3. EQUILIBRIOS QUÍMICOS (5 clases) 3.1. Equilibrios químicos (26 de septiembre y 2 de octubre) 3.1.1. Ley de acción de masas 3.1.1.1. Constantes de equilibrio 3.1.1.2. Equilibrios heterogéneos 3.1.1.3. Perturbación del equilibrio 3.2. Equilibrios ácido-base (Bronsted-Lowry) (4 de octubre) 3.2.1. Propiedades ácidas.básicas del agua y concepto de pH 3.2.2. Constantes de Equilibrio Ka y Kb 3.3. Ácido-Base y estructura química (9 de octubre) 3.3.1. Ácidos binarios y terciarios 3.3.2. Ácidos orgánicos 3.3.3. Cationes metálicos 3.4. Ácidos y bases de Lewis (11 de octubre) EXÁMEN 2.- 16 DE OCTUBRE

CLASE 1

EQUILIBRIO QUÍMICO 2 NO2 (g)  N2O4 (g) IRREVERSIBLES: suceden en 1 sola dirección REVERSIBLES: suceden en ambas direcciones RXNs Químicas 2 NO2 (g)  N2O4 (g) Suceden las 2 rxns en el mismo vaso: chocan 2 moléculas de NO2 y se agrupan en 1 sola de N2O4 y sucede a una velocidad dada, 1 molécula de N2O4 se vuelve inestable y se transforma en 2 de NO2, lo cual sucede a otra velocidad. DEPENDE DE CUÁL DE LAS 2 RXNs OCURRA A MAYOR VELOCIDAD PARA QUE SE DÉ 1 CONCENTRACIÓN MAYOR DE NO2 O DE N2O4 CON EL PASO DEL t. http://www.youtube.com/watch?v=wIusuLy38qo http://www.youtube.com/watch?v=tlGrBcgANSY&feature=related http://www.youtube.com/watch?v=Lkt0NkEK8CA&feature=related

H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) a =ka [H2][I2] LA RXN REVERSIBLE Y SU CINÉTICA H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) La RXN ocurre xq las moléculas colinden y ocurre 1 rearreglo molecular Entre mas colisiones haya entre los gases mayor será la producción de HI La velocidad de producción de HI es proporcional a las concentraciones de H2 y I2 a =ka [H2][I2] a es la velocidad de la reacción de formación de HI ka es la constante de velocidad de rxn = 2.3 L/(mol s) Mientras más moléculas de I2 y H2 haya más rápido se llevará la rxn. La velocidad depende de las concentraciones de las especies que reaccionan Con el tiempo los reactivos reaccionan y sus concentraciones decrecen y decrece igualmente la a HI crece paulatinamente conforme se forma mas HI. Al formarse HI puede ocurrir 1 colisión entre 2 moléculas que sea reactiva y recuperar 1 H2 y 1 I2. rxn inversa.

i =ki [HI][HI] = ki [HI]2 2 moléculas de HI deben reaccionar entre sí para dar I2 y H2. Vi va creciendo conforme más HI se forma. Ki =0.14 L/(mol s) “ambas rxns ocurren continuamente siempre que existan H2, I2 y HI en el espacio de rxn. Mientras que Va decrece paulatinamente, las concentraciones de I2 y H2 decrecen, Vi crece continuamente y la concentración de HI aumenta. Llega un momento en que ambas velocidades se igualen y es ese momento se dice que se ha alcanzado el EQUILIBRIO QUÍMICO. Constantes las 3 concentraciones en 1 sistema dinámico. a = i ka [H2]eq[I2]eq = ki [HI]2eq [HI]2eq = ka = Kc [H2]eq[I2]eq ki Kc = 2.3/0.14 = 16.4 una constante para esta rxn que es llamada constante de equilibrio de la rxn

LA LEY DE ACCIÓN DE MASAS La constante de equilibrio es una medida que compara las constantes de velocidad de rxn para la rxn hacia delante y la rxn inversa. Si Kc es mayor que 1 quiere decir que la constante de velocidad de la rxn hacia delante, Ka, es superior que la de la rxn inversa ,ki, pero si vale menos que 1 es lo contrario. LA LEY DE ACCIÓN DE MASAS Para cualquier otra rxn: a A + b B  r R + s S La constante de equilibrio es el cociente entre el producto de las concentraciones de los productos en el equilibrio, elevadas cada una a su coeficiente estequiométrico y el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas cada una igualmente a su coeficiente estequiométrico Kc = [R]req[S]seq [A]aeq[B]beq Ley de Acción de Masas

