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Tema 5: Equilibrio químico
- Principios del equilibrio químico A id
b
- Acidos y bases- Equilibrios de solubilidad
1
Contenidos
-^
Equilibrio dinámico.
Principios del Equilibrio químico*
q
-^
Expresión de la constante de equilibrio.
-^
Relaciones entre las constantes de equilibrio.
-^
Significado del valor numérico de una constante deequilibrio.
-^
El cociente de reacción,
Q
: predicción del sentido de
bi
t
cambio neto.
-^
Modificación de las condiciones de equilibrio. Principiode Le Châtellier. *Tema 12 del Masterton
Equilibrio dinámico
Equilibrio
: dos procesos opuestos que tienen lugar a velocidades iguales.
Por esta razón, las concentraciones de reactivos y productos se mantienenconstantes en el tiempo.
p^ a
A +
b
B
….
g G +
h
H
….
Constante de equilibrio =
K
=c
[A]
m [B]
n^ ….
[G]
g [H]
h^ ….
K
c
CO(g) + 2 H
(g) 2
CH
OH(g) 3
[CH
OH] 3
[CO][H
] 2
2
Relaciones entre las constantes de equilibrio
K
1
CO(g) + 2 H
(g) 2
CH
OH(g) 3
[CH
OH] 3
[CO][H ]
2
1
[CO][H
] 2
2
CH
OH(g) 3
CO(g) + 2 H
(g) 2
K
2
[CH
OH] 3
[CO][H
] 2
2
1/2CH
OH(g) 3
1/2CO(g) + H
(g) 2
K
[CO]
1/
[H
] 2
= K
1/2 2
1/2CH
OH(g) 3
1/2CO(g) + H
(g) 2
K
3
[CH
OH] 3
1/
K
2
Combinación de las expresiones de las constantes de
equilibrio
N
O(g) + ½O
2 NO(g)
K
N
O(g) + ½O 2
2
2 NO(g)
K
= ?c
N
(g) + ½O 2
(g) 2
N
O(g) 2
K
c(2)
N
(g) + O 2
(g) 2
2 NO(g)
K
c(3)
[N
][O 2
] 2
[NO]
2
[N
][O 2
] 2
½
[N
O] 2
K
= c
[N
O][O 2
] 2
½
[NO]
2
[N
][O 2
] 2
½
[N
O] 2
[N
][O 2
] 2
[NO]
2
K
c(2) 1
K
c(3)
[^
][ 2
] 2
Calcular K
c^ a partir de K
c
y K
c
Ejercicio
Gases, sólidos y líquidos puros.
K
P
- Las mezclas de gases son disoluciones semejantes a las mezclas con
un disolvente líquido.
K
, basada en lasP
presiones parciales
de los gases.
K
=p
P
SO3^2 P
SO
P
O 2
K
P^
K
(c
RT
n
2 SO
(g) + O 2
(g) 2
2 SO
(g) 3
nRT
P =
V
- Las expresiones de las constantes de equilibrio no contienen
términos de concentración para los sólidos y líquidos puros.
C(s) + H
O(g) 2
CO(g) + H
(g) 2
K
p^
P
H2O P
CO
P
H
1. En un recipiente donde P(HI) = 1at, se lleva a cabo su descomposicióncalentando a 520ºC. El proceso alcanza una situación de equilibrio a esatemperatura, y entonces se determina que P(H
)= 0.1at. Calcular las presiones 2
parciales de I
2 y HI en el equilibrio, y el valor de la constante. La reacción que
Ejercicios^ p
2 y^
q^
, y
q
tiene lugar es:
Sol: 0’1at, 0’8at; 0’
2 HI(g)
H
(g) + I 2
(g) 2
2. A 900K el valor de la constante es 0,64 para la reacción:Si inicialmente las presiones parciales de CO y H son 1at hallar las presiones
CO
(g) + H 2
(g) 2
H
O(g) + CO(g) 2
Si
inicialmente las presiones parciales de CO
2 y H
son 1at, hallar las presiones 2
parciales de todas las sustancias en el equilibrio.
