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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
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