ÍNDICE
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14. Equilibrio de sistemas heterogéneos
1. Producto iónico y solubilidad
15. Reacciones de preciptación
1. Solubilidad
2. Tipos de disoluciones
3. Previsión de precipitación
4. Producto solubilidad de un electrolito
5. Expresión de solubilidad
6. Factores de solubilidad
7. Efecto ión común
8. Formación de complejos estables
9. Aplicaciones
16. Importancia de procesos industriales y otras consecuencias
17. ¿cómo se realizan cálculos estequiométricos?
18. Resumen
19. Cuestiones
20. Prácticas
21. Otros contenidos
22. Vídeos
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1. ESQUEMAS
2. PRESENTACIONES
Equilibrio químico (IES Clara Campoamor)
Equilibrio químico (IES El Chaparil)
Equilibrio químico
EquilibrioQuímico 2
Apuntes de Equilibrio(Tomás Mata)
Equilibrio químico 3
Estequiometria (ppt)
Estequiometría (pdf)
Presentación Leyes Fundamentales
Presentación disoluciones
Presentación Reacciones Químicas
Anaya. Aspectos Cuantitativos de la Química
Presentación equilibrio
3. CONTENIDOS ANIMADOS
4. ¿QUÉ ES UN EQUILIBRIO QUÍMICO?
Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce simultáneamente en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos). Es decir, se trata de un equilibrio dinámico.
Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos) se estabiliza, es decir, se gastan a la misma velocidad que se forman, se llega al equilibrio químico
Las reacciones pueden ser irreversibles o reversibles.
- En las irreversibles, los reactivos, R, se transforman totalmente en productos, P, y si se mezclan productos no se transforman en reactivos. Es decir, el grado de reacción de R en P es del 100%, y el de P en R del 0%. En la reacción se indica con una flecha en el sentido de la transformación. Fíjate en que en el sentido de R en P la variación de entalpía libre es muy negativa, por lo que en el sentido contrario, de P en R, será muy positiva, y la transformación no se producirá.
- En las reacciones reversibles, los reactivos se transforman en productos, pero no lo hacen totalmente, quedando una cantidad más o menos apreciable de reactivos sin transformarse, con lo que el grado de reacción es un valor entre el 0% y el 100%. Además, si partes de una mezcla de productos, también se transforman en parte en reactivos, y en todos los casos se llega a una situación en la que la composición de la mezcla de reactivos y productos ya no cambia, que se conoce como estado de equilibrio químico. Como la reacción se produce apreciablemente en los dos sentidos, se indica con una doble flecha.
Llega un momento en el que las velocidades del proceso directo y la del proceso inverso se igualan, es decir, con la misma velocidad que los reactivos desaparecen para formar productos, los productos reaccionan entre ellos para volver a dar los reactivos, y entonces, aunque la reacción se sigue produciendo, no se observan cambios globales. Al final se obtiene una mezcla de reactivos y productos en unas concentraciones molares constantes. Decimos entonces que la reacción ha alcanzado el equilibrio químico (∆G = 0).
El estudio de estas reacciones reversibles (en las que tanto los procesos directo e inverso tienen lugar) y del estado de equilibrio que alcanzan, nos ha permitido determinar las concentraciones de todas las sustancias presentes en dicho equilibrio y los factores que favorecen el desplazamiento del equilibrio en el sentido que nos interese.
El estudio de estas reacciones reversibles (en las que tanto los procesos directo e inverso tienen lugar) y del estado de equilibrio que alcanzan, nos ha permitido determinar las concentraciones de todas las sustancias presentes en dicho equilibrio y los factores que favorecen el desplazamiento del equilibrio en el sentido que nos interese.
Este tipo de procesos reversibles se representan con una doble flecha (
), por ejemplo:
Existen reacciones irreversibles en las que es casi imposible detectar el equilibrio ya que las cantidades de reactivos al final del proceso es prácticamente insignificante, por ejemplo:
Las reacciones serán reversibles o irreversibles en función de ∆G.
ANIMACIONES
5. AJUSTE DE REACCIONES
Las ecuaciones químicas son las representaciones de las reacciones químicas o transformaciones químicas, y constan de dos miembros; en el primero se indican las fórmulas de las sustancias iniciales, que se denominan reactivos, y en el segundo las de las sustancias que se obtienen, y se denominan productos. Los miembros se separan por una flecha (-->) para señalar el sentido de una reacción o dos flechas con los sentidos contrarios (<-->) para indicar que la reacción está en equilibrio, es decir, que coexisten sustancias reaccionantes y productos.
Como por ejemplo, en la combustión del metano se produce dióxido de carbono y agua. La ecuación que representa esta reacción es:
Si en la reacción intervienen ións, hay que igualar, además, eléctricamente, para que cumpla la ley de conservación de la carga. Como por ejemplo:
Un ejemplo: Combustión del propano
ANIMACIONES
Las ecuaciones químicas son las representaciones de las reacciones químicas o transformaciones químicas, y constan de dos miembros; en el primero se indican las fórmulas de las sustancias iniciales, que se denominan reactivos, y en el segundo las de las sustancias que se obtienen, y se denominan productos. Los miembros se separan por una flecha (-->) para señalar el sentido de una reacción o dos flechas con los sentidos contrarios (<-->) para indicar que la reacción está en equilibrio, es decir, que coexisten sustancias reaccionantes y productos.
