UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO FACULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES CUAUTITLÁN
BIOQUÍMICA DIAGNÓSTICA GRUPO 2201 EQUIPO 1: * RÍOS RAMÍREZ DIANA BERENICE * ROLDÁN FLORES MIGUEL ÁNGEL * ROSALES BOLAÑOS FRANCISCO ENRIQUE * SAAVEDRA SÁNCHEZ CARLOS LABORATORIO DE CIENCIAS EXPERIMENTALES II (L-314) PROFESORA: ANA MYRIAM RIVAS SALGADO PRÁCTICAS: EQUILIBRIO Y DESPLAZAMIENTO QUÍMICO
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ÍNDICE Introducción……………………………………………………………………………………………… 3 Marco teórico………………………………………………………………………………………….…. 4 Observaciones…………………………………………………………………………………………... 7 Objetivo……………………………………………………………………………………….. 7 Material……………………………………………………………………………………….. 7 Procedimiento experimental………………….…………………………………...……….. 7 Resultados……………..…………………………………………………………………….. 7 Conclusiones………………………………..……………………………………………….. 7 Práctica 1…………………………………………………………………………...………………….… 8 Problema……………………………………………………………………………………… 8 Objetivo…………………………………………………………………………........……….. 8 Hipótesis………………………..…………………………………………………....……….. 8 Variables………………………..…………………………………………………………….. 8 Material……………………………………………………………………………….……….. 8 Procedimiento experimental.……...……………………………………………….……….. 8 Resultados…………………..……………………………………………………….……….. 9 Conclusiones……………………………..………………………………………….……….. 9 Práctica 2………………………………………………………………………..………………………. 10 Problema………………………...……………………………………………………...……. 10 Objetivo……………………………………………………………….………………………. 10 Hipótesis……………………………………………………………...………………………. 10 Variables……………………………………………………………...………………………. 10 Material...……………………………...……………………………...………………………. 10 Procedimiento experimental………………..………………………………………………. 10 Resultados………………………………………………………………….…...……………. 10 Conclusiones…………………………………………………………………………………. 10 Práctica 3………………………………………………………………………………………..………. 11 Problema……………………………………………………………………………………… 11 Objetivo……………………………………………………………………………….……….. 11 Hipótesis……………………………………………………………………………….……… 11 Variables………………………………………………………………….…………………... 11 Material……………………………………………….……………………………………….. 11 Procedimiento experimental……………………………………………………..…………. 11 Resultados………………………………………………………………………………........ 12 Conclusiones…………………………………………………………………………………. 12 Conclusiones generales………………………………………………………………………………... 13 Bibliografía………………………………………………………………………………………...…….. 13
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INTRODUCCIÓN La naturaleza y la química están unidas, ya que sin procesos químicos la naturaleza no existiría, dentro de estos procesos químicos se encuentran las reacciones y la naturaleza está llena de reacciones químicas que pasan en todo momento, la mayoría suceden enfrente de nuestros ojos sin darnos cuenta, el objetivo de la ciencia es estudiar estas reacciones para poder entender mejor a la naturaleza. Se estudiaran las reacciones, ¿Cómo suceden? ¿Qué cambios ocurren?, ¿Qué afectan a las reacciones?, ¿Por qué se llevan a cabo? Nuestro objetivo es estudiar la importancia de estas reacciones y como nos afectan a nosotros y nuestro entorno. Al estudiar estos procesos químicos, intentaremos controlar su comportamiento y estudiarlo, para entenderlo mejor, para poder lograr este objetivo debemos entender la teoría del proceso, para eso estudiaremos, desde como representar una reacción y como balancearla, los factores fisicoquímicos que lo afectan (temperatura, solubilidad, presión, concentración de reactivos y productos), ¿Cómo identificar? si una reacción es reversible o no, si las reacciones han llegado a su equilibrio químico. Se estudiara los tipos de reacciones que existen, enfocándonos en las reacciones de óxidoreducción y de ácido-base, para poder entenderlas se, estudiara ¿Qué reactivos se usan?, ¿Qué reactivos se oxidan? y ¿Cuáles se reducen?, sus cambios, químicos y físicos, así como que obtendremos en mayor cantidad, si reactivos o productos, para esto nos servirá estudiar el equilibrio químico en una reacción, también estudiaremos el comportamiento de un ácido al interactuar con una base, y el efecto del ion común. Se estudiara a las reacciones químicas y aquello que afecta, modifica o concluye su proceso, para entender mejor los procesos químicos y su comportamiento, por medio de experimentación, observarlas, estudiarlas y comparar resultados, para determinar que reacción química realizamos, que es lo que obtuvimos, y poder demostrar la teoría en la práctica. Poder clasificarla, como oxido reducción, acido-base, u otro tipo de reacción, y estudiar su equilibrio químico, por medio de cálculos estequiométricos, y en caso de las reacciones acido-base, identificar si cambio a una base o a un acido o una sal, por medio de indicadores. El objetivo de estudiar estas reacciones es para el proceso de formación ya que en la naturaleza observaremos algunas de estas reacciones, y es importante entenderlas, para poderlas usar, o entender mejor procesos más complicados que incluya estas reacciones. De esta forma tener un panorama más amplio de lo que son las reacciones y su importancia dentro de nuestra formación en la carrera.
