consideremos el siguiente equilibrio químico:

CO(g) + Cl2(g) Û COCl2(g)

Para el que, a una cierta temperatura, se tiene:

Si se añade más cloro al sistema, inmediatamente después de la adición tenemos:

[Cl2]>[Cl2]eq1 [CO]=[CO]eq1 [COCl2]=[COCl2]eq1

Entonces:

Por tanto, el sistema no se encuentra en equilibrio. Para restablecer el equilibrio debe

aumentar el numerador y disminuir el denominador. Es decir, el sistema debe de

evolucionar hacia la formación del COCl2 (hacia la derecha).

Si disminuimos las concentraciones de CO, de Cl2 o de ambas, el equilibrio se desplaza

hacia la izquierda, ya que tiene que disminuir el numerador.



Un aumento de la concentración de os reactivos, o una disminución de los productos

hace que la reacción se desplace hacia la derecha. En cambio, una disminución de la

concentración de los reactivos, o un aumento de la concentración de los productos,

hacen que la reacción se desplace hacia la izquierda.

Efecto de cambios en la presión y el volumen

Las variaciones de presión sólo afectan a los equilibrios en los que intervienen algún gas

y cuando hay variaciones de volumen en la reacción.

En la reacción de formación del amoniaco, hay cuatro moles en el primer miembro y dosen el segundo; por tanto, hay una disminución de volumen de izquierda a derecha:

N2 (g) + 3 H2 (g) Û 2 NH3 (g)

Si disminuimos el volumen del sistema el efecto inmediato es el aumento de la

concentración de las especies gaseosas y , por tanto, de la presión en el recipiente. Dicho

aumento se compensa parcialmente si parte del N2 y del H2 se combinan dando NH3, pues así se reduce el número total de moles gaseosos y, consecuentemente, la presión

total. El equilibrio se desplaza hacia la derecha.

Si aumentamos el volumen ocurrirá todo lo contrario.

Equilibrios heterogéneos sólido- líquido.

Es aquel que consta de dos fases: una sólida y otra en disolución acuosa que contiene

iones que están presentes en la fase sólida. La reacción de precipitación se define como

aquellas que tienen lugar entre iones en disolución para formar sustancias insolubles

Equilibrio homogéneo.



Se refiere a todas las reacciones en las que todas las especies reaccionantes se

encuentran en la misma fase. Un equilibrio homogéneo se distingue cuando se establece

una fase ( una mezcla de gases, o una solución líquida).

Objetivos.

• Aplicar el principio de Le Chatelier en una reacción química

• Relacionar la variación de la temperatura con el equilibrio químico

de una reacción.

• Relacionar el efecto de la concentración de los reactivos o de los

productos en el desplazamiento del equilibrio en una reacciónquímica.

• Reconocer algunas características físicas por medio de las cuales,

se evidencia en un sistema cuando se perturba o se establece el

equilibrio químico.

Hipótesis.

1. “Al modificar la variable de temperatura en las reacciones en un sistema

heterogéneo, se observa que la tendencia será que se perturben los

reactivos, en cuanto a un sistema homogéneo, la tendencia será la

perturbación de ya sean los productos o reactivos, dependiendo de la fase

que se encuentre afectada”

2. Si alteramos nuestras reacciones utilizando calor u otro medio, entonces

el equilibrio de ésta tenderá a moverse.

3. Si aumentamos la concentración de iones H en el equilibrio cromato-

dicromato a partir del ión cromato, entonces la reacción se desplazará

hacia productos.



4. Si aumentamos la concentración de iones OH en el equilibrio cromato-

dicromato a partir del ión cromato, entonces la reacción se desplazará

hacia reactivos.

5. Si en una reacción aumentamos la temperatura cuando se haya alcanzado

el equilibrio químico, la reacción dejará de estar en equilibrio y tendrá

lugar un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda (en el sentido

en el que se absorbe calor). Es decir, parte de los productos de reacción

se van a transformar en reactivos hasta que se alcance de nuevo el

equilibrio químico y si la reacción es endotérmica ocurrirá lo contrario.

6. Si varía la concentración de un sistema que en principio esté en

equilibrio químico, en ese sistema variarán también las concentraciones

de sus componentes, el aumento de la concentración de cualquier

sustancia, dará lugar a que la reacción en equilibrio tienda a consumir

parte de la sustancia añadida, y puede logra una mayor concentración de

producto o de reactivos, estableciéndose un nuevo equilibrio con

diferentes concentraciones.