Como por ejemplo, en la combustión del metano se produce dióxido de carbono y agua. La ecuación que representa esta reacción es:
CH4 + O2 --> CO2 + H2O
Para que la ecuación cumpla con la ley de conservación de la masa es imprescindible que esté ajustada o igualada, es decir, que haya el mismo número de átomos en cada miembro de la ecuación. Se utilizan entonces unos números, los coeficientes estequiométricos, que se colocan delante de las fórmulas e indican el número relativo de moléculas.
CH4 + 2 O2 --> CO2 + 2 H2O
En determinados casos hace falta especificar el estado físico: sólido (s), líquido (l), gas (g), o disolución acuosa (aq), en que se encuentran las sustancias en las condiciones de la reacción.
CH4(g) + 2 O2(g) --> CO2(g) + 2 H2O(l)
En las ecuaciones ajustadas podemos hacer dos lecturas: una microscópica, por ejemplo, una molécula de metano con dos moléculas de oxígeno produce una molécula de dióxido de carbono y dos de agua, esto es poco práctico aunque didáctico porque nunca vamos a trabajar con tan poca materia, más interesante es la lectura macroscópica, por ejemplo, un mol de metano con dos moles de oxígeno produce un mol de dióxido de carbono y dos moles de agua. Esto será particularmente útil cuando realicemos cálculos estequiométricos.Si en la reacción intervienen ións, hay que igualar, además, eléctricamente, para que cumpla la ley de conservación de la carga. Como por ejemplo:
Zn + Ag+ --> Zn2+ + Ag
Zn(s) + 2 Ag+(aq) --> Zn2+(aq) + 2 Ag(s)
Método para ajustar ecuaciones químicas: el método más sencillo es el de tanteo, se contarán los átomos de cada elemento en reactivos y productos y se colocarán los coeficientes delante de las fórmulas para que los elementos queden igualados, debes dejar para ajustar al final los elementos que aparezcan en varias fórmulas en reactivos o productos. Ten en cuenta que al ajustar un elemento puedes desajustar otro, por tanto repasa todo al final. Un ejemplo: Combustión del propano
C3H8 + O2 --> CO2 + H2O
El oxígeno participa en más de un compuesto en productos, lo dejaremos para el final. Empezamos por el C, 3 carbonos en reactivos y 1 carbono en productos, necesitamos 3 moléculas de CO2 para ajustarlo.
C3H8 + O2 --> 3 CO2 + H2O
Seguimos con el H, 8 hidrógenos en reactivos y 2 hidrógenos en productos, necesitamos 4 moléculas de H2O para ajustarlo.
C3H8 + O2 --> 3 CO2 + 4 H2O
Sólo nos faltan los O, 2 oxígenos en reactivos y 3·2+4·1=10 en productos, necesitamos 5 moléculas de O2 en reactivos para ajustarlo.
C3H8 + 5 O2 --> 3 CO2 + 4 H2O
Ya está la ecuación ajustada, el coeficiente del propano es 1 aunque no se escriba, pero en los ejercicios sí lo tienes que escribir. Recuerda que lo que no puedes modificar son los coeficientes de cada elemento dentro de las moléculas, ya que cambiarías las sustancias, sólo podemos modificar el número de moléculas.ANIMACIONES
6. LA FUNCIÓN DE GIBBS Y LAS CONSTANTES DE EQUILIBRIO
Analicemos la siguiente reacción:
aA + bB ------------- cC + dD
Se puede demostrar, aunque escapa del contenido de este curso, que:
Cuando se alcanza el equilibrio DG = 0, luego:
Kp es una constante que nos define el equilibrio sólo válida para una temperatura determinada:
Kp puede expresarse en función de las concentraciones con la ayuda de la ecuación de los gases perfectos:
Sustituyendo en la expresión de Kp:
si (c+d)‑(a+b) = Dn (suma de los coeficientes de los productos gaseosos menos la suma de los coeficientes de los reactivos gaseosos de la reacción):
y la relación que existe entre ambas constantes es:
7. LA LEY DE ACCIÓN DE MASAS
La idea fundamental sobre las constantes de equilibrio puede deducirse con los datos de la siguiente tabla referidos al equilibrio del proceso de descomposición del tretraóxido de dinitrógeno (N2O4) en dióxido de nitrógeno (NO2) según la siguiente ecuación química:
| |||||||||||||||||||||||||||||
a A + b B c C + d D
c C + d Dse debe cumplir que:
La ley de acción de masas (o también llamada del equilibrio químico) sólo se cumple para disoluciones diluidas o para gases a bajas presiones. Si en las reacciones intervienen sustancias con altas concentraciones o gases a presiones altas, las cantidades de sustancia deben multiplicarse por unos factores correctores denominados coeficientes de actividad.
