Equilibrio químico Prof. Miguel Moreno

𝐻 2(𝑔) + 𝐼 2(𝑔) 2HI Reacción de combinación 𝐻 2(𝑔) + 𝐼 2(𝑔) Reacción de descomposición 2HI 𝐻 2(𝑔) + 𝐼 2(𝑔) 2HI Reacción reversible Reacción reversible: se caracterizan porque las sustancias iniciales al reaccionar generan productos que a su vez al descomponerse generan los elementos reactantes iniciales.

Se libera y no puede reaccionar mas HCl + Zn 𝑍𝑛𝐶𝑙 2 + 𝐻 2 Se libera y no puede reaccionar mas 𝑀𝑛𝑂 2 𝐾𝐶𝑙𝑂 3 KCl + 𝑂 2 HCl + Zn 𝑍𝑛𝐶𝑙 2 + 𝐻 2 La reacción inversa no se da por ausencia de 𝐻 2 𝑀𝑛𝑂 2 La reacción inversa no se da por ausencia de 𝑂 2 𝐾𝐶𝑙𝑂 3 KCl + 𝑂 2 Reacción irreversible: aquellas reacciones que se terminan cuando se agotan los reaccionantes o se consume el reaccionante que se encontraba en menor cantidad.

Equilibrio Químico Es el estado final de una reacción REVERSIBLE en la cual las concentraciones de las sustancias son constantes. El estado de equilibrio químico se caracteriza por ser dinámico, espontaneo y único Principio de Le Chatelier – Braun: Si un sistema químico en equilibrio es sometido a cualquier causa externa perturbadora el equilibrio se desplaza reaccionando químicamente en el sentido en que se contrarreste la acción producida. Factores que afectan el equilibrio químico: Presión Temperatura Concentración Uso de catalizadores (NO LO ALTERA, pero si acelera la reacción)

Presión Presión = Volumen Según la ley de Robín: Cuando un sistema esta en equilibrio, un aumento de presión favorece la reacción donde hay una disminución de volumen; una reducción de presión favorece la reacción donde se produce aumento de volumen y un cambio de presión no tiene efecto sobre la reacción en la que no hay variación de volumen. 𝐶𝑂 (𝑔) + 2𝐻 2(𝑔) 𝐶𝐻 3 𝑂 𝐻 (𝑔) La presión SI afectara el equilibrio en el sistema debido a las diferencias de volúmenes 1vol + 2 vol 1 volumen Reaccionantes: 3 volúmenes Productos: 1 volumen 𝐻 2(𝑔) + 𝐼 2(𝑔) 2HI La presión NO afectara el equilibrio en el sistema debido a que los volúmenes son idénticos. 1vol + 1 vol 2 vol Reaccionantes: 2 volúmenes Productos: 2 volumenes

Temperatura Según la ley de Van’t Hoff: Cuando se aumenta la temperatura sobre un sistema en equilibrio, se ve favorecida la reacción que se produce con absorción de calor. 𝐶𝑂 (𝑔) + 2𝐻 2(𝑔) +22 Kcal 𝐶𝐻 3 𝑂𝐻 (𝑔) R. Endotérmica 𝑆𝑂 2 + 1/2𝑂 2(𝑔) −23.000 𝑐𝑎𝑙 𝑆𝑂 3 R. Exotérmica Reacción Endotérmica Reacción Exotérmica El equilibrio se desplaza a donde se este absorbiendo calorías. El equilibrio se desplaza a donde NO se estén perdiendo calorías.

Se contrarrestan los efectos Concentración Según la ley de acción de las masas: la velocidad de una reacción química es proporcional al producto de las concentraciones molares de las sustancias reaccionantes. A + B C + D Reactantes = Directa Productos = Inversa 2𝑁𝑂 (𝑔) 𝑁 2(𝑔) + 𝑂 2(𝑔) Al disminuir la concentración de 𝑂 2 Al aumentar la concentración de monóxido de nitrógeno Al aumentar la concentración de 𝑂 2 y disminuir la de 𝑁 2 en igual proporción Se contrarrestan los efectos Aumenta la directa Aumenta la inversa

Catalizadores Aceleran las reacciones en igualdad de condiciones tanto la reacción directa como la reacción inversa, sin embargo, no tiene un efecto en la concentración de los reactantes y los productos; por lógica entonces, no afectara el equilibrio.