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MARCO TEÓRICO Reversibilidad de las reacciones Una reacción irreversible es aquella en la que los reactivos se transforman en productos hasta consumirse uno o todos los reactivos, se realiza únicamente en una dirección: aA + bB → cC + dD Si la reacción se verifica en ambos sentidos, es una reacción reversible y se representa: aA + bB cC + dD Las letras A y B representan a los reactivos, las letras C y D a los productos, las letras minúsculas sus respectivos coeficientes estequiométricos y la doble flecha nos indica que la reacción se verifica en ambas direcciones, es decir, reacción reversible.
Como se puede observar en la imagen anterior, al principio sólo se tienen reactivos que con el transcurso del tiempo se transforman en productos los que a su vez lo hacen a reactivos, hasta que se logra el equilibrio. En este punto la concentración de reactivos y productos permanece constante, no porque se haya parado la reacción, sino que al producirse productos, éstos se descomponen en reactivos y viceversa, es un equilibrio dinámico. Equilibrio químico, constante de equilibrio y coeficiente de reacción Se le llama equilibrio químico al estado de un sistema donde no se observan cambios en la concentración de reactivos o productos, al transcurrir el tiempo, éstas se mantienen constantes. Esto se da en reacciones reversibles, donde la velocidad de la reacción de reactivos a productos es la misma que de productos a reactivos. Un equilibrio químico puede ser representado de la siguiente manera: aA + bB cC + dD Siendo A y B, los reactivos, C y D los productos, y las letras minúsculas de cada uno sus respectivos coeficientes estequiométricos. En el equilibrio las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en determinadas condiciones de presión y temperatura. A la relación que hay entre estas concentraciones, expresadas en molaridad [mol/L], se le llama constante de equilibrio. El valor de la constante de equilibrio depende de la temperatura del sistema, por lo que siempre tiene que especificarse. Así, para una reacción reversible, se puede generalizar: [C]c [D]d Keq = ▬▬▬▬ [A]a [B]b
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En esta ecuación Keq es la constante de equilibrio para la reacción a una temperatura dada. Ésta es una expresión matemática de la ley de acción de masas que establece: para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante Keq. En el equilibrio, las concentraciones de los reactivos y productos pueden variar, pero el valor de Keq permanece constante si la temperatura no cambia. De esta manera, el valor de la constante de equilibrio a una cierta temperatura nos sirve para predecir el sentido en el que se favorece una reacción, hacia los reactivos o hacia los productos, por tratarse de una reacción reversible. Un valor de Keq > 1, indica que el numerador de la ecuación es mayor que el denominador, lo que quiere decir que la concentración de productos es más grande, por lo tanto la reacción se favorece hacia la formación de productos. Por el contrario, un valor de Keq < 1, el denominador es mayor que el numerador, la concentración de reactivos es más grande, así, la reacción se favorece hacia los reactivos. * Cuando todos los reactivos y productos están en disolución, la constante de equilibrio se expresa en concentración molar [moles/L]: Keq=Kc * Sí se encuentran en fase gaseosa es más conveniente utilizar presiones parciales: Keq=Kp * Sí se estudia la constante del producto de solubilidad: Keq=Kps * Sí es una reacción ácida: Keq=Ka Los sólidos y los líquidos puros no intervienen en la constante, por considerar que su concentración permanece constante. Generalmente al valor de la constante no se le ponen unidades. El coeficiente de reacción se designa con la letra Q y coincide con la expresión de la constante de equilibrio, pero con la diferencia de que puede ser evaluado en cualquier instante de la reacción y para cualquier valor de las concentraciones de los reactivos y/o de los productos. No es necesario el