1. Equilibrio químico
Contenidos
TEMA 3 1.- Concepto de equilibrio químico
2.- Ley de acción de masas. KC
3.- Cociente de reacción
Equilibrio químico
4.- Equilibrios heterogéneos: precipitación y
solubilidad
5.- Equilibrios ácido-base
¿Qué es un equilibrio químico? Reacción: H2 + I2 ? 2 HI
Reacciones
H2 + I2 ß 2 HI
à reversibles
H2 HI
I2
Variación de las concentraciones con el
tiempo (H2 + I2 ? 2 HI)
¿Qué es un equilibrio químico?
Equilibrio químico n Es una reacción reversible , es decir, que
Concentraciones (mol/l)
[HI] se produce en ambos sentidos (los
reactivos forman productos, y a su vez,
éstos forman de nuevo reactivos).
[I2] n Cuando las concentraciones de cada una
de las sustancias que intervienen
(reactivos o productos) se mantienen
[H2]
constantes, es decir, ya no varían con el
Tiempo (s) tiempo, se dice que la reacción ha
alcanzado el EQUILIBRIO QUÍMICO
moles H2 x moles I2
= constante
(moles HI) 2
1

2. Constante de equilibrio (Kc) Constante de equilibrio (Kc)
n En una reacción cualquiera: n En la reacción anterior:
aA+bB? cC+dD H2(g)+ I2(g) ? 2 HI (g)
la constante Kc tomará el valor:
[HI ]2
Kc =
[C ] × [D]
c d
[H 2 ] × [I 2 ]
Kc = Ley de acción
[ A]a × [B]b de masas
n El valor de KC, dada su expresión, depende
n para concentraciones en el equilibrio de cómo se ajuste la reacción.
n La constante Kc cambia con la temperatura n ½ H2(g) + ½ I2(g) à HI (g), la constante
n Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en
disolución. Las especies en estado sólido o el valdría la raíz cuadrada de la anterior.
agua tienen concentración constante y por tanto, [HI]
se integran en la constante de equilibrio. Kc =
[H2] 1/2 [I2]1/2
Cociente de reacción (Q)
Cociente de reacción (Q) En una reacción cualquiera: a A + b B ? c C + d D
n En una reacción cualquiera: n Si Q = Kc entonces el sistema
está en equilibrio
aA+bB ? cC+dD [C ] ×[ D]d
c
n Si Q < Kc el sistema evolucionará Q=
se llama cociente de reacción a: hacia la derecha, es decir, [ A] a × [B ] b
aumentarán las concentraciones
[C ]c ×[ D]eq
d
[C]c × [D] d de los productos y disminuirán
Kc = eq
Q= las de los reactivos hasta que Q [ A]a × B] b
[ eq
[ A]a × [B]b
eq
se iguale con Kc
n Si Q > Kc el sistema evolucionará
hacia la izquierda, es decir,
n Tiene la misma fórmula que la Kc pero a aumentarán las concentraciones
diferencia que las concentraciones no de los reactivos y disminuirán las
tienen porqué ser las del equilibrio. de los productos hasta que Q se
iguale con Kc
Ejemplo: En un recipiente de 3 litros se introducen 0,6 moles de HI, Ejemplo: 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 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) + I 2(g) a) ¿se encuentra en 490ºC para 2 HI(g) ? H2(g) + I 2(g) a) ¿se encuentra en
equilibrio?; b) Caso de no encontrarse, ¿cuantos moles de HI, equilibrio?; b) Caso de no encontrarse, ¿cuantos moles de HI,
H2 e I2 habrá en el equilibrio? H2 e I2 habrá en el equilibrio?
