Equilibrio Quimico s103x

CONTENIDO 1-) Defina el equilibrio, cite dos ejemplos y explíquelos brevemente: el equilibrio se refiere a aquel estado de un sistema en el cual no se produce ningún cambio neto adicional. Cuando a y B reaccionan para formar C y D a la misma velocidad en que C y D reaccionan para formar A y B, el sistema se encuentra en equilibrio. Ejemplo de equilibrio: La reacción entre H2 y N2 para formar NH3 3H2 (g) + N2 (g) ⇔ 2NH3 (g) este es uno delos equilibrios mas importantes que se conocen debido a que se utiliza para capturar nitrógeno de la atmósfera en una forma que se pueda utilizar para fabricar fertilizantes y muchos otros productos químicos. La reacción entre SO2 y O2 para formar SO3 2SO2 (g) + O2 (g) ⇔ 2SO3 (g) 2.-) Explique la diferencia entre equilibrio físico y equilibrio químico. De dos ejemplos de cada uno. La diferencia que existe es que el equilibrio físico se da entre dos fases de la misma sustancia, debido a que los cambios que ocurren son procesos físicos; mientras que el equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades delas reacciones directas e inversas se igualan y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes. Ejemplos de Equilibrios Físicos: La evaporación del agua en un recipiente cerrado a una temperatura determinada. En este caso, el número de moléculas de H2O se dejan en la fase líquida y regresan a ella es el mismo: H2O (l) ⇔ H2O (g) Ejemplos de Equilibrio Químico •

CO (g) + Cl2 (g) ⇔ COCl2 (g)

•

H2 (g) + I2 (g) ⇔ 2HI (g)

3.- ) Defina el equilibrio homogéneo y el equilibrio heterogéneo. Cite dos ejemplos de cada uno. Equilibrio Homogéneo: Se aplica a las reacciones en las que todas las especies reaccionantes se encuentran en las misma fase. Equilibrio Heterogéneo: Se da en una reacción reversible en la que intervienen reactivos y productos en distintas fases. Ejemplos de equilibrio Homogéneo: 2NO (g) + O2 (g) ⇔ 2NO2 (g)

CH3COOH (ac) + H2O (l) ⇔ CH3COO (ac) + H3O+ (ac)

Ejemplos de equilibrio Heterogéneo: CaCO3 (s) ⇔ CaO (s) + CO2 (g) Los dos sólidos y el gas constituyen tres fases distintas

(NH4)2Se (s) ⇔ 2NH3 (g) + H2Se (g)

4.-) Enuncie la Ley de Acción de Masas: Es una relación que establece que los valores de la expresión de la Ke son constante par una reacción en particular a una temperatura dada, siempre que se haya sustituido las concentraciones en equilibrio.

5.-) Formule las ecuaciones de las constantes de equilibrio Ke, para los siguientes procesos: C (s) + CO2 (g) ⇔ 2CO (g)

2HgO (s) ⇔ 2Hg (l) + O2 (g)

2ZnS (s) + 3O2 (g) ⇔ 2ZnO (s) + 2SO2 (g)

PCl3 (g) + Cl2 (g) ⇔ PCl5 (g)

2CO2 (g) ⇔ 2CO (g) + O2 (g)

6.-) Defina el cociente de reacción. ¿en que se diferencia de la constante de equilibrio? El cociente de reacción tiene la misma forma que la constante de equilibrio, pero se refiere a valores específicos que no son necesariamente concentraciones en equilibrio. Sin embargo cuando son concentraciones en equilibrio, Q = Kc.

Puede compararse la magnitud de Q con la de K para una reacción en determinadas condiciones con el fin de decidir si debe producirse la reacción neta hacia la derecha o hacia la reacción inversa para establecer el equilibrio. Para aA + bB ⇔ cC + dD

7.-) Enuncie el principio de Le Chatelier. Mencione 4 factores que puedan desplazar la posición de un equilibrio. Solo uno de esos factores puede hacer variar el valor de la constante de equilibrio. ¿cual es ese factor? Principio de Le Chatelier: Cuando un sistema en equilibrio químico es perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración, el sistema modificará la composición en equilibrio en alguna forma que tienda a contrarrestar este cambio de la variable. Factores que puedan reemplazar la posición de equilibrio. • • •

Variación en la temperatura. Variación en la presión. Variación del volumen

La variación de temperatura es el factor que pueda hacer variar el valor de la constante de equilibrio. 8.-) Defina los ácidos y las bases de Bronsted. ¿Como difieren estas definiciones de Bronsted de las de Arrhernius? Ácidos y Bases de Bronsted. • • •

Un ácido, es la especie donadora de un protón en una reacción de transferencia de un protón. Una base, es la especie receptora del protón en una reacción de transferencia de un protón. Las definiciones de Bronsted con respecto a los ácidos y bases se diferencian de las de Arrhernius cuando dice que un ácido, es una sustancia que tiene hidrógeno y produce H+ en solución acuosa. Una base es una sustancia que contiene el grupo OH y, produce el Ión hidróxido, OH- en solución acuosa.

9.-) Identifique los pares conjugados ácidos – bases, según Bronsted, en cada una de las siguientes reacciones: •

H2PO4- + NH3 ⇔ HPO4= + NH4+

Ácido base ácido base •

C6H5NH2 + H2O ⇔ C6H5NH3+ + OH-

Base ácido ácido base •

HCN + H2O ⇔ CN- + H3O+

ácido base base ácidos •

NH4+ + H2O ⇔ NH3 + H3O+

ácido base base ácidos 10.-) Escriba las ecuaciones de disolución del H2O y la expresión para el producto iónico del agua, Kw. H2O (l) ⇔ H+ (ac) + OH- (ac) Ke[H2O] = Kw = [H+][OH-] Kw = [H+][OH-] = 1,0 x 10-14 Kw = (1,0 x 10-7)(1,0 x 10-7) = 1,0 x 10-14 Expresión para el producto iónico del agua, kw. 11.-) Complete la siguiente tabla para una disolución:

Carácter de la solución

Rangos de valores para pH

pOH

[H+] > [OH-]

Ácida

<7

>7

[H+] < [OH-]

Básica

>7

<7

[H+] = [OH-]

Neutra

=7

=7

12.-) Indique cuales de las siguientes soluciones son ácidas, básicas o neutras. • • •

Un litro de agua destilada tendrá un carácter NEUTRA y un pH igual a 7 El pH de la sangre ácida entre 7,35 y 7,45 por lo tanto es una solución BÁSICA Un suelo que tiene un pH superior a 7,50 pero inferior a 9,00 será de carácter BÁSICO

13.-) Escriba sobre una línea la palabra ácida, básica o neutra. • • •

pOH > 7 : la disolución es ÁCIDA pOH = 7 : la disolución es NEUTRA pOH < 7 : la disolución es BÁSICA

14.-) Defina solución amortiguadora. ¡Cuales son sus componentes! Es una solución de un ácido débil o una base débil y su sal. Los dos componentes deben estar presentes. La disolución tiene la capacidad de resistir los cambios de pH cuando se agregan pequeñas cantidades tanto de ácidos como de bases. La disolución amortiguadora está compuesta por un ácido o una base y una sal. 15.-) Cite dos ejemplos donde se ponga en evidencia la importancia de las soluciones amortiguadoras:

las disoluciones amortiguadoras son muy importantes en los sistemas químicos y biológicas. El pH en el cuerpo humano varía mucho de un fluido de a otro; por ejemplo, el pH de la sangre es alrededor de 7,4, en tanto que el del jugo gástrico humano es de alrededor de 1,5. En la mayor parte de los casos, estos valores de pH, que son cítricas para el funcionamiento adecuado de las enzimas y del balance de la presión osmótica, se mantienen gracias a las disoluciones amortiguadoras. Una solución que contiene moléculas de ácido acético y iones acetato (además, por supuesto, de otros iones). El equilibrio principal en esta solución es: HC2H3O2 ⇔ H++C2H3O2-

despejando [H+], se tiene:

INTRODUCCIÓN Si una corriente eléctrica pasa por un alambre de cobre, el alambre no cambia, en tanto que los electrones fluyen por el alambre en todo su recorrido. El número de electrones en el alambre no varia y no hay cambio químico. Por otra parte, cuando una corriente pasa por a través de una solución electrolítica. Los electrones libres no fluyen por la solución, la corriente en este caso es transportada por iones y en cada electrodo hay reacciones químicas. En el siguiente trabajo analizaremos algunas de las propiedades de las soluciones electrolíticas y observaremos las teorías que explican el comportamiento estudiado en estas soluciones, también estudiaremos las distintas disociaciones que se dan en ácidos polipróticos y bases polihidroxilicas además estudiaremos como se da el producto iónico del agua, y sus propiedades ácido base, además analizaremos el índice de acidez o basicidad de las soluciones a través del calculo del pH. OBJETIVOS •

GENERAL

Conocer los procesos de disociación de los distintos compuestos polifuncionales, teniendo en cuenta las propiedades ácido básicas del agua y el producto iónico de la misma, además de distinguir el pH de las distintas soluciones. •

ESPECIFICOS

• • • • •

Determinar la constante de ionización para las distintas etapas tanto en ácidos como en bases polifuncionales. Descubrir las propiedades ácido – base del agua. Explicar la disociación iónica del agua. Determinar el pH y pOH de una solución. Conocer la importancia de un indicador en la medición de la acidez o basicidad de una solución.

EL pH Y pOH El concepto de pH (Potencial de Hidrógeno) fue definido por primera vez por Soren Poer Lauritz Sorensen (1868-1939) Bioquímico danés, originalmente Sorensen. En el año de 1909. La escala de pH fue ideada para expresar en forma adecuada diferentes concentraciones del ión (H+) (ión Hidrógeno), en varias soluciones sin necesidad de utilizar números en forma exponencial, debido a que con frecuencia son números muy pequeños y por lo tanto es difícil trabajar con ellos, fue así entonces que se decidió trabajar con números enteros positivos. El pH de una disolución se define como el logaritmo negativo de la concentración del ión hidrógeno expresado en (mol/litro), la escala de pH se define por la ecuación: pH = - log [H+] El logaritmo negativo proporciona un número positivo para el pH, además el termino [H+] corresponde a la parte numérica de la expresión para la concentración del ión hidrógeno. Debido a que el pH solo es una manera de expresar la concentración del ión hidrógeno, las disoluciones ácidas y básicas (25°C), pueden identificarse por sus valores de pH como sigue: • • •

Disoluciones acidas: [H+] > 1,0 x 10-7M, pH < 7.00 Disoluciones básicas: [H+] < 1,0 x 10-7M, pH > 7.00 Disoluciones neutras: [H+] = 1,0 x 10-7M, pH = 7.00

Se observa que el pH aumenta a medida que el [H+] disminuye. En el caso del H2O pura, tendremos: La disociación del H2O es: H2O + H2O ↔ H3O+ + OHPor tanto [H3O+] = [OH-] = 1 x 10-7 mol/litro pH = - log [H3O+] pH = - log [1 x 10-7] pH = 7 A 25°C, el pH del agua pura y de cualquier solución acuosa que contenga concentraciones iguales de Ión hidronio y de ión hidroxilo es 7. Ej: Calcúlese el pH de una solución cuya concentración de ión hidronio es 6,0 x 10 –5 M pH = - log [6,0 x 10 –5] = - log [6,0 x 10 –5]

= - [log 6,0 + log 10 –5] pH = -0,78 + 5 = 4,22 Una escala semejante a la escala del pH puede usarse para expresar la concentración del ión hidroxilo de las soluciones. El pOH se define como el logaritmo negativo de la concentración molar de iones (OH) es decir: pOH : - log [OH-] El pH y el pOH se relacionan así: [H3O+] [OH-]= 10-14; log [H3O+] [OH-]= log 10-14 Luego log [H3O+] + log [OH-]= - 14 (- log [H3O+])+ (- log [OH-]) = 14 y decir: pH + pOH = 14 Ejemplo 2: Cual es el pH y pOH de una solución 0,0001 M de hidroxido de sodio. Solución:

El NaoH es un electrolito fuerte, su disociación es : NaoH Na+ + OHHallemos entonces inicialmente el pOH así: pOH = - log [OH-] pOH = - log [1 x 10-4] pOH = - [log 1 + log 10-4] pOH = - log 1 – (-4) log 10 pOH = 0 – (- 4) log 10 pOH = 0 – (- 4) . 1 pOH = 4 Como la suma del pH y pOH en una solución es igual 14, el pH puede determinarse, restando de 14 el valor de pOH. En este caso: pH = 14 – pOH pH = 14 – 4 pH = 10 R/ El pH de la solución es 10 y el pOH = 4, lo cual indica que la solución es básica ya que el pH > 7.

