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SEGUNDO PARCIAL EQUILIBRIO QUIMICO
REACCIONES EN EQUILIBRIO Y SIGNIFICADO DE LA CONSTA NTE K DE EQUILIBRIO Se tiene la reacción en equilibrio:
Las velocidades de reacción entre reactivos y productos se mantienen constantes mediante una relación matemática llamada constante de equilibrio, la cual relaciona las concentraciones de productos sobre reactivos elevados cada uno a su coeficiente e stequiométrico.
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También podemos expresar las concentraciones de reactivos y productos como presiones parciales.
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Tener en cuenta que solo se consideran los compuestos acuosos o gaseosos que tienen concentración, a los sólidos y líquidos no los escribe en la fórmula de Kc Para relacionar las constantes Kp y Kc se utiliza la ecuación.
() ) Dónde: Kp es la constante de equilibrio e quilibrio para gases Kc es la constante de equilibrio para soluciones R es la constante de gases 0,082 L-atm/mol-K T es la temperatura en kelvin Δn= diferencia del número de moles totales e ntre productos y reactivos (con signo +) El valor de K nos permite relacionar la forma en la que se desplaza el equilibrio de acuerdo a la concentración de los reactivos y productos: Keq >> 1: El equilibrio está desplazado a la derecha; predominan los productos. Keq << 1: El equilibrio está desplazado a la izquierda; predominan los reactivos. COCIENTE DE LA REACCION Cuando tomamos las concentraciones al inicio de la reacción estamos hablando del cociente de la reacción.
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Si QcKc entonces el equilibrio se desplaza hacia la izquierda (Hay más producto que reactivos)
ESPOL – FCNM – ICQA QUIMICA 1 SEGUNDO PARCIAL CALCULO DE CONCENTRACIONES EN EQUILIBRIO A PARTIR DE CONCENTRACIONES INICIALES Si se tiene la siguiente reacción re acción en equilibrio y sus respectivas concentraciones iniciales:
[ ] [ ] Entonces se debe analizar la reacción a partir de un estado inicial, luego pasando por un cambio entre reactivos y productos hasta llegar finalmente a un estado de equilibrio de tal forma que:
A INICIO [xo] CAMBIO -ax EQUILIBRIO [xo] - ax
B [yo] -bx [yo] - bx
C 0 +cx cx
D 0 +dx dx
Donde Xo y Yo son las concentrac iones al inicio de la reacción que solo corre sponde a los reactivos, en el cambio de la reacción se pierde una cantidad desconocida de reactivos y se genera una cantidad desconocida de producto a la cual denominamos X y está afectada por cada coeficiente estequiométrico en la reacción, al final se llega a un estado de equilibrio sumando las concentraciones del inicio y del cambio. Para hallar el valor desconocido de X se debe emplear la constante de equilibrio K. [] [ ] [ ] [ ] PRINCIPIO DE LE - CHATELIER Si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración de uno de los componentes, el sistema desplazará su posición de equilibrio de modo que se c ontrarreste el efecto de la perturbación. En cambios de concentración: - Si aumenta el reactivo, el equilibrio se desplaza a la derecha (→) - Si disminuye el reactivo, el equilibrio se desplaza a la izquierda ( ←) - Si aumenta el producto, el equilibrio se desplaza a la izquierda (←) - Si disminuye el producto, el equilibrio se desplaza a la derec ha (→) En cambios de temperatura: Reacción endotérmica: Reactivos + Calor → Productos - Si aumenta la temperatura, aumente el reactivo, el equilibrio se desplaza a la derecha (→) - Si disminuye la temperatura, disminuye el reactivo, el equilibrio se desplaza a la izquierda (←) Reacción exotérmica: exotérmica: Reactivos → Productos + Calor
-
Si aumenta la temperatura, aumenta el producto, el equilibrio se desplaza a la izquierda (←) Si disminuye la temperatura, disminuye el producto, el equilibrio se desplaza a la dere cha (→)
En cambios de volumen y presión: (Temperatura constante) - Si aumenta la presión, el volumen disminuye y el e quilibrio desplaza donde hay menor cantidad de moles para reducirlas. - Si disminuye la presión, el volumen aumenta y el equilibrio se desplaza donde hay mayor c antidad de moles para aumentarlas. Un catalizador o la presencia de elementos que no son parte de la reacción no alteran el equilibrio.