Ejemplos: 1. A partir de la rxn de formación del amoniaco: N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g) Escribe su constante de equilibrio, Kc Kc = [NH3]2eq /[N2]eq[H2]3eq Las unidades serían (L/mol)2 2. ¿Qué relación existe entre las constantes de equilibrio de las ecuaciones químicas inversas siguientes? H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) 2 HI  H2 (g) + I2 (g) Las expresiones de las 2 constantes de equilibrio son: Kc = [HI]2eq /[H2]eq[I2]eq K’c = [H2]eq[I2]eq/[HI]2eq K’c= 1/Kc 3. ¿Qué relación existe entre las constantes de equilibrio de la primera rxn anterior y la de la misma rxn, pero escrita así? ½ H2 (g) + ½ I2 (g)  HI (g) La constante de equilibrio es: K’’c = [HI]eq /[H2]1/2eq[I2]1/2eq K’’c= Kc1/2

ACTIVIDAD Para cada una de las siguientes rxns escribe la constante de equilibrio. a) 2H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (g) b) HF  H+ + F- c) Ag+ + 2NH3  [Ag(NH3)2]+ d) 2 Fe+3 + 2I-  2 Fe+2 + I2 2. Cual es la relación entre la constante de equilibrio de la rxn 2 NO (g) + O2 (g)  2 NO2 (g) y la de su rxn Inversa 2NO2 (g)  2 NO (g) + O2 (g) 3. La reacción en la que se produce amoniaco se puede escribir de varias formas: a) N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g) b) ½ N2 (g) + 3/2 H2 (g)  NH3 (g) c) 1/3 N2 (g) + H2 (g)  2/3 NH3 (g) Escribe las constantes de equilibrio y como se relacionan entre sí?

Kc = [HI]2eq /[H2]eq[I2]eq= 54.5 CONSTANCIA DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO A cierta T, la Kc tiene un determinado valor. Esto nos permite conocer si las concentraciones de las especies químicas participantes en 1 rxn son las de equilibrio o no, y por tanto en que dirección ocurrirá la rxn química. EJEMPLO: La Kc= 54.5 para la siguiente rxn H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) Kc = [HI]2eq /[H2]eq[I2]eq= 54.5 ¿Hacia dónde procederá la rxn si se mezclan en un matraz de 2L, 0.03mol de H2(g), 0.03mol de I2(g) y 0.03mol de HI(g), a la misma T? Estas concentraciones NO están en el equilibrio por lo que se calculará el cociente de reacción, Qc, que es identico a la fórmula de Kc. Qc= [HI]2 /[H2][I2] = (0.03)2 / (0.03)(0.03) = 1 Dichas concentraciones no corresponden a datos en el equilibrio porque el resultado NO ES 54.5, sino 1. Qc es menor que Kc, Qc<Kc. REACTIVOS  PRODUCTOS Para acercarnos al equilibrio. Qc = Kc Equilibrio Qc  Kc fuera del EQUILIBRIO

K´c = Kc [NH4Cl]eq = [NH3]eq[HCl]eq Equilibrios Heterogéneos Cuando las especies químicas que participan en 1 rxn no están todas en la misma fase, tenemos 1 rxn HETEROGÉNEA. Tiene lugar en 2 fases: sólida y gaseosa. Y la concentración está dada en moles por litro de sustancia sólida, por lo que este dato se mantiene constante a lo largo de la rxn porque sólo depende del tipo de sustancia de que se trata , mientras que en estado gaseoso hay otros parámetros. K´c = Kc [NH4Cl]eq = [NH3]eq[HCl]eq Queda en función de la concentración de las especies que están en estado gaseoso La única especie que no es sólida es el CO2, por lo que es la única que va a aparecer finalmente en la ley de acción de masas: K´c = [CO2]eq La constante K’c contiene las concentraciones en equilibrio de los sólidos K’c= Kc [CaCO3]eq/[CaO]eq NH4Cl (s)  NH3 (g) + HCl (g) CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g)

La constante de equilibrio Kp Las constantes de equilibrio no siempre se obtienen como cocientes de concentraciones elevadas a los coeficientes estequiométricos, también se expresan como presiones parciales. p= nRT/V = (nA + nB)RT/V pA= nART/V ; pB=nBRT/V, p =pA +pB Para una reacción en fase gaseosa: a A (g) + b B (g)  r R (g) + sS(g) Kp = prRpsS / paApbB Kc formulada en función de las concentraciones puede NO ser igual a Kp formulada a partir de las presiones parciales. Kp = Kc (RT)  = (r+s) – (a+b) resta de los coeficientes estequiométricos de los productos menos los de los reactivos.