Procedimiento experimental

Material

10 tubos de ensayo

2 pipetas graduadas de 5 ml

2 propipetas

1 mechero Bunsen

1 tela de alambre de asbesto

1 Soporte universal



1 Termómetro

1 vaso de precipitado de 100 ml

1 gradilla

1 vaso de precipitado de 250 ml

1 cristalizador

1 pinza para tubo de ensayo

1 vortex

Reactivos

. Cromato de potasio (K 2CrO4) 0.10 M

. Dicromato de potasio (K 2Cr2O7) 0.10 M

. Hidróxido de sodio (NaOH) 6.0 M

. Ácido clorhídrico (HCl) 6.0 M. Nitrato de Bario ( Ba(NO3)2 ) 0.10 M

. Cloruro de cobalto hexahidratado (CoCl2 . 6H2O) 0.40 M

. Hielo

Metodología

EFECTO DEL CAMBIO EN LA CONCENTRACIÓN SOBRE EL EQUILIBRIO

HOMOGÉNEO EN SOLUCIÓN ACUOSA.

Procedimiento:

1. Colocar cinco tubos de ensayos limpios y secos en una gradilla y rotularlos en orden

del 1 al 5.

2. Adicionar 1.0 ml de solución de K2CrO4 0.1 M en los tubos 1, 2 y 4. Conservar el

tubo número 1 como solución patrón original. Observar y reportar su color.3. Adicionar cuatro gotas de solución de HCl 6.0 M al tubo 2. Agitar y reportar el

color de la solución resultante.

4. Tomar 0.5 ml de la solución del tubo 2 y colocar en el tubo 3. Conservar el resto de

la solución del tubo 2 como referencia.



5. Al tubo 3 adicionar cuatro gotas de solución de NaOH 6.0 M. Agitar y reportar el

color de la solución resultante.

6. Adicionar al tubo 4, cuatro gotas de solución de NaOH 6.0 M. Agitar y reportar el

color de la solución.

7. Tomar 0.5 ml de solución del tubo cuatro y colocar en el tubo 5. Conservar el resto

de la solución del tubo 4 como referencia.

8. Adicionar al tubo 5, cuatro gotas de de solución de HCl 6.0 M. Agitar y reportar el color

de la solución resultante.

9- Medir pH de cada muestra.

10. Reportar los datos en la Cuadro A.

CUADRO A. RESULTADOS EXPERIMENTO “A”. Efecto del cambio de

concentración en el equilibrio Homogéneo. Equilibrio cromato – dicromato a

partir del ión cromato (CrO4)2-

TUBO X mL

0.1M

Patró

X

mL

de

alícu

ota

de

Patró

n

HCl

6M

gotas

Color Na

OH

6M

got

as

pH

final

medid

o dar

valor

Estructura aniónica

presente de acuerdo

a la reacción

Observaciones

1 1 -- -- Amarillo 4 8 CrO42- Se habla del

reactivo puro.2 1 -- 4 Naranja 4 2 La reacción se

desplaza hacia

reactivos debido

a que existe un

incremente en la

concentración de

HCl en dicha

reacción.3 ---- 0.5

del

tubo

“2” Amarilloso 4 9 CrO42- La reacción se

desplazó hacia

reactivos debido



2 a que debido a

que hubo un

descenso en la

concentración

del HCl presente

originalmente en

el tubo 24 1 ---- 4 Amarillo 4 11 CrO4

2- La reacción se

desplaza hacia

reactivos debido

a que no existe

un incremento

en la

concentración de

HCl.5 ----- 0.5

del

tubo

4

4 Naranja “2” 3 La reacción se

desplaza hacia

productos, pues

incrementamos

la concentración

de HCl.Concen

tración

Molar

0.10 M 0.01

M

6 M 6 M ------- ------- ---------

1. Repite el procedimiento anterior, pero esta vez utilizando lasolución de dicromato de potasio K 2Cr2O7 0.10 M. Rotula los tubosde ensayo en esta ocasión como I, II, III, IV y V, con la finalidad dedistinguir los reactivos.

2. Reportar los resultados en la cuadro B.

3. cada una de las mismas.

