Este documento trata sobre la cinética y el equilibrio químico. Explica conceptos como la velocidad de reacción, la ecuación de velocidad, los factores que afectan la velocidad como la concentración, temperatura y catalizadores. También define el equilibrio químico y la constante de equilibrio Kc.

1. Cinética y equilibrio químico
CIC JULIO SÁNCHEZ

2. 1.-VELOCIDAD DE REACCIÓN
Cuando se produce una reacción química, las
concentraciones de cada uno de los reactivos y productos
va variando con el tiempo, hasta que se produce el
equilibrio químico, en el cual las concentraciones de todas
las sustancias permanecen constantes.
La velocidad de una reacción es la
derivada de la concentración de un
reactivo o producto con respecto
al tiempo tomada siempre como
valor positivo.
[HI]
t (s)
Es decir, es el cociente de la variación de la concentración
de algún reactivo o producto por unidad de tiempo cuando
los intervalos de tiempo tienden a 0. la unidad de la velocidad
de reacción serán: mol. LΔ[Sustancia] d[Sustancia]
v = lim
=
1 -1
·s
∆t →0
Δt
dt
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3. En la reacción estándar: a A +b B⇄ c C +d D:
d [ A]
d [B ]
d [C ]
d [D ]
v =−
=−
=
=
a × dt
b × dt c × dt d × dt
Como la velocidad es positiva según transcurre la reacción
hacia la derecha, es decir según va desapareciendo los
reactivos, es necesario poner un signo “–” delante de las
concentraciones de éstos.
Ej: Expresar la velocidad de la siguiente reacción química en
función de la concentración de cada una de las especies
implicadas en la reacción: 4 NH3 (g) + 3 O2 (g) ⇄ 2 N2 (g) + 6
H2O (g)
d [NH3 ]
d [O2 ] d [N2 ] d [H2O ]
v=−
=−
=
=
4 × dt
3 × dt 2 × dt
6 × dt
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4. 2.-ECUACIÓN DE VELOCIDAD
En general, la velocidad depende de las concentraciones de
los reactivos siguiendo una expresión similar a la siguiente
para la reacción estándar: a A + b B  c C + d D
v = × A]n ×B ]m
k
[
[
Es importante señalar que “m” y “n” no tienen porqué
coincidir con los coeficientes estequiométricos “a” y “b”,
sino que se determinan experimentalmente.
A la constante “k” se le denomina constante de velocidad
(No confundir con Kc o Kp)
Ejemplos:
Las reacciones: a) H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) y b) H2 (g) + Br2
(g)2 HBr (g)
tienen ecuaciones de velocidad diferentes: a) v = k [H2] [I2]
b) v = k [H2] [Br2]1/2
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5. En la expresión: v = k [A]nx[B]m se denomina orden de
reacción al valor suma de los exponentes “n + m”.
Se llama orden de reacción parcial a cada uno de los
exponentes. Es decir, la reacción anterior es de orden “ n” con
respecto a A y de orden “m” con respecto a B.
H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g)
v = k [H2] [I2]
Reacción de segundo orden (1 + 1)De primer orden respecto al
H2 y de primer orden respecto al I2.
k es
una constante, llamada constante de velocidad, característica
de cada reacción química. Su valor:
Depende de la temperatura.
Es independiente de las concentraciones de los productos de la
reacción.
Sus unidades dependen de la ecuación de velocidad, es decir,
dependen de la reacción química y son tales que hacen
coherente las unidades de la ecuación de velocidad. Su valor
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también se suele determinar experimentalmente

6. 2.1Determinación de la ecuación de velocidad
Consiste en medir la velocidad inicial manteniendo las
concentraciones de todos los reactivos constantes excepto
la de uno y ver cómo afecta la variación de éste al valor de la
velocidad.
Si por ejemplo, al doblar la concentración de un reactivo la
velocidad se multiplica por cuatro, podemos deducir que el
orden parcial respecto a ese reactivo es “2”.
Ejemplo:
Determinar el orden de reacción: CH3Cl(g) + H2O(g) CH3-OH(g) + HCl(g)
usando los datos de la tabla.