Este tipo de notación se ha extendido para incluir el término pK, que se refiere a constantes de equilibrio, por lo tanto pKa y PKb se refieren a los logaritmos negativos de las constantes de disociación de ácido y base, respectivamente. Debería observarse explícitamente que el valor de pK para un ácido o base dados es una constante a una temperatura dada, sin embargo, los valores de pH y pOH varían progresivamente. Ejemplo 3. Calcule el pH de una solución 0,5 F de NH4OH si PKb = 1,8 x 10 -5 Solución: NH3 + H2O NH4+ + OH Inicio 0,5 0 0 Rx X X X Equil 0,5- x X X Inicial

Rx

Equilib

[NH3] = 0,5

X

0,5 – x

[NH4+] = 0

X

X

[OH -] = 0

X

X

PKb = [NH4+] [OH -] = PKb = X2 = 1,8 x 10--5 [NH3] 0,5 - x → X2 = 0,9 x 10-5 X = 3 x 10 –3 Luego: [OH -] = 3 x 10 –3 pOH = - log [OH-] pOH = - log [3 x 10 –3] pOH = - (log 3 + log 10 –3) pOH = - [0,477 + (-3)] pOH = - (-2,52) pOH = 2,52 pH = 14 – POH pH = 14 –2,52

pH = 11,48 Ejemplo 4: Un acido debil de formula HA tiene un pH = 5,3 cuando su concentración es 0,1 F ¿Cual es su constante de disociación? HA + H2O H3O+ + AInicial

Reacción

Equilibrio

[HA] = 0,1

X

0,1 - x

[H3O+] = 0

X

X

[A] = 0

X

X

PKa = [H30+] [A -] = X2__ [HA] 0,1 - x pero pH = - log [H3O+] pH = - log X •

log X = 5,3

- 5,3 = log X; antilog (-5,3) = X luego: antilog 6,7 = X, entonces X = 5 x 10-6 PKa = [5 x 10-6]2 0,1 –5 x 10-6 Despreciando 5 x 10-6 como sumando: PKa = 25 x 10-12 0,1 PKa = 2,5 x 10 -10 Los valores de la escala de pH son los que muestra la tabla siguiente: ESCALA DE pH [H3O+] 0

1 x 10-1

1 x 10 1 x 10

-2

pH

[OH-]

POH

0

1 x 10

-14

14

1

1 x 10-13

13

2

-12

12

1 x 10

1 x 10-3

3

1 x 10-11

11

-4

4

1 x 10

-10

10

1 x 10-5

5

1 x 10-9

9

-6

6

-8

8

1 x 10-7

7

1 x 10-7

7

-6

6

1 x 10 1 x 10

1 x 10 NEUTRALIDAD

-8

8

1 x 10

1 x 10-9

9

1 x 10-5

5

1 x 10

-4

4

-3

3

1 x 10 1 x 10

-10

1 x 10

-11

11

1 x 10

1 x 10-12

12

1 x 10-2

2

-13

13

1 x 10

-1

1

1 x 10-14

14

1 x 100

0

1 x 10

10

INDICADORES La determinación del pH de una solución es un problema usual en el laboratorio químico, que se resuelve de manera aproximada mediante el empleo de un indicador. Un indicador es un compuesto orgánico en propiedades de ácido débil o base débil, cuyo ión y la molécula correspondiente presentan coloraciones diferentes. El pH medio, al actuar sobre el equilibrio de estas dos formas hacen que los mismos capten o liberen iones OH- o H+, variando la coloración del medio; el cambio de color del indicador se denomina viraje. Una serie de pigmentos naturales presentan un color en disoluciones ácidas y otro color en disoluciones básicas, por ejemplo el pigmento tornasol tiene color rojo en disoluciones ácidas y color azul en disoluciones básicas. Muchos colorantes sintéticos tienen colores que son sensibles a la concentración de iones hidrozonio, por ejemplo: el dimitrofenol C6H4N2O5 es incoloro en disoluciones fuertemente ácidas y amarillo en disoluciones básicas y débilmente ácidas. Veamos el comportamiento de un indicador tipo ácido débil RH, el tornasol. En solución muy divididas en agua, las moléculas RH se ionizan, en poca extención de acuerdo con la ecuación: RH + H2O ↔ R- + H3O+ Rojo → Azul Si nos encontramos en un medio ácido rico en iones H3O+ los iones R- se combinan con los iones H3O+ para dar moléculas de RH, y el equilibrio iónico anterior se desplaza hacia la izquierda, aumentando la concentración de RH y disminuyendo la de R-, con lo que la solución toma el color rojo de las moléculas RH. Por el contrario, si el medio es básico por adición de iones OH- , los iones H3O+, que provienen de la ionización de las moléculas RH, se combinan con los iones OH- para dar agua, el equilibrio iónico se desplaza hacia la derecha, las moléculas de RH desaparecen de la solución aumentando la concentración de R- con lo que la solución toma el color azul de iones R.

Preparando disoluciones de ácidos y bases fuertes de concentraciones conocidas, podemos establecer una serie de disoluciones de pH conocido y estas pueden usarse para examinar el intervalo de pH dentro del que los indicadores naturales y sintéticos experimentan cambios de color. La mayoría de los indicadores cambian completamente de color en un intervalo de pH de unos 2 unidades, de modo que observando el color que presentan una serie de indicadores añadidos a una disolución de pH desconocido, es posible definir el pH de la solución entre 2 valores que difieren en una unidad de pH. La determinación del pH se debe a que la especie molecular del indicador tiene un color y la especie ionica tiene otro color y de esta manera la especie cuya concentración prima dará el color a la solución. Si el indicador es ácido, su equilibrio puede representarse mediante la ecuación: HIn + H2O In- + H3O+ Un caso particular podría se el de la fenolftaleina cuya especie molecular HIn es incolora y la especie disociada In- es roja. De acuerdo al principio de lechetelier si el indicador se agrega una solución ácida que contiene los iones H3O+, su equilibrio se desplaza mucho en sentido contrario, predominando la especie molecular sobre la ionica, por el contrario si se agrega a una solución básica el equilibrio se desplaza en sentido directo y predomina la especie ionica que dará el color a la solución. En el caso de que el indicador sea básico, su equilibrio puede representarse mediante la expresión: In OH In+ +OHY de acuerdo al principio de lechatelier, la especie molecular ( In OH) prima en medio básico y la iónica (In+) en medio ácido. PROPIEDADES DE ALGUNOS INDICADORES. NOMBRE

COLOR ACIDO

COLOR BÁSICO

INTERVALO PH

Rojo

Amarillo

1,2 - 2,8

Azul de bromogenol

Amarillo

Azul

3,1 - 4,4

Rojo de clorofenol

Amarillo

Rojo

4,8 - 6,4

Rojo de cresol

Amarillo

Rojo

7,2 - 3,8

Fenoltaleina

Incoloro

Rojo

8,3 – 10

Alizarina amarilla

Amarillo

Rojo

10 – 21,1

Anaranjado de metilo

Rojo

Amarillo

3,1 – 4,4

Rojo de metilo

Rojo

Amarillo

4, 2 – 6,3

Azul de bromotimol

Amarillo

Azul

6 – 7,6

Violeta de metilo

Amarillo

Azul violeta

0, 2 – 2

Azul

Rojo

3-5

Azul de timol

Rojo conso PRODUCTO IONICO DEL H2O

Puesto que el agua es una sustancia anfótera, ya que puede disociar tanto en medio ácido como en medio básico. No es sorprendente que experimente reacción consigo mismo o lo que es lo mismo tiene la propiedad de autoionizarse, esto debido a que las moléculas del agua pura, se encuentran en equilibrio con una pequeñísima cantidad de iones hidrógeno (H+) y con una cantidad igual de iones hidroxido (OH-), por lo tanto : H2O + H2O H3O+ + OH- esto es igual 2H2O H3O+ + HO- o lo que es lo mismo H2O H+ + OHComo se sabe el agua pura tiene la capacidad de disociar en iones por lo que en realidad se puede considerar una mezcla de: • • •

Agua molecular (H2O) Protones hidratados (H3O+) Iones hidroxilo (OH-)

Ejemplo: Para ver el gráfico seleccione la opción ¨Bajar trabajo¨ del menú superior • •

Disociación del H2O 2 H2O H3O+ + OH-

Este equilibrio existe en agua pura y en todas las soluciones acuosas diluidas; se le aplica la siguiente expresión de la constante de equilibrio Kw = [H3O+] [OH-] [H2O]2 la ecuación se puede reordenar de la siguiente manera K [H2O]2 = [H3O+][OH-] Sin embargo la concentración de agua (H2O) puede considerarse como constante, el termino Kw se define como K [H2O]2 por lo tanto K = [H3O+][OH-] Se debe tener en cuenta que este equilibrio solo se establece en solución acuosas. El Kw. En la ecuación anterior introducimos la constante (Kw) la cual vendría siendo la constante de disociación o producto ionico del H2O. Se ha descubierto que la concentración molar del H2O es 55,55gr. y que ha 25oC el valor Kw es 1,8 x 10 –16, Sustituyendo este valor en la ecuación 5 quedaría: [H+] [OH-] = 1,8 x 10 –16 x 55,55 = 10 – 14 De esta manera en el caso del H2O pura [H+] = [OH-] = 10 – 7 moles / L

o lo que es lo mismo [H3O+] = [OH-] = 10 – 7 moles / L Debido a que las concentraciones de ambos iones son iguales en todo solución diluida tendremos que: [H+] = [OH-] es decir [H+].[H+] = = [H+]2 = 10 – 14 mol2 / L2 como el valor de Kw es muy pequeño queda introducido en la ecuación del equilibrio. Constante de disociación para el H2O respecto a un acido o base • • •

para el H2O pura [H3O1] = [OH-] = 10-7 H2O mas adición de un acido: [H3O1] > [OH-] ≠ 10-7 H2O mas adición de una base: [H3O+] < [OH-] ≠ 10-7 Aunque su producto ionico debe permanecer constante [H3O+] x [OH-] = 10-14 El valor tan pequeño de Kw hace que la cantidad de iones obtenidos por disociación del agua se desprende con respecto a la cantidad de iones obtenidos por disociación de un acido o una base, es por esto que el equilibrio del agua se desprecia cuando se disuelven ácidos o bases que presentan una constante de disociación mucho mayor. Si la constante de equilibrio (Kc) del soluto fuera menor a Kw, el equilibrio de este soluto seria despreciable con respecto al agua; y si Kc = Kw habría que considerar el sistema como un ión común. Recordemos que el ión común es el efecto de desplazar la reacción en sentido contrario de acuerdo con el principio de Lechatelier. Ejemplo: Calcúlese la concentración de ión hidronio y la de ión hidroxido en agua pura a 25°C Solución:

2 H2O H3O+ + OHKw = [H3O+]-[OH-] = 1,0 x 10-14 Sea X = [H3O+]=[OH-] X2 = 1,0 x 10-14 X = 1,0 x 10-7 M = [H3O+] = [OH-] Ejemplo 2: Calcular la concentración de ion hidronio de una solución NOOH 0,100 M. Solución:

En solución acuosa el NOOH es una base fuerte puesto que la presencia del ión hidroxido del NAOH impide la ionización del agua, la concentración del ión hidróxido del agua es despreciable y la solución esta constituida por NA+ 0,100 M y OH- 0,100 M. En cualquier solución acuosa diluida. Kw = [H3O+] [OH-] = 1,0 x 10-14 [H3O+] [0,100] = 1,0 x 10-14 [H3O] = 1,0 x 10-13 DISOCIACIÓN DE ÁCIDOS POLIPRÓTICOS Y BASES POLIDROXILICAS Los ácidos polipróticos son ácidos que tienen más de un hidrogeno ionizable. Estos ácidos disocian en mas de una etapa y cada etapa presenta su propia constante de equilibrio. Como ilustración observemos el H3PO4 en el agua. Si tenemos una solución 0,1 M. La especie resultante serian: H3PO4 + H2O H3O++ H2PO4-1 H2PO4-1 + H2O H3O++ HPO2-2 HPO4-2 + H2O H3O++ PO2-3 Entonces las constantesde ionización serían: K1= [H3O+] [H2PO4-1] = 7,1 x 10-3 [H3PO4] K2= [H3O+] [H PO4-2] = 6,3 x 10-8 [H2PO4-] K3= [H3O+] [PO4-3] = 4,2 x 10-13 [HPO4-2] Debemos tener en cuenta que cada disociación sucesiva es menor que la que le procede, esto debido a que entre más negativa es la especie, es más difícil retirarle un protón. Esto nos dice que la mayor parte del H3O+ se forma en la primera y segunda ionización. Observemos que Kd = [H3O+1] [H2PO4-] = [H3PO4] Como Kd es muy grande, la ionización es extensa y no se puede aproximar a la concentración de equilibrio H3PO4 desde su concentración inicial. Esto nos produce una ecuación cuadrática.

