Unidad 6 Equilibrio Quimico PDF

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Concepto de equilibrio químico y la constante de equilibrio. Cálculo y significado de la expresión de la constante de equilibrio. Factores que afectan el equilibrio químico. Principio de Le chatelier - Braun. Equilibrio ácido - base: teoría de la disociación electrolítica de Arrhenius. Teorías ácido...

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Concepto de equilibrio químico y la constante de equilibrio. Cálculo y significado de la expresión de la constante de equilibrio. Factores que afectan el equilibrio químico. Principio de Le chatelier - Braun. Equilibrio ácido - base: teoría de la disociación electrolítica de Arrhenius. Teorías ácido base de Brönsted Lowrry y de Lewis. Fuerza de ácidos y bases. Acidos y bases débiles y sus constantes de disociación. Disociación del agua. Producto iónico del agua. Escala de pH. Neutralización. Hidrólisis. Soluciones reguladoras. Equilibrios de solubilidad. Producto de solubilidad. Efecto del ión común.

Concepto de equilibrio químico y la constante de equilibrio.

El EQUILIBRIO se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes.

Pocas reacciones químicas proceden en una sola dirección. La mayoría son REVERSIBLES. Al inicio la reacción procede en el sentido de la formación de productos, en el momento en el que hay suficientes moléculas de producto formadas, la reacción procede en sentido inverso, formándose moléculas de reactivos.

EL EQUILIBRIO ES UN PROCESO DINAMICO El equilibrio entre dos fases de la misma sustancia se denomina Equilibrio Físico (los cambios que se producen son procesos físicos).

H 2O( l )  H2 O( g )

Equilibrio Químico

N 2 O4( g )  2 NO2( g ) Vel  K d N 2O4  2 NO2( g )  N2 O4( g ) Vel  K i NO2 

2

Gas color café Gas incoloro

Concepto de equilibrio químico y la constante de equilibrio.

En el lenguaje de la Química la ecuación aA+ b B→ cC+ d D Significa que a moles de A reaccionan con b moles de B para dar c de C y d de D. La flecha unidireccional nos está indicando que los productos C y D son incapaces de reaccionar entre sí para regenerar los reactivos A y B. En estos casos se dice que estamos ante una reacción irreversible. En cambio, en la ecuación química

aA+ b B↔ cC+ d D Se dice que estamos ante una reacción reversible (flecha bidireccional). En una reacción reversible no se transformarán totalmente los reactivos en productos: en la mezcla final siempre habrá presente algo de reactivos. A medida que la reacción progresa la concentración de los reactivos A y B irá decreciendo, a la vez irá creciendo la concentración de productos C y D.

Concepto de equilibrio químico y la constante de equilibrio. Llegará un momento en que la velocidad con que desaparecen A y B por la reacción directa se igualará a la velocidad con que se regeneran por la reacción inversa entre C y D. Se ha alcanzado un estado de EQUILIBRIO DINAMICO en el cual todas las propiedades macroscópicas del sistema se mantienen constantes a pesar de que la reacción sigue aconteciendo en ambos sentidos.

El equilibrio químico puede describirse cuantitativamente , por medio de la expresión de la constante de equilibrio.

aA  bB  cC  dD Vel d  kd  A B a

b

Vel i  ki C  D c

d

c

k d A B   ki C  D  a

b

k C  D Keq  d  a ki A  B b

c

d

Para una reacción reversible y a una temperatura constante, hay una relación determinada de las concentraciones de los reactivos y los productos, que tiene un valor constante. La constante de Equilibrio.

d

Expresiones de la constante de Equilibrio Las concentraciones de reactivos y de productos se pueden expresar en distintas unidades, y dado que las especies que reaccionan no siempre están en la misma fase, es probable que haya más de un modo de expresar la constante de equilibrio para la misma reacción. 2 NO2   KC  N2 O4 

EQUILIBRIOS HOMOGENEOS El término equilibrio homogéneo se aplica a las reacciones en las que todas las especies reactivas se encuentran en la misma fase. La disociación del N2O4 es un ejemplo de equilibrio homogéneo en fase gaseosa.