Experiencia
[CH3-Cl] (mol/l)
[H2O] (mol/l)
v (mol·l–1·s–1)
1
0,25
0,25
2,83
2
0,50
0,25
5,67
3
0,25
0,5
11,35
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7. 3.- Teorías de las reacciones químicas
a) Teoría de las colisiones
Establecida por Lewis propone que las reacciones químicas se
producen simplemente a partir de choques entre las
moléculas, átomos o iones de los reactivos
Por tanto la velocidad de reacción depende de dos factores:
1.- La frecuencia con la que chocan dos moléculas por la unidad
de volumen ( depende de la concentración de reactivos,
tamaño de las moléculas y temperatura)
2.- La eficacia del choque: Para que un choque sea eficaz
- Las moléculas de los reactivos tienen que tener la energía
necesaria para que se puedan romper los enlaces necesarios
y formar los nuevos . A esta energía se le llama energía de
activación
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8. -El choque tiene que producirse con la orientación
adecuada
b) Teoría del estado de transición o del complejo
activado
Se considera una modificación de la
teoría de choques y fue propuesta por
H. Eyring en 1935
Cuando las moléculas chocan se forma un agregado
denominado complejo activado o complejo de transición,
muy inestable y de mayor energía que los reactivos y
productos. En él unos enlaces están en proceso de
formación y otros en procesos de ruptura
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9. A la energía necesaria para llegar al complejo activado se
le llama energía de activación. Cuanto menor sea más
moléculas llegaran al estado activado y mayor será la
velocidad de reacción
En un diagrama entálpico se obtiene lo que se denomina
perfil de una reacción
Entalpía
Complejo activado
Complejo activado
Energía de activación
productos
reactivos
reactivos
productos
Reacción exotérmica
Entalpía de reacción (∆H)
Reacción endotérmica
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10. 4.- MECANISMOS DE REACCIÓN. MOLECULARIDAD
La reacción: H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g), cuya ecuación de
velocidad tiene la forma: v = k [H2] [I2], es una reacción
elemental (que sucede en una sola etapa) y para que suceda
es necesario el choque de dos moléculas (una de H2 y otra de
I2). Se dice que es una reacción “bimolecular”.
Se llama molecularidad al número de moléculas de reactivos
que colisionan simultáneamente para formar el complejo
activado en una reacción elemental. Se trata de un número
entero y positivo. Así hablamos de reacciones unimoleculares,
bimoleculares, trimoleculares, etc… Generalmente, en
reacciones elementales, coincide con el orden de reacción.
Sin embargo, existen casos en los que no coinciden, como las
reacciones de hidrólisis en los que interviene una molécula de
agua ya que al ser [H2O] prácticamente constante la
velocidad es independiente de ésta.
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11. Es raro que una reacción intervengan más de tres moléculas,
pues es muy poco probable que chocan entre sí
simultáneamente con la energía y orientación adecuadas.
Por dicha razón, la mayoría de las reacciones suceden en
etapas. El conjunto de estas etapas se conoce como
“mecanismo de la reacción”. Las sustancias que van
apareciendo y que no son los productos finales se conocen
como “intermedios de reacción”.
La velocidad de la reacción dependerá de las sustancias que
reaccionen en la etapa más lenta.
Ejemplo de mecanismo de reacción :
La reacción siguiente: NO2 (g) + CO (g)  NO (g) + CO2 (g) sucede en dos
etapas:
1ª etapa (lenta): 2 NO2  NO + NO3
2ª etapa (rápida): NO3 + CO NO2 + CO2
La reacción global es la suma de las dos. NO3 es un “intermedio de
reacción”. Como en la etapa lenta intervienen dos moléculas de NO2,
v = k [NO2]2
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12. 5.-FACTORES DE LOS QUE DEPENDE LA VELOCIDAD
DE UNA REACCIÓN QUÍMICA.
a) Naturaleza de la reacción
En general las sustancias covalentes producen reacciones
relativamente lentes ya que se deben romper los
enlaces covalentes
Las sustancias iónicas en disolución ( donde los enlaces ya
está rotos ) suelen reaccionar rápidamente a
temperatura ambiente
b) Concentración de los reactivos
En la ecuación de velocidad ya observamos la influencia
que tenían los reactivos o al menos alguno de ellos en la
velocidad de la reacción. En general, al aumentar la
concentración de éstos se produce con mayor facilidad
el choque entre moléculas y aumenta la velocidad.
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13. c) Estado físico de los reactivos.