Sol: 0’92,0’92,0’074, 0’
Cociente de reacción. Q
Tiene la misma expresión que la constante de equilibrio pero serefiere a las condiciones iniciales (concentraciones iniciales opresiones parciales iniciales).Comparando el valor de Q con el de K podemos determinar en quéComparando el valor de Q con el de K, podemos determinar en quédirección evolucionará el sistema para alcanzar el equilibrio:Si Q>K
tiene lugar la reacción inversa
Si Q Cambios en las condiciones que afectan al equilibrio^ - Cambios en el volumen
(afecta a las presiones)
N
O 2
(g) 4
2NO
(g) 2
El valor de k no cambiaAl aumentar el volumen ………Al disminuir el volumen ……….
Cambios en las condiciones que afectan al equilibrio^ -
Cambios en la temperatura
(afecta a las velocidades de las
reacciones directa e inversa, al valor de
G y también al valor
de k)de k)
N O 2
(g) 4
2NO
(g) 2
El valor de k cambiaEn general, un aumento de temperatura favorece que tenga lugarla reacción ……… Esto puede entenderse a la vista de la ecuación de Van´t Hoff:
ln
=
ΔH R
T 1 2
k^1 k^2
T 1 1
Ejercicios^3
. Escribir la expresión de k para los siguientes equilibrios: HF(aq) + H
O(l) 2
H
O 3
+^ (aq) + F
- (aq)
CH CO H(aq) + C H OH(aq)
H O(l) + CH CO C H (aq)
4. Una mezcla de 0.5mol de H
y 0.4mol de I 2
2 gaseosos se coloca en un recipiente
de 0.75L a 430ºC. Calcular las concentraciones de todas las sustancias presentes enel equilibrio si Kc=54 3
Sol: 0
’074M; 0’628M; 0’495M
CaCO
(s) 3
CaO(s) + CO
(g) 2
CH
CO 3
H(aq) + C 2
H 2
OH(aq) 5
H O(l) + CH 2
CO 3
C 2
H 2
(aq) 5
2NO(g) + O
(g) 2
2NO
(g) 2
el
equilibrio si Kc 54.
Sol:
0 074M; 0 628M; 0 495M
2 HI(g)
H
(g) + I 2
(g) 2
5. En un recipiente de 4L a 24ºC se colocan 6.1589g del sólido NH
SH. En el 4
equilibrio, la presión total es 0.709at. Calcular: a) K
; b) el porcentaje de sólidop
Ejerciciosdescompuesto; c) si el volumen fuera de 8L, cuántos moles de sólido quedarían?
Sol: 0’1256; 48’3%; 4 10
-^
mol
6. Dado el equilibrioCalcular k
sabiendo que la presión total en el equilibrio es 0.318atp
NH
CO 4
NH 2
(s) 2
2NH
(g) + CO 3
(g) 2
2NH
SH(s) 4
NH
(g) + H 3
S(g) 2
Sol: 4’7 10
-
Ácidos y bases*
•^
Teoría de ácidos y bases de Brønsted-Lowry.
-^
pH. Contenidos •^
Ácidos y bases fuertes y débiles.
-^
Disoluciones reguladoras.
-^
Ecuación de Henderson-Hasselbach
*Temas 13 y 14 del Masterton
Teoría de ácidos y bases de Brønsted-Lowry
-^
Un ácido es un
dador de protones
•^
Una base es un
aceptor de protones
NH
O 2
NH
base
K
=b
[NH
] 3
[NH
][OH
-^ ]
base
CH
CO 3
H + H 2
O 2
CH
CO 3
+ H
O 3
+^
K
=a
[CH
CO 3
H] 2
[CH
CO 3
][H
O 3
+^ ]
ácido
base conjugada
pH = -log[H
O 3
+^ ]
pOH = -log[OH
Ácidos fuertes y bases fuertes
HClO
4
+ H
O 2
ClO
+ H
O 3
pH = -log 0,
Ácidos y bases débiles
CH
CH(OH) CO 3
H + H 2
O 2
CH
CH(OH) CO 3
H + H 2
O 3
Ácido láctico
K
=a
[CH
CH(OH)CO 3
H] 2
[CH
CH(OH)CO 3
][H
O 3
+^ ]
[H
O 3
+^ ]
Grado de ionización =
[^
3
]
Molaridad inicial de [HA]
Porcentaje deionización
[H
O 3
+^ ]
Molaridad inicial de [HA]
Disoluciones reguladoras. La ecuación de
Henderson-Hasselbalch
•^
Sistemas de dos componentes que cambian el pH sólomuy ligeramente con la adición de pequeñas cantidadesde un ácido o una base.– Los dos componentes no deben neutralizarse entre sí.
