Núcleo Temático 4. Teoría de la Disociación Electrolítica

Presentación del tema: "Núcleo Temático 4. Teoría de la Disociación Electrolítica"— Transcripción de la presentación:

1 Núcleo Temático 4. Teoría de la Disociación Electrolítica
Competencias a desarrollar por el estudiante: Explica el equilibrio en sistemas homogéneos y heterogéneos. Aplica la expresión matemática de la constante de equilibrio para una reacción reversible, el grado de disociación de electrolitos débiles y fuertes, la influencia que ejercen en el equilibrio los factores: Temperatura, presión, concentración e ión común.

2 Subnúcleos temáticos Ley de acción de masas.
Equilibrio en sistemas heterogéneos. Grado de disociación de una electrolito débil y fuerte. Cambios en el equilibrio iónico. Temperatura Presión Catalizadores Principio de Le Chatelier Efecto del ión común Efecto de la concentración Actividad y coeficiente de actividad.

3 LEY DE ACCIÓN DE MASAS aA+bB  cC + dD  aA+bB  cC + dD 
NO REVERSIBLE Reactantes transforman en productos Reacción finaliza cuando se terminan los reactantes aA+bB  cC + dD  REVERSIBLE Reacción finaliza cuando se alcanza el equilibrio químico los reactantes se transforman en productos y éstos a su vez en reactantes El EQUILIBRIO QUÍMICO, se produce cuando dos reacciones opuestas tienen lugar simultáneamente a la misma velocidad.

4 aA+bB  cC + dD (Reacción directa) aA+bB  cC + dD (Reacción inversa)
LEY DE ACCIÓN DE MASAS aA+bB  cC + dD (Reacción directa) aA+bB  cC + dD (Reacción inversa) aA+bB  cC + dD

5 LEY DE ACCIÓN DE MASAS La Ley de Acción de Masas, establece que: “…para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante K (la constante de equilibrio).” Es un valor constante Depende de la temperatura Es independiente de las concentraciones de los reactivos y productos. Si K >>1, el equilibrio se desplazará hacia la derecha y favorecerá a los productos (reacción directa) Si K<<1, el equilibrio se desplazará a la izquierda y favorecerá a los reactivos (reacción inversa). Indica si una reacción en equilibrio es favorable a los productos o a los reactivos. >>10 << 0,1

6 EQUILIBRIOS HOMOGÉNEOS.
El término equilibrio homogéneo se aplica a las reacciones en las que todas las especies reaccionantes se encuentran en la misma fase. Un ejemplo de este tipo de equilibrio en fase gaseosa es la disociación del tetraóxido de dinitrógeno, N2O4. N2O4(g)  2NO2(g)

7 EQUILIBRIOS HETEROGÉNOS
Una reacción reversible en la que intervienen reactivos y productos en distintas fases conduce a un equilibrio heterogéneo. Por ejemplo, cuando el carbonato de calcio se calienta en un recipiente cerrado, establece el siguiente equilibrio: CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g) La concentración de un sólido y de un liquido es una propiedad intensiva y no depende de la cantidad de sustancia presente. Por estas razones las concentraciones de las especies sólidas y líquidas son una constante y se pueden combinar con la constante de equilibrio.

8 GRADO DE DISOCIACIÓN DE UNA ELECTROLITO DÉBIL Y FUERTE
Un electrólito o electrolito es cualquier sustancia que contiene iones libres, los que se comportan como un medio conductor eléctrico. Debido a que generalmente consisten de iones en solución, los electrólitos también son conocidos como soluciones iónicas, pero también son posibles electrólitos fundidos y electrólitos sólidos. En fisiología, los iones primarios de los electrólitos son sodio (Na+), potasio (K+), calcio (Ca2+), magnesio (Mg2+), cloruro (Cl−), hidrógeno fosfato (HPO42−) y bicarbonato (HCO3−). Todas las formas de vida superiores requieren un sutil y complejo balance de electrólitos entre el medio intracelular y el extracelular. En particular, el mantenimiento de un gradiente osmótico preciso de electrólitos es importante. Tales gradientes afectan y regulan la hidratación del cuerpo, pH de la sangre y son críticos para las funciones de los nervios y los músculos. Existen varios mecanismos en las especies vivientes para mantener las concentraciones de los diferentes electrólitos bajo un control riguroso.