En la reacción H2(g)+ I2(g) Á 2 HI (g)
Ejemplo:
Tengamos el equilibrio: 2 SO2(g) + O2(g) Á 2 SO3(g). Se hacen cinco experimentos en los que se introducen diferentes concentraciones iniciales de ambos reactivos (SO2 y O2). Se produce la reacción y una vez alcanzado el equilibrio se miden las concentraciones tanto de reactivos como de productos observándose los siguientes datos:
Concentr. iniciales (mol/l)
|
Concentr. equilibrio (mol/l)
| ||||||
[SO2]
|
[O2]
|
[SO3]
|
[SO2]
|
[O2]
|
[SO3]
|
Kc
| |
Exp 1
|
0,200
|
0,200
|
—
|
0,030
|
0,115
|
0,170
|
279,2
|
Exp 2
|
0,150
|
0,400
|
—
|
0,014
|
0,332
|
0,135
|
280,1
|
Exp 3
|
—
|
—
|
0,200
|
0,053
|
0,026
|
0,143
|
280,0
|
Exp 4
|
—
|
—
|
0,700
|
0,132
|
0,066
|
0,568
|
280,5
|
Exp 5
|
0,150
|
0,400
|
0,250
|
0,037
|
0,343
|
0,363
|
280,6
|
Kc se obtiene aplicando la expresión:
y como se ve es prácticamente constante.
Escribir las expresiones de KC para los siguientes equilibrios químicos: a) N2O4(g) Á 2 NO2(g); b) 2 NO(g) + Cl2(g) Á 2 NOCl(g); c) CaCO3(s) ÁCaO(s) + CO2(g); d) 2 NaHCO3(s) Á Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g).
Ejemplo A:
En un recipiente de 10 litros se introduce una mezcla de 4 moles de N2(g) y 12 moles de H2(g); a) escribir la reacción de equilibrio; b) si establecido éste se observa que hay 0,92 moles de NH3(g), determinar las concentraciones de N2 e H2 en el equilibrio y la constante Kc.
a) Equilibrio: N2(g) + 3 H2(g) Á 2 NH3(g)
b) Moles inic.: 4 12 0
Moles equil. 4 – 0,46 = 3,54 12 – 1,38 = 10,62 0,92
conc. eq(mol/l) 0,354 1,062 0,092
En un recipiente de 250 ml se introducen 3 g de PCl5, estableciéndose el equilibrio: PCl5(g) Á PCl3 (g) + Cl2(g). Sabiendo que la KC a la temperatura del experimento es 0,48, determinar la composición molar del equilibrio.
Ejemplo
Ahora vas a analizar una tabla de datos correspondiente a la síntesis del metanol. Dispones de los datos de tres experiencias, en las que se mezclan diferentes cantidades de CO, H2 e incluso CH3OH, de forma que cuando se alcanza la situación de equilibrio en cada una de ellas las concentraciones son diferentes.
Debajo tienes las gráficas de evolución de las concentraciones en función del tiempo en cada caso.
ANIMACIONES
Ahora vas a analizar una tabla de datos correspondiente a la síntesis del metanol. Dispones de los datos de tres experiencias, en las que se mezclan diferentes cantidades de CO, H2 e incluso CH3OH, de forma que cuando se alcanza la situación de equilibrio en cada una de ellas las concentraciones son diferentes.
Debajo tienes las gráficas de evolución de las concentraciones en función del tiempo en cada caso.
CO(g) + 2 H2(g) ↔ CH3OH(g)
concentraciones iniciales
|
concentraciones en el equilibrio
| |||||
| Experiencia | [CO] | [H2] | [CH3OH] | [CO]eq | [H2]eq | [CH3OH]eq |
| 1 | 0,100 | 0,100 | 0,000 | 0,0911 | 0,0822 | 0,0089 |
| 2 | 0,000 | 0,000 | 0,100 | 0,0753 | 0,1510 | 0,0247 |
| 3 | 0,100 | 0,100 | 0,100 | 0,1380 | 0,1760 | 0,0620 |
 |
Seguramente no vas a poder extraer ninguna conclusión con los valores de esas concentraciones. Para lograrlo, vas a hacer un cálculo para cada una de las experiencias en el estado de equilibrio: divide la concentración de metanol por la de CO y por la de H2 al cuadrado, anotando los resultados obtenidos. Fíjate en que los valores obtenidos son muy aproximadamente iguales, independientemente de cuáles sean las condiciones iniciales. Por tanto, puedes afirmar que: |
¿Cuál es la razón de este resultado? La cinética da la respuesta:
Cuando se alcanza el equilibrio, la expresión es:
Igualando las velocidades y despejando como has visto antes:
Como se indican las concentraciones de las sustancias, la constante de equilibrio se llama Kc, de concentraciones. Evidentemente, en la expresión intervienen las concentraciones en el equilibrio, y habitualmente no se indica (por esa razón ha desaparecido el subíndice eq, de equilibrio).