-^
Un ácido débil y su base conjugada.
-^
Una base débil y su ácido conjugado. Consideremos un ácido débil hipotético, HA, y su sal NaA:
[H
O 3
+^ ] [A
-^ ]
HA + H
O 2
A
-^
+ H
O 3
+^
[^
3
] [
]
[HA]
K
=a
-log[H
O 3
+^ ]-log
[HA]
-log
K
=a
[A
-^ ]
p
K
a^
[HA]
pH =
[A
- ]
•^
La ecuación es útil únicamente cuando podemos utilizarlas concentraciones
iniciales
del ácido y la sal en lugar de
l^
t^
i^
d
ilib i
Disoluciones reguladoras. La ecuación de
Henderson-Hasselbalch
las concentraciones de equilibrio.
-^
Si pensamos además que la disolución debe contenercantidades apreciables tanto del ácido como de la base,podemos aplicar un par de reglas:
[A ]
0,1 <
[HA]
< 10
[A
-^ ]
[A
-^ ] > 100
K
a^
y [HA] > 100
K
a
Preparación de disoluciones reguladoras
Preparación de disoluciones reguladoras
•^
Para obtener una disolución reguladora de un pH determinado, se busca un ácido débil cuyo pKa
pH y luego se ajusta el pH
variando la concentración del ácido y de la sal.
y
pH
pKa
Ka
4
Acido láctico/lactato
3,
1,4 10
-^4
5
Acido acético/acetato
4,
1,8 10
-^5
6
Acido carbónico/bicarbonato
6,
4,4 10
-^7
6
Acido carbónico/bicarbonato
6,
4,4 10
7
H PO 2
-^ /HPO 4 -^2
7,
6,2 10
-^8
8
Acido hipocloroso/ClO
-^
7,
2,8 10
-^8
9
NH
3
9,
5,6 10
-^10
10
HCO
-^ /CO 3 - 3 2
10,
4,7 10
-^11
13
. Para preparar una disolución reguladora de pH 9, ¿qué sistema usarías y en qué proporción AH/A -?
Sol:1’
14
. ¿Qué masa de acetato sódico debe disolverse en 0,30 L de ácidoéti
0 25 M
bt
di
l^
ió
d
H 5 09? (S
Ejercicios acético 0,25 M para obtener una disolución de pH=5,09? (Supongaque el volumen de la se mantiene constante en 0,30 L).
Sol:13’8g
15
. Uno de los sistemas reguladores para mantener el pH de la sangre es el de ácido carbónico/bicarbonato. Si el pH de la sangre es7,40, ¿cuál debe ser la relación ácido/sal? ¿Es mayor la capacidadpara absorber ácidos o bases en la sangre?
Sol:0’
16
. El pH interno del hepatocito es 6.65. Calcular las concentraciones de fosfato dianiónico [HPO
= 4 ] y fosfato monoaniónico [H
PO 2
estas células si la concentración total de fosfato es 30 mM.
Sol: 2’35 10
- M en [H
PO 2
- 4 ] y 6’48 10 - M en [HPO
= 4 ]
Capacidad reguladora e intervalo de regulación
-^
La capacidad reguladora es la cantidad de ácido o baseque una disolución puede neutralizar sin que se produzcauna variación apreciable de su pH.