Cuando los reactivos se encuentran en estado gaseoso o en
disolución las reacciones son más rápidas que si se
encuentran en estado líquido o sólido.
En las reacciones heterogéneas la velocidad dependerá de
la superficie de contacto entre ambas fases, siendo mayor
cuanto mayor es el grado de pulverización.
d) Temperatura
T1
Fracción
moléculas
La constante de velocidad, y por tanto
la velocidad de una reacción, aumenta
si aumenta la temperatura, porque la
fracción de moléculas que sobrepasan
la energía de activación es mayor.
EA
T2
Energía
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14. La variación de la constante de la velocidad con la
temperatura viene recogida en la ecuación de Arrhenius:
k =A ×
e
E
− A
RT
k = const. de velocidad
A = constante
T = temp. absoluta
Normalmente se expresa de forma logarítmica para
calcular EA:
EA
ln k = ln A −
R ×T
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15. e) Catalizadores
Intervienen en alguna etapa de la reacción pero no se
modifican, pues se recuperan al final y no aparecen en la
ecuación global ajustada. Modifican el mecanismo y por tanto
la Ea de la reacción. Sin embargo, no modifican las
constantes de los equilibrios.
Energía
EA sin catalizador
EA con catalizador
reactivos
∆H
productos
coordenada de reacción
Perfil de la reacción con y sin catalizador
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16. Pueden ser:
Positivos: hacen que “v” aumente, pues consiguen que EA
disminuya.
Negativos: hacen que “v” disminuya, pues consiguen que EA
aumente.
Los catalizadores también pueden clasificarse en:
Homogéneos: en la misma fase que los reactivos.
Heterogéneos: se encuentra en distinta fase. Ocurre a
menudo cuando los catalizadores son sólidos que intervienen
en reacciones en fase líquida o gaseosa. La adsorción del
liquido o el gas en el sólido conduce al debilitamiento o
rotura de alguno de los enlaces. Por ello son llamados
también catalizadores de contacto.
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17. Tienen el problema de su inactivación o envenenamiento por
adsorción con otras moléculas que impiden su funcionamiento
Suelen ser metales finamente divididos como el Ni o el Pt u
óxidos como el V2O5 o el Al2O3
Un caso especial de catalizadores son la enzimas que realizan
la función de catálisis en los seres vivos
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18. 6.-¿QUÉ ES UN EQUILIBRIO QUÍMICO?
Un sistema cerrado está en equilibrio químico cuando no se
observan cambios en su composición química a medida que
transcurre el tiempo
La reacción se produce simultáneamente en ambos sentidos
(los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de
nuevo reactivos). Es decir, se trata de un equilibrio
dinámico.
Se gastan a la misma
velocidad que se forman
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19. 7.- LEY DE ACCIÓN DE MASAS. CONSTANTE DE
EQUILIBRIO (KC)
Para una reacción cualquiera (a A + b B ⇄ c C + d D) se
define la constante de equilibrio (KC) de la siguiente
manera:
siendo las concentraciones medidas en el equilibrio (no
confundir con las concentraciones iniciales de reactivos y
productos).
Se denomina constante de equilibrio, porque se observa que
dicho valor es constante (dentro un mismo equilibrio) si se
parte de cualquier concentración inicial de reactivo o
producto
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20. El valor de KC, dada su expresión, depende de cómo se
ajuste la reacción.
La constante KC cambia con la temperatura
Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución.
Las especies en estado sólido o líquido tienen
concentración constante, y por tanto, se integran en la
constante de equilibrio
Ej: En un recipiente de 10 litros se introduce una mezcla de 4
moles de N2(g) y 12 moles de H2(g); a) escribir la reacción de
equilibrio; b) si establecido éste se observa que hay 0,92 moles
de NH3(g), determinar las concentraciones de N2 e H2 en el
equilibrio y la constante Kc.
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21. Equilibrio:
Cl 2 (g)
Moles inic.:
0
Moleseq(mol/l)
conc. equil.
x
PCl 5 (g) ↔
PCl 3 (g) +
3/208,2
0
0,0144 − x
x
x
0,0144 – x
x
0,25
0,25
0,25
x
x
g
[PCl 3 ] × [Cl 2 ] 0,25 0,25
KC =
=
= 0,48 ⇒ x = 0,0130
0,0144 − x
[PCl 5 ]
0,25
Moles equil.