9 GRADO DE DISOCIACIÓN DE UNA ELECTROLITO DÉBIL Y FUERTE
Las sustancias iónicas que se consideran totalmente disociadas, se denominan electrólitos fuertes y las que se consideran muy poco disociadas, electrólitos débiles. Consideremos varios ejemplos de soluciones diluidas de electrolitos fuertes: Una solución 0,1 mol/l de NaCl: NaCl (ac) => Na+(ac) + Cl- (ac) 0,1 mol/l Una solución 0,05 mol/l de NaCI: NaCl (ac) => Na+(ac) + Cl- (ac) 0,05 mol/l

10 GRADO DE DISOCIACIÓN DE UNA ELECTROLITO DÉBIL Y FUERTE
Una solución de sulfato de potasio ( K2SO4) 0,1 mol/l K2SO4 (ac) => 2K+(ac) + S04= (ac) 0,1 mol/l 0,2 mol/l Para las soluciones de electrólitos débiles se establece un sistema en equilibrio entre iones asociados (molécula) e iones disociados. La constante de equilibrio es llamada constante de disociación o ionización. Así la disociación del electrólito débil AB se representa por: AB  A+ + B-

11 GRADO DE DISOCIACIÓN DE UNA ELECTROLITO DÉBIL Y FUERTE
El grado de disociación de AB es igual a la concentración de A+ o B- en mol/l en que se disocia, dividido entre la concentración inicial de AB. En este caso, [A+]o = concentración en el equilibrio de A+ [AB]o = concentración inicial de AB. Por la estequiometría de la reacción, el número de mol de AB que se disocia es igual al número de mol de A+ o B- formado.

12 LEY DE ACCIÓN DE MASAS (aplicación en la Química Analítica)
En química analítica la mayoría de las reacciones son reversibles los cálculos relacionados con la ley de masas normalmente se refieren a equilibrio de electrolitos en solución. La ley de acción de masas se aplica a las soluciones diluidas, que son las que corrientemente se manejan en química analítica, En general, cuando interviene el agua en soluciones diluidas su concentración no se encuentra comprendida en la fórmula, ya que es esencialmente una constante y su actividad se toma como la unidad. CO3-2 (ac) + H2O  HCO3- (ac)+ - OH (ac)

13 ACTIVIDADES PRÁCTICAS DÍA LUNES
Para la reacción: H2(g) +I2(g)  2HI(g) en una experiencia realizada a 490ºC, se ha encontrado que las concentraciones en el equilibrio fueron: [H2] = 0, mol/l, [I2]= 0,00263mol/l y [HI] = 0,0102 mol/l. Hallar la constante de equilibrio Kc a 490ºC. Respuesta: 45,9 Se ha estudiado el siguiente proceso en equilibrio a 230°C: 2NO(g) + O2(g)  2NO2(g) En un experimento se encontró que las concentraciones en equilibrio de las especies reaccionantes son [NO] = 0,0542 mol/l, [O2] = 0,127 mol/l, [NO2] = 15,5 mol/l. Calcule la constante de equilibrio Kc de la reacción a esta temperatura. Respuesta: 6,44x105 El cloruro de carbonilo (COCl2), también llamado fosgeno, se utilizó en la primera guerra mundial como gas venenoso. Las concentraciones en equilibrio a 74°C para la reacción entre el monóxido de carbono y el cloro molecular que produce cloruro de carbonilo: CO(g) + Cl2(g)  COCl2(g), son [CO] = 1,2x10-2 mol/l, [Cl2] = 0,054 mol/l, [COCl2] = 0,14 mol/l. Calcule la constante de equilibrio. Respuesta: 216 En un recipiente de 10 L de capacidad se hicieron reaccionar 0,5 mol de H2(g) y 0,5 mol de I2(g) a una temperatura de 44ºC. La constante de equilibrio Kc a dicha temperatura tiene un valor de 50. La reacción es H2(g) +I2(g)  2HI(g). Calcular las concentraciones en el equilibrio. Respuesta: 216