CUADRO B. RESULTADOS EXPERIMENTO“A”. Efecto del cambio de concentración en el equilibrio Homogéneo. Equilibrio cromato – dicromato a partir del ión dicromato (Cr 2 O4)

2-

TUBO X mL

K2Cr

2O

7 0.1MPatrón

X mL dealícuota de Patrón

HCl 6M

gotas Color

NaOH 6M gotas

pH final medido dar valor

Estructura aninica presente de acurdo a la reacción

1 1 -- -- Amarillo -- CrO42-

2 1 -- 4

Amarillo

oscuro -- < 7 CrO4

2-

3 10.5 del tu

bo 2 2

Naranjaamarilloso

4 > 7 CrO42-

4 1 -- 3 Naranja 4 >7 CrO42-

5 10.5 del tu

bo 4 4

Naranjarojizo

2 <7 CrO42-



Cr

O

O

O

OK

K

Cr

O

O

O

OK

H

Cr

O

O

O

OK

K

Cr

O

O

O

OK

K

Cr

O+

O

O

OK

H

H

Cr

O

O

O

OK

K

Cr

O O

O

K

Cr

O

O

O

OK

H2O

Cromato Dicromato

amarillo anaranjado

Mecanismo de reacción

Cr

O

O

O

OK

K

Cr

O

O

O

OK

H

Cr

O

O

O

OK

K

Cr

O

O

O

OK

K

Cr

O

O

O

OK

H

Cr

O

- O

O

O

K

Cr

O O

O

K

Cr

O

O

O

OK

Cromato Dicromato

amarillo anaranjado

-

OH

H +

K +

H +

K +

H +

K +

H +

K +

Cr

O

O

OK

Cl

Cr

O O

O

K

Cl Cr

O O

O

H

Cr

O

O

O

OH

2 K +2H + 2 Cl

O

HH

+ -Cr

O O

O

K

Cr

O

O

O

OK

anaranjado

2 H

Dicromato

+

2 K+

Cr

O O

O

K

Cr

O

O

O

OK

Dicromato

anaranjado

2H + 2 Cl+ -

anaranjado

O

HH

Inog. Chem. 3, 1777 (1964); Ibid . 3, 1804 (1964).

Cr

O O

O

K

Cr

O

O

O

OK

Dicromato

anaranjado

2 K +

2H + 2 Cl+ -

O

HH

Cr

O O

O

Cr O O

O

Cr O

OCl

Cl

Cr

O

OCl

Cl2 K +

2H + 2 Cl+ -

O

HH

rojo obsc.



Cuadro A2. Efecto de la concentración sobre un equilibrio homogéneo.Ión (CrO4)2- Ión (Cr2 O7)2-

Tubo Solución Color Tubo Solución Color1 K 2CrO4 amarillo I K 2Cr2O7 anaranjad

o2 K 2CrO4 +

HCl 6.0 Mnaranjoso II K 2Cr2O7 +

HCl 6.0 MAnaranjado másopaco

3 K 2CrO4 +

HCl 6.0 M+ deNaOH 6.0M

Se tornade unnaranjaamarillento

III K 2Cr2O7

HCl 6.0 M+ deNaOH 6.0M

Se vuelveamarillocontendenciaa naranja

4 K 2CrO4 +

NaOH 6.0M.

amarilloso

IV K 2Cr2O7

+NaOH6.0 M.

amarillento

5 K 2CrO4 +

NaOH 6.0M + HCl6.0 M

Es másmarilloquenaranja

V K 2Cr2O7 +

NaOH 6.0M + HCl6.0 M

Naranjamásfuerte

Las tonalidades fueron variando siempre oscilando entre naranja y amarillo.

EFECTO DE LA TEMPERATURA SOBRE EL EQUILIBRIO QUÍMICOHOMOGÉNEO EN SOLUCIÓN ACUOSA.

Investiga en libros de química la reacción del equilibrio químico para el clorurode cobalto II.

CoCl

Cl

OH2

OH2OH2

OH2

OH2OH2

rosáceo

Co

Cl

Cl

azul

calor

+ 6 H2O

Procedimiento:



1. Colocar 5.0 ml de solución de CoCl2. 6H2O 0.10 M, en un vaso deprecipitado de 100 ml, limpio y seco.

2. Adicionar gotas de la solución de HCl 6.0 M, hasta que se verifique uncambio visible de color, aproximadamente a violeta.

Nota: A temperatura ambiente los iones Co(H2O)62- y (CoCl)2- se encuentra en

cantidades suficientes, para establecer un equilibrio observable físicamente a

través de la aparición del color violeta, el cual puede considerarse como la

suma del color rosado y el azul; ya que cuando prevalece la especie Co(H2O)62+

en el equilibrio, el color observado tiende a un rosa claro, pero cuando el ión

(CoCl)2- prevalece es azul.

3. Calentar a baño maría el vaso que conteniene el sistema de reacción,hasta que se verifique algún cambio. Registrar observaciones.

4. Dejar a temperatura ambiente nuevamente para que el sistemaregistre algún cambio. Observar y reportar.

5. Pasar al cristalizador con hielo el vaso de precipitado con el sistemade reacción. Registrar observaciones.

6. Reportar los resultados en la cuadro C.

Resultados.

Cuadro C. Efecto de la temperatura sobre un equilibrio homogéneo.

Sistema CoCl2.6H2O Temperat

ura

Coloración

A temperatura

ambiente

20.5ºC Morado

A baño maría 60ºC Azul

En hielo 2ºC Rosado

EFECTO DE LA CONCENTRACIÓN SOBRE UN EQUILIBRIO HETEROGÉNEODE PRECIPITACIÓN DE CROMATO DE BARIO (BaCrO4)

Se estudiará el siguiente sistema de reacción



K 2CrO4(ac) + Ba(NO3)2(ac) (completa lareacción)

Cr

O

O

O

OK

K

N+

O

O-

O

N+

O

O-

O

Ba+Cr

O

O

O

O

Ba +

N+

O

O-

O

K

N+

O

O-

O

K

Procedimiento:

1. En un tubo de ensayo poner 1.0 ml de solución de cromato de potasioK 2CrO4 0.10 M y adicionar lentamente 1.0 ml de solución de nitrato debario (Ba(NO3)2 ) 0.10 M. Agitar y reportar.

2. En un tubo de ensayo poner 1.0 ml de solución de cromato de potasioK 2CrO4 0.10 M y adicionar lentamente 1.0 ml de solución de nitrato de

bario (Ba(NO3)2 ) 0.10 M. Añadir cuatro o cinco gotas de solución dehidróxido de sodio (NaOH) 6.0 M, hasta observar algún cambio.Registra tus observaciones.

3. Agregar al tuvo anterior, gota a gota solución de HCl 6.0 M, hastaobservar algún cambio. Registra tus observaciones.

4. Reportar los resultados en la cuadro D.

Cuadro D. Efecto de la concentración sobre un equilibrio heterogéneo.Solución Color Número de fases

K 2CrO4 +Ba(NO3)2

Transparenteamarilloso,

precipitado blanco

2

K 2CrO4 +

Ba(NO3)2 +

NaOH

Transparente

amarilloso,

precipitado blanco

2

K 2CrO4( +

Ba(NO3)2 +HCl

Amarillo 1

Cuestionario



1. Con base en el principio de Le Chatelier y utilizando las ecuaciones

químicas respectivas, interpretar y explicar el comportamiento

observado en cada tubo correspondiente a los sistemas homogéneos,

cromato y dicromato. En cada caso identificar, el agente perturbador

del equilibrio y la dirección de desplazamiento del sistema hasta

alcanzar el nuevo equilibrio químico.

Equilibrio cromato-dicromato a partir del ión cromato

Figura1. Mecanismo de reacción del equilibrio cromato-dicromato

Cr

O

O

O

OK

K

Cr

O

O

O

OK

H

Cr

O

O

O

OK

K

Cr

O

O

O

OK

K

Cr

O+

O

O

OK

H

H

Cr

O

O

O

OK

K

Cr

O O

O

K

Cr

O

O

O

OK

H2 O

Cromato Dicromato

amarillo anaranjado

Mecanismo de reacción

Cr

O

O

O

OK

K

Cr

O

O

O

OK

H

Cr

O

O

O

OK

K

Cr

O

O

O

OK

K

Cr

O

O

O

OK

H

Cr

O

- O

O

O

K

Cr

O O

O

K

Cr

O

O

O

OK

Cromato Dicromato

amarillo anaranjado

-

OH

H +

K +

H +

K +

H +

K +

H +

K +

Tomando en cuenta únicamente el primer mecanismo de reacción mostrado en la figura

1, podemos notar que al agregar una solución ácida al cromato de potasio, entonces

se producirá dicromato de potasio. A continuación, se muestran dos reacciones querepresentan: la primera, la reacción entre el cromato de potasio y ácido; y la

segunda, la reacción entre cromato de potasio e hidróxido de sodio.

