H2 + I2 2 HI

¿Qué es un equilibrio químico?

Reacciones reversibles

H2

I2

¿Qué es un equilibrio químico?

Es una reacción reversible , es decir, que se produce en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos).

Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos) se mantienen constantes, es decir, ya no varían con el tiempo, se dice que la reacción ha alcanzado el EQUILIBRIO QUÍMICO.

La expresión matemática que representa al Equilibrio Químico, se conoce como Ley de Acción de Masas y se enuncia como: La relación del producto de las actividades ( actividad igual a concentración en soluciones diluidas) elevadas los coeficientes estequiométricos en la reacción de productos y reactivos permanece constante al equilibrio. Para cualquier reacción:

aA + bB cC + dD

Definición de la constante de equilibrio

[Cc [Dd

K = [Aa [Bb

aA + bB cC + dD

K = cte. de cada reacción en el equilibrio

Las letras entre paréntesis rectangular indican concentración molar de reactivo o producto y los exponentes son los coeficientes estequiométricos respectivos en la reacción. De acuerdo con estas expresiones matemáticas:

Si K <<< 1, entonces la reacción es muy reversible y se dice que se encuentra desplazada a la izquierda.

Si K = 1, es una reacción en la que se obtiene 50% de reactivos y 50% de productos.Si K >>> 1, la reacción tiene un rendimiento alto y se dice que esta desplazada a la derecha.

Si se utiliza Q se sabe que:Si Q < K: la reacción se lleva a cabo hacia los productos (derecha), y Q va a aumentar hasta llegar a K, donde se vuelve constante.

Si Q > K: la relación entre productos y reactivos es muy grande, entonces los productos se convierten en reactivos y la reacción se lleva a cabo en sentido contrario (izquierda, pero en menor cantidad).

Si Q = K: el sistema se encuentra en equilibrio.El equilibrio químico se rige por el principio de LeChatelier:

Principio de Le Chatelier: Un sistema, sometido a un cambio, se ajusta el

sistema de tal manera que se cancela parcialmente el cambio.

Factores que influyen en la reacción: Concentración Presión Temperatura

Concentración:

- A mayor concentración en los productos el equilibrio tiende a desplazarse hacia los

reactivos para compensar la reacción (el equilibrio se va hacia la izquierda).- A mayor concentración en los reactivos, el equilibrio tiende a desplazarse

hacia losproductos (el equilibrio se va hacia la derecha).

Presión:

- Es importante hacer notar, que la presión sólo afecta a aquellos productos o reactivos que se

encuentran en fase gaseosa.- A mayor presión, el equilibrio tenderá a irse a donde hay menor número de

moles. Deacuerdo con la ley general del estado gaseoso

PV=RnT que implica que a mayor número de moles, mayor presión.

Temperatura:En la temperatura se debe de considerar su entalpía (H°) :I. Si H es positiva, la reacción es endotérmica.II. Si H es negativa, la reacción es exotérmica- A mayor presión, el equilibrio tenderá a irse a donde hay

menor número de moles. De acuerdo con la ley general del estado gaseoso.

- Si una reacción es endotérmica, al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplazará

hacia la derecha (mayor formación de productos).- Si una reacción es exotérmica, al aumentar la

temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda (mayor formación de reactivos)

Ejemplo resuelto:

Si la reacción es N2 + 3H2 2NH3 N2= [0.683] H2= [8.8] NH3= [1.05]

Las concentraciones en el equilibrio son 0.683M (N2) y 1.05M (NH3). Si se añade a esta reacción NH3, suficiente para que la concentración sea 3.65M:

a) Predice el sentido de la reacción para que alcanzar un nuevo equilibrio

b) Calcula la concentración de todas las especies en el nuevo equilibrio

c) Calcula el rendimiento en el nuevo equilibrio. (Considera las concentraciones iníciales de nitrógeno y de amoniaco).

a) N2 + 3H2 2NH3 [0.683] [8.8] [1.05]

Si se aumenta la concentración de NH3 (producto) entonces la reacción tiende a desplazarse hacia laizquierda (formándose reactivo), para compensar el aumento de la concentración de los productos.

b) N2 + 3H2 2NH3

Inicial [0.683] [8.8] [3.65]Reacciona X 3X 2XFinal/ (0.683-X) (8.8-3X) (3.65+2X)EquilibrioResolviendo la ecuacion, obtenemos un solo valor posible al eliminar aquellos valores que se pueden considerar absurdos (se hacen imaginarios o son mayores a la concentración inicial). Si los valores de X son: X1= -0.752 y X2= 13.37, se considera como posible solo – 0.752

Por lo tanto las concentraciones son:

[N2]= 0.683 + 0.7525 = 1.4355M

[H2]= 8.8 - 3(-0.7525)= 11.0575M

[NH3]= 3.65 + 2(- 0.7525) = 2.145M

c) Rendimiento:

N2 + 3H2 2NH3 Considerando 1L: 1mol =1M

Teorico: 2 mol NH3 ---------- 1 mol N2 3.65 mol NH3 ---------- X X= 1.825mol de N2 Real: 1.4355M = 1.4355mol N2

RealRendimiento x100 Teórico

1.435mol = x100 1.825mol

= 78.6%

EQUILIBRIO ACIDO BASE

CONCEPTO DE EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE

El estudio de los equilibrios ácido-base constituye el fundamento de las valoraciones ácido-base o volumetrías de neutralización.

