Practica 2 de laboratorio (1)

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Aprendizaje Práctico Experimental 
 
Semana 7 B1: Química Inorgánica 
Práctica de Laboratorio 2 
Integrantes: 
 Ramiro Castillo y Martin Espinosa. 
 
COMPLEJOS DE COBALTO II Y EL PRINCIPIO DE LE 
CHÂTELIER 
 
1. . INTRODUCCION 
 
El equilibrio químico es el estado de un sistema donde las concentraciones de los reactivos 
y los productos no tienen ningún cambio debido a que la velocidad de reacción directa es la 
misma que la velocidad de reacción inversa. Si a este equilibrio se le modifican ciertos factores, 
esta sufrirá cierto cambio. 
Le Chatelier (1884) nos señala que “Si un sistema en equilibrio se perturba por un cambio 
en la concentración, presión o temperatura, el sistema desplazará su posición de equilibrio de 
tal forma que contrarreste el efecto de la perturbación”. (p.631). Este principio nos dice que si 
en una reacción química en equilibrio se le modifican la presión, la temperatura o la 
concentración de uno o varios de los reactivos o productos, la reacción se desplazara en uno u 
otro sentido hasta alcanzar el equilibrio. El uso de este principio nos permite aumentar el 
rendimiento de un proceso químico deseado o disminuir una reacción no deseado. 
 
2. FUNDAMENTO TEÓRICO 
 
El cobalto (II) no existe en solución acuosa como un ion libre, sino que forma un ion 
complejo donde 6 moléculas de agua, que actúan como bases de Lewis (donantes de pares de 
electrones). Estas moléculas de agua donan electrones a los orbitales vacíos del cobalto (II). 
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Como resultado se obtiene un complejo rosado de iones Co (H2O)6
+2. En presencia de iones 
cloruro, se forma un complejo diferente, el ion complejo azul CoCl4
-2. Utilizamos sus diferentes 
colores para indicar las concentraciones de equilibrio para la siguiente reacción. 
 
En esta práctica estudiamos cómo se modifica el equilibrio: 
 
[Co (H2O)6]2+ + 4 Cl - [CoCl4]2- + 6 H2O 
 Rosa Azul 
 
Frente a la modificación de la temperatura y de la concentración de las especies, ya que en 
este equilibrio intervienen especies de diferente color. 
 
 
 Figura 1. Complejos de cobalto 
 
En esta simulación, no solo observa las concentraciones de equilibrio a través de sus colores, 
sino que también lee directamente sus concentraciones. Observe cómo existen las soluciones 
estándar como sus iones (Co (No3)2(aq) como Co (H2O)6+2 y NO3-2. 
3. OBJETIVOS 
 
3.1 Objetivo general 
 
-Comprender el principio de Le Châtelier mediante la observación del efecto de las 
perturbaciones inducidas en la distribución de equilibrio de varios complejos de cobalto (II). 
 
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3.2 Objetivo específicos 
-Comprobar el efecto de la variación de la temperatura en los equilibrios químicos. 
-Comprobar el efecto de la variación de la concentración en los equilibrios químicos. 
 
 
4. DESARROLLO DE LA PRÁCTICA 
 
Material: Reactivos: 
 
-Un vaso de precipitado de 250 mL. -Cloruro de cobalto (II) hexahidratado. 
 -Tres vasos de precipitados de 100 mL -Ácido clorhídrico concentrado. 
-Dos vasos de precipitado de 50 mL -Nitrato de plata. 
-Una probeta de 50 mL. 
-Una probeta de 10 m. 
-Recipiente para hielo. 
-Mechero Busen. 
 
4.1. Efecto de la temperatura 
 
Colocar en un vaso de precipitado de 250 mL, 50 mL de disolución 1 M de 
cloruro de Cobalto (II) y añadir ácido clorhídrico concentrado hasta que la 
disolución se vuelva de color violáceo (unos 40 a 50 mL aproximadamente). 
Dividir la disolución en tres partes aproximadamente iguales en vasos de 
precipitado de 100 mL. Mantener uno de ellos a temperatura ambiente, otro en 
un baño de hielo y, el tercero, calentarlo al baño María. Pasados unos minutos, 
cuando se haya alcanzado la temperatura deseada, observar el color de las tres 
disoluciones y anotarlo. 
4.2. Efecto de la concentración 
 
Colocar en un vaso de precipitado de 100 mL, unos 25 mL de disolución 1 M de cloruro de 
Cobalto (II) (disolución A) y añadir con precaución otros 25 mL de ácido clorhídrico 
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concentrado (disolución B). Observar qué fenómeno se ha producido. 
En cada uno de los dos vasos de precipitado de 50 mL se añaden unos 20 mL de la disolución 
anterior. 
A uno de ellos se le añaden unos 20 mL de agua (disolución C) y al otro 10 mL de disolución 
6 M de nitrato de plata (suspensión D). Observar el color de las disoluciones y los cambios 
producidos. 
 