[H3O+]2 + 7,1 x 10-3 [H3O+]-7,1 x 10-4 = 0 y la solución [H3O+] = 2,3 x 10-2 la solución entonces dan como resultado [H3O+] = [H2PO4-]= 2,3 x 10-2 M y [H3PO4]= 0,1 – 0.023 = 0,077 Si usamos la ecuación de la segunda ionización y la aproximación predominante viene de la primera ionización. Se tiene [H PO4-2] = Ka2 = [H2 PO4-] = 6,3 x 10-8 M [H3O+] Y esta la incluiremos en la expresión para la tercera ionización, suponiendo que H3O+ es un resultado de la primera ionización. Entonces: [PO4-3] = Ka3 [H PO4-2] = (4,2 x 10 –13) (6,3 x 10-8) [H3O+] (2,3 x 10 –2) = 1,2 x 10 –19 M Otro ejemplo podría ser el del H2S + H2O ↔ H3O+ + HSHS- + H2O ↔ H3O+ + S-2 Y se distribuye de igual manera al ejemplo anterior. Las bases polihidroxilicas pueden producir en su ionización, mas de un ión oxhidrilo, en la naturaleza se encuentran pocos compuestos polihidroxilico en solución, pero los que hay los tratamos de la misma forma que con los ácidos polipróticos. CONCENTRACION DE H’ AL AÑADIR ACIDOS A BASES FUERTES. Al disolver un ácido fuerte en agua, genera iones hidronio o protonos. HA + H2O →H3O- + Ay claro al añadir una base fuerte se generan iones hidroxilo: NaOH + H2O → H2O + 0H + NaAI ser electrolitos fuertes, se ionizan completamente en agua y por tanto incrernentan ia concentración de H3O+ o de OH- eu proporción directa a ia cantidad añadida. Por ejemplo al añadir O.l moles de NaOH ai agua Ia concentración de OH será de O.1+1x107 O.l moles/L Eu el caso anterior, cuál será la concentracíon:

Equilibrio principal H2O(1) = H+(aq) + OH(aq) O 0.1 x O.1+ x Constante: Kw=[H+][OH-] Si suponemos que x es pequeña comparada con 0.1, y sustituimos tendremos: Kw=[H+][OH-]=(x)(0.1)= 1x10-14 x=1x10-13M = pH Es claro que 1 x 10-13 <<< 0.1 PROPIEDADES ACIDO BASE DEL AGUA El agua es un disolvente único. Una de sus propiedades especiales es su capacidad para actuar como un ácido o como una base. El agua se comporta como una base en reacciones con ácidos como el Hcl y como un ácido con bases como el NH2. El agua es un mal conductor de electricidad ya que es un electrolito muy debil, pero experimenta una ligera ionización . H2Ol ↔ H2 (h2) +OH- (0-1) A esta ecuación en ocasiones se le conoce como autoionización del agua. Según Bronsted, en su esquema se expresa la autoionización del agua como sigue: H – O: + H – O: ↔ H – O – H + ‌ ‌ ‌ + H – O: HHH H2O + H2O ↔ H3O+ + O+]Acido 1 base 2 acido2 base 1 Ejercicio: Calcule la concentración de iones OH- en una disolución de Hcl una concentración de iones hidrógeno es de 1.3 M Kw = [H2] [OH-] [OH-] = Kw = 1 x 10-14 = 2,69 x 10-15 M

[H+] 1,3 M CONCLUSIÓN Después de analizar todo lo visto anteriormente se puede decir que los procesos de disociación tanto de ácidos como de bases nos dan una idea bien clara de la forma como se presenta un equilibrio en una solución. De otro lado el producto iónico del agua nos relaciona el producto de las concentraciones molares de los iones H + y OH – donde lugar a la constante conocida como " Constante de ionización del agua ". Estudiando las propiedades del agua se pudo notar que esta es una sustancia anfótera es decir que se comporta como ácido o como base y su comportamiento depende de la sustancia con la que actúe. Para medir la acidez o basicidad de una solución se utiliza el pH, el cual está relacionado con la concentración de ión Hidrógeno ( H+) de una solución. Se observa que el pH aumenta a medida que [H+] disminuye, además las disoluciones ácidas y básicas pueden identificarse a partir de sus valores de pH. Siendo ácidas cuando [H+] > 1,0 x 10 –7M, Básicas cuando [H+] < 1,0 x 10 –7M y neutras cuando [H+] = 1,0 x 10 –7M. Una determinación aproximada de pH puede lograrse empleando los indicadores que son colorantes ácidos o básicos (muy débiles) que tienen la propiedad de cambiar su color en solución acuoja en un rango de pH.

Equilibrio químico De Wikipedia, la enciclopedia libre Saltar a navegación, búsqueda El equilibrio químico se observa cuando las cantidades relativas de 2 o más sustancias permanecen constantes, es decir, el equilibrio químico se da cuando los moles no cambian, de igual manera, en estado de equilibrio no se observan cambios físicos a medida que transcurre el tiempo; no es necesario que exista una reacción química para que exista un equilibrio químico.

[editar] POR: Silvana Auquilla Una vez iniciada una reacción química puede evolucionar de dos maneras diferentes: la reacción puede desarrollarse hasta que se agote uno de los reactivos o bien transcurrir hasta un cierto punto en el que, aunque existan reactivos en cantidad suficiente, la reacción, aparentemente, se detiene. En el segundo caso se dice que el sistema formado por los reactivos, los productos y el medio de reacción ha alcanzado un estado de equilibrio. A pesar de que un sistema químico en equilibrio parece que no se modifica con el tiempo, esto no significa que no está ocurriendo ningún cambio. Inicialmente, los reactivos se combinan para formar los productos, pero llega un momento en que la cantidad de producto es los suficientemente grande como para que estos productos reaccionen entre sí volviendo a formar los reactivos iniciales. De esta manera transcurren simultáneamente dos reacciones, directa e inversa. El equilibrio se alcanza cuando los reactivos se transforman en productos con la misma velocidad que los productos vuelven a transformarse en reactivos. Un sistema en equilibrio debe cumplir los siguientes requisitos:

• •

•

Sólo puede existir equilibrio en un sistema cerrado: un sistema en el que ni la energía ni las sustancias entren o salgan continuamente. Cuando se alcanza el estado de equilibrio, las propiedades observables del sistema (color, masa del reactivo sin reaccionar, temperatura, etc.), no varían con el tiempo. Toda situación de equilibrio se altera cuando se modifica la temperatura, pero se restablece cuando el sistema vuelve a la temperatura original.

Cuando se alcanza el estado de equilibrio, las concentraciones de los reactivos y los productos se encuentran en una relación numérica constante. Experimentalmente se comprueba que las concentraciones de las sustancias implicadas en un sistema en equilibrio se encuentran relacionadas por la siguiente expresión matemática: aA + bB → cC + dD K = [C]c[D]d / [A]a[B]b En esta expresión el numerador es el producto de las concentraciones de equilibrio de los productos, elevada cada una de ellas a un exponente que es igual al número de moles de cada producto que aparece en la ecuación química(Coeficiente Estequiométrico). El denominador es el producto de las concentraciones de equilibrio de los reactivos, elevada cada una de ellas a un exponente que es igual al número de moles de cada reactivo que aparece en la ecuación química. La razón, K, entre el numerador y el denominador es la constante de equilibrio de la reacción. Si el valor de K es muy pequeño, mucho menor que 1, la reacción directa sólo ocurre en una pequeña extensión antes de alcanzar el equilibrio. Es decir, los reactivos no reaccionan del todo. En cambio, si el valor de K es grande, mucho mayor que 1, la reacción directa está ampliamente favorecida; esto es, los reactivos originales se transforman en productos en una gran amplitud. Podemos concluir: • •

Si K < 1, se favorece la formación de reactivos. Si K > 1, se favorece la formación de productos.

El rendimiento de una reacción química se ve disminuido por la tendencia a alcanzar el estado de equilibrio, ya que los reactivos no se transforman al cien por cien en productos. Para conseguir que el equilibrio se rompa desplazándose en el sentido que nos interesa, es necesario saber qué factores se pueden modificar. Los cambios de cualquiera de los factores: presión, temperatura o concentración de las sustancias reaccionantes o resultantes, pueden hacer que una reacción química evolucione en uno u otro sentido hasta alcanzar un nuevo estado. Todos los cambios que afectan el estado de equilibrio son predecibles según el principio de Le Châtelier. A fines del siglo XIX, el químico francés Henry Le Chatelier (1850-1936) postuló que, si sobre un sistema en equilibrio se modifica cualquiera de los factores que influyen en una reacción química, dicho sistema evolucionará en la dirección que contrarreste el efecto del cambio. Cuando un sistema que se encuentra en equilibrio, es sometido a una acción externa que lo perturbe, el equilibrio se desplaza hasta alcanzar nuevamente el equilibrio. Los principales factores que afectan el equilibrio son:

•

•

•

Cambio de concentración. Supongamos el siguiente sistema en equilibrio: A + B ó C + D. Si se agrega alguna de las sustancias reaccionantes, por ejemplo A, se favorece la reacción que tiende a consumir el reactivo añadido. Al haber más reactivo A, la velocidad de reacción hacia los productos aumenta, y como en el estado de equilibrio las velocidades de reacción son iguales en ambos sentidos, se producirá un desplazamiento de la reacción hacia los productos. Es decir, se formará una mayor cantidad de C y D, hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. De igual modo podemos predecir qué efectos tendría un aumento en la concentración de cualquiera de los productos C o D. Al aumentar C, por ejemplo, el equilibrio se desplazaría hacia los reactivos, ya que la velocidad de reacción aumentaría en ese sentido hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. Al disminuir la concentración de alguno de los reactivos, retirando parte de A o B, también podemos alterar el equilibrio químico. Según el Principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplazaría en el sentido de compensar dicha falta, es decir, hacia la formación de reactivos. De igual manera, si disminuimos la concentración de uno de los productos, el sistema reacciona desplazándose hacia los productos. Sin embargo, aunque la variación de la concentración de cualquiera de las sustancias que interviene en el equilibrio no afecta en absoluto el valor de la constante, si se modifican las concentraciones de las restantes sustancias en equilibrio. Cambio de la temperatura. Si en un equilibrio químico se afecta la temperatura, el sistema se opone al cambio desplazándose en el sentido que absorba calor, esto es, favoreciendo la reacción endotérmica. Por el contrario, al disminuir la temperatura se favorece el proceso que genera calor; es decir, la reacción exotérmica. Cambio de la presión. La variación de la presión en un equilibrio, sólo influye cuando intervienen sustancias en estado gaseoso y se verifica una variación en el número de moles entre reactivos y productos. Un aumento de presión favorecerá la reacción que implique una disminución de volumen. En cambio, si se disminuye la presión, se favorecerá la reacción en la que los productos ocupen un volumen mayor que los reactivos.

Nota: La utilización de catalizadores no modifican el sentido del equilibrio, estos afectan la energía de activación tanto a la derecha como a la izquierda, por lo tanto solamente cambian la cantidad de tiempo necesario para alcanzar el equilibrio. Esta formulación del concepto de equilibrio químico, planteado como dos procesos cinéticos en direcciones opuestas, es sin lugar a dudas la forma más sencilla e intuitiva de aproximarse al concepto de equilibrio químico. Sin embargo, la condición de equilibro, de una forma rigurosa debe ser establecida no en función de una aproximación cinética, sino termodinámica.

Obtenido de "http://es.wikipedia.org/wiki/Equilibrio_qu%C3%ico" EXPRESIÓN GENERAL PARA LA CONSTANTE KC El equilibrio químico es un estado del sistema en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo. Así pues, si tenemos un equilibrio de la forma: a A + b B= c C + d D

Se define la constante de equilibrio Kc como el producto de las concentraciones en el equilibrio de los productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, para cada temperatura. EFECTO DE UN CAMBIO DE LAS CONDICIONES DE EQUILIBRIO. Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio en un proceso químico, como son la temperatura, la presión, y el efecto de la concentración. La influencia de estos tres factores se puede predecir, de una manera cualitativa por el Principio de Le Chatelier,que dice lo siguiente: 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. 





Efecto de la temperatura: si una vez alcanzado el equilibrio, se aumenta la temperatura, el equilibrio se opone a dicho aumento desplazándose en el sentido en el que la reacción absorbe calor, es decir, sea endotérmica. Efecto de la presión: si aumenta la presión se desplazará hacia donde existan menor número de moles gaseosos, para así contrarrestar el efecto de disminución de V, y viceversa. Efecto de las concentraciones: un aumento de la concentración de uno de los reactivos, hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de productos, y a la inversa en el caso de que se disminuya dicha concentración. Y un aumento en la concentración de los productos hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de reactivos, y viceversa en el caso de que se disminuya.