estado de equilibrio para calcular el valor de Q. * Si Q = Keq, el sistema está en equilibrio. * Si Q < Keq, significa que el cociente de las concentraciones iniciales es menor que el que debería ser en el equilibrio. La reacción directa se produce con mayor extensión que la inversa, hasta que se alcanza el equilibrio. * Si Q > Keq, el valor del cociente de las concentraciones iniciales es superior al que corresponde al estado de equilibrio. La reacción inversa se produce con mayor extensión que la directa, hasta que el valor de Q se iguala con Keq. Principio de Le Chatelier Un sistema en equilibrio puede ser alterado si se modifican las condiciones que se establecieron para lograr el equilibrio. Esto es, puede haber cambios en las concentraciones de los reactivos y/o productos, la presión, el volumen y la temperatura del sistema y romper el equilibrio. Estos cambios en los sistemas en equilibrio fueron estudiados por el químico industrial Henri Louis Le Chatelier, quien estableció: si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración, el sistema se desplazará en la dirección que contrarreste al mínimo dicha perturbación, lográndose un nuevo estado de equilibrio. * Efecto de la temperatura. Un aumento de la temperatura causará un desplazamiento del equilibrio en el sentido de la reacción que absorba calor, es decir, en el sentido endotérmico de la reacción. Por el contrario, una disminución en la temperatura causará un desplazamiento en el sentido exotérmico de la reacción.
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* Efecto de la presión: Si aumenta la presión, el equilibrio se desplazará hacia el lado de la reacción donde haya menor número de moles gaseosos, contrarrestando de esta manera la disminución de volumen. Si la presión disminuye, ocurrirá lo contrario. * Efecto de la concentración: El aumento de la concentración de los reactivos causará un desplazamiento del equilibrio hacia la formación de productos. Un aumento en la concentración de productos determinará un desplazamiento del equilibrio hacia la formación de reactivos. La disminución en la concentración de reactivos o productos causa un desplazamiento hacia la formación de mayor cantidad de reactivos o productos, respectivamente. Producto de solubilidad e ión común Es el producto de las concentraciones molares (de equilibrio) de los iones constituyentes, cada una elevada a la potencia del coeficiente estequiométrico en la ecuación de equilibrio: CmAn ↔ m Cn+ + n AmDonde C representa a un catión, A a un anión y m y n son sus respectivos índices estequiométricos. Por tanto, atendiendo a su definición su producto de solubilidad se representa como: Kps = [Cn+]m [Am-]n El valor de Kps indica la solubilidad de un compuesto iónico, es decir, cuanto menor sea su valor menos soluble será el compuesto. También es fácilmente observable que si aumentamos la concentración de uno de los componentes o iones (por ejemplo, añadiendo una sustancia que al disociarse produce ese mismo ion) y alcanzamos de nuevo el equilibrio, la concentración del otro ion se verá disminuida (lo que se se conoce como efecto ion común). Hay dos formas de expresar la solubilidad de una sustancia: como solubilidad molar, número de moles de soluto en un litro de una disolución saturada (mol/L); y como solubilidad, número de gramos de soluto en un litro de una disolución saturada (g/L). Todo esto ha de calcularse teniendo en cuenta una temperatura que ha de permanecer constante y que suele ser la indicada en las condiciones estándar o de laboratorio (P=101 kPa, T=25ºC). El efecto del ion común se basa en el producto de solubilidad (Kps) según el cual, para disminuir la solubilidad de una sal se agrega uno de los iones. Al aumentar la concentración de uno de los iones que forman el precipitado, la concentración del otro debe disminuir para que el Kps permanezca constante, a una temperatura determinada. Este efecto es el que permite reducir la solubilidad de muchos precipitados, o para precipitar cuantitativamente un ion, usando exceso de agente precipitante.
