Equilibrio Químico Formulario: Equilibrio Químico Constante de equilibrio (Keq), Kc=Keq Considerando la reacción aA + bB ↔ cC + dD Constante de equilibrio a partir de la energía ; Constante de gases (kp) Donde pA es la presión parcial del compuesto A Igualdad de Kp con Kc Donde 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 Electrón (e-) Protón (H+) Equilibrio Tipo Óxido-reducción 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 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) ; *Fuerza relativa de los ácidos en función de Ka/Co K a/Co HA Inicio Se disocia al equilibrio H+ A- αCo αCo ↔ Co αCo Co - αCo Co (1-α) Ka/Co Comportamiento del ácido α% Ka/Co > 10 Fuerte α% > 90% -1 10 < Ka/Co < 10 Fuerza media 10% < α < 90% -1 Ka/Co < 10 débil α% < 10% *Fuerza relativa de las bases en función de KaCo Inicio Se disocia al equilibrio ACo + αCo Co - αCo Co (1-α) H2O ↔ αCo OH- HA αCo αCo KaCo Comportamiento de la base α% -15 Fuerte α% > 90% KaCo < 10 -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 monoprótico m 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 estequiometricamen te equivalentes *Anfolitos y ox-red de diferente par que no reaccionan reaccionan con concentraciones concentraciones estequiometricamente estequiometricamen te 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 s olución los sólidos no se incluyen en la constante, en este caso no solo se elevan al coeficiente estequiometrico, sino que cada “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 0.13- x + - H CH3COO x x x x ( ) Sustituyendo valores al equilibrio en Ka: Usando √ 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: ; Por lo tanto [H+]= 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 reacción la constante de equilibrio equilibrio es de 49 a una temperatura determinad determinada. a. 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 ------> C + D Forma no cuantitativa ni nrx npro Neq o nf A+ 0.2 x 0.2-x B 0.2 x 0.2-x C + D x x X x ó por lo tanto no se puede despreciar x Por lo tanto x1=0.23, x2=1.75 Forma cuantitativa (correcta ya que Keq es 49) 4 9) ni nrx npro Neq o nf A+ 0.2 0.2-x B 0.2 0.2-x x x C + 0.2-x 0.2-x D 0.2-X 0.2-x Despreciando la x de los productos: Por lo tanto Quedando entonces ni nrx npro Neq o nf A+ 0.2 0.2-0.0286 0.0286 B 0.2 0.2-0.0286 0.0286 C + D 0.2-0.0286 0.2-0.0286 0.1714 00.1714 Ejercicio calcular las concentraciones sin despreciar X