Kc y Kp Para proceder a relacionar la Kc y la Kp debemos relacionar previamente las concentraciones de las especies en equilibrio con sus presiones parciales. Según la ecuación general de los gases perfectos, la presión parcial de un gas en la mezcla vale: pi = (ni R T) / V = Ci R T Una vez que hemos relacionados las concentraciones con las presiones parciales de cada especie, se calcula la dependencia entre ambas concentraciones, simplemente llevando estos resultados a la constante Kc. De esta manera llegamos a la expresión: Kp = Kc (R T )An Donde la An es la suma de los moles estequiométricos de todos los productos en estado gaseoso menos la suma de todos los moles de reactivos también gaseosos. RELACIÓN ENTRE LA VARIACIÓN DE ENERGÍA LIBRE DE GIBBS, Y LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO. La variación de Energía Libre de Gibbs y la constante de equilibrio están intimamente ligadas entre sí a través de la siguiente ecuación:

AG = - R T Ln kp donde R es la constante de los gases, T la temperatura absoluta, y Kc la constante de equilibrio. RESUMEN. Un sistema en equilibrio dinámico, es aquel en el que la reacción directa y la inversa, ocurren a la misma velocidad. El sistema en equilibrio, puede ser descrito a través de la constante Kc. Si la constante es muy grande, la reacción directa se producirá casi exhaustivamente, mientras que la inversa no ocurre de forma apreciable. Si la constante es muy pequeña, la reacción que domina es la inversa. Si un sistema en equilibrio, es perturbado en su posición de equilibrio, se produce o bien la reacción directa o la inversa, con objeto de restablecer el equilibrio. Se puede utilizar el Principio de Le Châtelier para predecir de qué forma evolucionará el equilibrio sometido a una perturvación.  

Una disminución del volumen; hace que se produzca la reacción de modo que decrezca, el nº de moles de gas en el sistema. Un aumento de la temperatura:

hace que se produzca la reacción endotermica. La constante de equilibrio se puede relacionar con la energía Libre de Gibbs a través de la ecuación: AG = - R T Ln Kp Consideraciones termodinámicas Un sistema en el que tenga lugar un proceso espontáneo, tiende a un estado de equilibrio en el cual las variables del sistema permanecen constantes. Durante este proceso la energía libre disminuye hasta alcanzar un valor mínimo en el equilibrio. En un sistema en el que tenga lugar una reacción química, el equilibrio se puede cuantificar mediante la constante de equilibrio, que esta relacionada con la variación de energía libre estándar para la reacción. La constante termodinámica es función de las actividades de las sustancias que intervienen en la reacción. La actividad de una sustancia en una disolución es una medida de la tendencia de la sustancia a escapar de la disolución a otras disoluciones con menor actividad. La actividad, a, esta relacionada con la concentración, C, mediante el coeficiente de actividad, , siendo a = .C. El coeficiente de actividad es una medida del grado de divergencia del comportamiento de la sustancia con respecto al ideal. Para el disolvente la actividad se relaciona con su presión de vapor, aD = PD / PDo, donde PDo es la presión de vapor del disolvente puro. La relación entre la constante de equilibrio termodinámica, Ko, y la de concentraciones, Kc, puede ponerse como: Ko = Kc K donde K es el producto de los coeficientes de actividad elevados a los

coeficientes estequiométicos. Los coeficientes de actividad varían de la unidad debido principalmente a las diferentes fuerzas intermoleculares que experimentan en la disolución con respecto al estado de referencia, por lo tanto cuando en la reacción intervienen especies cargadas, la discrepancia será mayor. Consideraciones cinéticas Desde un punto de vista cinético, en el equilibrio químico la velocidad de la reacción directa y la reacción inversa se igualan, puesto que las concentraciones de reactivos y productos se mantienen constantes. Por ello, la constante de equilibrio es igual al cociente entre las constantes de velocidad de las reacciones directa e inversa: Kc = kd / ki También hemos de tener en cuenta que es necesario un tiempo para que se alcance el equilibrio, en un principio, cuando sólo hay reactivos, la velocidad de la reacción directa es máxima y la de la reacción inversa cero, conforme se hacerca al equilibrio ambas se igualan y en el equilibrio son iguales. Pero es necesario un tiempo para que esto ocurra. En la aplicación de los equilibrios con fines analíticos, hemos de considerar el tiempo necesario para que este se alcance. Disoluciones de electrolitos Un electrolito es una sustancia que produce iones en disolución. Debido a las fuertes interacciones de largo alcance existentes entre los iones en la disolución, los coeficientes de actividad difieren bastante de la unidad incluso en disoluciones diluidas. Estas fuerzas interiónicas producen un ordenamiento de los iones en la disolución de forma que alrededor de un ion positivo habrá más iones negativos y viceversa. Esta distribución no homogénea de cargas produce la aparición de un potencial eléctrico pues la carga neta un cualquier punto de la disolución no será nula. Esto produce una estabilización de la disolución debido a que los iones se rodean de otros de carga opuesta, lo que hace que tengan menos tendencia a escapar de la disolución y la actividad será inferior a la concentración. Una medida de la intensidad del campo eléctrico creado por los iones existentes en la disolución, puede obtenerse mediante la fuerza iónica, I:

donde zi es la carga del ion i, y Ci, su concentración. La relación entre la fuerza iónica con los coeficientes de actividad viene dada de forma aproximada por la ecuación de Debye-Huckel:

donde A y B son constantes que dependen del disolvente y de la temperatura, y ai, un parámetro semiempírico que tiene en cuenta el tamaño del ion. En agua a

25 oC, A=0,509 y B=0,329. La ecuación anterior ha demostrado su validez para fuerzas iónicas inferiores a 0.1 M. A fuerzas iónica bajas, I < 0,01 M, puede utilizarse la ley límite de Debye-Huckel:

Experimentalmente se ha observado que primero disminuye con I, tal como predice la ecuación de Debye-Huckel, pero luego aumenta. Este aumento se puede deberse a la solvatación de los iones que produce una disminución de la cantidad de disolvente libre y por lo tanto un aumento de la concentración efectiva del electrolito. Empíricamente puede hacerse frente a este comportamiento incluyendo un termino en I en la ecuación de Debye-Huckel, esta modificación se conoce como ecuación extendida o ampliada de DebyeHuckel. En algunos casos, puede emplearse la ecuación de Davies:

Esta expresión fue desarrollada empíricamente y no requiere conocer parámetros de tamaño iónico. En muchas disoluciones los iones se asocian para formar pares iónicos. Un par iónico es la asociación de dos iones hidratados que se mantienen unidos por fuerzas electrostáticas durante un tiempo superior a varias colisiones con el disolvente. En agua la asociación en pares iónicos es prácticamente despreciable para electrolitos 1:1, pero puede ser significativa en electrolitos con cargas superiores o incluso en electrolitos 1:1 a concentraciones altas. Por ejemplo, a 25 oC en agua una disolución de CuSO4 0.001 M existe un 10% de asociación iónica, en 0,01 M un 35% y sube hasta un 57% para una concentración de 0,1 M. La formación de pares iónicos reduce el número de iónes en la disolución y por lo tanto reduce la fuerza iónica, al tener esto en cuenta, mejora la aplicación de la ecuación de Debye-Huckel. Factores que afectan al equilibrio El equilibrio puede desplazarse por diversos factores, que podemos clasificar según afecten o no al valor de la constante termodinámica: Modifican el valor de la constante de equilibrio termodinámica:  Temperatura  Presión  Naturaleza del disolvente No modifican el valor de la constante de equilibrio termodinámica:  Actividad del disolvente  Fuerza iónica  Reacciones laterales Cálculos en el equilibrio

El cálculo de las concentraciones en el equilibrio requiere el planteamiento de un sistema de ecuaciones con tantas ecuaciones como especies existan en el equilibrio. Las ecuaciones del sistema proceden de:  Las constantes de equilibrio.  Los balances de masas.  El balance de cargas si es necesario. A continuación se expone un procedimiento sistemático para resolver este tipo de problemas: 1) Escribir los equilibrios que tiene lugar 2) Identificar las especies que intervienen en los equilibrios y cuyas concentraciones se han de determinar. 3) Plantear las constantes de equilibrio 4) Plantear los balances de masas que expresan la conservación de la materia para las sustancias en la disolución. 5) Plantear el balance de cargas, si fuera necesario. La utilización del balance de cargas es necesario cuando el número de especies es superior al número de equilibrios más balances de masas. Esto sucede cuando el disolvente interviene en la reacción, por ejemplo en los equilibrios ácido-base. 6) Resolver el sistema de ecuaciones haciendo aproximaciones razonables donde sea posible. Veamos unos ejemplos de aplicación de las ecuaciones anteriores. Problema Calcular el log K de la primera protonación del ácido fosfórico en una disolución de fuerza iónica 0,02 M. Tenemos el siguiente equilibrio: PO43- + H+ <=> HPO42La relación entre las constantes de actividad y concentración será: Ko = Kc . HPO4 / ( H . PO4) y por lo tanto: Kc = Ko . (

H

.

PO4

)/

HPO4

Para calcular los coeficientes de actividad utilizaremos la ecuación de DebyeHuckel. En las tablas obtenemos: Log Ko = 12,38 y los parámetros de tamaño: aH = 9; aHPO4 = 4 y aPO4 = 4. Por lo tanto: log H = - (0,509.(+1)2.(0,02)0,5 ) / (1 + 0,329.9.(0,02)0,5 ) = -0.0508 (Recuerda que RAIZ CUADRADA DE I = I 1/2 = I 0,5 ) de donde: H

= 0.890

de igual forma se obtienen los otros coeficientes de actividad: HPO4 = 0,571 ; PO4 = 0,284 Finalmente obtendremos: Log Kc(I = 0,02) = 12,04 Problema Calcular el valor de la constante global de formación del complejo AgCl43-, en un medio de fuerza iónica 2 M, utilizando la ecuación de Davies y sabiendo que el valor de la constante es log ß = 5,9 a fuerza iónica 0,2 M. En primer lugar tenemos que obtener la constante a fuerza iónica cero (la termodinámica), para ello se utilizará la expresión: ßo = ßc.ß como conocemos la constante a I = 0.2, calcularemos los coeficientes de actividad a esa fuerza ionica y obtendremos ß (I = 0,2). Una vez conocida ßo, aplicaremos: ßc = ßo / ß en esta ocasión, como se desea la constante a I = 2 M, se calcularán los coeficientes de actividad a esta fuerza iónica y se obtendrá ß (I = 2). El resultado final es log ßc(I = 2) = 7,91. 2. EQUILIBRIO QUÍMICO El equilibrio químico estudia los factores que determinan que une reacción proceda hacia la derecha. Se dice que existe equilibrio químico cuando los reaccionantes se forman con a misma velocidad que os productos de suerte que la composición de la mezcla es constante y no varia con el tiempo, esta condición es dinámica y constante reactiva en ambas direcciones. La características más importante del estado de equilibrio químico es de que las reacciones directa e inversa tienen lugar con igual velocidad equilibrándose mutuamente y evitando cualquier variación en la composición de la mezcla reacciónate. 2.1. CLASES DE EQUILIBRIO El equilibrio puede ser homogéneo y heterogéneo. En el primero, los reaccionantes y los productos se encuentran en la misma fase (todos gases, todos líquidos...) equilibrio heterogéneo considera dos o mas fases (líquidos y gases) Sin embargo, se habla frecuentemente del equilibrio molecular cuando el sistema involucre moléculas, y de equilibrio en solución cuando este tiene lugar en solución acuosa. N2 + 3H2 2NH3 equilibrio molecular NH3 + H20 NH4+ + OH - equilibrio en solución 2.2. SIGNIFICADO DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO En un sistema en equilibrio se pueden tener estas tres situaciones posibles:

•

La concentración de los productos es mayor que la concentración de los reaccionantes: el numerador que el denominador, K > 1. Situación favorable para obtener productos.

•

La concentración de los productos es menor que la de los reaccionantes: el numerador menor que el denominador, K < 1. Desfavorable para obtener productos.

•

Situaciones en las cuales K del orden de 1, significa que ningún miembro de la reacción es despreciable respecto al otro en el estado final.