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OBSERVACIONES OBJETIVO Observar si reaccionan en su totalidad los reactivos para formar los productos de una ecuación química. Conocer en qué consiste el equilibrio químico y el desplazamiento del mismo. MATERIAL * Matraz aforado * Pipeta graduada de 5ml y 1ml * Propipeta * Piseta * Agitador de vidrio * Balanza granataria * Vaso de precipitado 150ml * Espátula
REACTIVOS * Cloruro férrico FeCl3 * Tiocianato de amonioNH4SCN * Agua destilada
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL 1.- Mezcle 3ml de NH4SCN 0.1 M con 1ml de FeCl3 0.1M. 2.- Añada 100 ml de H2O a la mezcla obtenida. Repártala en vasos de precipitado; deje el contenido de uno de los vasos como testigo (vaso 1). 3.- Añada 1ml de disolución 0.1M de FeCl3 al vaso 2 y anote observaciones en la tabla. 4.- Añada 1ml de disolución 0.1M de NH4SCN al vaso 3 y anote observaciones en la tabla. 5.- Añada 1ml de disolución 1M de NH4Cl al vaso 4 y anote observaciones en la tabla. 6.- Reflexione sobre las respuestas anteriores anotando sus conclusiones. RESULTADOS Reacción NH4SCN + FeCl3 = NH4Cl + Fe(SCN)3 NH4Cl + Fe(SCN)3 + H2O NH4Cl + Fe(SCN)3 + FeCl3 NH4Cl + Fe(SCN)3 + NH4SCN NH4Cl + Fe(SCN)3 + NH4Cl
Observaciones Tomó un tono rojo Se volvió anaranjado Adquirió nuevamente un tono rojizo Se hizo un poco más fuerte el tono naranja El color anaranjado se aclaró
Mientras haya más cantidad de hierro en la mezcla, esta tomará un tono más fuerte (coloración rojiza). Mientras haya más cantidad de cloro en la mezcla, esta tomará un tono más claro (coloración naranja). Esto se debe al desplazamiento químico que provocamos en nuestra mezcla al agregar más cantidad de reactivos. CONCLUSIONES Logramos tener una reacción en equilibrio químico, a la cual se le agregó un poco más de ambos reactivos, en vasos distintos, generando distintos resultados. Al agregar más reactivo de un producto se generaba una reacción en la cual dicho reactivo generaba un producto con mayor cantidad de sí mismo, esto se pudo comprobar con los resultados obtenidos y la coloración de cada mezcla. Esto es el desplazamiento químico y se logra en una reacción en equilibrio.
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PRÁCTICA 1 PROBLEMA Estudiar experimentalmente el desplazamiento del equilibrio químico de un sistema redox. OBJETIVO Estudiar experimentalmente el desplazamiento del equilibrio químico de un sistema redox en medio acuoso y algunos factores que lo modifican. HIPÓTESIS En una redox a la que se le agrega reactivos o productos, de sí misma, generará un desplazamiento siempre y cuando se encuentre en equilibrio químico. VARIABLES Dependiente: Desplazamiento químico de la reacción. Independiente: Reactivos y productos obtenidos de la reacción. MATERIAL * Balanza analítica * Vidrio de reloj * Vaso de precipitados * Probeta graduada * Tubos de ensayo * Matraz * Piseta * Pipeta graduada * Agitador de vidrio
REACTIVOS * Nitrato de plata AgNO3 * Sulfato ferroso FeSO4 * Sulfato férrico Fe2(SO4)3 * Nitrato férrico Fe(NO3)3
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL 1.- Preparar 25ml de AgNO3 0.1M y 25ml de FeSO4 0.1M en un matraz aforado. 2.- En un vaso de precipitado mezclar 5ml de AgNO3 con 5ml de FeSO4. Observar y registrar lo que ocurre. 3.- Agregar 100ml de agua destilada. Repartir en 3 vasos de precipitados. 4.- Al vaso 1 no se la agregará nada. 5.- Al vaso 2 agregar 3ml de AgNO3. 6.- Al vaso 3 agregar 3ml de FeSO4. 7.- Con los datos obtenidos discutir como sucede el desplazamiento químico en cada caso. Anotar conclusiones.
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RESULTADOS Reacción principal AgNO3 + FeSO4 = 3Ag0 + Fe(NO3)3 + Fe(SO4)3 Tabla de registro de desplazamiento. Reacción AgNO3 + FeSO4 AgNO3 + FeSO4 + AgNO3 AgNO3 + FeSO4 + Fe(SO4)3 Tabla de registro de identificación. Reacción AgNO3 + FeSO4
Observaciones Adquirió un tono beige fuerte Se disolvió más y adquirió un tono más claro y muy poco precipitado Adquirió un tono más oscuro y se formó un precipitado
Observación Se identificó Fe3+ ya que la mezcla tomó un color rojo intenso y se formaron precipitados blancos
AgNO3 + FeSO4 + AgNO3
HCl Se volvió verde claro con precipitados de plata
AgNO3 + FeSO4 + Fe(SO4)3
HCl Adquirió un tono verde y se formaron cristales de plata
NH3SCN Se aclaró su coloración y formo grandes cantidades cristales NH3SCN Adquirió un tono anaranjado identificando Fe3+ y formó un precipitado blanco
CONCLUSIONES La reacción efectuada generó una disociación, es decir, la separación de los iones de los reactivos gracias al agua, pero para comprobar esto fue necesario identificar la presencia de los reactivos; y para que se diera esa presencia de iones nuestra reacción debía estar en equilibrio, para a partir de eso, agregar más reactivos y generar mayor cantidad de iones para identificarlos después. La hipótesis se cumplió ya que logramos generar un desplazamiento en nuestra reacción redox, aunque de principio no fue muy notorio pues al agregar más reactivo el producto parecía el mismo, por esta razón se identificaron los iones de la reacción, observando que con los indicadores en algunos casos había más presencia de Ag+ y en otros casos más presencia de Fe3+.