8. CONSTANTE DE EQUILIBRIO. relación de (KP) CON KC.
En las reacciones en que intervengan gases es mas sencillo medir presiones parciales que concentraciones. Así en una reacción tipo: a A + b B Á c C + d D, se observa la constancia de Kp viene definida por:
se obtiene:
donde Dn = incremento en nº de moles de gases (nproductos – nreactivos)
Ejemplo:
Calcular la constante Kp a 1000 K en la reacción de formación del amoniaco vista anteriormente. (KC = 1,996 ·10–2 M–2)
N2(g) + 3 H2(g) Á 2 NH3(g)
Dn = nproductos – nreactivos = 2 – (1 + 3) = –2
KP = Kc x (RT)Dn =1,996 x 10‑2 mol‑2·l2 (0,082 atmxl x·mol‑1xK‑1 x1000 K)‑2
9. CONSTANTE DE EQUILIBRIO Y GRADO DE REACCIÓN
Observa los datos de la tabla siguiente, correspondientes a tres sistemas que tienen la misma estequiometría, pero constantes de equilibrio muy diferentes. Son particularmente significativos los casos del HCl y del NO, ya que su síntesis se realiza a la misma temperatura.
En la síntesis del HCl, la constante es tan grande que el grado de reacción, es decir, el porcentaje de reactivos que se ha transformado en productos debe ser prácticamente del 100%: piensa en que en el numerador está la cantidad de productos formados y en el denominador las de reactivos que no han reaccionado, ¡y el cociente debe ser de 1033!
La situación contraria se da en la síntesis del NO, que tendrá un grado de reacción prácticamente nulo, mientras que la descomposicón del NO se realizará totalmente.
Evidentemente, el primer caso será muy espontáneo, por lo que ΔGº será muy negativo, y en el segundo ΔGº será muy positivo.
¿Y qué sucede en la síntesis del HI? En el equilibrio hay cantidades del mismo orden de reactivos y productos, por lo que el grado de reacción será intermedio. Ahora es el momento de saber cómo se calcula la composición de un sistema que se encuentra en equilibrio y en el que hay cantidades apreciables de todas las sustancias que intervienen.
a) ¿Cómo crees que es el valor de la Kc, grande o pequeño?
b) Haz una estimación del grado de reacción.
Observa los datos de la tabla siguiente, correspondientes a tres sistemas que tienen la misma estequiometría, pero constantes de equilibrio muy diferentes. Son particularmente significativos los casos del HCl y del NO, ya que su síntesis se realiza a la misma temperatura.
| H2(g) + Cl2(g) ↔ 2 HCl(g) | Kc = 2,5 1033 a 298 K |
La reacción está muy desplazada a la derecha (en realidad se puede sustituir el símbolo ↔ por →).
|
| H2(g) + I2(g) ↔ 2 HI(g) | Kc = 55,0 a 698 K |
Se trata de un verdadero equilibrio (hay concentraciones apreciables de reactivos y productos).
|
| N2(g) + O2(g) ↔ 2 NO (g) | Kc = 5,3 10–31 a 298 K |
La reacción está muy desplazada a la izquierda, es decir, apenas se forman productos.
|
Evidentemente, el primer caso será muy espontáneo, por lo que ΔGº será muy negativo, y en el segundo ΔGº será muy positivo.
¿Y qué sucede en la síntesis del HI? En el equilibrio hay cantidades del mismo orden de reactivos y productos, por lo que el grado de reacción será intermedio. Ahora es el momento de saber cómo se calcula la composición de un sistema que se encuentra en equilibrio y en el que hay cantidades apreciables de todas las sustancias que intervienen.
Ejemplo
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| Observa la gráfica siguiente, que muestra la evolución de un sistema hasta alcanzar el equilibrio. |
b) Haz una estimación del grado de reacción.
9.1. Grado de disociación (a).
Se utiliza en aquellas reacciones en las que existe un único reactivo que se disocia en dos o más moléculas más pequeñas.
Es la fracción de un mol que se disocia (tanto por 1). En consecuencia, el % de sustancia disociada es igual a 100·a.
Se utiliza en aquellas reacciones en las que existe un único reactivo que se disocia en dos o más moléculas más pequeñas.
Es la fracción de un mol que se disocia (tanto por 1). En consecuencia, el % de sustancia disociada es igual a 100·a.