Conociendo el valor de la constante de equilibrio se puede juzgar cualitativamente en que forma se desplaza la reacción antes de alcanzar el equilibrio, es decir si la reacción es o no favorable para la obtención de productos. 2.3. CONSTANTE DE EQUILIBRIO Consideremos la siguiente reacción reversible en una disolución homogénea. A+BC+D La mezcla de reacción puede constituirse partiendo de A y B, C y D o de una combinación de las sustancias que aparecen en ambos de la reacción. En cada caso se producirá una reacción neta en una dirección o en la inversa hasta que el sistema legue a un esta do final sin cambios notos. En este punto la situación puede definirse especificando las concentraciones de as cuatro sustancias en equilibrio. A causa de la variedad de procedimientos para preparar la mezcla inicial que difieren de las cantidades rela6vas de las diversas sustancias utilizadas hay un miembro infinito de estados de equilibrio siendo definible cada uno de ellos por un conjunto de valores de las concentraciones de tas cuatro sustancias participantes. Existe, Sin embargo, una relación unificadora que sistematiza esta infinidad de soluciones del problema de equilibrio. Se ha encontrado, tanto por razonamientos teóricos como por comprobaciones experimentales en un gran número de casos, que las concentraciones de estas sustancias coexisten en el equilibrio tiene que satisfacer a la ecuación: K = [C] X [D] [A] X [B] en la que los símbolos entre corchetes se refiere a las concentraciones de las especies particulares, normalmente en moles por litro. Para cualquier temperatura K tiene un valor fijo característico de la ecuación química particular. K se denomina constante de equilibrio El valor de K no varia con la presencia de catalizadores. Si en una reacción interviene más de dos sustancio, tal como en A+B+CD+E La ecuación de equilibrio es: K = [D] X [E] [A] X[B]X[C] Cuando en la ecuación interviene dos o más moléculas de una sustancia, como en A + 3B 2C La ecuación en equilibrio es: K = [C] [A] X [B] en la que la concentración B este elevada al cubo y la C al cuadrado. En general, para la reacción mA + nB yC + zD la ecuación en equilibrio será: K = [C]y X [D]z [A]mX [B]n

En el numerador figura siempre el producto de las concentraciones de todas las especies que aparecen en el segundo miembro de la ecuación química y en el denominador el producto de las concentraciones de las especies del primer miembro. Cada concentración está elevada a un exponente igual al coeficiente correspondiente en la reacción igualada. Se ha comprobado por medidas experimentales que las moléculas en gases comprimidos o en disoluciones de alta concentración, especialmente si están cargadas eléctricamente se influyen mutuamente en forma anormal. En tales casos la actividad verdadera o concentración efectiva puede ser mayor o menor que a concentración medida. Si las moléculas que entran en equilibrio están muy próximas deberán multiplicarse las concentraciones por un coeficiente de actividad. A presiones y disoluciones moderadas el coeficiente de actividad para compuestos no iónicos esta próximo a la unidad. El valor de la constante de equilibrio para una reacción dado depende de a temperatura y de las unidades en que se expreso la actividad o concentración efectiva. Se ite que las concentraciones de las sustancias disueltas se expresan en moles por litro a menos que se diga lo contrario. El valor de K es independiente de las unidades únicamente en los casos en que la suma de los exponentes de las concentraciones sean iguales en el numerador y en el denominador. Los términos que representan las concentraciones de reaccionantes o productos sólidos no disueltos se omiten convencionalmente de la ecuación de K, porque sus concentraciones no pueden variarse. 2.3.1. CONSTANTES DE EQUILIBRIO EXPRESADAS EN TERMINOS DE PRESIÓN La presión parcial de un gas es una medida de su concentración. Por consiguientes las constantes de equilibrio para las reacciones que involucran gases pueden escribirse en términos de presiones parciales de los gases reaccionantes. Uno constante de equilibrio de este tipo recibo la designación de Kp, entonces la presión parcial do cualquier gas en una mezcla gaseosa es igual: Número de moles de tal pasen la mezcla X Presión total de la mezcla Número total do moles en la mezcla gaseosa Si todas las sustancias en la reacción reversible mA + nB yC . zD Son gases, la expresión de equilibrio será: Kp = PyC X Pz D PmA X PnB En donde PA es la presión parcial de A, etc. 2.4 EFECTO DE LA VARLLCIÓN DE CONCENTRACIÓN Una vez determinada la constante de equilibrio para una reacción dada mediante el estudio de una mezcla de equilibrio, podemos calcular lo que ocurrirá o cualquier otra mezcla de las mismos sustancias a la misma temperatura. Por ejemplo, si un sistema en equilibrio respecto a la reacción A + B C + D se perturbe por aumento en la concentración de A (añadiendo una cantidad adicional de A) la composición de la mezcla se autoajustará hasta que, restaurado el equilibrio, a relación [C] X [D] alcance el valor de K [A] X [B] En este caso, el denominador [A] ha sido incrementado por la adición de A. Peri restablecer el equilibrio tiene que reaccionar A con B para formar mas C y D, incrementando las concentraciones de estos (numerador) y reduciendo la de B (denominador) hasta que la fracción alcanza el valor de K. En este momento se ha restablecido nuevamente el equilibrio. Lo concentración resultante paro A es mayor que antes de la reacción suplementaria de A, pero menor que si no hubiera habido una reacción química de ajuste a consecuencia de dicha adición. 2.5. PRINCIPIO DE LE CHATELIER En 1888, el químico francés Henry louis Le Chatelier (1850-1926), formuló un principio que gobierna el equilibrio. El principio de Le Chatelier establece que si un sistema en equilibrio se somete a un cambio de condiciones de temperatura, concentración o presión, se desplazará hacia una nueva posición de equilibrio, de ser posible, en la que exista una tendencia para restablecer las condiciones originales.

2.5.1. Efecto de las variaciones de temperatura: Si se aumenta la temperatura de un sistema en equilibrio este se desplazare en el sentido que absorbe calor (ley de Van't Hoff). Por ejemplo, en la ecuación termoquímica de síntesis del metanol (todas las sustancias están en estado gaseoso) CO + 2H2 CH3OH AH= 22kcal La reacción directa libera calor (exotérmica) mientras que la inversa, lo absorbe (endotérmica). Si se aumento la temperatura del sistema, se desplazará el equilibrio en el sentido que absorbe calor, o sea a la izquierda Recíprocamente aumentará el rendimiento en metanol disminuyendo la temperatura del sistema, aumentando en correspondencia el valor de K. 2.5.2. Efecto de la variación de presión: Si la presión de un sistema en equilibrio se aumenta el equilibrio se desplazará de forma que disminuya el volumen tanto como lo sea posible. Por ejemplo, en la síntesis del metanol. CO + 2H2 CH3OH 3moleculas de gas 1molecula de gas 3volumenes de gas 1volumen de gas la reacción directa lleva consigo una disminución de volumen. Por tanto, el aumento de presión dará lugar al aumento de rendimiento de equilibrio del metano! (este aumento de rendimiento en metanol tiene lugar aunque el valor de K, dependiente de la temperatura no varíe). La variación de presión no afectará a las cantidades relativas de las sustancias en equilibrio de un sistema gaseoso en que el número de moléculas que reaccionan sea igual al de moléculas que salen de la reacción. El efecto de la presión en sistemas en equilibrio en que intervienen gases y líquidos o sólidos se debe normalmente a la variación en el número de moléculas gaseosas, ya que los volúmenes molares de los gases son mucho mayores que los de los líquidos o sólidos. 2.5.3.Efecto de las variaciones en la cantidad de disolvente. Las reacciones que tiene lugar en disolución se ven afectadas por las variaciones en la cantidad de disolvente en forma análoga al efecto de la presión en las reacciones gaseosas. Al aumentar la cantidad de disolvente (dilución) el equilibrio se desplazará en el sentido en que aumente el número de partículas disueltas. Esto es análogo a disminuir la presión en una reacción gaseosa. Por ejemplo, la dimerización del ácido acético en solución de benceno. 2HC2H 3O 2 (en solución) HC2H3O2(en solución) 2 partículas disueltas 1 partícula disuelta K = [(HC2H3O2)2] [HC2H3O2] 2.5.4. Efecto de variación de la concentración: El aumento de la concentración de cualquier componente de cualquier sistema dará lugar a una acción que tiende a consumir parte de la sustancia añadida. Por ejemplo, en la reacción H2 + I2 2HI el consumo de yodo se aumenta al añadir un exceso de Nitrógeno. 2.5.5. Efecto de los catalizadores: Los catalizadores aceleran ¡arito la reacción directa como la inversa. Hacen, pues, mas rápida lo aproximación al equilibrio, pero no alteran las concentraciones de equilibrio. 2.6. RELACIÓN ENTRE ENERGIA LIBRE Y EQUILIBRIO El cambio de energía libre, G, determina la máxima cantidad de energía disponible para hacer trabajo útil, cuando un sistema pose de un estado a otro. Cuando se lleva a cabo una reacción, su capacidad de realizar trabajo (medida como G) disminuye a medida que la reacción procede hasta que finalmente es cero, cuando se alcanza el equilibrio. Esto significa que reactivos y productos poseen la misma energía libre y, por lo tanto, G = O.

Se debe recordar que si G es negativo, la reacción es espontánea; Si G es positivo, es espontáneo pero en sentido inverso, también no olvidar que G no dice nada sobre la velocidad de cambio. Es importante calcular la variación de la energía libre para una reacción, porque esté valor determina la posición de equilibrio. 2.7. Grado de disociación a y porcentaje de disociación: El grado de disociación de una sustancia es aquella porción que se descompone por mol de ella, es decir, la relación entre los moles disociados y la cantidad original. Cuando la cantidad original no disociada no se conoce se pueden suponer n moles o un mol. El equilibrio de un electrolito puede desplazarse hacía la izquierda o hacia la derecha, según este total o parcialmente disociado. De acuerdo al grado de disociación los electrolitos pueden ser fuertes si están casi en su totalidad disociada; semifuerte sí están parcialmente disociados y débiles cuando casi no lo están. ()Grado de disociación = Número de moles disociadas X 100 Número total de moles 2.8. EQUILIBRIO IÓNICO En general, si se mezclan en disoluciones dos sustancias muy ionizadas los posibles de productos reacción son también sustancias ionizadas no tiene lugar prácticamente ninguna variación química efectiva. 2.9. DISOCIACIÓN IÓNICA EN DISOLUCIONES ACUOSAS. En las disoluciones acuosas como en los sistemas gaseosos, muchos compuestos al diluirlos tienden a disociarse en partículas mas sencillas En el aguo estas partículas son frecuentemente iones con cargos opuestas, estabilizadas y parcialmente aislados entre si una capa firmemente unida de moléculas de agua. Esta tendencia a la hidratación, o solvatación en general, parece ser un fenómeno universal ya que no solo los iones sino también las moléculas neutras e incluso los gases inertes presentan una evidente hidratación. 2.10. CONSTANTE DE IONIZACION. La constante de ionización es la constante de equilibrio de una disociación iónica, definida inmediatamente por la ecuación de la constante de equilibrio en función de las concentraciones molares correspondientes. Por tanto, la constante de ionización es igual al producto de las concentraciones iónicas dividido por a concentración de la sustancia sin disociar. Todas las sustancias se expresan en la forma convencional de moles por litro, pero las unidades de concentración no se ponen normalmente en forma implícita. Las constantes de ionización varían apreciablemente con la temperatura. A menos que se diga otra cosa se sobrentenderá que lo temperatura es de 25°C. También se sobrentenderá que el disolvente es el agua a menos que se establezca otra cosa. La constante de ionización de un ácido débil se representa normalmente por Ka. El equilibrio para el ácido acético puede escribirse de la siguiente forma: HC2H3O2 H + C2H3O2 Ka= [H] + [C2H3O2] [HC2H3O2] 2.11. Ley de disolución de Ostwald. La constante de ionización para ácidos y bases débiles se puede hallar en función del grado de disociación, por ejemplo cuando se disuelve un mol de electrolito en volumen de agua; la cantidad de electrolito no ionizado en el estado de equilibrio será 1- () mol y la cantidad de moles será () mol. Reemplazando en la ecuación de equilibrio se obtiene: Keq = ()2

1-() esta expresión matemática la dedujo Ostwald a partir de le ley de la acción de las masa. Esta ley expresa la relación que existe entre el grado de disociación del soluto y su constante de ionización. 2.12. Disociación del agua. El agua es uno sustancie de valor excepcional por su gran poder de disolución. Esta propiedad permite reacciones químicas entre sustancias que en estado sólido no podrían hacerlo porque sus moléculas no están disociadas. el agua es un electrolito débil que difícilmente conduce la corriente eléctrica. Por su carácter anfotérico, las moléculas de agua pueden actuar como ácidos o tomo bases, por eso puede reaccionar consigo misma: H2O + H2O H3O ++ OHAplicación de la ley de acción de las masas siendo su constante de equilibrio: Keq = [H3O+] + [OH-] H2O A 25°C el valor de esta constante para el agua es pequeñísimo 1.8*10-6 y la concentración del agua a la misma temperatura es 55.5 mol/lt y se considera como constante. 2.13. CONSTANTE DEL PRODUCTO DE SOLUBIUDAD KPS La gran mayoría de las sales son solubles en agua, pero existen algunas que son insolubles, Cuando se coloca en agua una sal insoluble o ligeramente soluble, se establece un equilibrio en el momento en que la velocidad de disolución de los iones de sólido iguala la velocidad de precipitación de los iones de la solución saturada. Las ecuaciones químicas para soluciones acuosas de sólidos iónicos ligeramente solubles tienen la siguiente forma: AgCl Ag+ + Cl- Kps = [Ag+] [Cl-] Se puede apreciar que la expresión para la constante de equilibrio de esta reacción no tiene denominador, pues la concentración de un sólido puro es ana constante: Kps = Keq[sólido]; Kps es la constante denominada constante del producto de solubilidad. 3. PREGUNTAS Y PROBLEMAS 1.¿Explique el significado de la velocidad de una reacción química? Rta/ La velocidad de una reacción química se manifiesta en el cambio de la concentración de los reactivos o productos con relación al tiempo. La velocidad no es constante, sino que varía continuamente a medida que cambia la concentración. 2. ¿Explique el significado que tiene la ley de la velocidad de una reacción? Rta/ La ley de la velocidad es una expresión que relaciona la velocidad de una reacción con la constante de velocidad y las concentraciones de los reactivos, elevadas a las potencias apropiadas. La constante de velocidad K para una determinada reacción cambia sólo con la temperatura. 3. ¿cuál es el significado de orden de una reacción, orden global y la relación que tiene el orden de una reacción con la ley de la velocidad? Rta/ El orden de una reacción respecto de un determinado reactivo es la potencia a la cual está elevada la concentración de dicho reactivó en la ley de la velocidad. El orden global de una reacción es la suma de las potencias a las que están elevadas las concentraciones de los reactivos en la ley de la velocidad. La ley de velocidad y el orden de reacción no se puede determinar a partir de la estequiometría de la ecuación global de la reacción; deben determinarse experimentalmente. Para una reacción de orden cero, la velocidad de reacción es igual a la constante de velocidad.