Equilibrio: 2 HI(g) à I2(g) + H2(g)
Moles iniciales: 0,6 0,3 0,3
a)
[H2] · [I 2] 0,3/3 · 0,3/3 - Moles reaccionan: --- x x
Q = —————— = —————— = 0,25 + Moles formados: 2x --- ---
[HI]2 (0,6/3)2
Moles equil. 0,6 + 2 x 0,3 – x 0,3 – x
Como Q > Kc el sistema no se encuentra en equilibrio y [H2] · [I0,6 + 2(0,3-x)/3 · (0,3-x)/3 – x
2] x 0,3 – x 0,3
la reacción se desplazará hacia la izquierda. conc. eq(mol/l)2 ———— ———— ————0,022
KC = —————— = ————————— =
[HI] 3 (0,6+2x/3)2
3 3
x = 0,16 [I 2] = [H2] = 0.14 / 3 = 0,0467 mol/L
[HI] = 0,92 / 3 = 0,3067 mol/L
2

3. Equilibrios heterogéneos Equilibrios de precipitación
n Se habla de reacción homogénea cuando tanto n Son reacciones de equilibrio heterogéneo sólido-
reactivos como productos se encuentran en el líquido
mismo estado físico. En cambio, si entre las n Las reacciones de precipitación son reacciones en
sustancias que intervienen en la reacción se disolución acuosa que se caracterizan por la
formación de un sólido o precipitado que se separa
distinguen varias fases o estados físicos, de la disolución
hablaremos de reacciones heterogéneas. n La fase líquida contiene los iones producidos en la
n Por ejemplo, la reacción: disociación de la sustancia sólida
CaCO 3(s) ? CaO(s) + CO2(g)
AgCl(s) ? Ag +(ac) + Cl− (ac)
se trata de un equilibrio heterogéneo.
n Aplicando la ley de acción de masas se cumplirá KS = [Ag+] x [Cl − ]
que:
[CaO] · [CO2]
K (constante) = ——————— K C = [CO2] Producto de solubilidad
[CaCO 3]
Solubilidad (s) Solubilidad (s) y disolución saturada
n Es la máxima concentración molar de soluto en un
n Una disolución saturada es
determinado disolvente, es decir, la molaridad de la
una situación de equilibrio
disolución saturada de dicho soluto. dinámico en el que la
+ − velocidad de disolución del
AgCl(s) ? Ag (ac) + Cl (ac) sólido es igual a la velocidad Ag + Cl-
Conc. inicial (mol/l): c --- --- de recombinación de los Ag + Cl-
iones disueltos para formar
Reaccionan s --- --- AgCl
sólido
Formados --- s s
En equilibrio: c-s s s AgCl(s) ? Ag+(ac) + Cl(ac)
KS= [Ag+]eqx [Cl− ]eq= S 2 n Si PI = Kc DIS. SATURADA ( en
KS = [Ag+] x [Cl − ] = s2 s = vKs equilibrio)
n Si PI < Kc el sistema evolucionará
n Cuando se alcanza el equilibrio se encuentra en P.I. = [Ag+] x [Cl− ] hacia la derecha, es decir, el
disolución la máxima cantidad de soluto posible y se sólido se disolverá parcialmente
dice que la disolución está saturada. Producto iónico n Si PI > Kc el sistema evolucionará
hacia la izquierda, es decir,
precipitará un sólido
Ejemplo: Deduce si se formará precipitado de cloruro de plata Efecto ion común
cuyo KS = 1,7 x 10-10 a 25ºC al añadir a 250 mL de cloruro de sodio
0,02 M 50 mL de nitrato de plata 0,5 M.
n Si a una disolución saturada de un electrolito
poco soluble añadimos otra sustancia que aporta
n AgCl(s) ? Ag+(ac) + Cl− (ac) uno de los iones, la concentración de éste
n K S = [Ag+] x [Cl− ] = s2 = 1,7 10-10 s = 1,3 10-5 M aumentará.
n n(Cl− ) = 0,25 L x 0,02 mol/L = 0,005 mol n La concentración del otro ion deberá disminuir
para que el producto de las concentraciones de
0,005mol
[ C−] =
l = 0,0167M ambos permanezca constante.
0,25L + 0,05L n Como el equilibrio se desplaza a la izquierda la
n Igualmente: n(Ag +) = 0,05 L x 0,5 mol/L = 0,025 mol solubilidad, que mide la máxima concentración
de soluto disuelto, disminuirá en consecuencia.