La [sólido] al igual que su  es una propiedad intensiva y no depende de la cantidad de sustancia presente. La concentración molar del Cu (=8.96g/ml) a 20°C es la misma ya sea para 1g o 1ton del metal, por lo que los SÓLIDOS se toman como constantes en la LEY DE ACCIÓN DE MASAS. En los LIQUIDOS PUROS sucede algo similar, así si 1 reactivo o producto es líquido, lo podemos omitir en la LEY DE ACCIÖN DE MASAS. Escribir las expresiones de las constantes de equilibrio Kc y Kp que correspondan a cada uno de los siguientes sistemas heterogéneos a) (NH4)2Se (s)  2 NH3(g) + H2Se(g) b) AgCl (s)  Ag+ (ac) + Cl- (ac) c) P4 (s) + 6Cl2 (g)  4PCl3 (l) d) Ni (s) + 4CO (g)  Ni(CO)4 (g) ¿Para cuál de las siguientes rxns Kc = Kp? 4NH3(g) + 5O2(g)  4NO (g)+ 6H2O (g) 2H2O2 (ac)  2H2O (l) + O2(g) PCl3(g) +3NH3 (g)  3HCl(g) + P(NH2)3 (g) Ejercicios del libro “Quimica universitaria” Capitulo 10 pp 392, 393, 395,396.

CLASE 2

Perturbación del Equilibrio Cambio de CONCENTRACIÖN de alguna de las sustancias participantes a T,P=ctes Equilibrio Inicial perturbación Cambio de la PRESIÓN de alguna de las sustancias participantes a T=cte El sistema se repone mediante la ocurrencia de la rxn (reactivos a productos, o viceversa) Equilibrio Final Siempre que el sistema sale fuera del equilibrio, conviene calcular el cociente de reacción Qc, ya que nos indica en qué dirección sucederá la rxn una vez que el sistema ha sido perturbado y se orienta hacia una segunda situación de equilibrio Ejercicios del libro “Quimica universitaria” Capitulo 10 pp 397, 398.

TAREA 1] Determina las unidades de la Kc para la reacción: 2 NO (g) + O2 (g)  2 NO2 (g) 2]Indica que relación existe entre las Kc de las siguientes reacciones: N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3 (g) ½ N2(g) + 3/2 H2(g)  NH3 (g) 3] ¿Hacia dónde procederá la reacción H2(g) + I2(g)  2 HI (g) Si se mezclan a 425°C en un matraz de 4L, 0.05moles de H2(g), 0.23 moles de I2 (g) y 1.03 moles de HI (g)? Kc= 54.5. 4] Para la siguiente reacción heterogénea, escribe la ley de acción de masas NaCl (s) + H2O (l)  NaCl (ac) 5] colocamos 0.2 moles de de H2(g) y 0.2 moles de I2 (g) en un matraz de 5 L, a 425°C . ¿Cuáles son las concentraciones en el equilibrio del H2, de I2 y de HI (g)? Si la Kc= 54.5 a esta temperatura. 6] se tiene que el pentacloruro de fósforo se ha descompuesto parcialmente a 340°C en tricloruro de fósforo y cloro diatómico, alcanzándose las siguientes concentraciones en el equilibrio: PCl5 0.00280 M, PCl3 0.0472M y Cl2 0.0472M. Esta es la posición de equilibrio inicial. Se promueve entonces una perturbación en el equilibrio, consistente en aumentar hasta 0.06M la concentración de PCl3 a temperatura y presión constantes. Indica cómo, a partir de esta posición fuera de equilibrio evoluciona el sistema hasta alcanzar una nueva posición de equilibrio e indicar las concentraciones finales de cada una de las 3 especies químicas.

7] Para la reacción: 2 N2 (g) + O2 (g)  2 NO (g) Si las presiones parciales de equilibrio del 2 N2 (g), O2 (g) y NO (g) son 0.15atm, 0.33atm y 0.5 atm respectivamente a 2200°C ¿Cuál es la Kp? 8]Para el siguiente equilibrio: 2NO (g) + Cl2 (g)  2 NOCl (g) Kc a 35°C es 6.5 x 104 . En un experimento se mezclan 2.5x10-2 moles de NO (g), 8.5x10-3 moles de Cl2 (g) y 6.3 moles de NOCl (g) en un recipiente de 3L ¿en que dirección se desplazará el sistema para alcanzar el equilibrio? 9] Para el proceso CO2 (g) + H2(g)  CO (g) + H2O (g) Llevado a cabo a 686°C, las concentraciones de equilibrio de las sustancias reaccionantes son [CO]= 0.5mol/L, [H2]= 0.045mol/L, [CO2]= 0.086mol/L y [H2O] =0.040mol/L a) calcula Kc para la reacción a 686°C b) si la concentración del dióxido de carbono se elevara a 0.5mol/L por adición de CO2 ¿Cuáles serían las concentraciones de todos los gases cuando se restableciera el