 
5. Resultados y discusión 
 
En las siguientes tablas fueron completadas cuando se inició la mezcla del CoCl2 + HCl, los 
moles iniciales fueron tomados cuando inicio la reacción en el tiempo 0. 
Tabla de 0.09 L de solución a temperatura ambiente 25ºC. 
 
 
 
 
mol inicial 0.0243 0.4773 0.0257 - 
mol cambio -0.0065 -0.0259 0.0065 - 
mol equilibrio 0.0178 0.4514 0.0322 - 
MKc 0.1978 5.0156 0.03578 - 
MQc 0.27 5.3033 0.2856 - 
 
 
 
 
 
 
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𝐾𝑐 > 𝑄𝑐 𝑙𝑎 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖𝑜𝑛 𝑠𝑒 𝑑𝑒𝑠𝑝𝑙𝑎𝑧𝑎 ℎ𝑎𝑐𝑖𝑎 𝑙𝑜𝑠 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠 
 
 
Tabla de 0.09 L de solución a temperatura baja 0ºC. Aquí se invirtió la reacción. 
 
 
 
 
mol inicial 0.0257 - 0.0243 0.4773 
mol cambio -0.01977 - 0.0198 0.079 
mol equilibrio 0.005927 - 0.0441 0.5563 
MKc 0.06586 - 0.49 6.1811 
MQc 0.2856 - 0.27 5.3033 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
𝐾𝑐 > 𝑄𝑐 𝑙𝑎 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖𝑜𝑛 𝑠𝑒 𝑑𝑒𝑠𝑝𝑙𝑎𝑧𝑎 ℎ𝑎𝑐𝑖𝑎 𝑙𝑜𝑠 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠 
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Tabla de 0.09 L de solución a temperatura alta 100ºC 
mol inicial 0.0243 0.4773 0.0257 - 
mol cambio -0.02427 -0.09719 0.02427 - 
mol equilibrio 2.922*10-5 0.3801 0.04997 - 
MKc 3.2467*10
-4 4.223 0.5552 - 
MQc 0.27 5.3033 0.2856 - 
 
 
 
 
 
 
 
 
𝐾𝑐 > 𝑄𝑐 𝑙𝑎 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖𝑜𝑛 𝑠𝑒 𝑑𝑒𝑠𝑝𝑙𝑎𝑧𝑎 ℎ𝑎𝑐𝑖𝑎 𝑙𝑜𝑠 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠 
 
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 Tabla 1. Resumen del efecto de la temperatura. 
 
 
Una vez realizada la práctica y calculado la constante de la disolución se puede apreciar que 
cuando se aumenta la temperatura el equilibrio se desplaza hacia los productos y cuando se 
disminuye la temperatura el equilibrio se desplaza hacia los reactivos. 
 
La reacción de cloruro de cobalto con el ácido clorhídrico pertenece a una reacción 
endotérmica ya que adquiere el calor de su entorno para poder realizar su reacción. 
La reacción puede ser endotérmica o exotérmica, esto dependerá de cómo manipulemos 
la temperatura, cuando se incrementó la temperatura, debió adquirir energía en forma de 
calor para contrarrestar la perturbación de la temperatura, y cuando se disminuyó 
temperatura, debió liberar calor para contrarrestar la perturbación de la temperatura. 
 
 
Disolución 
 
 
 
Color 
 
 
Compuesto/s responsable /s del 
color 
 
0 º C 
 
 
Rosa 
 
Se aumenta [ Cl- ] y también 
aumenta [ Co (H2O)6 ]
2+ 
 
Temperatura ambiente 
 
Violeta 
 
 Se aumentó ligeramente [CoCl4]2- 
 
100 º C 
 
Azul 
Se aumenta [ Cl- ] y también 
aumenta [CoCl4]2- 
 
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Figura 2. Efecto de la temperatura. En el centro una mezcla de hexacobalto (II) y tetra 
cloro cobaltato (II) a temperatura ambiente. A la izquierda desplazamiento 
Del equilibrio a 0º C y a la derecha a 100º C. 
 