4. ¿Defina brevemente que es energía de activación y complejo de activado? Rta/ Energía de activación (Ea): valor critico de energía que las moléculas deben adquirir para poder reaccionar , es decir, es la mínima cantidad de energía que se requiere para iniciar una reacción química. Mientras mayor sea la energía de activación menor será la velocidad de reacción. Complejo activado: Especie formada temporalmente por las moléculas del reactivo, como resultado de los choques previos a la formación del productos. 5. ¿Explique brevemente las teorías de las colisiones? Rta/ De acuerdo con la teoría de las colisiones, una reacción se lleva a cabo cuando las moléculas chocan con la energía suficiente, denominada energía de activación se relaciona mediante la ecuación de Arrhenius. 6. la conversión de ciclopropano en propeno en fase gaseosa es una reacción de primer orden, con una constante de velocidad de 6.7X 10-4 S-1 a 500°C. CH2 CH2 CH2 CH3 CH = CH2 Ciclopropano propeno a) si la concentración inicial de ciclopropano fue 2.5 M, ¿cual será su concentración después de 8.8 min.? b) ¿cuánto tiempo tendrá que transcurrir para que la concentración de ciclopropano disminuya desde 0.25 M hasta 0.15 M? c) ¿cuánto tiempo tomará transformarse el 74% de material inicial? Razonamiento y solución: a)se cuenta inicial de un compuesto y se pide que se calcule su concentración después de cierto tiempo, por lo que se necesita la ecuación ln [A] = -Kt. Como las unidades de K son [A]0 S-1 , se debe convertir 8.8 min. en segundos Ln [A] = -Kt [A]0 Ln [A] = - (6.7X10-4S-1)(8.8min X 60 s ) 0.25 M 1 min resolviendo la ecuación, se obtiene Ln [A] = -0.354 0.25 M [A] = e-0.354 0.25 M [A] =0.18 M b) al utilizar otra vez la ecuación anterior, se tiene. Ln 0.15 M = -(6.7X10-4 S-1) t 0.25 M t = 7.6X102 s

= 13 min. c) En un calculo de este tipo, no es necesario conocer la concentración real del material al inicio. Si ha reaccionado 74% del material inicial, entonces la cantidad que queda después del tiempo t es (100% 74%) o 26%. Por tanto, [A]/ [A]0 = 26%/100%, o 0.26. A partir de la ecuación anterior, se escribe t = 1 ln [A]0 K [A] = 1 ln 1.0 6.7X10-4 S-1 0.26 =2.0X103 S =33 min 7. Se estudia la velocidad de composición del azometano midiendo la presión parcial del reactive, en función del tiempo: CH3 - N = N -CH3 (g) N2 (g) + C2H6 (g) En la siguiente tabla se muestra los valores obtenidos a 300°C; Presión parcial Tiempo (s) De azometano (mm Hg) 0

284

100

220

150

193

200

170

250

150

¿estos valores son congruentes con una cinética de primer orden? De serlo, determine la constante de velocidad. Razonamiento y solución: la presión parcial del azometano a cualquier tiempo es directamente proporcional a su concentración con las presiones parciales: Ln P = -Kt + ln P0 Donde P0 y P son las presiones parciales del azometano en los tiempos t = 0 y t = t. En la figura se basa en los valores de la siguiente tabla, se muestra que el grafico de ln p contra t conduce a una linea recta, por lo que la reacción es de primer orden. T(s)

ln P

0

5.649

100

5.394

150

5.263

200

5.136

250

5.011

300

4.883

La pendiente de la línea recta está dada por Pendiente = 5.05 - 5.56 = -2.55X10-3 S-1

(233 - 33 ) S de acuerdo con la ecuación ln [A] = -K + ln [A]0, la pendiente es igual a -K, por lo que K = 2.55X10-3 S-1. 8. la descomposición del etano (C2H6) en radicales metilo es una rea- cción de primer orden, cuya constante de velocidad es 5.36X10-4 S-1 a 700°C: C2H6(g) 2CH3(g) Calcule la vida media de la reacción en minutos. Razonamiento y solución: para calcular la vida media de una reacción de primer orden sólo se necesita la constante de velocidad. A partir de la ecuación t1/2 = 0.693 K t1/2 = 0.693 K t1/2 = 0.693 5.36X10-4 S-1 t1/2 = 1.29X103 S = 21.5 min. 9. ¿Defina brevemente que es equilibrio químico ,cuantas clases existe y explíquelas ? Rta/ Equilibrio químico: es un estado dinámico en el cual reactivos y productos se descomponen y se forman a las misma velocidad, siendo constante la concentración de estos, es decir, es un estado en el cual se iguala las velocidades de las reacciones directas e inversas. Existen dos clases de equilibrio, el equilibrio heterogéneo y el equilibrio homogéneo. Equilibrio heterogéneo: estado de equilibrio en el que no todas las especies reaccionantes están en la misma fases, es decir, cuando los reactivos y los productos no están en la misma fase Equilibrio homogéneo: estado de equilibrio en el que todas las especies reaccionantes están en la misma fases, es decir, cuando los reactivos y los productos están en la misma fase 10. ¿Qué plantea el principio de Le Chatelier? Rta/ Explica el efecto de cualquier perturbación externa sobre un sistema en equilibrio. Se enuncia así : “si un sistema en equilibrio se somete a cualquier causa externa perturbadora, el equilibrio se desplaza en el sentido de oponerse al cambio, restableciendo el equilibrio”. 11 ¿Cite los factores que influyen principalmente en el equilibrio químico? Rta/ El equilibrio químico se ve afectado principalmente por los cambios de concentración, cambios de presión, cambios de temperatura y los cambios de volumen. 12. ¿ Por qué es importante especificar la temperatura cuando se reporta la constante de equilibrio de una reacción? Rta/ porque la temperatura es el único factor que aféctale valor de la constante de equilibrio; ésta es función de la temperatura. Mientras que los cambios de concentración, presión y volumen pueden cambiar la concentración de equilibrio de los reactivos y los productos. 13. ¿La presencia de un catalizador afecta el equilibrio químico?

Rta/ la adición de un catalizador apresura el momento en el que alcanza el equilibrio pero no lo modifica las concentraciones de los reactivos y de los productos. 14.Escriba las expresiones para Kc y Kp, según sea el caso, paralos siguientes reacciones reversibles en equilibrio: a) HF(ac) + H2O(l) H3O+ (ac) + F-(ac) b) 2NO(g) + O2 2NO2(g) C)CH3COOH(ac) + C2H5OH(ac) CH3COOC2H%(ac) + H2O(l) Razonamiento y solución: Tome en cuenta que 1) la expresión Kp se aplica sólo a reacciones entres gases y 2) la concentración del disolvente (por lo general, en agua) no aparece en la expresión de la constante de equilibrio. a) como len esta relación no hay gases presentes, Kp no se aplica y solo se tiene a Kc. Kc' = [H3O+] [F-] [HF][H2O] El HF es un ácido débil, de modo que la cantidad de agua que se consume en la ionización del ácido es despreciable comparada con la cantidad de agua presente en el disolvente. Por lo tanto, la expresión de la constante de equilibrio se reduce a. Kc = [H3O+] [F-] [HF] b) Kc = [NO2] 2 Kp = P2 NO2 [NO]2[O2] P2 NO PO2 c)la constante de equilibrio Kc' está dada por: Kc' = [CH3COOC2H5] [H2O] [CH3COOH][C2H5OH] como el agua formada en la reacción es despreciable comparada con el agua presente como disolvente, su concentración no cambia, y la nueva constante de equilibrio se expresa como Kc = [CH3COOC2H5] [CH3COOH][C2H5OH] 14. Se ha estudiado el siguiente proceso en equilibrio a 230°C. 2NO(g) + O2(g) 2NO2(g) En un experimento se encontró que las concentraciones en equilibrio de las especies relativas son [NO] = 0.0542 M, [O2] = 0.127 M y [NO2] = 15.5 M. Calcule la constante de equilibrio (Kc) de la reacción a esta temperatura.. Razonamiento y solución: la constante de equilibrio está dada por. Kc = [NO2] 2 [NO]2[O2] Si sustituyen los valores de concentración, se encuentra que

Kc = (15.5) 2 = 6.44X105 (0.0542)2 (0.127) Comentario: observe que Kc no tiene unidades. Así mismo, la gran magnitud de Kc es congruente con la alta concentración del producto (NO2) comparada con las concentraciones de los reactivos (NO y O2).

EQUILIBRIO QUÍMICO 1.Calcular las constantes de equilibrio en función de la concentración y de la presión para la reacción entre hidrógeno y nitrógeno en equilibrio a la temperatura de 25 ºC, a concentraciones de nitrógeno 1,03 mol/litro, hidrógeno 1,62 mol/litro y de amoníaco 0,102 mol/litro.

2.-

En una experiencia realizada a 490 ºC, para el estudio de la reacción:

se encontró que, una vez alcanzado el equilibrio, las concentraciones de hidrógeno, iodo y yoduro de hidrógeno eran respectivamente 0,000862; 0,00263 y 0,0102 moles/litro. Calcúlese el valor de la constante de equilibrio a la temperatura mencionada.

3.-

Considere la siguiente reacción:

a la temperatura de 600 ºC. En el estado de equilibrio se encuentran 2,5 mol de H2, 1,35 x 10-5 mol de S2 y 8,7 mol de H2S. Determine Kc sabiendo que el volumen del recipiente es de 12 litros.

4.-

Para la siguiente reacción en equilibrio a la temperatura de 50 ºC:

El valor de Kc = 0,25, determínese el valor de Kp.

5.En un reactor de 1,0 litro de capacidad se colocan 4,0 mol de hidrógeno y 4,0 de yodo a una temperatura de 490 ºC, produciéndose la reacción que se indica. Determine la concentración de todas las especies cuando el sistema alcanza el estado de equilibrio. Kc = 46.

EQUILIBRIO QUÍMICO REACCIONES REVERSIBLES Y EN FASE HOMOGÉNEA a A + b B ←→ c C + d D Px : Presión Parcial del gas X

PCc · PDd Cte de equilibrio referida a la presión

Kp =  = e a A

P ·P

R : Cte de gas perfecto

b B

T : Temperatura (K)

[C]c · [D]d Cte de equilibrio referida a las concentraciones

[A]a · [B]b

Cte de equilibrio referida a las fracciones morales

C

c

·χ

[X] : Concentración de X (moles/litro)

Kp

Kc =  = 

χ

∆ Go : Energía libre estándar de Gibbs

−∆ Go/RT

(RT)

d D

∆ n : moles productos - moles reactivos = (c + d) − (a + b)

∆n

Si ∆ n=0 entonces Kp=Kc P : Presión total

Kp

PA = χ A·P

Kχ =  =  χ

a A

·χ

b B

P

∆n

χ

A

: Fracción molar de A ( = moles de A / moles totales)

[D]d Reacciones entre sólidos y líquidos

Kc = 

a A(s) + b B (aq) ←→ c C(s) + d D (aq)

[B]b PCc · PDd Reacciones entre sólidos y gases

Kp =  PB b PC c

Reacciones entre líquidos y gases

Kp =  PB b

[C]c · [D]d Kc = 

a A(s) + b B (g) ←→ c C(g) + d D (g)

[B]b [C]c Kc =  [B]b

a A(l) + b B (g) ←→ c C(g) + d D (l)

VARIACIÓN DE ENTALPÍA LIBRE DE UNA REACCIÓN REVERSIBLE PCc · PDd

Q

Q = 

∆ G T,P = RT · Ln 

Entalpía libre (Gibbs)

PAa · PBb

Kp

Q : (cociente de reacción) [C]c · [D]d

Q

Q = 

∆ G T,P = RT · Ln 

Entalpía libre (Gibbs)

[A]a · [B]b

Kc Reacción en equilibrio

Si Q = Kp (o Q = Kc)

Reacción evoluciona hacia ←

Si Q > Kp (o Q > Kc)

Reacción evoluciona hacia →

Si Q < Kp (o Q < Kc) ∆H

Kp2

1

Q : (cociente de reacción)

1

Ln  = −  (  −  )

Ecuación de Van't Hoff

Kp1

R

T2

∆ H : Variación de entalpía de la reacción

T1

LEY DE LE CHATELIER La presión

Si un sistema se encuentra en fase gaseosa y la presión total aumenta, el sistema evolucionará espontáneamente, originándose sustancias que ocupen menor volumen, y de volumen mayor en caso contrario.

