Tema 7

Tema 7 Equilibrio químico
1. Ley de acción de masas.
Es una relación que establece que los valores de la expresión de la Ke
(constante de equilibrio) son constantes para una reacción en particular a
una temperatura dada, siempre que se haya sustituido las
concentraciones en equilibrio.
2. Constante de velocidad. (Ejemplos de Equilibrio Químico)
a) COCl2 dicloruro de carbonilo
2a) CO (g) + Cl2 (g) = COCl2 (g)
COCl2
Ke =
CO
2b) yoduro de hidrógeno
H2 (g) + I2 (g) = 2 HI (g)
Cl2
Constante de equilibrio
C (s) + CO2 (g) ⇔ 2CO (g)
2 HgO (s) ⇔ 2Hg (l) + O2 (g)
2 ZnS (s) + 3 O2 (g) = 2 ZnO (s) + 2 SO2 (g)
PCl3 (g) + Cl2 (g) = PCl5 (g)
3d) 2 CO2 (g) = 2 CO (g) + O2 (g)
Disociación del agua y constante del equilibrio del agua (Kw).
Ecuaciones de disolución del H2O y
la expresión para el producto iónico del agua, Kw
H2O (l) ↔ H+ (ac) + OH- (ac)
Ke [H2O] = Kw = [H+][OH-]
Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14
Kw = (1.0 x 10-7) (1.0 x 10-7) = 1.0 x 10-14
Expresión para el producto iónico del agua,
Kw cuando el agua se ioniza
pH
El pH es una medida de la concentración de los iones hidrógeno en una
solución. Los ácidos fuertes tal como el ácido clorhídrico al tipo de
concentraciones que normalmente se usa tiene un pH de alrededor 0 a
1.
El pH mide la concentración de iones hidrógeno desde la más baja hasta
la más alta en una solución.
significado de pH
signo negativo
pH = - log10 H+
logaritmo en
base 10
concentración en
moles / litro
Tabla para una disolución
Rangos de valores para
Carácter de la
solución
pH
pOH
[H+] > [OH-]
Ácida
<7
>7
[H+] < [OH-]
Básica
>7
<7
[H+] = [OH-]
Neutra
=7
=7
Indicadores ácido - base
Papel indicador
Potenciómetro
Constantes
de
acidez
(Ka)
y
Basicidad
(Kb)
Ácido
K1
K2
HClO4
muy grande
HBr
muy grande
H2SO4
muy grande
HNO3
muy grande
H3O+
55,4
HIO3
1,9x10-1
H2C2O4
5,36x10-2
5,42x10-5
H2SO3
1,7x10-2
5,0x10-6
H3PO4
7,11x10-3
6,34x10-8
H3PO3
7x10-3
2x10-7
Fe(H2O)63+
6,3x10-3
HF
7,24x10-4
HCOOH
2,1x10-4
H2Se
1,7x10-4
Cr(H2O)63+
1x10-4
HCH3COO
1,76x10-5
Al(H2O)63+
1,3x10-5
H2CO3
4,45x10-7
4,69x10-10
H2S
8,9x10-8
1,2x10-15
HClO
4x10-8
H2O
1,82x10-16
K3
1,04x10-2
4,79x10-13
Concepto de pKa y pKb
La descripción del grado de acidez en términos de pH tiene la enorme ventaja
de evitar operaciones con potencias decimales de exponentes negativos. Dado
que las constantes de equilibrio vienen dadas, por lo general, como potencias
de diez, es posible extender la idea recogida en la definición de pH al caso de
los valores de K. Así, se define el pK, para una reacción en equilibrio, en la
forma: pK = -log K
Bases
Ácidos
1
2
ácido
monoprótico
ácido ácético
Ka = 1.74 X 10-5 M
3
4
5
6
7
CH3COO- + H+
CH3COOH
pKa = 4.76
8
9
10
11
12
13
14
pH
amomiaco
Ka = 5.62 X 10-10 M
NH4+
NH3 + H+
pKa = 9.25
ácido
diprótico
ácido
triprótico H3PO4
ácido fósforico
Ka1 = 7.25 X 10-3 M
Ka2 = 1.38 X 10-7 M
Ka 3 = 3.98 X10-13 M
1
HCO3-
CO3-2 + H+
pKa = 10.2
pKa = 3.77
ácido carbónico
Ka = 1.7 X 10-4 M
pH
HCO3- + H+
H2CO3
2
bicarbonato
Ka = 6.31 X 10-11 M
H2PO4- + H+
pka1 = 2.14
HPO4HPO4- + H+
H2PO4-
PO4-3 + H+
pKa3 = 12.4
pKa2 = 6,86
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
Conversión de Ka a pKa y de pKa a Ka
Conversión de Ka a pKa
pKa = - log Ka
si la Ka = 1.77 X 10-5
pKa = - ( -log 1.77 X 10-5)
pKa = - ( - 4.75) = 4.75
Conversión de pKa a Ka
pKa = 4.75
log Ka = - pKa
pKa = - log Ka
log Ka = - (4.75)
log Ka = (- 5.0 + 0.25)
Ka = antilog (.5.0) + antilog (0.25)
Ka = 10-5 X 1.77 = 1.77 X 10-5
ejemplo si el pKa = 10
por lo que Ka = 1 X 1010
entonces Ka = antilog (10)
Ecuación de Henderson – Hasselbalch
La ecuación de Henderson fue modificada por Karl Albert Hasselbalch (1874 a
1962), dando lugar a lo que se llama ecuación de Henderson-Hasselbalch
Esta ecuación relaciona el pH de la disolución y el pKa de un ácido débil (AH)
Cuando la concentración de la sal es igual a la concentración del ácido, el pH
= pK; ya que el log de 1 es igual a cero