Le Chatelier. Equilibrio tetraclorocobalto(II)

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Principio de Le Chatelier.
Equilibrio tetraclorocobalto(II) - hexahidrocobalto(II)

Esta reacción está orientada a observar el desplazamiento del equilibrio químico en función de la concentración y en función de la temperatura aplicando el Principio de Le Chatelier.
Para ello se utilizará un equilibrio entre dos iones complejos de cobalto con colores diferentes, lo que permite deducir sin análisis químico cuál es el ión predominante en cada situación.

Enlace al guión de laboratorio.

Material

- Dos vasos de precipitados de 600 cm³
- Dos matraces Erlenmeyer de 500 cm³
- Hornillo eléctrico
- HCl concentrado
- Etanol absoluto (sirve al 96%)
- Baño de hielo

.

Como es evidente, el experimento se puede hacer con cantidades menores siempre que se mantenga la proporcionalidad.
El etanol absoluto se puede sustituir por alcohol comercial de farmacia sin que su contenido en agua afecte apreciablemente al resultado.

Comentarios a la preparación del montaje

Las concentraciones son aproximadas y no plantean dificultades para su preparación.
Únicamente hay que tener en cuenta que se parte de la disolución con el complejo clorado que se hidrata con agua y si se quiere revertir la reacción varias veces, hay que mantenerse cerca del punto de equilibrio utilizando las mínimas cantidades posibres tanto de agua como de HCl para desplazar los equilibrios.
Diliur el HCl no es buena idea porque se estará añadiendo agua al mismo tiempo que el ión Cl^-
Del mismo modo, para lograr el viraje por calentamiento se debe obtener el complejo hidratado con la mínima cantidad de agua.
Disponer de un poco de hielo facilita el retorno del equilibrio basado en la temperatura.

Aspectos didácticos

Este trabajo pretende:

- Preparar disoluciones tanto acuosas como etílicas.
- Aplicar el Principio de Le Chatelier a dos desplazamientos por ión común
- Aplicar el Principio de Le Chatelier a un desplazamiento por temperatura en una reacción exoenergética.

Hay que evitar la tendencia a añadir cantidades excesivas tanto de agua como de ión Cl^- a las disoluciones, haciéndo ver al alumnado que alejarse del punto de equilibrio dificulta el retorno al nuevo equilibrio.
Es interesante revertir los equilibrios varias veces para hacer patente la reversibilidad de la reacción. Esto se aplica tanto al efecto de la concentración como el de la temperatura.

Material inicial.	Material inicial.
Disolución con complejo de agua.	Disolución con complejo de cloro.
	Viraje al añadir agua.
	Viraje al añadir cloruro.
Predominancia del ión de cloro en caliente.	Inicio del enfriamiento y viraje hacia el ión hidratado.
Enfriamiento y viraje hacia el ión hidratado.	Efriamiento y viraje hacia el ión hidratado.