CONCEPTO DE ÁCIDOS Y BASES

Ácido Especie que puede producir un protón transformándose en una base (carácter protogénico)

Especie capaz de aceptar un protón transformándose en un ácido (carácter protofílico)

Base

ACIDO + H2O BASE + H3O +

PAR CONJUGADOÁCIDO/BASE

El ácido y la base son mutuamente dependientes en este equilibrio:

SISTEMA CONJUGADO

BASE + H2O ACIDO + OH-

Kb = cte. de basicidad

Kb = OH-ACIDO

BASE

Ka = cte. de acidez

ACIDO Ka = H3O+BASE

Estos equilibrios NO PUEDEN DARSE AISLADAMENTE, para que la reacción se produzca son necesarios DOS SISTEMAS CONJUGADOS ÁCIDO-BASE

Una REACCIÓN ÁCIDO-BASE consiste en la transferencia de un protón de un sistema conjugado a otro

ACIDO1 + BASE2 BASE1 + ACIDO2

Generalmente el segundo sistema es el disolvente y como el más frecuente es el agua:

HCl + H2O Cl- + H3O+

HAc + H2O Ac- + H3O+

H2O + NH3 OH- + NH4+

El catión H3O+

(ión hidronio)es el ácido conjugado de la base H2O

El anión OH–

(ión hidróxido o hidroxilo)es la base conjugada del ácido H2O

Sal de ácido fuerte y base fuerte: NaCl

Sal de ácido fuerte y base débil: NH4Cl

Sal de ácido débil y base fuerte: NaAc

Sal de ácido débil y base débil: NH4Ac

Ejemplos:

Una vez disociada el catión o el anión de la sal puede reaccionar con el agua:

Ac – + H2O HAc + OH – Kb

Son electrolitos fuertes que en disolución acuosa se disocian completamente:

NaAc Na+ + Ac –

c c c

NH4Cl NH4+ + Cl –

NH4+ + H2O NH4OH + H3O+ Ka

Producto de reacción de un ácido con una base. Sal

El agua tiene carácter ANFIPRÓTICO, puede comportarse como ácido y como base:

H2OBase frente a ácidos

Ácido frente a bases

H2O + H2O H3O+ + OH– (ácido 1) (base 1)(base 2) (ácido 2)

Reacción de autoprotólisis

CTE DE AUTOPROTOLISIS DEL AGUA

PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA

KW = H3O+ OH–

El valor de Kw aumenta con la Tª

pKw = - log KwKW = 1,00 . 10 -14 a 25 ºC

En agua pura: H3O+ = OH– = √Kw = 10 –7 M

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CONCEPTO DE ACIDOS Y BASES

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• En 1680 Robert Boyle notó que los ácidos disolvían muchas sustancias, cambiaban el color de algunos pigmentos naturales y perdían sus propiedades características cuando se mezclaban con bases.

• En 1814 J. Gay-Lussac concluyó que los ácidos neutralizaban a las bases y que los dos tipos de sustancias deberían definirse en términos de sus reacciones entre sí.

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TEORIA DE ARRHENIUS

• ACIDO: Cualquier sustancia que en solución acuosa produce iones H+.

H2O+ HCl H3O+ + Cl-

• BASE: Cualquier sustancia que en solución acuosa produce iones OH-.

NH3+ H2O NH4+ + OH-

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TEORIA DE BRONSTED LOWRY

• ÁCIDO: Toda sustancia que es capaz de ceder iones H+

• BASE: Toda sustancia capaz de aceptar iones H+

HCl + NH3 Cl- + NH4+

Acido1 base 2 base1 ácido 2

Según esta teoría, no es mas que una competencia entre ácidos y bases por el H+

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• Lewis presentó una teoría ácido base más completa:

Un ácido es cualquier especie que puede aceptar compartir un par de electrones.

Una base es cualquier especie que puede donar un par de electrones.

• Dado que muchas reacciones químicas importantes ocurren en disolución acuosa, o en contacto con el agua, usaremos la teoría de Brønsted y Lowry debido a que resulta especialmente útil.

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• La disociación de un ácido en agua no es mas que un caso particular en que el ácido y el agua (base) compiten por el H+ del ácido.

• La disociación de una base en agua no es mas que un caso particular en que la base y el agua (ácido) compiten por el H+ del ácido.

HCl (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl (ac)

Acido1 base2 base1 acido2

NH3 (ac) + H2O (l) NH4+ (ac) + OH (ac)

Base1 ácido2 ácido1 base2

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COMPORTAMIENTO ÁCIDO - BASE DEL AGUA

• Vemos que el agua se puede comportar como:

– Ácido: cediendo H+ a bases.– Base: aceptando H+ de ácidos.

• Decimos que el agua tiene comportamiento ANFÓTERO

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FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES• Debido a que las reacciones ácido-base se

manifiestan por transferencias de H+ tenemos que son:

– Ácidos fuertes: cuando tienen una gran tendencia a liberar H+.

– Ácidos débiles: cuando tienen una tendencia débil a ceder los H+.

– Bases fuertes: cuando tienen una fuerte tendencia para arrancar H+ ( aceptarlos).

– Bases débiles: cuando tienen una débil tendencia para arrancar los H+ (aceptarlos).

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Constante de equilibrio ácidaPara la disociación de un ácido débil, tenemos:

La constante de disociación de la reacción es:

Ka = [ A-][H3O+]

[HA]

• Si el ácido es fuerte: Ka>>1• Si el ácido es débil: Ka<1

HA + H2O H3O+ + A-

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Constante de equilibrio básica

• Para una base débil se puede llegar a la misma conclusión:

Kb = [ OH-][BH+] [B]

• Si la base es fuerte: Kb>>1• Si la base es débil: Kb<1

B + H2O BH+ + OH-

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• Los valores de Ka y Kb muestran información a cerca de la fuerza del ácido o de la base.

• A mayor Ka: mayor fuerza del ácido• A mayor Kb: mayor fuerza de la base.