CIC
0,0014 JULIO SÁNCHEZ
0,013
0,013

22. 8.-CONSTANTE DE EQUILIBRIO (KP). RELACIÓN CON KC
En las reacciones en que intervengan gases es mas sencillo
medir presiones parciales que concentraciones. Así en una
reacción tipo: a A + b B ⇄ c C + d D, se observa la constancia
de Kp que viene definida por:
Su relación con Kc viene dada por la ecuación de los
gases de tal manera que:
donde Δn = incremento en nº de moles de gases (nproductos
– nreactivos)
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23. N2(g) + 3 H2(g) ↔ 2 NH3(g)
∆n = n productos – n reactivos = 2 – (1 + 3) = –2
K P = K c · (RT) ∆n =
–2
L2
atm·L
1,996 ·10 –2 —— · 0,082 ——— ·1000K
=
mol 2 ·
mol · K
Kp = 2,97 · 10–6 atm–2
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24. MAGNITUD DE KC Y KP.
El valor de ambas constantes puede variar entre limites
bastante grandes:
Ejemplos:
• H2 (g) + Cl2 (g)  2 HCl ( g) ; Kc (298 K) = 2,5 1033
La reacción está muy desplazada a la derecha (en realidad se
puede sustituir el símbolo por →).
• H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g); Kc (698 K) = 55,0
Se trata de un verdadero equilibrio (hay concentraciones
apreciables de reactivos y productos).
• N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g); Kc (298 K) = 5,3 10–31
La reacción está muy desplazada a la izquierda, es decir,
apenas se forman productos.
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25. 9-GRADO DE DISOCIACIÓN (a).
Se utiliza en aquellas reacciones en las que existe un único
reactivo que se disocia en dos o más moléculas más
pequeñas.
Es la fracción de un mol que se disocia (tanto por 1). En
consecuencia, el % de sustancia disociada es igual a 100· α
Sea una reacción A ⇄ B + C.
Si llamamos “c” = [A]inicial y suponemos que en principio
sólo existe sustancia “A”, tendremos que:
Equilibrio: A ⇄ B + C
Conc. Inic. (mol/l): c 0 0
conc. eq(mol/l) c(1– a) c a c · a
En el caso de que la sustancia esté poco disociada (KC muy
pequeña): a << 1 y KC = c α 2, con lo que se tiene α de
manera inmediata.
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26. 2 NH 3 (g) ↔ N 2 (g) + 3 H 2 (g)
n inic. (mol)
n
0
0
n equil. (mol)
n(1–α)
nα/2
3nα/2
0,043 n
0,4785 n 1,4355 n
n total = 0,043 n + 0,4785 n + 1,4355 n = 1,957 n
La presión parcial depende de la fracción molar
n(NH 3 )
0,043 n
p(NH 3 ) = ———— ·p total = —————— ·10 atm = 0,22 atm
n total
1,957 n
Análogamente:
p(N 2 ) = (0,4785/1,957) ·10 atm = 2,445 atm
p(H 2 ) = (1,4355 /1,957) ·10 atm = 7,335 atm.
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27. En caso de duda, puedes despreciar, y si ves que α <
0,02, puedes dejar el resultado, mientras que si α > 0,02
conviene que no desprecies y resuelvas la ecuación de
segundo grado .
10.-COCIENTE DE REACCIÓN (Q)
En una reacción cualquiera: a A + b B ⇄c C + d D se llama
cociente de reacción a:
[C ]c × D ]d
[
Q =
[ A]a × B]b
[
Tiene la misma fórmula que la KC pero a diferencia de
ésta, las concentraciones no tienen porqué ser las del
equilibrio.
Si Q = Kc entonces el sistema está en equilibrio.
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28. •Si Q < Kc el sistema evolucionará hacia la derecha, es
decir, aumentarán las concentraciones de los productos y
disminuirán las de los reactivos hasta que Q se iguale con
K C.
•Si Q > Kc el sistema evolucionará hacia la izquierda, es
decir, aumentarán las concentraciones de los reactivos y
disminuirán las de los productos hasta que Q se iguale con
K C.
