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PUNTO DE EQUILIBRIO
Este documento es una pequeña investigación acerca del calculo del punto financiero, que variables dedemos tomar en cuenta y como interpretar los resultados.
OBJETIVOS: 1. Observar un sistema químico en equilibrio. 2. Estudiar el principio de Le Châtelier en un sistema en equilibrio que al desplazarse produce cambios visibles. 3. Aplicar los p…Descripción completa
Equilibrio Homogéneo: se lleva a cabo en una sola fase Equilibrio Heterogéneo: se lleva a cabo en distintas fases Keq > 1 El equilibrio está desplazado hacia la formación de productos Reacción cuantitativa Keq =1 El equilibrio no se desplaza hacia ningún lado -----------------------Keq < 1 El equilibrio está desplazado hacia los reactivos Reacción no cuantitativa
Partícula intercambiada Equilibrio Tipo Electrón (e ) Óxido-reducción + Protón (H ) Ácido-base + Cualquier partícula diferente a H y e Complejos
Qc (coeficiente de reacción). Recordar que se calcula igual que Kc pero con las concentraciones concentraciones iniciales, no con las de equilibrio. Qc < Kc El equilibrio equilibrio se se desplaza desplaza de izquierda a derecha derecha Qc = Kc Sistema en equilibrio Qc > Kc El equilibrio equilibrio se se desplaza desplaza de derecha a izquierda
Ácido-Base Constante de acidez HA + H2O ↔ H3O+ + AConstante de basicidad A- + H2O ↔ HA + OHConstante de autoprotolisis del agua H2O ↔ H+ + OH-
Constante de equilibrio de una reacción ácido-base
Calculo de pH Ácido fuerte *Ácido de fuerza media Ácido débil Ecuación de Henderson-Hasselbach Henderson-Hasselbach (Par conjugado, buffer) Base fuerte *Base de fuerza media Base débil *Anfolito (ecuación de la semi suma)
KaCo Comportamiento de la base α% -15 KaCo < 10 Fuerte α% > 90% -15 -13 10 < KaCo < 10 Fuerza media 10% < α < 90% -13 KaCo > 10 débil α% < 10%
Escala de pH H+
H2O
Fuerza de los ácidos
pH H2O
Fuerza de las bases
OH-
Titulación de un ácido m monoprótico onoprótico
In a.p.e (antes del punto de equivalencia) x<1 p.e. (punto de equivalencia) equivalencia) x=1 d.p.e. (después del punto de equivalencia) x>1 Notas: Co es la concentración inicial
OH- →
A-
+ H2O
Co-xCo Co(1-x)
xCo
xCo
xCo
≈ε
≈ε
≈Co
≈Co
xCo-Co Co(x-1)
Co
Co
HA + Co
Redox
Constante de equilibrio
De una reacción redox
*Ecuación de Nerst Ox-red mismo par
Delta de potencial
*Potencial de una reacción redox
cuando las concentraciones son estequiometricamente estequiometricamente equivalentes *Anfolitos y ox-red de diferente par
que no reaccionan reaccionan con concentraciones concentraciones estequiometricamente estequiometricamente equivalentes *Celdas Galvánicas
Escala de potenciales Fuerza de oxidantes H+
Oxidantes
0
E (volts) Reductores
H2 Fuerza de reductores
Equilibrio de solubilidad
Constante de solubilidad +
AgCl ↓ ↔ Ag + Cl
-
Solo se anotan los iones en solución los sólidos no se incluyen en la constante, en este caso no solo se elevan al coeficiente estequiometrico, estequiometrico, sino que c ada “s” se multiplica por el coeficiente de equilibrio y a la vez se eleva al coeficiente estequiometrico, estequiometrico, ejemplo:
CaF2 ↓ ↔ Ca2+ + 2F-
Ejemplos de cómo se resuelve un problema: Acido-base Se prepara una disolución de ácido acético acético agregando a un matraz aforado de 50 mL, 13 mL de una disolución 0.5 M de dicho ácido, posteriormente se afora dicho matraz con agua. Con estos datos calcula la concentración de H + en la solución y el pH de dicha solución. pKa CH3COOH= 4.76 Moles presentes del ácido acético en la disolución:
Al momento de aforar cambia la concentración a: ni ndisocia
CH3COOH 0.13 x
↔
nobtienen neq
Usando
0.13- x
+
-
H
CH3COO
x
x
x
x
Sustituyendo valores al equilibrio en Ka:
x1= -1.51x10-3; x2=1.49x10-3 por lo tanto [H+]=X=1.49x10-3 M
Calculo de pH: Ka/Co= 1.337x10-4, por lo tanto ácido débil
Otra forma de resolver es considerando que la x al equilibrio que se resta al ácido se desprecia por ser muy pequeña quedaría:
Pero también se puede encontrar la concentración de H + de una forma un tanto tramposa, ya que sabemos que pH=2.82 y también sabemos que pH=-log [H +] [H+]=10-pH=10-2.82=1.51x10-3 M Con esto nos damos cuenta que: 1) La concentración real de H + es 1.49x10-3 M, pero el considerar que prácticamente no se disocia nada al ser un ácido débil y no incluir x en la concentración al equilibrio del ácido acético, para el cálculo de Ka es válido ya que prácticamente 1.49x10-3 ≈ 1.5x10-3 Calcula la constante de equilibrio Kc de la siguiente reacción, sabiendo que a 35°C Kp=1.85x10-5 2SO3(g) ―→ 2SO2(g) + O2(g)
Para la siguiente reacción la constante de equilibrio equilibrio es de 49 a una temperatura determinada. Si 0.40 moles de A y B se colocan en un recipiente de 2 L ¿Cuál es la concentración de todas las especies al equilibrio? A+ B