L
á i
id d
l d
i t
d
l
- La máxima capacidad reguladora existe cuando la
concentración de un ácido débil y su base conjugadase mantienen
grandes y aproximadamente iguales
entre sí
•^
El intervalo de regulación es el intervalo de pH en el queuna disolución reguladora neutraliza eficazmente losuna disolución reguladora neutraliza eficazmente losácidos y bases añadidos y mantiene un pH prácticamenteconstante.– Desde el punto de vista práctico, el intervalo es 2
unidades de pH con respecto al pK
.a
Equilibrios de solubilidad*
Contenidos •
Constante del producto de solubilidad,
K
ps
•^
Relación entre solubilidad y
K
ps
Relación entre solubilidad y
K
ps
•^
Efecto del ion común y del efecto salino en losequilibrios de solubilidad.
-^
Limitaciones del concepto de
K
ps
*Tema 16 del Masterton
Constante del producto de solubilidad,
K
ps
-^
Es la constante de equilibrio para el equilibrio que se establece entre unsoluto sólido y sus iones en una disolución
saturada
.
CaSO
(s) 4
Ca
2+
(aq) + SO
2- 4 (aq)
K
ps
= [Ca
2+
][SO
2- 4
] = 9,1 10
a 25
°C
Existe una relación directa entre K
ps
y la solubilidad molar de un soluto:
Existe una relación directa entre K
ps
y la solubilidad molar de un soluto:
[Ca
2+
] = s = [SO
2- 4
] ; K
ps
= s
2
O para el Na
SO 2
[Na
+^ ]/2 = s = [SO
2- 4
] ; K
ps
= (2s)
2 s=4s
3
Criterios para la precipitación
AgI(s)
Ag
+^ (aq) + I
-^ (aq)
Si queremos mezclar AgNO
(aq) y KI(aq) para obtener una 3
disolución que tiene
[Ag
+^ ] = 0,010 M e [I
-^ ] = 0,015 M.
K
ps
= [Ag
+^ ][Cl
-^ ] = 8,5 10
¿La disolución será saturada, supersaturada o no saturada?
El producto iónico
Q
es el cociente de reacción. Recordar que tiene la misma expresión que la constante de equilibrio peroutiliza concentraciones iniciales. Aplicada a los
p
equilibrios de solubilidad se denomina generalmente producto iónico
La precipitación ocurre si
Q
K
ps
La disolución está saturada si
Q
K
ps
La precipitación no puede ocurrir si
Q
K
La precipitación no puede ocurrir si
Q
K
ps
En el ejemplo anteriorQ
= [Ag
+^ ][Cl
- ] = (0,010)(0,015) = 1,5 10
K
ps
17
. Calcular la solubilidad del BaSO
4
en agua pura y en una
disolución 0,1M de Na
SO 2
, sabiendo que K 4
ps
=1,1 10
.
Sol: 1 10
_- mol/L y 1’1 10
mol/L._
Ejercicios^18
.^
Se
mezclan
0,2L de
Sr(NO
) 3
2
0,006M
y^
0,1L de
K
CrO 2
4
0,015M ¿Se formará precipitado de SrCrO
? K 4
ps
= 3,6 10-
19
. Para el Zn(OH)
, K 2
ps
=4 10
- . Calcular: a) ¿cuántos mg de
NaOH deben añadirse a 575mL de Zn(NO
) 3
2
0,03M para que
comience a precipitar?; b) ¿se formará precipitado si se añaden10mL
de
NaOH
0,02M
a
250mL
de
Zn(NO
) 3
2
0,098M?;
c)
¿cuántos mg de Zn(OH)
son necesarios para preparar 0 7L de
¿cuántos mg de Zn(OH)
2
son necesarios para preparar 0,7L de
una disolución saturada de Zn(OH)
? 2
Sol:8’4 10
- ; sí; 0’
20
. Si se añade NaOH 0,075M a 0,5L de una disolución que contiene 0,03 mol de Zn
y 0,01 mol de Al
, ¿qué precipita
primero, el Zn(OH)
2
ó el Al(OH)
? 3