0,025mol
[Ag] =
+
= 0,0833M
0,25L + 0,05L AgCl(s) ? Ag +(ac) + Cl− (ac)
n [Ag+] x [Cl− ] = 0,0167 M x 0,0833 M =1,39 x 10− 3 M 2
n Como [Ag+] x [Cl− ] > K S entonces precipitará. KS = [Ag+] eq x [Cl − ]eq si [Cl − ]eq ? [Ag+]eq ?
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4. Equilibrio ácido-base Equilibrio ácido-base
TEORÍA DE BRÖNSTED -LOWRY
Teoría de Arrhenius 1923
Ácido ÁCIDO: SUSTANCIA QUE LIBERA IONES H +
Sustancia que en solución acuosa produce iones H+
AH à A- + H+
HCl (aq) H+1 + Cl-1
BASE: SUSTANCIA QUE ACEPTA IONES H +
Base
Sustancia que en solución acuosa produce iones OH- B: + H+ à BH +
Svante Arrhenius
1857- 1927
(Tesis Doctoral 1883) NaOH(aq) Na+ + OH-
Reacción Acido-Base REACCIÓN ÁCIDO -BASE: TRANSFERENCIA DE H+
HCl (aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(liq) AH + B: à BH + + A-
REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN
NH3 (aq) à ??? + OH-
ÁCIDO + BASE à SAL + AGUA
H
O
H
EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE NaOH + H 2O ? Na+ + H 2O + OH -
HCl + H 2O ? Cl- + H3O +
HA + B A- + HB+ HA + B A- + HB+
ÁCIDO DA H+ A BASE ÁCIDO ÁCIDO DA H+ A BASE ÁCIDO
BASE ACEPTA CONJUGADA CONJUGADO BASE ACEPTA CONJUGADA CONJUGADO
B PARA H + PARA B PARA H + PARA
FORMAR A- DE HA DE B FORMAR A- DE HA DE B
FORMAR HB+ FORMAR HB+
HA ES EL B ES LA BASE HA ES EL B ES LA BASE
ÁCIDO CONJUGADA ÁCIDO CONJUGADA
CONJUGADO DE HB+ CONJUGADO DE HB+
DE A- DE A-
TÍPICAMENTE, LOS ÁCIDOS SON NEUTROS O CATIÓNICOS Y TÍPICAMENTE, LOS ÁCIDOS SON NEUTROS O CATIÓNICOS Y
LAS BASES NEUTRAS O ANIÓNICAS LAS BASES NEUTRAS O ANIÓNICAS
ÁCIDO BASE ÁCIDO BASE MEDIDA DE LA FUERZA ÁCIDO-BASE
H2O + OH- H2O + OH- Depende de lo desplazado que esté el correspondiente
H+(A -) + H2O H3O+ + (A -) equilibrio hacia la derecha:
EL AGUA ES ANFIPRÓTICA O ANFÓTERA HA + H2O H3O+ + A -
Medida de la acidez
Medida de la basicidad
B: + H2O OH- + BH+
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5. FUERZA ÁCIDO-BASE MEDIDA DE LA FUERZA ÁCIDA
Un ácido fuerte se disocia completamente en sus iones
CONCEPTO DE pH
HA H+ + A - HA + H2O H3O+ + A -
ÁCIDO BASE
FUERTE CONJUGADA
DÉBIL
[A-][H3O+]
Ka= Cuanto mayor sea Ka
Una base fuerte capta protones muy fácilmente [HA] más fuerte será el ácido
B: + H+ B-H+
pH = - log [H3O+]
BASE ÁCIDO
FUERTE CONJUGADO
DÉBIL ¿Cuál es el pH del agua?
Kw = [OH - ][H 3O+]=10 -14
ESCALA DE pH EN AGUA
EQUILIBRIO IONICO DEL AGUA.
ESCALA DE pH
pH = - log [H3O+]
pH < 7 [H +] ?
2 H2O H3O+ + OH- [OH-] ?
Kw = [OH- ][H3O+]=10-14 pH = 7 [H +] = [OH-]
En el agua [OH- ] = [H3O+ ] = 10-7 pH > 7 [H +] ?
[OH-] ?
pH = -log[H3 O+] = 7
HA + H2O ? H3O+ + A-
Cualquier disolución con un pH = 7 se B + H2O ? OH- + BH+
dice que es neutra
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