Este documento presenta los principales conceptos sobre equilibrio químico, incluyendo: 1) las constantes de equilibrio Kc y Kp y cómo indican la posición del equilibrio; 2) el equilibrio ácido-base, las constantes de acidez y basicidad y su relación; 3) la disociación del agua y el producto iónico del agua Kw; 4) el concepto de pH y las escalas de pH; y 5) ácidos y bases fuertes y débiles. El documento también cubre factores que afectan el equilibrio

1. 11/12/2013
Universidad de Santiago de Chile
Facultad de Química y Biología
Departamento de Química de los Materiales
Equilibrio Químico
Dr. Kareen Brown A.
Contenidos de la Unidad
Equilibrio Químico
1. Constante de equilibrio Kc y Kp.
2. Equilibrio ácido-base. Constantes de acidez y
basicidad. Relación entre ellas.
3. Disociación del agua. Producto iónico del agua.
4. Concepto de pH. Escalas de pH. Otras escalas "p".
5. Ácidos y bases fuertes y débiles.
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1. Constante de equilibrio Kc, Kp
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Equilibrio es un estado en el cual no son observables cambios
visibles.
Se alcanza Equilibrio cuando:
Las velocidades
iguales.
de las reacciones directa
y reversa son
Las concentraciones de los reactivo y de los productos son
constantes.
Equilibrio Físico
H2O (l)
H2O (g)
Equilibrio Químico
N2O4 (g)
2NO2 (g)
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La constante de equilibrio
Ley de Acción de masas:
para una reacción reversible en equilibrio y a una
temperatura constante, una relación determinada de
concentraciones de reactivos y productos, tiene un valor
constante K.
Si K es mucho mayor que 1 (K>>1), el equilibrio
se desplazará hacia la derecha y favorecerá los
productos.
Si K << 1, el equilibrio se desplazará a la
izquierda y favorecerá a los reactivos.
Cualquier número superior a 10 se considera
mucho mayor que 1 y un número menor que
0,1, significa que es mucho menor que 1.
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N2O4 (g)
K=
[NO2]2
[N2O4]
aA + bB
K=
2NO2 (g)
[C]c[D]d
= 4.63 x 10-3
cC + dD
Ley de acción de masa
[A]a[B]b
Equilibrio
Equilibrio desplazado a la
derecha
Equilibrio desplazado a la
izquierda
K >> 1
K << 1
El equilibrio homogéneo se aplica a las reacciones en las
cuales todas las especies que reaccionan están en la misma
fase.
N2O4 (g)
2NO2 (g)
Kc =
[NO2]2
Kp =
[N2O4]
P2 2
NO
P 2O4
N
En la mayoría de los casos
Kc  K p
aA (g) + bB (g)
cC (g) + dD (g)
Kp = Kc(RT)Dn
Dn = moles productos – moles reactantes
= (c + d) – (a + b)
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Equilibrio Homogéneo
CH3COOH (aq) + H2O (l)
Kc =
‘
CH3COO- (aq) + H3O+ (aq)
[CH3COO-][H3O+]
[CH3COOH][H2O]
Kc =
[H2O] = constant
[CH3COO-][H3O+]
= Kc [H2O]
‘
[CH3COOH]
Las sustancias con concentración constantes
no debe ser incluidas en la Keq.
Las concentraciones del equilibrio para la reacción entre el
monóxido de carbono y cloro molecular para formar
COCl2(g) a 740C son : [CO] = 0.012 M ; [Cl2] = 0.054 M y
[COCl2] = 0.14 M.
¿Calcular la constante de equilibrio Kc and Kp?.
CO (g) + Cl2 (g)
Kc =
COCl2 (g)
[COCl2]
0.14
=
= 220
[CO][Cl2]
0.012 x 0.054
Kp = Kc(RT)Dn
Dn = 1 – 2 = -1
R = 0.0821
T = 273 + 74 = 347 K
Kp = 220 x (0.0821 x 347)-1 = 7.7
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6. 11/12/2013
La constante de equilibrio Kp para la reacción es 158 a
1000 ºK. ¿Cuál es la presión del equilibrio de O2 si la PNO
= 0.400 atm y PNO = 0.270 atm?