En un recipiente de 3 litros se introducen 0,6 moles de HI,
0,3 moles de H2 y 0,3 moles de I2 a 490ºC. Si Kc = 0,022
a 490ºC para 2 HI(g)⇄H2(g) + I2(g) a) ¿se encuentra en
equilibrio?; b) Caso de no encontrarse, ¿cuantos moles de
HI, H2 e I2 habrá en el equilibrio?
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29. 11.-MODIFICACIONES DEL EQUILIBRIO.
Si un sistema se encuentra en equilibrio (Q = Kc) y se
produce una perturbación:
Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o
productos.
Cambio en la presión (o volumen).
Cambio en la temperatura.
el sistema deja de estar en equilibrio y trata de volver a
él.
Principio de Le Chatelier. Variaciones en el equilibrio.
“Un cambio o perturbación en cualquiera de las variables
que determinan el estado de equilibrio químico produce un
desplazamiento del equilibrio en el sentido de
contrarrestar o minimizar el efecto causado por la
perturbación
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30. a) concentraciones:
si aumenta la concentración de algún reactivo el sistema tiende
a contrarrestar el efecto, disminuyendo esa concentración es
decir formando producto, el equilibrio se desplazaría hacia la
derecha
si aumentase la concentración de algún producto, el equilibrio
se desplazaría a la izquierda, mientras que si disminuyese,
se desplazaría hacia la derecha.
En el equilibrio : PCl5(g) ⇄PCl3(g) + Cl2(g) sabemos que,
partiendo de 2 moles de PCl5(g) en un volumen de 5 litros, el
equilibrio se conseguía con 1,45 moles de PCl5, 0,55 moles de
PCl3 y 0,55 moles de Cl2 ¿cuántos moles habrá en el nuevo
equilibrio si una vez alcanzado el primero añadimos 1 mol de
Cl2 al matraz? (Kc = 0,042)
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31. b) Presiones
Solo tiene efecto cuando intervienen gases en la reacción
Un aumento de presión desplaza el equilibrio en el sentido
en el que se disminuya ese aumento es decir en el sentido
en el que disminuya el número de moles de sustancias
gaseosas
Una disminución de presión ( aumento de volumen)
desplaza el equilibrio en el sentido en el que aumente el
número de moles de sustancias gaseosas
Si el número de moles gaseosos total de reactivos es igual
al de productos se pueden eliminar todos los volúmenes en
la expresión de KC, con lo que éste no afecta al equilibrio (y
por tanto, tampoco la presión).
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32. c) temperatura.
Se observa que, al aumentar T, el sistema contrarresta
ese aumento desplazándose hacia donde se absorbe ese
calor, es decir, hacia la izquierda en las reacciones
exotérmicas y hacia la derecha en las endotérmicas.
Si disminuye T el sistema se desplaza hacia donde se
desprenda calor (derecha en las exotérmicas e izquierda
en las endotérmicas).
¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio al: a) disminuir la
presión? b) aumentar la temperatura? H2O(g) + C(s) CO(g)
+ H2(g) (DH > 0)
Al bajar "p" el equilibrio se desplaza hacia la derecha donde
más moles de gases hay: 1 de CO + 1 de H2 frente a 1 sólo
de H2O)
b) Al subir "T" el equilibrio también se desplaza hacia la
derecha (donde se consume calor por ser la reacción
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endotérmica).

33. 12.-IMPORTANCIA EN PROCESOS INDUSTRIALES.
El saber qué condiciones favorecen el desplazamiento de un
equilibrio hacia la formación de un producto es de suma
importancia en la industria, pues se conseguirá un mayor
rendimiento, en dicho proceso.
Un ejemplo típico es la síntesis de Haber en la formación de
amoniaco a partir de la reacción N2(g) + 3 H2(g) ⇄2 NH3(g),
exotérmica.
La formación de amoniaco está favorecida por altas
presiones (menos moles gaseosos de productos que de
reactivos) y por una baja temperatura. Por ello esta reacción
se lleva a cabo a altísima presión y a una temperatura
relativamente baja, aunque no puede ser muy baja para que
la reacción no sea muy lenta. Hay que mantener un equilibrio
entre rendimiento y tiempo de reacción
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34. 13-.EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS.
Se habla de reacción homogénea cuando tanto reactivos
como productos se encuentran en el mismo estado físico.
En cambio, si entre las sustancias que intervienen en la
reacción se distinguen varias fases o estados físicos,
hablaremos de reacciones heterogéneas.