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SEGUNDO PARCIAL ACIDOS Y BASES
ACIDOS Y BASES DE BRONSTED – LOWRY Los ácidos y bases se reconocían de sde diversos puntos de vista los más que resaltan son: Arrhenius: - Los ácidos tienen sabor agrio, reaccionan con met ales para producir H2, con sales y bases produce iones y agua. - Las bases tienen sabor amargo, se sienten jabonosos al tacto, reaccionan con ácidos para formar agua y sales en reacciones de neutralización. Bronsted – Lowry: + - Acido: Donador de protones (H ) + - Bases: Receptor de protones (H )
() () () () () Observe que en este ejemplo e jemplo el ácido clorhídrico dona un Hidrogeno al agua por lo que se lo considera como ACIDO, y el agua a su vez acepta el Hidrogeno convirtiéndose en una BASE en este caso. De forma inversa el agua le dona un Hidrogeno al ion cloruro por lo que se le considera ACIDO AC IDO CONJUGADO y el ion cloruro a su vez acepta el Hidrogeno por lo que se lo considera como BASE CONJUGADA. Juntos, un ácido y su base conjugada (o una base y su ácido conjugado) reciben el nombre de par conjugado ácido-base. Las fuerzas ácida y básica de los par es conjugados ácido- base están relacionadas: cuanto más fuerte es un ácido, tanto más débil es su base conjugada; cuanto más débil es un ácido, tanto más fuerte es su base conjugada. En toda reacción ácido-base, la posición del equilibrio favorece la transferencia del protón del ácido más fuerte a la base más fuerte. AUTOIONIZACION DEL AGUA
() () () ) () () () () () El agua se disocia o separa en sus iones en pequeñas proporciones para formar iones H+ y OH -, la medida de esta autodisociación, se expresa con la constante del producto iónico del agua a 25°C [ ][ ] Si la reacción se mantiene totalmente neutra entonces las concentraciones de ambos iones en el -7 agua serán las mismas (1x10 ). Una solución es acida cuando las concentraciones de H+ son -7 mayores que 1x10 y una solución es básica cuando las concentraciones de iones OH- son mayores que -7 1x10 . ESCALA DE pH
[ ] pH= 7 solución neutra pH < 7 solución acida pH > 7 solución básica
ESPOL – FCNM – ICQA QUIMICA 1 SEGUNDO PARCIAL ACIDOS Y BASES FUERTES Son aquellas sustancias que se disocian completamente en solución acuosa generando la misma concentración molar en los productos. Son ácidos fuertes: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO3, HClO4. Son bases fuertes: hidróxidos solubles de metales alcalinos y alcalinotérreos (Ca, Sr, Ba).
ACIDOS Y BASES DEBILES Son aquellas sustancias que se disocian en pequeñas concentraciones en una reacc ión de equilibrio iónico que depende de una constante de disociación Ka para ácidos débiles y Kb para bases débiles.
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[ ][ ] [] La relación entre la fuerza fuer za de un ácido y la fuerza de su base conjugada se expresa en términos cuantitativos mediante la ecuación Ka x Kb= Kw, donde Ka y Kb son las constantes de disociación de los pares conjugados ácido-base. EFECTO DEL ION COMUN
Cuando un electrolito fuerte (Sustancia iónica que proviene de una acido o base fuerte) que contiene un ion en común a un equilibrio equilibrio acido base débil reduce de cierta forma que este se se disocie y a esto se se conoce como EFECTO DEL ION COMUN
ION COMUN
Un tipo particularmente importante de mezcla de ácido y base es la de un par conjugado ácido-base. Estas mezclas funcionan como disoluciones amortiguadoras (amortiguadores). La adición de cantidades pequeñas de un ácido fuerte o una base fuerte provocan sólo cambios pequeños de pH porque el amortiguador reacciona con el ácido o base adicional. De forma rápida para determinar el pH resultante de estos amortiguadores se emplea la ecuación de Henderson – Hasselbach:
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