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PRÁCTICA 2 PROBLEMA Estudiar experimentalmente el desplazamiento del equilibrio químico de un medio acido-base. OBJETIVO Establecer y analizar experimentalmente el equilibrio químico en disoluciones de naturaleza ácidobase y usar indicadores ácido-base. HIPÓTESIS En una reacción acido-base en equilibrio químico, se espera cambiar de un medio básico a un medio ácido, identificándolo por un cambio de coloración de la sustancia al usar un indicador ácido-base. VARIABLES Independiente: Reacción acido-base. Dependiente: Desplazamiento químico de la reacción (cambio de coloración). MATERIAL Matraz aforado Tubos de ensayo Sulfhidrador Piseta Pipeta
REACTIVOS * Ácido clorhídrico HCl * Bicarbonato de sodio NaHCO3 * Hidróxido de sodio NaOH * Agua destilada * Fenolftaleína
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL 1.- En el tubo de ensayo preparar la mezcla de agua con fenolftaleína y una gota de NaOH, teniendo un medio básico. 2.- Preparar en el tubo del sulfhidrador la mezcla de NaHCO3 con HCl. Inmediatamente tapar. 3.- Burbujear este último en el tubo de ensayo (en caso de que burbujee muy poco se debe añadir un poco más de reactivo, tapar inmediatamente con el corcho). 4.- Registrar si el medio se vuelve acido, esto se notará si existe un cambio de color de rosa a transparente, debido a la acción de la fenolftaleína. 5.- Anotar conclusiones. RESULTADOS En el sulfhidrador se realizó la siguiente reacción: NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2 En el tubo de ensayo se obtuvo un medio básico gracias al NaOH, por eso al agregar fenolftaleína (indicador) la mezcla se volvió rosa. Después de burbujear CO2 en la mezcla rosa esta pasó a ser transparente indicando que nuestra reacción pasó de un medio básico a un medio acido. CONCLUSIONES La hipótesis se cumplió debido a que si se logró un desplazamiento en la reacción y por consiguiente un cambio de color (rosa a transparente); indicando que nuestra reacción si estaba en equilibrio químico pudiendo pasar de un medio básico a un medio acido. El CO2 provocó que nuestro medio básico se volviera y medio ácido, y gracias a la fenolftaleína se observó el cambio de coloración (debido al viraje de la fenolftaleína podemos decir que el pH de nuestro producto es menor a 8.3).
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PRÁCTICA 3 PROBLEMA Estudiar experimentalmente el desplazamiento del equilibrio químico de e la disolución de un electrolito poco soluble. OBJETIVO Estudiar experimentalmente el desplazamiento del equilibrio químico de disolución de un electrolito poco soluble y algunos factores que lo modifican. HIPÓTESIS La solubilidad del cloruro de plomo (PbCl2) en agua se verá afectada con factores como la temperatura, presión y composición química de la sustancia modificando el desplazamiento del equilibrio químico. VARIABLES Dependiente: Desplazamiento químico de la reacción. Independiente: Solubilidad PbCl2. MATERIAL * Balanza granataria * Piseta * Vidrio de reloj * Vaso de precipitado * Probeta graduada * Termo agitador * Propipeta
REACTIVOS * Cloruro de plumboso PbCl2 * Ácido clorhídrico HCl * Nitrato de plata AgNO3 * Cloruro de sodio NaCl * Yoduro de potasio KI
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL 1.- Se pesan 0.5 de PbCl2. 2.- Se colocan en un vaso de precipitado y se le agrega 50ml de agua. 3.- Se coloca en un termo agitador. 4.- Agregar 10 ml más de agua en caso de que no se disuelva. 5.- Dividirlo en 5 vasos de precipitados. 6.- Al vaso 1 no se le agrega nada. 7.- Al vaso 2 se le agrega HCl hasta que se obtenga precipitación. 8.- Al vaso 3 se le agrega medio gotero de AgNO3. 9.- Al vaso 4 se le agrega medio gotero de NaCl. 10.- Al vaso 5 se le agrega medio gotero de KI. 11.- Observar y anotar.