Por ejemplo, la reacción: CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g) se
trata de un equilibrio heterogéneo.
Aplicando la ley de acción de masas se cumplirá que:
[CaO ] × [CO2 ]
= K (constante)
[CaCO3 ]
Sin embargo, las concentraciones (n/V) de ambas
sustancias sólidas (CaCO3 y CaO) son constantes, al igual
que las densidades de sustancias puras (m/V) son también
constantes.
:
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35. Por ello, agrupando las constantes en una sola a la que
llamaremos KC se tiene:
K × [CaCO3 ]
KC =
= [CO2 ] ⇒ KC = [CO2 ]
[CaO]
13.1 EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD
Cuando tratamos de disolver una sustancia sólida
(por ejemplo, una sal) en un disolvente, las partículas del
sólido pasan al líquido, y la cantidad de sólido disminuye.
Puede llegar un momento en que la disolución quede
saturada por el sólido estableciéndose un equilibrio entre
la disolución saturada y el propio sólido.
El equilibrio de solubilidad se establece entre una sustancia
sólida y esa sustancia disuelta en la disolución. Si la sustancia
es iónica se disolverá en sus iones.
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36. Son reacciones de equilibrio heterogéneo sólido-líquido.
La fase sólida contiene una sustancia poco soluble
(normalmente una sal). La fase líquida contiene los iones
producidos en la disociación de la sustancia sólida.
Normalmente el disolvente suele tratarse de agua.
Solubilidad (s).
Es la máxima concentración molar de soluto en un
determinado disolvente, es decir, la molaridad de la
disolución saturada de dicho soluto
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37. En un electrolito de tipo AB el equilibrio de solubilidad viene
determinado por:
AB(s) ⇄ A+(ac) + B−(ac)
Conc. inic. (mol/l): c
0
0
Conc. eq. (mol/l): c
s
s
La concentración del sólido permanece constante.
Y la constante de equilibrio tiene la expresión:
K S = s ×s = s 2
s = KS
Si tenemos en cuenta Qps nos referiríamos a unas
condiciones cualesquiera:
Si Qps< Kps no hay precipitado. La dislución está
insaturada. Se puede disolver más sutancia
SI Qps= Kps Hay equilibrio. La disolución está saturada.
Se disuelve el sólido al igual que los iones precipitan.
Si Qps> Kps La disolución esta sobresaturada. Precipita
sustancia, hasta que disminuya la []CIC JULIOiones.
de SÁNCHEZ

38. La solubilidad (s) depende de:
La temperatura. Normalmente es mayor a mayor
temperatura debido a la mayor energía del cristal para
romper uniones entre iones.
Energía reticular. Si la energía de solvatación es mayor
que la reticular U se favorece la disolución. A mayor
carácter covalente mayor U y por tanto menor solubilidad.
A veces se encuentran en disolución diferentes iones que
precipitan con un mismo reactivo. Sin embargo , si los
productos de solubilidad de los respectivos compuestos
insolubles son suficientemente diferentes, se puede
conseguir precipitar un tipo de iones y dejar a los otros en
disolución. Este modo de operar se conoce como
precipitación fraccionada
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39. Si a la disolución de un compuesto iónico poco soluble o
insoluble, se añada un segundo compuesto que tenga en
común alguno de los iones del primer compuesto se
produce una disminución de la solubilidad. A este efecto
se le conoce como efecto del ión común
Al aumentar la concentración de uno de
los iones que forman el precipitado, la
concentración del otro debe disminuir con
el objetivo de que Ks permanezca
constante a una determinada Tª.
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40. Supongamos que se estudia una disolución en las que están
disueltas dos sustancias con un ion común AgCl y AgNO3. Si el
AgNO3 se agrega a una disolución de AgCl . La adición del
efecto del ion común Ag+ hará que el producto iónico sea
mayor que el producto de solubilidad.
Q= [Ag+][Cl-]>Ks
Para restablecer el equilibrio precipitará parte del AgCl, como
predice el principio de Le Chatelier, hasta que el producto
iónico se a igual a Ks. El efecto de agregar un ion común es
entonces la disminución de la solubilidad de la sal AgCl. Se
observa que ahora [Ag+]>[Cl-]
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41. CIC JULIO SÁNCHEZ