Ejemplo:
En un matraz de 5 litros se introducen 2 moles de PCl5(g) y 1 mol de PCl3(g) y se establece el siguiente equilibrio: PCl5(g) --------- PCl3(g) + Cl2(g). Sabiendo que Kc (250 ºC) = 0,042; a) ¿cuáles son las concentraciones de cada sustancia en el equilibrio?; b) ¿cuál es el grado de disociación?
a) Equilibrio: PCl5(g) Á PCl3(g) + Cl2(g)
Moles inic.: 2 1 0
Moles equil. 2– x 1 + x x
conc. eq(mol/l)(2– x)/5 (1 + x)/5 x/5
Moles inic.: 2 1 0
Moles equil. 2– x 1 + x x
conc. eq(mol/l)(2– x)/5 (1 + x)/5 x/5
Resolviendo la ecuación de segundo grado, se deduce que x = 0,28 moles
; 
; 
b) Si de 2 moles de PCl5 se disocian 0,28 moles en PCl3 y Cl2, de cada mol de PCl5 se disociarán 0,14. Por tanto, a = 0,14, lo que viene a decir que el PCl5 se ha disociado en un 14 %.
9.2. Relación entre KC Y a.
Sea una reacción A Á B + C. Si llamamos “c” = [A]inicial y suponemos que en principio sólo existe sustancia “A”, tendremos que:
Equilibrio: A Á B + C
Conc. Inic. (mol/l): c 0 0
conc. eq(mol/l) c(1– a) c a c · a
Conc. Inic. (mol/l): c 0 0
conc. eq(mol/l) c(1– a) c a c · a
Ejemplo:
Utilizar la expresión de la constante en función de “a” en el ejemplo anterior: “En un matraz de 5 litros se introducen 2 moles de PCl5(g) y 1 mol de de PCl3(g) y se establece el siguiente equilibrio: PCl5(g) Á PCl3(g) + Cl2(g). Sabiendo que Kc (250 ºC) = 0,042, ¿cuál es el grado de disociación?”.
Utilizar la expresión de la constante en función de “a” en el ejemplo anterior: “En un matraz de 5 litros se introducen 2 moles de PCl5(g) y 1 mol de de PCl3(g) y se establece el siguiente equilibrio: PCl5(g) Á PCl3(g) + Cl2(g). Sabiendo que Kc (250 ºC) = 0,042, ¿cuál es el grado de disociación?”.
Equilibrio: PCl5(g) Á PCl3(g) + Cl2(g)
Conc. inic.: 2/5 1/5 0
conc. eq(mol/l) 0,4(1–a) 0,2+0,4 ·a 0,4 ·a
Conc. inic.: 2/5 1/5 0
conc. eq(mol/l) 0,4(1–a) 0,2+0,4 ·a 0,4 ·a
En este caso y dado el valor de la constante no debe despreciarse a frente a 1, por lo que deberíamos resolver la ecuación de segundo grado:a = 0,14
En el equilibrio anterior (Kc = 0,042): PCl5(g) Á PCl3(g) + Cl2(g) ¿cuál sería el grado de disociación y el número de moles en el equilibrio de las tres sustancias si pusiéramos únicamente 2 moles de PCl5(g) en los 5 litros del matraz?
A 450 ºC y 10 atm de presión el NH3 (g) está disociado en un 95,7 % según la reacción: 2 NH3 (g) Á N2 (g) + 3 H2 (g). Calcular KC y KP a dicha temperatura.
10. COCIENTE DE REACCIÓN (Q)
En una reacción cualquiera: a A + b B Á c C + d D se llama cociente de reacción a:
- Si Q = Kc entonces el sistema está en equilibrio.
- Si Q < Kc el sistema evolucionará hacia la derecha, es decir, aumentarán las concentraciones de los productos y disminuirán las de los reactivos hasta que Q se iguale con KC.
- Si Q > Kc el sistema evolucionará hacia la izquierda, es decir, aumentarán las concentraciones de los reactivos y disminuirán las de los productos hasta que Q se iguale con KC.
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 490ºC para 2 HI(g) Á H2(g) + I2(g) a) ¿se encuentra en equilibrio?; b) Caso de no encontrarse, ¿cuantos moles de HI, H2 e I2 habrá en el equilibrio?
a)
Como Q > Kc el sistema no se encuentra en equilibrio y la reacción se desplazará hacia la izquierda.
b) Equilibrio: 2 HI(g) Á I2(g) + H2(g)
Moles inic.: 0,6 0,3 0,3
Moles equil. 0,6 + 2x 0,3 – x 0,3 – x
Moles inic.: 0,6 0,3 0,3
Moles equil. 0,6 + 2x 0,3 – x 0,3 – x
Resolviendo la ecuación se obtiene que: x = 0,163 moles
Equil: 2 HI(g) Á I2(g) + H2(g)
Mol eq: 0,6+2x0,163 0,3–0,163 0,3–0,163
Mol eq: 0,6+2x0,163 0,3–0,163 0,3–0,163
n(HI) = 0,93 mol ; n(I2) = 0,14 mol ; n(H2) = 0,14 mol
11. MAGNITUD DE LAS CONSTANTES DE EQUILIBRIO
Las constantes de equilibrio se pueden utilizar como medida orientativa del avance de una reacción, es decir, en qué medida los reactivos se van a transformar en productos. Vamos a analizar tres casos posibles:
Si K es muy grande, del orden de (10)5 o mayor, cuando se alcance el equilibrio, a partir de los reactivos iniciales, se habrá producido una conversión casi completa de los reactivos en los productos de la reacción.