2NO2 (g)
2NO (g) + O2 (g)
Kp =
2
PNO PO2
2
PNO2
PO2 = Kp
2
PNO2
2
PNO
PO2 = 158 x (0.400)2/(0.270)2 = 347 atm
El equilibrio heterogéneo se aplica a reacciones en las cuales
los reactivo y los productos están en diferentes fases.
CaCO3 (s)
Kc =
‘
[CaO][CO2]
[CaCO3]
Kc = [CO2] = Kc x
‘
[CaCO3]
[CaO]
CaO (s) + CO2 (g)
[CaCO3] = constante
[CaO] = constante
Kp = PCO2
La concentración de sólidos no deben ser consideradas
en la expresión para la constante de equilibrio.
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CaCO3 (s)
CaO (s) + CO2 (g)
PCO 2 = Kp
PCO 2 no depende de la cantidad de CaCO3 o CaO
Considerar el equilibrio siguiente a 295 K:
NH4HS (s)
NH3 (g) + H2S (g)
La presión parcial de cada gas es 0.265 atm. Calcular Kp y
Kc para la reacción.?
Kp = P P S = 0.265 x 0.265 = 0.0702
NH H
3
2
Kp = Kc(RT)Dn
Kc = Kp(RT)-Dn
Dn = 2 – 0 = 2
T = 295 K
Kc = 0.0702 x (0.0821 x 295)-2 = 1.20 x 10-4
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9. 11/12/2013
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Equilibrios Múltiples
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Para las reacciones que no han alcanzado el
equilibrio, al sustituir las concentraciones
iniciales en al expresión de la constante de
equilibrio, se obtiene un cociente de reacción Q,
en lugar de la constante de equilibrio K.
Para determinar en qué dirección procederá la
reacción neta para llegar al equilibrio, se
comparan los valores de Q y K:
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12. 11/12/2013
El cociente de la reacción (Qc) es calculado substituyendo
las concentraciones iniciales de los reactivo y de los
productos en la constante de equilibrio (expresión de K c).
SI Qc > Kc el sistema procede de derecho a izquierda para
alcanzar el equilibrio.
Q c = Kc el sistema está en equilibrio.
Q c < Kc el sistema procede de izquierda a derecha para
alcanzar el equilibrio.
Cálculo de las concentraciones de equilibrio
1. Expresar las concentraciones del equilibrio de todas las
especies en términos de las concentraciones iniciales y de
x, que representa el cambio en la concentración.
2. Escribir la expresión para la constante de equilibrio en
términos de las concentraciones del equilibrio. Encontrar el
valor de x para el equilibrio.
3. Encontrado x, calcular las concentraciones del equilibrio de
todas las especies.
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13. 11/12/2013
A 1280 ºC la constante de equilibrio (Kc) para la reacción
es 1.1 x 10-3. Si las concentraciones iniciales de [Br2] =
0.063 M y [Br] = 0.012 M. ¿Calcular las concentraciones
de estas especies en el equilibrio? .
Br2 (g)
2Br (g)
x representa el cambio en la concentración de Br2
Br2 (g)
2Br (g)
Inicial (M)
0.063
0.012
Cambio (M)
-x
+2x
0.063 - x
0.012 + 2x
Equilibrio (M)
Kc =
[Br]2
[Br2]
Kc =
(0.012 + 2x)2
= 1.1 x 10-3
0.063 - x
Solución para
x
(0.012 + 2x)2
= 1.1 x 10-3
0.063 - x
4x2 + 0.048x + 0.000144 = 0.0000693 – 0.0011x
4x2 + 0.0491x + 0.0000747 = 0
-b ± b2 – 4ac
x=
ax2 + bx + c =0
2a
Kc =
x = -0.0105 x = -0.00178
Br2 (g)
Inicial (M)
Cambio (M)
Equilibrio (M)
2Br (g)
0.063
0.012
-x
+2x
0.063 - x
0.012 + 2x
En el equilibrio , [Br] = 0.012 + 2x = -0.009 M o 0.00844 M
En el equilibrio , [Br2] = 0.062 – x = 0.0648 M
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14. 11/12/2013
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15. 11/12/2013
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16. 11/12/2013
Factores que alteran el equilibrio
químico
Principio de Le Chatelier: Establece que si se aplica
una perturbación externa a un sistema en equilibrio,
el sistema se ajusta de tal manera que se cancela
parcialmente dicha perturbación alcanzando una
nueva posición de equilibrio.