El volumen

Si se aumenta el volumen, el equilibrio se desplazará en el mismo sentido que lo haría con una disminución de presión. Si se disminuye el volumen, el equilibrio se desplaza en el mismo sentido que lo haría con un aumento de presión

La concentración

Un aumento de la concentración de los reactivos o una disminución de la de los reactivos desplaza el equilibrio hacia la derecha, mientras que una disminución de la concentración de los reactivos o un aumento de la de los productos, lo desplaza hacia la izquierda.

La temperatura

Un aumento de temperatura favorece una reacción de equilibrio en sentido endotérmico; una disminución de temperatura, en el sentido exotérmico. EQUILIBRIO QUÍMICO

El objetivo de esta práctica es comprobar la influencia de la temperatura en los equilibrios químicos. MATERIALES:

• • •

2 tubos de ensayo. 2 vasos de precipitado de 500 ml Hielo.

• • • • •

Matraz erlenmeyer con salida lateral. Embudo de decantación. Tapones de goma. Manguera. HNO. Concentrado y Cu.

PROCEDIMIENTO: En esta práctica vamos a estudiar, como ya se ha comentado en el objetivo, el efecto de los cambios de temperatura sobre los equilibrios químicos. En este caso utilizaremos como ejemplo el equilibrio del sistema: N O 2NO 1º.- Lo primero es obtener el NO , lo que haremos a partir de cobre y ácido nítrico concentrado. HNO + Cu ----------- Cu(NO ) + NO +H O La obtención del NO la realizamos en un aparato que se encuentra montado en la campana extractora del laboratorio. El NO es más denso que el aire, este y los otros gases que se producen en la reacción de formación del NO son extraidos por el extractor y expulsados, mientras que el NO se recoge en un tubo de ensayo que se tapa inmediatamente con un tapón de goma. El tubo de ensayo con el NO se mete primero en el agua con hielo y se observa lo que ocurre, y luego se mete en agua recién hervida. CUESTIONES: 1º ¿ Qué se observa? - Cuando se mete el NO en el agua con hielo el color pardo que tenía originalmente se va poniendo cada vez más claro. Esto significa que el equilibrio N O NO se desplaza hacia la izquierda ya que en este lado se encuentra el gas incoloro, el N O , por lo que se deduce que a bajas temperaturas en el equilibrio hay más abundancia de N O . Observación: La mezcla del tubo de ensayo no se vuelve del todo transparente porque la pequeña cantidad de NO que hay en ella la tiñe. Cuando se pone el mismo tubo de ensayo, que ahora tiene un color casi transparente porque acaba de sacarse del hielo, en el agua recién hervida la mezcla se torna rápidamente de un color pardo mucho más oscuro que el que tenía inicialmente, por lo que suponemos que el equilibrio se ha desplazado hacia la derecha, ya que el gas pardo ( NO )es el que esta a este lado de la reacción, lo que quiere decir que a altas temperaturas en el equilibrio hay más abundancia de NO . 2º Deduce si la reacción del equilibrio es endotérmica o exotérmica. La reacción directa del equilibrio es la de formación del NO , y cuando metimos el tubo de ensayo en el agua hirviendo observamos que la cantidad de NO aumentaba por lo que tenía lugar la reacción directa. Teniendo en cuenta esto y lo que dice Le Chatelier, llegamos a la conclusión de que esta reacción es directa ya que según Le Chatelier si se alteran los factores externos que influyen en el equilibrio este se desplaza en el sentido en que contrarreste esas alteraciones, así que cuando sube la temperatura (agua hirviendo), el equilibrio se desplaza en el sentido en el que la reacción es endotérmica, entonces, según esto, como cuando pusimos el tubo en el agua hirviendo el equilibrio se desplazo hacia la derecha, reacción directa, esta es endotérmica. 3º Si las AG del NO y del N O son respectivamente 51,79 y 98,19 kJ/mol, calcula el valor aproximado de la constante de equilibrio K a la temperatura de 25ºC. Necesitamos hallar la entalpía libre estándar de reacción, y para ello utilizamos las entalpías de formación. AG reacción = n · AG productos - m· AG reactivos AG reacción = 2·51,79 - 98,19 = 5,39 kJ

AG = 5.39 kJ · 1000J 5390 J 1 kJ AG = - RTlnK -AG K = e RT = 0,11343 4º En base al resultado obtenido en el apartado anterior y a lo observado en el experimento ¿Cuál de los dos gases está en mayor proporción a 25ºC? A 25ºC, que es aproximadamente la temperatura ambiente, el NO está en mayor proporción, ya que a esta temperatura el color del equilibrio que se encuentra en el tubo de ensayo es pardo, que es el color del NO · ¿ Y a 0ºC? A esta temperatura el gas que se encuentra en mayor proporción es el N O , ya que cuando pusimos el agua en hielo el equilibrio del tubo de ensayo se volvió casi transparente, y el N O es incoloro. · ¿ Y a 100ºC ? A 100ºC el gas más abundante en el euilibrio es el NO , ya que cuando pusimos el tubo de ensayo en agua hirviendo (100ºC) el equilibrio se volvió pardo oscuro. CONCLUCIONES: En esta experiencia hemos comprobado de manera práctica lo que habíamos estudiado en el tema 8 de nuestro libro de texto

EQUILIBRIO QUIMICO Estudiemos una reacción genérica como la siguiente: A + B → C + D (9) A medida que la reacción progresa, disminuye el número de moléculas A y B, y aumenta en número de moléculas C y D. Como las sustancias C y D, no reaccionan entre sí, la reacción continua hasta que las moléculas A y B se consumen. Este tipo de reacción se denomina irreversible . Graficando este caso tenemos:

Los procesos irreversibles son procesos que avanzan en una sola dirección. Por ejemplo, la acción del ácido clorhídrico sobre el cinc: 2.HCl + Zn → ZnCl2 + H2 (g) Si en cambio la moléculas C y D pueden reaccionar entre sí, la reacción avanzará hacia la derecha mientras la concentración de las moléculas A y B sea importante, a medida que comiencen a formarse moléculas C y D, la velocidad de reacción disminuirá hasta que la concentración de las moléculas C y D sea tal que la reacción comenzará a desplazarse hacia la izquierda, hasta que se establezca un punto de equilibrio, donde ambas velocidades se equilibran, y en el cual coexistirán moléculas A, B, C y D. Este tipo de reacciones se denominan reversibles, y se representan con flecha de ida y vuelta: A + B ↔ C + D (10) El siguiente gráfico representa una reacción reversible: Un ejemplo de este caso es el siguiente: CH3-COOH + CH3OH ↔ CH3-CO-O-CH3 + H2O ácido etanoico + metanol ↔ etanoato de metilo + agua Cabe aclarar que el concepto de reacción reversible o irreversible no es absoluto.

Hay reacciones reversibles que, según como se realicen, pueden convertirse en irreversibles, por ejemplo, si calentamos carbonato de calcio (CaCO3) en un recipiente cerrado, en un principio, la reacción se desplazará hacia la derecha, produciendo dióxido de carbono y cal (CaO), pero cuando la presión aumente por formación de CO2, la velocidad de reacción hacia la derecha,comenzará a disminuir e irá aumentando la velocidad hacia la izquierda, hasta que quede en equilibrio (reversible). CaCO3 ↔ CO2 + CaO En cambio, si se procede en un recipiente abierto, el dióxido de carbono producido, se escapará a la atmósfera, sin dar lugar a la reacción inversa, y continuará hasta la total descomposición del carbonato de calcio (irreversible). CaCO3 → CO2 (g) + CaO Este es un ejemplo de una reacción reversible o incompleta que, por eliminación de uno de los productos de la reacción, se transforma en irreversible o completa.

La ley de acción de las masas, también se aplica a los sistemas reversibles o en equilibrio. Aplicando la ley a la reacción (10), primero a la que se desplaza a la derecha, tenemos: v = [A].[B] (11) Y reemplazando v por kd,que es la constante de la velocidad hacia la derecha: kd = [A].[B] (12) Luego, para la reacción hacia la izquierda: v = [C].[D] ki = [C].[D] (13) Dividiendo (13) por (12): k ki [C].[D] = (14) = kd [A].[B]

Donde k es la constante de equilibrio.

Principio de Le Châtelier Si sobre un sistema en equilibrio, una acción exterior produce una modificación, el sistema reacciona en forma tal de contrarrestar u oponerse a esa modificación. Analicemos este principio con la reacción (10): A + B ↔ C + D (10) 1. Los efectos de la concentración: el aumento de las concentraciones de A y B,produce más C y D para contrarrestar el aumento de A y B. Ocurre lo mismo en el caso inverso. 2. Los efectos de la presión: en el caso de que A o B sean gases, el aumento de presión,el sistema reaccionará disminuyendo su volumen para contrarrestar el aumento de presión, con lo cual la reacción se desplazará hacia la derecha. 3. Los efectos de la temperatura: si la reacción entre A y B libera calor (exotérmica),y retiramos las calorías producidas, el sistema reaccionará produciendo más calor para contrarrestar la pérdida, con lo cual la reacción se desplazará hacia la derecha. Si por el contrario, le entregamos calorías, el sistema contrarrestará la modificación desplazándose hacia la izquierda. El aumento de temperatura retarda los procesos exotérmicos y acelera los endotérmicos. Ante una reacción reversible (reacción 10), para lograr el máximo rendimiento, es decir que la reacción se desplace lo todo posible hacia la derecha, tenemos las siguientes opciones: 1. Aumentar la concentración de uno de los reactivos, por ejemplo, duplicando A, para contrarrestar este exceso, aumentaran las concentraciones de C y D, desplazando la reacción hacia la derecha. 2.A + B → C + D

2. Disminuir la concentración de uno de los productos de reacción,por ejemplo, retirando la mitad de C, para contrarrestar este exceso, disminuirán las concentraciones de A y B,desplazando la reacción hacia la derecha, esto se logra retirando C a medida se produce. A + B → C + 0,5.D 3. Si A y/o B son gases, aumentando la presión (en un recipiente cerrado), logramos desplazar la reacción hacia la derecha. A(g) + B(g) → C + D 4. Si C y/o D son gases, disminuyendo la presión (en un recipiente cerrado), logramos desplazar la reacción hacia la derecha. A + B → C(g) + D(g) 5. Si la reacción entre A y B es exotérmica, una vez alcanzada la energía de activación, conviene refrigerar el sistema para favorecer la producción de C y D. A + B → C + D + cal 6. Si la reacción entre A y B es endotérmica, se deberá entregar calor para alcanzar la energía de activación, y continuar calentando para favorecer la producción de C y D. A + B → C + D - cal Ejemplo: para la reacción reversible (10), en un recipiente cerrado de 10 litros de capacidad, la constante de equilibrio es k = 0,4; una vez alcanzado el punto de equilibrio, se detectaron las siguientes cantidades: 1,581 moles de A, 1,581 moles de B, 1 moles de C y 1 moles de D. ¿Cómo se puede modificar el sistema para alcanzar un rendimiento de 0,95? Solución: el rendimiento es R = masa obtenida real / masa obtenida teórica Teóricamente: 1.A + 1.B ↔ 1.C + 1.D 6g+4g=5g+5g 10 g = 10 g Donde R = 10 g/ 10 g = 1 En nuestro caso: 1,581 mol.A + 1,581 mol.B + 1 mol.C + 1 mol.D 9,487 g + 6,325 g + 5 g + 5 g 15,812 g + 10 g Donde R1 = 15,812 g/ 10 g = 0,63

TEMA 6. EQUILIBRIO QUÍMICO El equilibrio químico es un estado en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo. Ello no significa que la reacción se haya parado ya que continuamente los reactivos se estan convirtiendo en productos y llegado el momento, los productos se convierten en reactivos a la misma velocidad. Es decir: El equilibrio químico se consigue cuando existen dos reacciones opuestas que tienen lugar simultáneamente a la misma velocidad. Es importante diferenciar entre el equilibrio en términos de velocidad en el que las velocidades directa e inversa son iguales, con el equilibrio en términos de concentraciones, donde estas pueden ser, y normalmente son, distintas. De lo anterior se puede deducir que el sistema evolucionará cinéticamente en un sentido u otro, con el fin de adaptarse a las condiciones energéticas más favorables. Cuando estas se consiguen diremos que se ha alcanzado el equilibrio (G = 0) Constante de equilibrio Relacionaba las concentraciones de los reactivos y productos en el equilibrio (depende de la temperatura). > aA + bB <

cC + dD

Para una reacción genérica Sean Vd e Vi las velovidades de reacción directa e inversa, siendo Vd = Vi por tratarse de una reacción en estado de equilibrio, se obtiene Kc, la c indica que se da en función de la concentración. Kd Kc= Ki [C]c. [D]d Kc= [A]a.[B]b La Ley de acción de masas se define como: En un proceso elemental, el producto de las concetraciones en el equilibrio de los productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, es una constante para cada temperatura llamada constante de equilibrio. La magnitud Kc mide el grado en que se produce una reacción, asi:

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Cuando Kc > 1 indica que en el equilibrio la mayoría de los reactivos se convierten en productos.