Si K es muy pequeña, del orden de (10)‑5 o menor, cuando se alcance el equilibrio, únicamente se habrán transformado en productos una fracción muy pequeña de los reactivos presentes inicialmente.
Para valores de la constante de equilibrio K comprendidos entre estos extremos, especialmente si 0'01 < K < 100, los reactivos y los productos se encontrarán en el equilibrio en proporciones comparables, aunque ésto depende en gran medida de la estequiometría de la reacción.
Hay que insistir en que, la constante de equilibrio nos da una idea de la extensión de la reacción, hasta donde avanza, pero no nos informa en absoluto acerca de su velocidad, es decir, lo rápido que se produce. Puede que una reacción que tenga una constante muy alta, que esté muy desplazada hacia la derecha, tarde un año en alcanzar el equilibrio transformando la práctica totalidad de sus reactivos en productos.
12. DIRECCIÓN DE UNA REACCIÓN
Si en un proceso químico, inicialmente solo tenemos reactivos, estaremos seguros de que el equilibrio se alcanzará desplazándose hacia la derecha, es decir, hacia la formación de productos, ya que la reacción inversa, inicialmente no se podrá dar. Si por el contrario, inicialmente sólo tenemos productos, la reacción tendrá que desplazarse hacia la izquierda para alcanzar el equilibrio, es decir, los productos reaccionarán para dar los reactivos. Pero, ¿qué ocurre si inicialmente tenemos tanto reactivos como productos?, ¿hacia dónde se desplazará la reacción para alcanzar el equilibrio?.
Hay una forma de averiguarlo muy fácilmente, y es calculando una magnitud denominada cociente de reacción Q que es la misma expresión que la constante de equilibrio pero donde las concentraciones no son las de equilibrio. Una vez determinada, sólo tenemos que comparar su valor con el de la constante de equilibrio, y pueden darse tres situaciones:
- si Q < K, la relación entre los productos y reactivos debe aumentar, por lo que el equilibrio deberá desplazarse hacia el lado de los productos, es decir, hacia la derecha.
- Si Q > K, la relación entre productos y reactivos debe disminuir, por lo que equilibrio deberá desplazarse hacia el lado de los reactivos, es decir, hacia la izquierda.
- Si Q = K, el sistema está en equilibrio, por lo que las concentraciones de productos y reactivos ya no se modificarán si no cambian las condiciones de operación.
Para averiguar el sentido en el que se desplazará la reacción, en primer lugar calcularemos las concentraciones de todas las especies y posteriormente el cociente de reacción:
El cociente de reacción toma el valor de 0,25, menor que el valor de la constante de equilibrio a la temperatura de operación que es de 52. Cuando se alcance el equilibrio el cociente de reacción debe valer lo mismo que la constante de equilibrio, por lo que como inicialmente es inferior, deberá aumentar.
Para que una fracción aumente, debe hacerlo su numerador y disminuir el denominador, por lo que tendrá que aumentar la concentración de yoduro de hidrógeno y disminuir la de yodo e hidrógeno, por lo que el equilibrio se desplazará hacia la formación de productos, es decir, hacia la derecha. Estamos, por tanto, en condiciones de afirmar que, cuando se alcance el equilibrio habrá más cantidad de yoduro de hidrógeno de la que había inicialmente.
13. PRINCIPIO DE CHATELIER
Dada la reacción:
Si un sistema se encuentra en equilibrio (Q = Kc) y se produce una perturbación:
13. PRINCIPIO DE CHATELIER
Dada la reacción:
a A + b B 
c C + d D
si una vez alcanzado el equilibrio modificamos alguna de las variables que en él influyen como la presión, la temperatura, la concentración de productos y reactivos, etc., el sistema evolucionará hacia otro estado de equilibrio tendiendo a reducir el efecto de esta acción. Esto es lo que dice el principio de Le Chatelier. c C + d DSi un sistema se encuentra en equilibrio (Q = Kc) y se produce una perturbación:
- Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos.
- Cambio en la presión (o volumen).
- Cambio en la temperatura.
13.1. Efecto de la Temperatura
Si la reacción es endotérmica (necesita calor), al aumentar la temperatura se favorecerá que el equilibrio se desplace hacia la derecha (formación de productos), para así reducir la perturbación que hemos provocado disminuyendo la temperatura (ya que la reacción absorbe calor); y por el contrario, si la reacción es exotérmica se favorecerá que el equilibrio se desplace hacia la formación de reactivos (hacia la izquierda), es decir, disminuirá la concentración de los productos.
Si representamos a dos temperaturas distintas las curvas que dan la concentración de productos en función del tiempo:
Para una reacción endotérmica (T2 > T1 ):
Para una reacción exotérmica (T2 > T1 )
Hay que señalar que en el caso de una reacción exotérmica, la concentración de productos alcanzada en el equilibrio es menor si se aumenta la temperatura como ya hemos indicado, pero la velocidad de reacción aumenta.
Al aumentar la Tº la constante de equilibrio aumenta si la reacción es endotérmica y disminuye si la reacción es exotérmica
13.2. Efecto de la Presión
Sólo afecta a aquellas reacciones en las que intervienen gases.
Al aumentar la presión el equilibrio se desplaza en el sentido adecuado para reducir esa presión.
Como la presión es proporcional al número de moléculas, el aumento de presión modificará el equilibrio en el sentido de disminuir el número total de moles, lo que contrarresta ese aumento de presión. Si la presión disminuye ocurrirá todo lo contrario. Vamos a verlo con algunos ejemplos:
si aumenta la presión el equilibrio se desplaza hacia la derecha y si disminuye hacia la izquierda.
en este caso ocurrirá todo lo contrario que en el primero.
en este caso la presión no influye para nada.
13.3. Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos.
Si una vez establecido un equilibrio se varía la concentración algún reactivo o producto el equilibrio desaparece y se tiende hacia un nuevo equilibrio.
Las concentraciones iniciales de este nuevo equilibrio son las del equilibrio anterior con las variaciones que se hayan introducido.
Lógicamente la constante del nuevo equilibrio es la misma, por lo que si aumenta la concentración de algún reactivo, crecería el denominador en Q, y la manera de volver a igualarse a KC sería que disminuyera la concentración de reactivos (en cantidades estequiométricas) y, en consecuencia, que aumentasen las concentraciones de productos, con lo que el equilibrio se desplazaría hacia la derecha, es decir, se obtiene más producto que en condiciones iniciales.
De la manera, en caso de que disminuyera la concentración de algún reactivo: disminuiría el denominador en Q, y la manera de volver a igualarse aKC sería que aumentase la concentración de reactivos (en cantidades estequiométricas) y, en consecuencia, que disminuyesen las concentraciones de productos, con lo que el equilibrio se desplazaría hacia la izquierda, es decir, se obtiene menos producto que en condiciones iniciales.
Análogamente, podría argumentarse que, si aumentase la concentración de algún producto, el equilibrio se desplazaría a la izquierda, mientras que si disminuyese, se desplazaría hacia la derecha.
Si la reacción es endotérmica (necesita calor), al aumentar la temperatura se favorecerá que el equilibrio se desplace hacia la derecha (formación de productos), para así reducir la perturbación que hemos provocado disminuyendo la temperatura (ya que la reacción absorbe calor); y por el contrario, si la reacción es exotérmica se favorecerá que el equilibrio se desplace hacia la formación de reactivos (hacia la izquierda), es decir, disminuirá la concentración de los productos.
Si representamos a dos temperaturas distintas las curvas que dan la concentración de productos en función del tiempo:
Para una reacción endotérmica (T2 > T1 ):
Para una reacción exotérmica (T2 > T1 )
Hay que señalar que en el caso de una reacción exotérmica, la concentración de productos alcanzada en el equilibrio es menor si se aumenta la temperatura como ya hemos indicado, pero la velocidad de reacción aumenta.
Al aumentar la Tº la constante de equilibrio aumenta si la reacción es endotérmica y disminuye si la reacción es exotérmica
Ejemplo:
¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio al: a) disminuir la presión? b) aumentar la temperatura? H2O(g) + C(s) Á CO(g) + H2(g) (DH > 0)
Hay que tener en cuenta que las concentraciones de los sólidos ya están incluidas en la KC por ser constantes.
a) Al bajar "p" el equilibrio se desplaza hacia la derecha (donde más moles de gases hay: 1 de CO + 1 de H2 frente a 1 sólo de H2O)
b) Al subir "T" el equilibrio también se desplaza hacia la derecha (donde se consume calor por ser la reacción endotérmica).
13.2. Efecto de la Presión
Sólo afecta a aquellas reacciones en las que intervienen gases.
Al aumentar la presión el equilibrio se desplaza en el sentido adecuado para reducir esa presión.
Como la presión es proporcional al número de moléculas, el aumento de presión modificará el equilibrio en el sentido de disminuir el número total de moles, lo que contrarresta ese aumento de presión. Si la presión disminuye ocurrirá todo lo contrario. Vamos a verlo con algunos ejemplos:
Ejemplo Selectividad. Madrid Junio 1998 :
Una mezcla gaseosa constituida inicialmente por 3,5 moles de hidrógeno y 2,5 de yodo, se calienta a 400ºC con lo que al alcanzar el equilibrio se obtienen 4.5 moles de HI, siendo el volumen del recipiente de reacción de 10 litros. Calcule: a) El valor de las constantes de equilibrio Kc y Kp; b) La concentración de los compuestos si el volumen se reduce a la mitad manteniendo constante la temperatura a 400ºC.
a) Equilibrio: H2 (g) + I2 (g) Á 2 HI (g)
Moles inic.: 3,5 2,5 0
Moles equil: 1,25 0,25 4,5
conc. eq(mol/l) 0,125 0,025 0,45
Moles inic.: 3,5 2,5 0
Moles equil: 1,25 0,25 4,5
conc. eq(mol/l) 0,125 0,025 0,45
b) En este caso, el volumen no influye en el equilibrio, pues al haber el mismo nº de moles de reactivos y productos, se eliminan todas las “V” en la expresión de KC.