EJERCICIO 1: Explique según la Ley de Robín para predecir hacia donde se dirigirá el equilibrio en las siguientes reacciones 𝑁 2 𝑂 4(𝑔) 2𝑁𝑂 2(𝑔) 𝑃𝐶𝑙 3(𝑔) + 𝐶𝑙 2(𝑔) 𝑃𝐶𝑙 5(𝑔) 4𝑁𝐻 3(𝑔) + 5𝑂 2(𝑔) 4𝑁𝑂 (𝑔) + 6𝐻 2 𝑂 EJERCICIO 2: Aplique la ley de Van’t Hoff para predecir que reaccion de los sistemas en equilibro que se indican se ve favorecida ante un aumento de temperatura: 𝑁 2(𝑔) + 3𝐻 2(𝑔) 2𝑁𝐻 3(𝑔) + 22.000 cal 𝐶𝑂 2(𝑔) + 𝑁𝑂 (𝑔) +54.100 𝑐𝑎𝑙 𝐶𝑂 (𝑔) + 𝑁𝑂 2(𝑔) 2𝑁𝑂+𝐻 2 𝑁 2 𝑂+ 𝐻 2 𝑂+87.030 𝑐𝑎𝑙

EJERCICIO 3: Explique como afectara al equilibrio según la ley de accion de las masas como afectara las siguientes ecuaciones en los casos pertinenentes: 𝑁 2 + 𝑂 2 2NO Al aumentar el nitrogeno Al disminuir el Monoxido de mononitrogeno Al disminuir el oxigeno 2) 𝑃𝐶𝑙 5(𝑔) 𝑃𝐶𝑙 3(𝑔) + 𝐶𝑙 2(𝑔) Al disminuir 𝑃𝐶𝑙 3(𝑔) y aumentar 𝑃𝐶𝑙 5(𝑔) Al disminuir 𝑃𝐶𝑙 5(𝑔) y aumentar 𝐶𝑙 2(𝑔) Al aumentar 𝑃𝐶𝑙 5(𝑔) ademas de que se le añade una proporcion equivalente de 𝑃𝐶𝑙 3(𝑔) y 𝐶𝑙 2(𝑔)

Constante de Equilibrio A + B C + D 𝑉 1 = 𝐾 1 𝐴 [𝐵] 𝑉 2 = 𝐾 2 𝐶 [𝐷] 𝑉 1 = 𝑉 2 𝐾 1 𝐴 [𝐵] = 𝐾 2 𝐶 [𝐷] 𝐾 1 𝐾 2 = 𝐶 [𝐷] 𝐴 [𝐵] Ke = 𝐶 [𝐷] 𝐴 [𝐵] Ley del equilibrio químico: ‘’El producto de las concentraciones molares de las sustancia resultantes dividido entre el producto de las concentraciones molares de las sustancias reaccionantes, elevada cada una de ellas a una potencia igual al numero de que participan en la reacción, a temperatura constante, es una constante’’

Ácidos y Bases Ácidos, bases y sales pertenece a un grupo de sustancias llamadas electrolitos, que se caracterizan porque al disolverse en agua se disocian en iones lo que determina que conduzcan la electricidad. Svante Arrhenius (1887): Pionero al concepto de los ácidos y bases; Arrhenius propuso que los ácidos eran sustancias que al ionizarse producían iones hidrogeno (𝐻 + ). 𝐻 2 𝑂 HCl 𝐻 + + 𝐶𝑙 − Por otra parte Arrhenius propone que las bases eran sustancias que en solución acuosa producían iones hidroxilo (𝑂𝐻 − ). NaOH 𝑁𝑎 + + 𝑂𝐻 −

La reacción entre un acido y una base, es una neutralización: NaOH + HCl NaCl+ 𝐻 2 𝑂 Que de una manera mas sencilla de verlo seria así: 𝐻 + + 𝑂𝐻 − 𝐻 2 𝑂 Grado de ionización: se indica con la letra griega alfa (α), señala la fracción ionizada por molécula de electrolito. También se acostumbra a usar el porcentaje de ionización que es igual a α x 100. Los ácidos también reciben una constante que nos relaciona la fuerza del acido y su constante de equilibrio denominada Ka; entre mas alta sea Ka mas fuerte sera el acido, el caso contrario seria para que el acido sea mas débil.