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Cuando Kc se aproxima a infinito (es grande), en el equilibrio prácticamente solo existen los productos.

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Cuando Kc < 1, indica que cuando se establece el equilibrio, la mayoría de los reactivos quedan sin reaccionar, formándose solo pequeñas cantidades de productos.

Cociente de reacción

Es la aplicación de la ley de acción de masas para una reacción general que no haya conseguido alcanzar el equilibrio [C]c.[D]d Q= [A]a.[B]b Donde Q es el cociente de reacción y las concentraciones expresadas en él no son las concentraciones en equilibrio.

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Si Q < Kc predomina la reacción hacia la derecha, hasta llegar al equilibrio (hacia productos disminuyen los reactivos)

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Si Q = Kc el sistema está en equilibrio. Si Q > Kc predomina la reacción hacia la izquierda, hasta llegar al equilibrio (hacia reactivos disminuyen los productos).

Principales características del equilibrio  El estado de equilibrio se caracteriza porque sus propiedades macroscópicas no varían con el tiempo.  La temperatura es la variable fundamental que controla el equilibrio (aunque no existe proporcionalidad directa entre temperatura y constante de equilibrio)  La Kc corresponde al equilibrio expresado de una forma determinada, de manera que si se varía el sentido del mismo, o su ajuste estequiométrico, cambia también el valor de la nueva constante. Otras formas de expresar la constante de equilibrio Si las especies intervinientes fueran gases en la reacción > aA + bB <

cC + dD

Obtendríamos: PCc.PDd Kp= PAa.PBb Siendo la presión parcial en el equilibrio de la sustancia C, y asi sucesivamente. La presión parcial se calcula: Siendo la fracción molar, moles de una sustancia entre moles totales: na Xa = nT Otra manera menos frecuente de expresar la constante de equilibrio es en función de las fracciones molares Kx que adopta la misma dorma que Kp pero en lugar de poner las presiones parciales de las sustancias reaccionantes, se escriben las fracciones molares de las mismas. Nota: no aparecen sólidos en las constantes. Relación entre las constantes de equilibrio

Kc = Kp.(RT)n

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Si Kc tiene un valor alto, la reacción química se desplaza hacia los productos. Si Kc tiene un valor bajo, la evolución del equilibrio ha sido desfavorable para los productos.

Relación entre las constantes de equilibrio y el grado de disociación Una de las grandes aplicaciones de la ley de equilibrio químico es, precisamente, el cálculo del rendimiento de una reacción química, es decir, el grado de desplazamiento del equilibrio hacia los productos, conocida la Kc. El grado de disociación en tanto por uno de un proceso químico se define como: El cociente entre el número de moles disociados dividido por el número total de moles iniciales. Número de moles o moléculas disociados o perdidos

Número de moles o moléculas iniciales Multiplicando el cociente anterior por 100 obtendríamos el grado de disociación expresado en tanto por ciento, lo cual daría una idea de la evolución del equilibrio. Sus valores oscilarán entre 0 y 1. Factores que modifican el equilibrio. Ley de Chatelier. Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio de un proceso químico como son la temperatura, la presión y el efecto de las concentraciones. 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.  Efecto de la temperatura. En los procesos endotérmicos el aumento de temperatura favorece el proceso porque necesita aporte de energía. En un proceso exotérmico la temperatura no debe ser muy alta, pero si se baja demasiado la reacción sería mas lenta porque no habría apenas choques. En las exotérmicas el aumento de temperatura entorpece la reacción. En general la reacción se desplaza en el sentido que absorba calor, es decir, que sea endotérmica.  Efecto de la presión Una variación de presión en un equilibrio químico influye solamente cuando en el mismo intervienen gases y hay variación del número de moles. Si aumenta p, el sistema se desplazará hacia donde existan menor número de moles (porque ocupan menos espacio) para así contrarrestar el efecto de disminución de V, y viceversa. (mayor presión menor volumen)  Efecto de las concentraciones La variación de la concentración de cualquiera de las especies que intervienen en el equilibrio o afecta en absoluto al valor de la constante de equlibrio; no obstante el valor de las concentraciones de las restantes especies en equilibrio sí se modifica. Así en la siguiente reacción: N2 (g) + 3 H2 (g) 222 NH3 (g) [NH3]² Kc= [N2] [H2]³ Una disminución de NH3 (retirándolo a medida que se va obteniendo) hará que se desplace el equilibrio se desplace hacia la derecha y se produzca mas NH3 con el fin de que Kc siga permaneciendo constante.

En general los catalizadores no influyen en la constante de equilibrio. Tampoco lo hacen en las concentraciones en el equilibrio. Únicamente aumentan la velocidad de reacción. AMONÍACO (NH3): El amoníaco en la industria se obtiene por el método de BOSCH-HABER. Las materias primas son el nitrógeno obtenido a partir de la destilación del aire líquido y el hidrógeno que procede del reformado de hidrocarburos ligeros o bien a partir de la electrolisis del agua.

La reacción es: N2(g) + 3H2(g) <--------------------------> 2 NH3(g)

H = -92,4 kJ

Al aplicar el principio de LE CHÂTELIER a este equilibrio se deduce que el máximo rendimiento se obtendrá a bajas temperaturas (reacción exotérmica) y a altas presiones (pues el número de moles de productos es menos que el de reactivos). En la práctica las condiciones de operación suelen ser de unos 500 1C y entre 200 y 1000 atm, empleando como catalizadores ciertos óxidos metálicos, entre ellos el Fe3O4. De esta forma se consiguen rendimientos del orden del 50-70 %. Si además se lleva a cabo la eliminación del amoníaco formado, se mejora el rendimiento de la operación llegando casi al 100 %. La mayor parte del amoníaco obtenido se emplea en la fabricación de ácido nítrico y de abonos nitrogenados. 6 vd = kd[A]a.[B]b vi = ki[C]c.[D]d PCc Pparcial = fracción molar . Ptotal p = X · PT > < Compresor Cámara de reacción con catalizadores Condensador de amoníaco Tanques de almacenamiento Como + Presión Remanentes (sobrantes) H2 + N2 Como la T no se puede aumentar demasiado se introducen catalizadores Se retira NH3

Rto = 100% Rto = 70% NH3 + N2 + H2 H2 + N2

[editar] El principio del equilibrio químico Le Châtelier es muy famoso por la ley del equilibrio químico emitida bajo el principio que lleva su nombre y que se resume así:

"Si un sistema químico en equilibrio reversible experimenta un cambio en concentración, temperatura o presión, el equlibrio del sistema se modificara en orden de minimizar dicho cambio" Esta ley cualitativa hace posible el predecir el desplazamiento del equilibrio de una reacción química. Ejemplo: influencia de la concentración. Sea la reacción en equilibrio SO2 (gas) + 1/2 O2 = SO3 (gas).

Si se aumenta la presión parcial de Dioxido de azufre (SO2) el equilibrio tenderá a desplazarse a la derecha para disminuir la presión parcial del dioxido de azufre (Ley experimental de Le Châtelier) Ver: la Ley experimental de Van't Hoff para la influencia de la temperatura sobre el equilibrio de una reacción

EQUILIBRIO QUÍMICO Veamos con un ejemplo como podemos no solo predecir que se va a producir producto sino cuanto se va ha producir de ioduro de hidrógeno. Del sistema conocemos I2(g)

+

H2(g)

<====>

2 IH(g)

[IH ]eq2 K = ----------------- = 54,3 a la temperatura 425° C (1) [ I2]eq [H2 ]eq Las condiciones iniciales: [H2] = 0,00180 M M Análisis:

[I2] = 0,00180 M

[IH] = 0,00

1. Esta claro que el sistema planteado no esta en equilibrio. Es decir que si calculamos el valor de Q: 2. Pero, además, para que se alcance el equilibrio esta claro que deberá aumentar el numerador. La única forma para que ello ocurra, será por medio del pasaje de I2 y H2 a IH, es decir disminuir estos, para que aumente HI. El problema es cuanto. Graficamente (aunque no sabemos todavía a que valores de concentraciones tenderá el sistema)

Una de las metodología que se puede plantear para resolver es: I2(g) La situación inicial es

[I2] = 0.0018

+

H2(g) [H2] = 0.0018

<====>

2 IH(g) [HI] = 0

Para llegar al equibrio, según dijimos, deberá pasar algo de reactivos a productos. NO SE CUANTO pero puedo postular que será -x -x +2 x (Esto por estequiometría!!!!) ------------------------------------------------------------------------------------El resultado o balance al llegar al equilibrio será [I2]eq = 0.0018-x [H2]eq = 0.0018-x [HI]eq = 2 x Estas concentraciones tienen la misma incognita (x) y como corresponden a las concentraciones en equilibrio, podremos reemplazarlas en la ecuación (1), lo que resulta en: Por lo tanto estamos en presencia de una ecuación con una incognita por lo tanto posible de ser resuelta. Veamos como, por medio de pasajes de términos, encontramos la ecuación matemática que deberemo resolver:

Donde la ecuación ha resolver es una ecuación de segundo grado:

del calculo, llegamos a la conclusión que x puede valer:

+0,19548 - 0.05306 X = ------------------------------ = +0,0014157 M 100.6 ----- ó ----+0,19548 + 0.05306 X = ------------------------------ = +0,00247 M 100,6 Se nos presenta un problema: y es que tenemos aquí, dos resultados matemáticos para x que resuelven el problema de la ecuación de segundo grado, pero que fisicamente indicarían que la concentración en equilibrio de HI, la cual es según nuestro desarrollo igual a 2 * x (recordar porque dos), tendría dos valores. Esta claro que solo una de ellas tendrá significado físico. Es así que tendremos que buscar como probar cual de ellas es correcta FISICAMENTE. Bien, hasta este punto hemos calculado los posible valores de la concentración en equilibrio de HI formada, pero no tenemos todavía las concentraciones en equilibrio de I2 y H2 Calculemos: Dada las caracteristica del problema las concentraciones en equilibrio de yodo y de hidrógeno son iguales. [I2]eq = [H2]eq = 0,0018-x = 0.0018-0.00247= -0.000670 M Lo que constituye un claro error, ya que fisicamente sabemos que las concentaciones pueden ser 0(cero) o mayor que cero, pero nunca negativas. Si esto es verdad, el otro valor nos indicará un valor de concentración positivo (...si hemos hecho bien las cosas) [I2]eq = [H2]eq = 0,00180 - x = 0.00180 - 0.0014157= +0.0003843 M y por lo tanto [HI]eq = 2 * 0,0014157 = 0,0028314 M y como prueba las concentraciones en equilibrio deberán cumplir la contante de equilibrio: Otra forma de calculo para este caso en particular:

.-.-.-.-.-.-.-.-.-.-.-.-.-.-.-.-.-.-.-.-.-.-.-.-.-.-.-.-.-.-.-.-. Usando la misma metodología, desarrollemos otro tipo de problema. En este caso, propongamos una situación en la cual inicialmente existe en el sistema las tres especies: [H2] = 0,00310 M

[I2] = 0,00310 M

[IH] =

0,0174 M 1. Primero hay que determinar si se está o no en el equilibrio: 0,01742 Q = ----------------------- = 31,5 0,00310 * 0,00310 como el valor es menor que la K siginifica que hace falta disminuir el denominador o aumentar el numerador o ambos!!!. Es decir nos dice que la reacción se desplazará hacia productos. 2. Pero ¿cuanto? habrá que calcular: I2(g) + H2(g) <====> 2 IH(g) inicial) 0,00310 0,00310 0,0174 reaccionan) -x -x +2x -----------------------------------------------------------------------------Equilibrio [I2]eq = 0,00310 - x [H2]eq = 0,00310 - x [HI]eq = 0,0174 - 2 x como ya sabemos, esto nos lleva a una ecuación de segundo grado: Por lo tanto la ecuación a resolver sería 50,3 x2 - 0,40626 x + 0,000219063 = 0 Ya sabemos que tendremos dos resultados x = +0,00750

ó

x = 0,000581

los cuales nos llevan a las siguientes posibilidades en cuantos a las concentraciones: [I2]eq = [H2]eq = 0,00310 - 0,00750 = -0,00440 M lo que no es posible. O a un resultado que cumple con los criterios fisico-químicos:

[I2]eq = [H2]eq = 0,00310 - 0,000581 = +0,00252 M Siendo

[ioduro de hidrógeno]eq = 0,0174 + 2 * 0,000581 = 0,0186 tal que se deberá cumplir que: 0,01862 K = ------------------------- ≈ 54,3 0,00252 * 0,00252