14 ACTIVIDADES PRÁCTICAS DÍA LUNES
Escriba las expresiones de la constante de equilibrio Kc que corresponda a cada uno de los siguientes sistemas heterogéneos: (NH4)2Se(s)  2NH3(g) + H2Se(g) AgCl (s)  Ag+(ac) + Cl-(ac) P4(s) + 6Cl2(g)  4PCl3(l) Calcule las concentraciones iónicas de los siguientes electrólitos: Ca(NO3)2 en disolución 0,028 M NaCI en disolución 0,01 M 1,815 g de KAl (SO4)2 disuelto en 125 ml de agua 2. En la reacción general: AB  A+ + B- se supone que las concentraciones de A+ y B- en el punto de equilibrio son 0,003 mol/l. La concentración de AB no disociada es 0,1 mol/l. Calcule la constante de disociación. 3. ¿Cuál será el grado de disociación para la disolución del ejemplo 2? 4. He aquí el siguiente equilibrio general: A2B3  2A+3 + 3B En el equilibrio la disolución es 0,002 mol/l con respecto a A3+ y 0,003mol/l con respecto a B=. La concentración de la "molécula" no disociada A2B3 es 0,1mol/l. ¿Cuál será la constante de disociación para la reacción y el grado de disociación en la disolución?

15 CAMBIOS EN EL EQUILIBRIO IÓNICO
Principio de Le Chatelier Existe una regla general que ayuda a predecir la dirección en la que se desplazará una reacción en equilibrio cuando hay un cambio de concentración, presión, volumen o temperatura. Esta regla, conocida como principio de Le Chatelier, establece que si se aplica una tensión externa a un sistema en equilibrio, el sistema se ajusta de tal manera que se cancela parcialmente dicha tensión. El cociente de reacción Q, nos permitirá predecir el sentido de la respuesta del sistema a cualquier tensión. Si Q>K, la reacción es inversa, si Q<K la reacción es directa, si Q=K, el sistema está en equilibrio.

16 CAMBIOS EN EL EQUILIBRIO IÓNICO
Cambios en la concentración aA+bB  cC + dD Si se añade más reactivo o producto al sistema, los cambios se aminorizan desplazando el equilibrio en la dirección que consume algo de la sustancia añadida. Cambio Q Dirección del cambio de aA+bB  cC + dD Aumento de las concentraciones de los reactivos Q<K Reacción directa Aumento de las concentraciones de los productos Q>K Reacción inversa Disminución de las concentraciones de los reactivos Disminución de las concentraciones de los productos

17 CAMBIOS EN EL EQUILIBRIO IÓNICO
Cambios de Presión y volumen A(g)  2D(g) PV = nRT Cambio Q Dirección del cambio de A(g)  2D(g) Descenso de volumen (aumento presión) Q>K Reacción inversa Aumento de volumen (descenso de presión) Q<K Reacción directa

18 CAMBIOS EN EL EQUILIBRIO IÓNICO
Cambios de Temperatura ΔH (Entalpía): es una cantidad termodinámica que se utiliza para describir los cambios térmicos que se realizan a presión constante. Reacción exotérmica: libera calor Reacción endotérmica: absorbe calor Reacción ΔH Cambio Dirección del equilibrio aA+bB+ calor  cC + dD (+) Aumento de la temperatura Reacción directa (absorbe calor) Disminuye la temperatura Reacción inversa (libera calor) aA+bB  cC + dD + calor (-) Aumenta la temperatura ( libera calor)

19 CAMBIOS EN EL EQUILIBRIO IÓNICO
Cambios por Catalizador Un catalizador aumenta la velocidad de una reacción al reducir la energía de activación de la reacción. Sin embargo, un catalizador disminuye la energía de activación de la reacción directa y de la reacción inversa en la misma magnitud. Se puede concluir que la presencia de un catalizador no altera la constante de equilibrio, como tampoco desplaza la posición de un sistema en equilibrio. El hecho de añadir un catalizador a una mezcla de reacción que no está en equilibrio sólo provocará que la mezcla alcance más rápido el equilibrio. La misma mezcla en equilibrio se obtendría sin el catalizador, pero habría que esperar más tiempo.

20 CAMBIOS EN EL EQUILIBRIO IÓNICO
Efecto del ión común Es el desplazamiento del equilibrio causado por la adición de un compuesto que tiene un ión en común con las sustancias disueltas. El efecto de ión común es disminuir la solubilidad de la sal en la disolución. Será estudiado con detenimiento en el tema N°8. Equilibrio de precipitación

21 ACTIVIDAD Y COEFICIENTE DE ACTIVIDAD.
La actividad α de un ión o molécula resulta de multiplica su concentración molar, Cx por un coeficiente de actividad, γ. α= γCx AB  A+ + B- En el caso de soluciones relativamente diluidas, y en particular tratándose de iones univalentes, los coeficientes de actividad están próximos a la unidad. La mayoría de las operaciones analíticas las concentraciones son bastante bajas, se puede omitir los coeficientes de actividad sin cometer errores excesivos.