 
 
Figuras de la práctica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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En las siguientes tablas fueron completadas cuando se inició la mezcla del CoCl2 + HCl y 
después de la adición de AgNO3 o H2O. Los moles iniciales fueron tomados cuando inicio la 
reacción en el tiempo 0. 
 
Tabla de 0.04725 L de solución con AgNO3. Aquí se invirtió la reacción. 
 
 
 
 
mol inicial 3.191*10-4 - 0.00968 0.0187 
mol cambio -3.173*10-4 - 0.09022 0.0012 
mol equilibrio 1.781*10-6 - 0.0999 0.0199 
MKc 3.7693*10
-5 - 2.1143 0.4212 
MQc 0.006753 - 0.2049 0.3958 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1
0 
 
 
𝐾𝑐 > 𝑄𝑐 𝑙𝑎 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖𝑜𝑛
𝑠𝑒 𝑑𝑒𝑠𝑝𝑙𝑎𝑧𝑎 ℎ𝑎𝑐𝑖𝑎 𝑙𝑜𝑠 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠 
 
 
Tabla de 0.04 L de solución con H2O. Aquí se invirtió la reacción. 
 
 
 
 
mol inicial 0.002909 - 0.007091 0.1284 
mol cambio -0.000478 - 0.000478 0.0019 
mol equilibrio 0.002431 - 0.007569 0.1303 
MKc 0.06078
 - 0.1892 3.2575 
MQc 0.07273 - 0.1773 3.21 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
𝐾𝑐 > 𝑄𝑐 𝑙𝑎 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖𝑜𝑛 𝑠𝑒 𝑑𝑒𝑠𝑝𝑙𝑎𝑧𝑎 ℎ𝑎𝑐𝑖𝑎 𝑙𝑜𝑠 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠 
1
1 
 
 
 
 
Tabla 2. Resumen de efecto de la concentración. 
 
Disolución Color Compuesto/s responsable del color 
A (CoCl2) Rojizo 
[Co(H2O)6]2 
B (CoCl2 + HCl) Violeta 
[CoCl4]2 
C (B + H2O) Morado 
[Co(H2O)6]2 
D (B + AgNO3) Rosado 
claro 
 
[Co(H2O)6]2 
 
 
A B C D 
 
Figura 3. Efecto de la concentración. Disoluciones A, B, C y D según la tabla 2. 
 
Figuras de la práctica 
 
 
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2 
 
 
 
 
Una vez terminada la segunda parte de la práctica se puede observar como la disolución B, 
al momento de añadirle ácido clorhídrico a la disolución A se desplaza hacia la derecha, es 
decir hacia los productos debido a que el HCl es un reactivo. 
Al añadir agua a la disolución se puede apreciar que la reacción se desplaza hacia la 
izquierda debido a que la disolución disminuye la concentración de los reactivos. 
En la disolución B al momento de añadirle nitrato de plata se produce el nitrato de cobalto 
[Co (NO3)4] la cual la registramos como la disolución D 
Al añadir nitrato de plata a la disolución B se observa que el equilibrio se desplaza hacia la 
izquierda debido a que se aumenta la concentración de los productos 
 
6. Conclusiones 
Una vez finalizada la práctica podemos asegurar que se han cumplido con todos los 
objetivos propuestos tanto los específicos como el general, se puso en práctica como obtener 
el valor de la constante de equilibrio a partir de compuestos a diferentes temperaturas y como 
sus concentraciones favorecen a los productos o a los reactivos. 
Esta práctica se relación con lo antes visto en clase por lo cual nos fue de mucha ayuda para 
poner en práctica lo ya aprendido facilitándonos con el uso de simuladores. 
 
6. BIBLIOGRAFÍA 
 
 
1. Landa, V., Cedrón, J., & Robles, J. (2011). http://corinto.pucp.edu.pe. Obtenido de 
http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/32-principio-de-le-chatelier.html 
 
2. Mora, J. G. (23 de Abril de 2015). Equilibrio Quimico. Equilibrio Quimico, pág. 2. 
 
3. R.H. Petrucci, W.S. Harwood, F. G. Herring, Química General, Ed. Pearson 
Prentice Hall, Madrid (2003). 
 
4. L. R. Summerlin, J.L. Ealy Jr, Chemical Demonstrations: a sourcebook for 
teachers, Ed. American Chemical Society, Washington 
 
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