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Tema 4. Equilibrio Químico
- Ley de Acción de masas. Constante de equilibrio.
- Cociente de reacción.
- Características del equilibrio químico.
- Formas de expresar las constantes de equilibrio y relaciones entre ellas.
- Grado de disociación.
- Principio de Le Chatelier:
a ) Influencias de la temperatura. b ) Influencia de la presión. c ) Influencia de la concentración.
- Equilibrios Heterogéneos: Solubilidad y factores de los que depende.
- Relación entre Solubilidad y producto de solubilidad.
- Factores que afectan a la solubilidad de los precipitados:
a ) Efecto ión común. b ) Efecto del pH. c ) Formación de complejos estables. d ) Procesos redox.
Ley de Acción de masas. Constante de equilibrio.
Sea una reacción reversible: aA + b B → c C + d D
[ ] [ ]
[ ] [ ]
· ·
c d C (^) a b d i
K C^ D^ K A B K
= =
La constante de equilibrio, juega en las reacciones reversibles el mismo papel que el reactivo limitante en las reacciones irreversibles, ya que condiciona la concentración tanto de los reactivos como de los productos en el equilibrio.
La constante de equilibrio Kc no tiene unidades y depende de la temperatura. Las concentraciones tanto de productos como de los reactivos se expresan como concentraciones Molares.
El valor de la constante de equilibrio nos da una idea de la extensión en que ha tenido lugar la reacción.
- Si Kc ≥ 1 la mayoría de los reactivos se ha convertido en productos.
- Si Kc ≤1 la mayoría de los reactivos quedan sin reaccionar.
Cociente de reacción
Es una expresión similar a la constante de equilibrio, que nos informa en cada momento del desarrollo de la reacción. En la expresión del cociente de reacción no se emplean concentraciones de equilibrio de reactivos y productos, sino de las concentraciones instantáneas de la misma.
- Si Q = Kc el sistema se encuentra en equilibrio.
- Si Q ≤ Kc se favorecerá la reacción hacia la derecha formando productos.
- Si Q ≥ Kc se favorecerá la reacción de descomposición de los productos formados en los reactivos de partida (de derecha a izquierda).
Características del Equilibrio
El equilibrio es una situación de equilibrio dinámico, que se aplican a las reacciones reversibles. Tanto la reacción directa como la inversa, tienen lugar simultáneamente y cuando se alcanza el equilibrio, ocurren a la misma velocidad. En el equilibrio ∆ G = 0.
Cuando se alcanza el equilibrio no varían ni las concentraciones de los productos ni la de los reactivos, ni sus propiedades macroscópicas como la presión de vapor.
La temperatura es una variable fundamental que controla el equilibrio. La constante de equilibrio Kc depende de la temperatura, de la expresión de la reacción y de su ajuste estequiométrico.
Formas de expresar la constante de Equilibrio y sus relaciones
entre ellas
Sea la reacción reversible: a A + b B ------- c C + d D
· ·
C^ c Dd p (^) a b A B
K P^ P P P
= ; [ ] [^ ]
[ ] [ ]
c d c (^) a b K C^ D A B
·
c d a b x^ C^ D A B
K X^ X X X
=
K p = K c ( RT ) ∆ n ; K p = K xP ∆ n
en la concentración de productos, produciría un aumento en Kc, para evitarlo el equilibrio se desplaza hacia la descomposición de productos, y el aumento en la concentración de los reactivos.
Equilibrios heterogéneos
Una disolución saturada es aquella que no admite mas soluto.
Solubilidad es la concentración de una disolución saturada expresada en gramos/litro o en moles/litro. La solubilidad depende de la naturaleza de las sustancias y de la temperatura.
Una sustancia se considera soluble cuando la concentración de su disoplución saturada es mayor de 0,01 moles/litro.
Factores de los que depende la solubilidad
Nos referiremos a compuestos iónicos y a disoluciones acuosas.
- Temperatura: un aumento de temperatura facilita la movilidad iónica y por tanto la solubilidad.
- Factor energético : para disolver un compuesto iónico hay que vencer a la energía reticular. Un compuesto se disuelve cuando la energía de hidratación es mayor que la energía reticular.
- Factor entrópico: la disolución de una sustancia lleva consigo un aumento del desorden del sistema y por tanto un aumento de la entropía.
Relación entre la Solubilidad y el Producto de Solubilidad
Sea una sal poco soluble del tipo AB : Ag Cl (s) --------- Ag+^ (aq) + Cl-^ (aq)
s s s
Ag Cl C AgCl s K
- − = de donde Ks = Kc (AgCl (s) ) = (Ag+) (Cl-) = s^2
Si la sal poco soluble es del tipo AB 2 : Ag 2 CrO 4 -------- 2 Ag+^ + CrO 4 =
s 2 s s
Ks = (Ag+) 2 (Cro 4 =) = (2 s ) 2 s = 4 s^3.
La relación entre la solubilidad y el producto de solubilidad como acabamos de ver depende de la estequiometria de la sal o del hidróxido poco soluble.
Si la (Ag+) (CrO 4 =) ≤ Ks no precipita mientras que si la (Ag+) (CrO 4 =) ≥ Ks precipita.
Factores que afectan a la solubilidad de los precipitados
A. Efecto ión común: como aumenta la concentración del ión común y dado que Ks deberá permanecer constante, debe disminuir la concentración del otro ión y por tanto la solubilidad.
B. Efecto del pH
Sea una sal poco soluble AB (s) ----------- A-^ + B +^ un aumento de la acidez se produce en el siguiente equilibrio HA ------- A-^ + H+.
Para una Ka pequeña, la concentración de A-^ disminuye para formar AH. Para compensarlo aumentará la solubilidad produciendo A-. Con una base débil el proceso sería similar.
C. Formación de un complejo estable: los precipitados de sales de plata se disuelven fácilmente en presencia de NH3.
AgCl ----------- Ag+^ + Cl-^ Ks
Ag+^ + 2 NH 3 ---------- Ag (NH 3 ) 2 Kf = 1·10^8
La reacción de formación del complejo se desplaza hacia la derecha, por lo que el precipitado de AgCl acaba disolviéndose.
D. Proceso redox
CuS -------- Cu+2^ + S==
3 CuS + 2 NO 3 -^ + 8H+^ -------- 3 S + 3 Cu +2^ + 2 NO + 4 H 2 O
Como el S=^ se oxida a Sº por el HNO 3 , al disminuir la concentración de sulfuro, aumenta la solubilidad, y el equilibrio se desplaza hacia la derecha.