1.

2.



En la reacción 1, podemos ver que al aumentar la concentración de , la reacción se

desplaza hacia productos, ya que se produce dicromato. En la reacción 2 por el

contrario, podemos notar que al aumentar la concentración de , la reacción se

desplaza hacia reactivos, ya que se produce más cromato.

En particular en este experimento:

Tubo 1: Se tiene únicamente al reactivo (cromato de potasio) cuyo carácter es básico-

Tubo 2: La reacción se desplaza hacia reactivos debido a que existe un incremente en

la concentración de en dicha reacción.

Tubo 3: La reacción se desplazó hacia reactivos debido a que debido a que hubo un

descenso en la concentración de presente originalmente en el tubo 2; y

consecuentemente un aumento en la concentración de .

Tubo 4: La reacción se desplaza hacia reactivos debido a que no existe un incremento

en la concentración de .

Tubo 5: La reacción se desplaza hacia productos, pues incrementamos la concentración

de .

Equilibrio cromato-dicromato a partir del ión dicromato

En la figura 1, también podemos notar, si observamos el segundo mecanismo de

reacción, que el dicromato de potasio en presencia de iones , producirá cromato

de potasio. Por el contrario, en presencia de iones , la reacción se desplaza haciareactivos y se produce nuevamente dicromato de potasio. En la siguiente reacción

química, se muestra la reacción entre dicromato de potasio e hidróxido de sodio.

1.

Por el contrario, y en el mismo mecanismo de reacción de la figura 1, podemos

observar que resulta imposible producir cromato de potasio si hacemos reaccionar

dicromato de potasio y ácido clorhídrico.

En particular en este experimento:

Tubo 1: Se tiene únicamente al reactivo (dicromato de potasio).

Tubo 2: La reacción se desplaza hacia reactivos debido a que aumenta la concentración

de iones .



Tubo 3: La reacción se desplaza hacia productos porque aumenta la concentración de

iones .

Tubo 4: La reacción se desplaza hacia productos nuevamente porque aumenta la

concentración de iones .

Tubo 5: La reacción se desplaza hacia reactivos debido a que aumenta la conectración

de iones .

2.Analiza e interpreta los comportamientos observados para el sistema químico

heterogéneo, teniendo en cuenta el principio de Le Chatelier y las respectivas

reacciones químicas cuando se perturba el sistema.

El Principio de Le Chatelier establece que si una reacción en equilibrio es perturbada

desde el exterior, el sistema evoluciona en el sentido de contrarrestar los efectos de

dicha perturbación. En este caso, al tener un sistema heterogéneo, se da en una

reacción reversible en la que intervienen reactivos y productos en distintas fases, por

lo tanto el cambio de temperatura afectará a las fases presentes ya sea separando o

precipitando cada una de las mismas.

3. Explica con base en el principio de Le Chatelier, los cambios observados almodificar la temperatura de un sistema químico. Establecer como la temperatura

influye sobre la constante de equilibrio. En nuestro caso aumenta o disminuye.

El principio de Le Chatelier nos dice que cuando un factor que afecta el equilibrio

varia, éste se altera al menos momentáneamente. Entonces el sistema comienza a

reaccionar hasta que se reestablece el equilibrio, pero las condiciones de éste nuevo

estado de equilibrio son distintas al equilibrio inicial.

Ahora cuando aumentamos la temperatura, las moléculas del sistema empiezan a

reaccionar más constantemente y por lo tanto el equilibrio se desplazará hacia la

derecha, a los productos.

De manera contraria al disminuir la temperatura, las moléculas chocan menos y se

desplaza a la izquierda.



Por lo tanto si calentamos se podría decir que aumenta y si disminuimos

disminuye.

4. Consulta algunas aplicaciones prácticas del principio de Le Chatelier y de las

constantes de equilibrio en el campo ambiental y reflexiona sobre su

importancia en tu campo de estudio.

Los iones amonio son un producto tóxico de desecho del metabolismo en los animales. En

los peces e invertebrados acuáticos, se excreta directamente en el agua. En mamíferos,

tiburones, y anfibios, se convierte en el ciclo de la urea en urea, debido a que es menos

tóxica y puede ser almacenada más eficientemente. En aves, reptiles y serpientes terrestres,

el amonio metabólico es convertido en ácido úrico, que es sólido, y puede ser excretado con

mínimas pérdidas de agua.