Constantes de ionización de algunos ácidos Sustancias Constantes de ionizacion Acido clorhidrico Muy elevada Acido nitricio Acido sulfurico Elevada Acido Flourhidrico 6,7𝑥10 −1 Acido fosforico 7,1𝑥10 −3 Acido acetico 1,8𝑥10 −5 Acido carbonico 4,4𝑥10 −7 Acido Sulfihidrico 1,0𝑥10 −7

Según Bronsted y Lowry: Nace esta teoría del hecho que la de Arrhenius presentaba fallas al no considerar al solvente. J. N. Bronsted y T. M. Lowry proponen que un Acido es una sustancia capaz de ceder un protón y una Base es una sustancia capaz de aceptar un protón. 𝐻𝐶𝑙 (𝑔) + 𝐻 2 𝑂 𝐻 3 𝑂 + + 𝐶𝑙 − 𝐻 2 𝑆𝑂 4 + 𝐻 2 𝑂 - 𝐻 3 𝑂 + + 𝐻𝑆𝑂 4 Acido 1 Base 1 Acido 2 Base 2 𝐻 2 𝑂+ 𝑁𝐻 3 𝑁𝐻 4 + 𝑂𝐻 − Acido 1 Base 1 Acido 2 Base 2

Según Lewis: En base a lo que propuso Lewis un acido es cualquier sustancia que puede aceptar electrones y una base es cualquier sustancia que puede donar electrones.

Producto iónico del agua 𝐻 2 𝑂+ 𝐻 2 𝑂 𝐻 3 𝑂 + + 𝑂𝐻 − Auto protolisis 𝐾𝑒= 𝐻 3 𝑂 + [ 𝑂𝐻 − ] [ 𝐻 2 𝑂 ] 2 Kw= 𝐻 3 𝑂 + [ 𝑂𝐻 − ] Kw= 1𝑥10 −14 𝐻 3 𝑂 + [ 𝑂𝐻 − ] = 1𝑥10 −14 ( 1𝑥10 −7 ) x ( 1𝑥10 −7 ) = 1𝑥10 −14 En soluciones acidas 𝐻 3 𝑂 + >[ 𝑂𝐻 − ] En soluciones neutras 𝐻 3 𝑂 + =[ 𝑂𝐻 − ] En soluciones básicas 𝐻 3 𝑂 + <[ 𝑂𝐻 − ]

Carácter de la solucion pH Si transformamos las potencias de con base diez de la concentraciones de iones hidronio y transformándolo a un numero entero positivo, obtenemos la escala de pH. Intervalo de pH Carácter de la solucion 1 a 6,9 Acida 7 Neutra 7,1 a 14 Básica Como los exponentes de base diez se corresponden con los logaritmos de las correspondientes concentraciones de hidronio, se define pH como: el logaritmo negativo de la concentración de iones hidronio y se expresa: pH= -log 𝑯 𝟑 𝑶 +

Carácter de la solucion pOH La basicidad se mide en términos de pOH. El pOH se define como: el logaritmo negativo de la concentraciones de hidroxilo Intervalo de pOH Carácter de la solucion 1 a 6,9 Básica 7 Neutra 7,1 a 14 Acida Se le aplica al pOH la misma resolución matemática para poder formar una escala mas sencilla de ser leída que seria de la siguiente forma: pH= -log 𝑶𝑯 −

EJERCICIO 1: Calcule el pH y pOH de una solución 0,1 M

EJERCICIO 2: El pH de la solucioon resultante de disolver 5g de hidroxido sodico hasta un volumen total de 125ml sera: