EQUILIBRIO QUIMICO EN SISTEMAS HETEROGENEOS Cuando el equilibrio químico se establece una fase (una mezcla de gases, un solución líquida) tenemos entonces un equilibrio homogéneo. Cuando el equilibrio consta de más de una fase (gas y sólido, o líquido y sólido) se dice, entonces, que el equilibrio es heterogéneo. Una solución saturada en equilibrio con soluto si disolver es un ejemplo clásico de equilibrio heterogéneo. Por el momento nos limitaremos a reacciones gas - sólido. La velocidad de una reacción con dos fases depende del área de la superficie de contacto entre las dos fases. Sin embargo, cualquier cambio en esta área tiene el mismo efecto sobre las reacciones directa e inversa. Si se establece el equilibrio, las dos velocidades son iguales y permanecen iguales después de la variación en área superficial.
APLICACIÓN DEL PRINCIPIO DE LE CHATELIER. 1.
La adición o sustracción de un sólido o un líquido no produce efectos, siempre y cuando algo de la sustancia que participa en la reacción esté todavía presente.
2. La variación de la concentración de un gas desplaza el equilibrio en la dirección que contrarreste los efectos de dicha variación, al igual que en las reacciones en fase totalmente gaseosa.
3.
Para decidir cuál es el efecto de una variación de volumen del recipiente, se cuentan solamente los moles de gas.
PRODUCTO IÓNICO Y PRODUCTO DE SOLUBILIDAD. Ya habíamos mencionado que el equilibrio heterogéneo es donde está presente más de una fase (sólido, líquido o gaseoso) tratando este tema tenemos un ejemplo, una solución saturada de cloruro de plata que contiene AgCl sólido. En este caso el precipitado de AgCl está en contacto con el líquido flotante el cual está saturado con los iones del precipitado, AgCl(s)----- Ag+ (en solución) + Cl- (en solución) En la superficie del precipitado, los iones Ag+ y Cl- están constantemente viajando hacia la solución y volviéndose a precipitar, puesto que este es un proceso en equilibrio donde: V1: velocidad a la cual Ag+ forman parte del medio acuoso. V2: velocidad a la cual Ag+ se depositan en la superficie. V3: velocidad a la cual Cl- forma parte del medio acuoso. V4: velocidad a la cual Cl- se depositan en la superficie.
Al equilibrio V1=V2
y V3=V4
V1= K1[Ag+] = X
V3= K3 [Cl-] = 1-X
V2= K2 [Ag+][1-X]
V4= K4[Cl-][X]
Keq = (Ag+ ) x (Cl-)
AgCl(s)
A diferencia del equilibrio homogéneo, la adición de más AgCl sólido no causa cambio alguno en la concentración de los iones plata en solución. El término AgCl(s) es una constante por que la concentración de cualquier compuesto en estado sólido es independiente de la cantidad de sólido presente. Entonces, la ecuación se puede simplificar si se combinan las dos constantes. (Ag+ ) x (Cl-) = Keq x (AgCl(s)) = Kps Cuando la constante Kps se escribe en esta forma, incluyendo solamente el producto de las concentraciones de los iones, se denomina “CONSTANTE DEL PRODUCTO DE
SOLUBILIDAD y su valor es constante a una temperatura dada.
FACTORES QUE ALTERAN EL EQUILIBRIO QUIMICO EN SISTEMAS HETEROGENEOS EFECTO DE LA TEMPERATURA: Dependiendo del tipo de reacciones que ocurren cuando de la mezcla de soluciones, el Kps puede aumentar o disminuir. Así, pueden ocurrir dos casos diferentes. 1. Reacción endotérmica: En el caso de reacciones endotérmicas el Kps aumenta con el aumento de la temperatura indicando, también un aumento de la s olubilidad. 2. Reacción exotérmica: en el caso de reacciones exotérmicas el Kps disminuye con el aumento de la temperatura, disminuyendo también la solubilidad.
EFECTO DEL PH: En un equilibrio de disolución en que entran iones OH-, tal como el equilibrio de disolución del hidróxido de aluminio, por ejemplo, el pH de la solución va a afectar la solubilidad del sólido.
Por el principio de Le Chatelier , se verifica que al aumentar la concentración de iones OH- (aumentando el pH) en la solución, el equilibrio se traslada en el sentido de la formación de Ca(OH)2 sólido, reduciendo entonces la solubilidad de este. Por otra parte, al aumentar la concentración de iones H+ (disminuyendo el pH) vamos a reducir la concentración de iones OH- en solución, por lo que la solubilidad aumenta.
EFECTO DEL IÓN COMÚN: Desplazamiento de un equilibrio iónico cuando cambia la concentración de uno de los iones que están implicados en dicho equilibrio, debido a la presencia en la disolución de una sal que se encuentra disuelta en él.
Si ponemos como ejemplo, una disolución que se encuentra saturada de una sal que es poco soluble, como puede ser el cloruro de plata AgCl, tiene lugar un equilibrio del siguiente tipo:
AgCl (s) ↔ Ag^+ (aq) +
Cl^- (aq);
La solubilidad del cloruro de plata, en este caso, disminuye al añadir a la disolución, que se encuentra saturada, una disolución de iones plata, por efecto del ion común. En consecuencia, aumentará la cantidad de precipitado de cloruro de plata. Si añadimos otra disolución, en éste caso de una sal poco soluble, como pueda ser el nitrato de plata, AgNO3, dicha sal también proporcionará un ion común, en éste caso el ion Ag^+, de la siguiente manera:
AgNO3 ( aq) → Ag^+ (aq) + NO3^- (aq) podemos decir que, con la presencia del ion común de plata, la solubilidad del AgCl, es menor que si estuviese en agua pura. El producto resultante de la solubilidad se mantiene constante, pues al aumentar la concentración del ión plata, disminuye la concentración del ion Cl^-, en igual cantidad. Así se puede decir que, la adición de un ión común a un equilibrio de solubilidad de un compuesto, consiste en la disminución de la solubilidad y de la precipitación de dicho ion.