El amonio es tóxico para los humanos en altas concentraciones, y puede causar daños en la

mucosa que recubre los pulmones, o quemaduras alcalinas.

El principio de Le Chatelier se podría aplicar a la formación de amonio a partir de

hidrogeno y nitrógeno.

N2 + 3 H = 2 NH3 H= -28,08 Kcal

Esto se puede ver afectado ya que si aumentamos en calor el equilibrio se desplaza

hacia la izquierda parte del amonio se descompone en nitrógeno e hidrogeno, y si

desciende pasara lo contrario.

Ahora bien, si existiera un aumento de presión el equilibrio se desplaza hacia una

disminución de presión, en este caso hacia la derecha.También si aumentáramos lo reactivos de hidrogeno y/o nitrógeno el sistema

reaccionaria oponiéndose a ese aumento, es decir, el equilibrio se desplazaría hacia

la derecha.

http://es.wikipedia.org/wiki/T%C3%B3xico


http://es.wikipedia.org/wiki/Metabolismo


http://es.wikipedia.org/wiki/Animal

http://es.wikipedia.org/wiki/Ciclo_de_la_urea

http://es.wikipedia.org/wiki/Urea

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_%C3%BArico



http://es.wikipedia.org/wiki/Animal

http://es.wikipedia.org/wiki/Ciclo_de_la_urea

http://es.wikipedia.org/wiki/Urea

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_%C3%BArico



Como pudimos ver el amonio es muy importante no solo en el ambiente y en cómo

afecta a los humanos, si no como puede reaccionar a diferencias en presión,

temperatura y concentración, con lo que nos da un valioso ejemplo a tomar en

cuenta en todo ámbito de nuestra carrera ya que al ser ciencias de la tierra e

involucrar la mayoría de los fenómenos existentes, podremos tener en cuenta como

pudiera reaccionar un aumento o diminución (concentraciones)de CO2 en la

atmosfera, por ejemplo, o el aumento y disminución de la temperatura en diversos

ámbitos del planeta, al igual como las diferencias de presiones.

Conclusiones.

Quedan comprobadas las hipótesis planteadas al inicio de la práctica; ya que en efecto,

la reacción entre cromato de potasio y ácido clorhídrico produce dicro mato de potasio;

y por el contrario, la reacción entre cromato de potasio e hidróxido de sodio, produce

más cromato (se desplaza la reacción hacia reactivos). Además, hemos logrado cumplir

los objetivos de la misma debido a que pusimos experimentar con el principio de Le

Chatelier. Y Gracias al principio de Le Chatelier no es del todo un principio, ya que

existen situaciones en las que no se cumplen este principio, pero gracias a él, sabemos

que lo podemos utilizar para predecir, de forma cualitativa, el sentido dedesplazamiento de un sistema químico en equilibrio cuando se modifica alguna de las

condiciones o variables que pueden influir en dicho sistema.

Referencias.

http://books.google.com.mx/books?

id=Btuo9XPGrOUC&pg=PA118&dq=le+chatelier+principio&hl=es&ei=OYnVTtvCB4Gq

sQLk3JSFDw&sa=X&oi=book_result&ct=result&resnum=1&ved=0CCwQ6AEwAA#v=onepage&q=le%20chatelier%20principio&f=false

http://books.google.com.mx/books?

id=qYRCOe8LifgC&pg=PA447&dq=Equilibrio+cromato-

http://books.google.com.mx/books?id=qYRCOe8LifgC&pg=PA447&dq=Equilibrio+cromato-dicromato&hl=es&ei=K1DUTqLnCaXJsQKRtKX3Dg&sa=X&oi=book_result&ct=result&resnum=1&ved=0CCsQ6AEwAA#v=onepage&q=Equilibrio%20cromato-dicromato&f=false






dicromato&hl=es&ei=K1DUTqLnCaXJsQKRtKX3Dg&sa=X&oi=book_result&ct=result

&resnum=1&ved=0CCsQ6AEwAA#v=onepage&q=Equilibrio%20cromato-

dicromato&f=false

http://www.mcgraw-hill.es/bcv/guide/capitulo/844816962X.pdf








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