Tensión, significa un cambio de concentración,
presión, volumen o temperatura.
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17. 11/12/2013
Principio de Le Châtelier
• Cambios en la concentración
Quitar
Añadir
Quitar
Añadir
aA + bB
cC + dD
Cambio
Cambia del equilibrio
Aumentar la concentración de producto(s )
Disminuir la concentración de producto(s)
Aumentar la concentración de reactante(s)
Disminuir la concentración de reactante(s)
izquierda
derecha
derecha
izquierda
Principio de Le Châtelier
• Cambios en volumen y la presión
A (g) + B (g)
Cambio
Aumentar la presión
Disminuir la presión
Aumentar el volumen
Disminuir el volumen
C (g)
Cambia del equilibrio
Menor nº moles
Mayor nº moles
Mayor nº moles
Menor nº moles
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18. 11/12/2013
Principio de Le Châtelier
• Cambios temperatura
Cambio
Exotérmico Rx
Endotérmico Rx
Aumento de K
Aumentar la temperatura Disminución de K
Disminuir la temperatura Aumento de K
Disminución de K
• Adición de un catalizador
• no cambia K
• el sistema alcanzará equilibrio más pronto
uncatalyzed
catalyzed
El catalizador baja Ea para las reacciones directa y reversas.
El catalizador no cambia la constante de equilibrio ni cambia la
posición de equilibrio.
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19. 11/12/2013
Principio de Le Châtelier
Cambio
Concentración
Cambiar Constante
de Equilibrio
Cambiar del Equilibrio
si
no
Presión
si
no
Volumen
si
no
Temperatura
si
si
no
no
Catalizador
2. Equilibrio Ácido – Base y pH
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20. 11/12/2013
Ácidos y Bases de Brönsted
Reacciones químicas
transferencia de H+.
que
involucran
la
Auto ionización del agua
Agua: Ácido o base de Brönsted
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21. 11/12/2013
Producto iónico del agua
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22. 11/12/2013
Escala de pH
En soluciones neutras:
En soluciones ácidas:
En soluciones básicas:
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23. 11/12/2013
2. Cálculos de pH.
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24. 11/12/2013
Ácidos y Bases Fuertes
Ácidos y bases fuertes son electrolitos fuertes, los
que existen en completamente en solución acuosa
como iones.
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25. 11/12/2013
Ácidos y Bases débiles
Ácidos y bases débiles, se encuentras parcialmente
disociados en solución acuosa.
La magnitud de Ka indica la tendencia de un ácido en
disociar en agua.
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QUI 100 – Unidad 7
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26. 11/12/2013
Cálculo de Ka desde el pH
En muchos casos, si se tienen pequeñas
magnitudes
de Ka,
se pueden
usar
aproximaciones para simplificar el problema.
Como resultado el cálculo de pH de una
solución siempre representa una condición de
equilibrio.
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27. 11/12/2013
3. Relación entre Ka y Kb
Desde un punto cualitativo, los ácidos fuertes
tienen una base conjugada débil. Por lo que
para encontrar una relación cuantitativa entre
ambos, se puede tomar como ejemplo el par
ácido-base conjugado: NH4+ y NH3
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28. 11/12/2013
El producto de la constante de disociación ácida
de un ácido y la constante disociación básica
para su básica conjugada, es el producto iónico
del agua Kw.
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29. 11/12/2013
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