N 2O4( g )  2 NO2( g ) KP 

P2NO2  P( N2O4 )

K P  KC ( RT ) n

HCH3COO( ac)  H 2O(l )  CH3COO(ac)  H3O(ac)

CH COO  H O   

KC

3

PV  nRT



3

 HCH3 COO

1000gr M

18 gr mol  55,5M L 1

Expresiones de la constante de Equilibrio EQUILIBRIOS HETEROGENEOS

En una reacción reversible en la que intervienen reactivos y productos en distintas fases, conduce a un equilibrio heterogéneo.

CaCO3( s )  CaO( s )  CO2 ( g ) KC 

CaO CO2  CaCO3 

CaCO3  K ´C  CO  2 CaO K C  CO2 

K P  PCO2

CaCO3    CaO  

En los sólidos, la densidad, como la concentración se consideran constantes, pues son propiedades intensivas.

Expresiones de la constante de Equilibrio Si una reacción se puede expresar como la suma de dos o más reacciones, la constante de equilibrio está dada por el producto de las constantes de equilibrio de las reacciones individuales.

EQUILIBRIOS MULTIPLES

Existen sistemas complejos en donde:

CD AB E F  KC2  CD  EF  K CT  AB

AB C D

KC1 

CDEF AB E F

HCO3  H   CO 3 2 

2 3

H 2CO3  2H CO

H HCO   4,2 10 

H2 CO3( ac)  H   HCO3

K C1 

H2 CO3 

H CO   4,8 10 HCO  H  CO   2 10  

K C2 

2 3

K

 11

 3

 2

T C

 3

2 3

H2 CO3 

En las reacciones reversibles, cuando se desarrollan en dirección inversa, tienen como constante de equilibrio a la recíproca de la constante de equilibrio en la dirección directa.

7

N 2O4( g )  2 NO2( g)

2  NO2  K Cd  N 2O4 

2 NO2( g )  N 2O4( g )

17

K Ci 

N 2O4  NO2 2

KCi 

1 KCd

Información a partir de la constante de equilibrio Predicción de la DIRECCION de una reacción

H 2( g )  I2( g)  2 IH( g)

KC ,  54,3 a 430º C

Suponga que colocamos en un recipiente de 1L, 0,243 mol de H2, 0,143 mol I2 y 1,98 mol de IH.

IH 02  1,9820  111 H 20 I 2 0 0,2430 0,1430

 0

Concentraciones iniciales

El sistema no se encuentra en equilibrio. Por que 111 ≠ KC. Definimos Qc o Cociente de reacción, el que se obtiene sustituyendo las concentraciones iniciales en la constante de equilibrio.

Para llegar al equilibrio, la reacción procede de izquierda a derecha.

Para llegar al equilibrio, la reacción procede de derecha a izquierda.

Información a partir de la constante de equilibrio Cálculo de las concentraciones en el equilibrio Una mezcla de 1,0 moles de H2 y 2,0 moles de I2 se coloca en un recipiente de 1 L a 430 °C. La Kc para la reacción H2(g) + I2(g) ↔ 2IH(g) es 54,3 a esta temperatura. Determinar las concentraciones de H2, I2 y IH en el equilibrio.

Factores que afectan el estado de equilibrio.

Cambio en la concentración.

FeSCN (ac2 )  Fe(ac3 )  SCN (ac) rojo

amarillo

Principio de Le Chatelier: establece que si se aplica una tensión externa a un sistema en equilibrio, el sistema se ajusta de tal manera que se cancela parcialmente dicha tensión alcanzado una nueva posición de equilibrio.

incoloro

a) Al sistema le agregamos NaSCN.

NaSCN  Na  SCN  b) Al sistema le agregamos Fe(NO3)3.

Fe( NO3 )3  Fe 3  3NO3

c) Al sistema le agregamos H2C2O4.