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RESULTADOS Reacción principal: PbCl2 + H2O = Pb2+ + ClReacción PbCl2+H2O PbCl2+H2O+HCl PbCl2+H2O+KI PbCl2+H2O+AgNO3 PbCl2+H2O+NaCl
Observaciones Se volvió de color blanquizco casi transparente Se volvió más transparente y se obtuvo un precipitado Adquirió un tono amarillo con precipitados Se obtuvo un precipitado blanco Se obtuvo un precipitado de PbCl2
Pb2+ se identifica con el KI, generando el PbI2 que es un precipitado amarillo. Cl- se identifica con el AgNO3, generando la precipitación del AgCl. CONCLUSIONES Las reacciones efectuadas en esta práctica fueron endotérmicas y que se necesitó calor para disolver el PbCl2 y las reacciones no liberaron calor. Se logró el desplazamiento químico de la reacción ya que se identificó el cloruro (mediante el ion común) y el Pb2+, es decir se logró la disociación y se obtuvieron los iones de la reacción. Se observó que la solubilidad no afecta el equilibrio químico pues este ocurrirá en cualquier momento, siendo este cuando se logre la disolución. Se logra comprobar el desplazamiento al identificar los iones obtenidos tanto con AgNO3 como con KI, pues al agregar más cantidad de uno de los dos reactivos, el producto tendrá más cantidad de él y será sencillo identificarlo con otra sustancia. Se observó las propiedades del ión común en esta práctica, pues al agregar mayor cantidad de un agente precipitante nuestro producto generaba precipitados.
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CONCLUSIONES GENERALES El estudio del equilibrio y desplazamiento químico es una herramienta de suma importancia al momento de trabajar con diferentes tipos de reacciones dentro del laboratorio ya que resulta fundamental el conocimiento de este tema para la manipulación tanto de reactivos como de productos y de otros factores como son aquellos que afectan las condiciones de la reacción, enunciados en el Principio de Le Chatelier, los cuales son: la temperatura, presión, concentraciones y catalizadores. Con ello podemos generar un desplazamiento conveniente para obtener mayores cantidades de una sustancia en particular. Es decir, podemos generar aquellas condiciones que resulten favorables al momento de realizar cualquier trabajo experimental, ya sea obtener los productos formados en diferentes concentraciones, recuperar los reactivos utilizados mediante la descomposición de los productos en el equilibrio, separar contaminantes a las mezclas mediante precipitados de reactivos o productos, etc. En esta serie de trabajos experimentales que se llevaron a cabo aprendimos las bases fundamentales, tanto teóricas como prácticas, para demostrar el equilibrio químico de reacciones redox y reacciones de neutralización y el desplazamiento químico de cada una; en algunas de ellas el color, característico de cada sustancia y compuesto, resultó ser una herramienta visualmente útil para la comprobación de un desplazamiento hacia productos o reactivos; en otras, el color no ayudó al ser transparentes y se empleó el uso de indicadores ácido-base como la fenolftaleína e identificadores de iones como el Nitrato de Plata y el Yoduro de Potasio para demostrar el desplazamiento del equilibrio químico en función de la solubilidad. Con ello, el equipo completo pudo apreciar las condiciones que involucran un desplazamiento de las reacciones en equilibrio, la manipulación de distintos factores para comprobarla y la realización de los cálculos correspondientes involucrando cada concepto visto en este tema de gran importancia para la formación académica de nuestra licenciatura, un tema que nosotros como científicos debemos manejar perfectamente.
BIBLIOGRAFÍA * Chang, R (2010). Química. México. McGraw-Hill * Equilibrio químico (). En Proyecto INFOCAB Prepa 8. Disponible en: http://prepa8.unam.mx/academia/colegios/quimica/infocab/unidad22.html * Desplazamiento del equilibrio químico (). En La Guía. Disponible en: http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/desplazamiento-del-equilibrio *Wikipedia (2014). En Wikipedia. Disponible en: http://es.wikipedia.org/wiki/
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