H 2 C2 O4  2 H   C2 O42 C2O42  Fe 3  Fe(C 2O4 ) 33 amarillo

Equilibrio ácido - base: teoría de la disociación electrolítica de Arrhenius. Teorías ácido base de Brönsted Lowrry y de Lewis.

Trabajando en investigaciones en la conductividad galvánica de electrólitos, en 1883 Arrhenius presentó en la academia sueca y, dos años más tarde, publicó su "teoría de la disociación electrolítica" según la cual un ácido al disolverse en agua da iones hidrógeno hidratados, y una base es un compuesto que se disocia en disolución acuosa produciendo iones oxidrilo. Una de las mayores limitaciones de la definición de Arrhenius es que éste circunscribía el concepto de ácido base al comportamiento en disolución acuosa. Pero muchas bases, como el NaOH, donan OH– cuando se disuelven en otros disolventes distintos del agua (etanol). J. N. Brönsted (dinamarqués) y J. M. Lowry (inglés) formularon en 1923 una teoría de ácidos y bases que sigue siendo la más usada por los químicos para el estudio de soluciones acuosas. De acuerdo con esa teoría: Ácido es una sustancia capaz de transferir un protón. Base es una sustancia con capacidad para captar protones

Par Acido Base Conjugado: Sustancias que difieren en un hidrógeno, H+. Base Conjugada: Sustancia formada por la perdida de un H+, a partir de un ácido. Acido Conjugado: Sustancia formada por la adición de un H+,a partir de una base.

Teorías ácido base de Brönsted Lowrry y de Lewis. Fuerza de ácidos y bases. Acidos y bases débiles y sus constantes de disociación.

El agua es uno de los compuestos más abundantes, disuelve muchas sustancias y sirve como medio en el cual se producen una amplia variedad de reacciones químicas. Las soluciones acuosas de ciertos compuestos son buenas conductoras de la electricidad. A estos compuestos se los denomina ELECTROLITOS. Mientras que aquellos cuyas soluciones no conducen la electricidad, se los denomina NO ELECTROLITOS.

La constante de equilibrio es mayor cuanto más se disocia el ácido, y un ácido será tanto más fuerte o

menos débil, cuanto mayor sea la constante de equilibrio K(T) correspondiente a su proceso de disociación electrolítica. Naturalmente la constante equilibrio depende además de la temperatura, de la presión total sobre sistema, y de la naturaleza del disolvente.

El fundamento de la teoría es la imposibilidad de existencia de protones libres en cualquier solvente: los protones son transferidos desde una molécula (el ácido) a otra molécula (la base). Para que un ácido se manifieste como tal deberá estar en presencia de una base.

FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES EN SOLUCIÓN ACUOSA.

La “fuerza” de un ácido es su tendencia a transferir protones. Como los ácidos solo se comportan como tales en presencia de una base, para comparar su fuerza debemos estudiar sus comportamientos frente a una misma base. La base de elección para hacer esta comparación es obviamente el agua, que es el solvente de las reacciones químicas que nos interesan.

De acuerdo con la teoría de Brönsted-Lowry los aniones de ácidos débiles son bases y los cationes de bases débiles son ácidos. De hecho sales de ácidos débiles, como el acetato de sodio, dan soluciones alcalinas, y las sales de bases débiles, como el cloruro de amonio, dan soluciones ácidas. Las reacciones iónicas que describen estos comportamientos son:

CH3 CO2  H2 O  HCH3 CO2  OH  NH4  H 2 O  NH 3  H 3O

ELECTROLITO: Compuesto que produce iones cuando se disuelve en un disolvente.

A la mayoría de los compuestos iónicos que se disocian por completo se les llama ELECTROLITOS FUERTES. Muchos compuestos covalentes, cuando se disuelven en agua, se disocian solo en forma ligera, se les llama ELECTROLITOS DEBILES.

• Ácidos: HCl, HBr, HI, HClO4, HNO3, HSCN, H2SO4 (1er protón), HIO3 (C...