Por tanto, las concentraciones de reactivos y productos, simplemente se duplican:
Se puede comprobar como:
13.3. Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos.
Si una vez establecido un equilibrio se varía la concentración algún reactivo o producto el equilibrio desaparece y se tiende hacia un nuevo equilibrio.
Las concentraciones iniciales de este nuevo equilibrio son las del equilibrio anterior con las variaciones que se hayan introducido.
Lógicamente la constante del nuevo equilibrio es la misma, por lo que si aumenta la concentración de algún reactivo, crecería el denominador en Q, y la manera de volver a igualarse a KC sería que disminuyera la concentración de reactivos (en cantidades estequiométricas) y, en consecuencia, que aumentasen las concentraciones de productos, con lo que el equilibrio se desplazaría hacia la derecha, es decir, se obtiene más producto que en condiciones iniciales.
De la manera, en caso de que disminuyera la concentración de algún reactivo: disminuiría el denominador en Q, y la manera de volver a igualarse aKC sería que aumentase la concentración de reactivos (en cantidades estequiométricas) y, en consecuencia, que disminuyesen las concentraciones de productos, con lo que el equilibrio se desplazaría hacia la izquierda, es decir, se obtiene menos producto que en condiciones iniciales.
Análogamente, podría argumentarse que, si aumentase la concentración de algún producto, el equilibrio se desplazaría a la izquierda, mientras que si disminuyese, se desplazaría hacia la derecha.
Ejemplo:
En el equilibrio anterior: PCl5(g) Á PCl3(g) + Cl2(g) ya sabemos que, partiendo de 2 moles de PCl5(g) en un volumen de 5 litros, el equilibrio se conseguía con 1,45 moles de PCl5, 0,55 moles de PCl3 y 0,55 moles de Cl2 ¿cuántos moles habrá en el nuevo equilibrio si una vez alcanzado el primero añadimos 1 mol de Cl2 al matraz? (Kc = 0,042)
Equilibrio: PCl5(g) Á PCl3(g) + Cl2(g)
Moles inic.: 1,45 0,55 0,55 + 1
Moles equil. 1,45 + x 0,55 – x 1,55 – x
Moles inic.: 1,45 0,55 0,55 + 1
Moles equil. 1,45 + x 0,55 – x 1,55 – x
Resolviendo la ecuación se obtiene que: x = 0,268
Equilibrio: PCl5(g) Á PCl3(g) + Cl2(g)
neq (mol) 1,45+0,268 0,55–0,268 1,55–0,268
1,718 0,282 1,282conc (mol/l) 0,3436 0,0564 0,2564
neq (mol) 1,45+0,268 0,55–0,268 1,55–0,268
1,718 0,282 1,282conc (mol/l) 0,3436 0,0564 0,2564
El equilibrio se ha desplazado a la izquierda. Se puede comprobar como:
En la gráfica se muestra la evolución de las concentraciones frente al tiempo en la síntesis del amoniaco. Fíjate en las situaciones de equilibrio inicial y final. ¿Qué sucede para que se rompa el equilibrio y cómo se restablece?
 |
Al añadir H2, como está en el denominador del cociente de reacción hace que Q disminuya, por lo que debe aumentar hasta volver a igualarse a K, evolucionando el sistema hacia la derecha y formándose más amoniaco.
De otra forma, según el principio de Le Chatelier el sistema evoluciona oponiéndose a la acción externa; por tanto, debe reducir un poco la cantidad de hidrógeno, que queda de todos modos mayor de la que había en el estado de equilibrio inicial.
Después de un tiempo, se alcanza el nuevo estado de equilibrio, y las concentraciones vuelven a permanecer constantes en el
13.4. Efecto de los catalizadores
El catalizador no varía para nada la concentración de los productos en el equilibrio, tan sólo conseguirá que las concentraciones que se tengan que alcanzar en dicho equilibrio, lo hagan más rápidamente, es decir, aumenta la velocidad de la reacción, tal y como ya vimos en el tema anterior.
En resumen:
Ejemplo de aplicación
ANIMACIONES
14. EQUILIBRIOS DE SISTEMAS HETEROGÉNEOS
Si todos los reactivos y productos están en el mismo estado físico, el equilibrio es homogéneo, pero si uno o más reactivos o productos están en una fase diferente, el equilibrio esheterogéneo.
Son ejemplos de este último tipo los equilibrios entre sustancias sólidas y gaseosas:
C (s) + O2 (g) ↔ CO2 (g)
o entre una disolución saturada y su precipitado:
BaSO4 (s) ↔ Ba2+ (aq) + SO42- (aq)
Éste es el caso que vas a ver en este tema, en el que analizarás la solubilidad de compuestos iónicos poco solubles, por un lado, y la formación de precipitados de compuestos iónicos poco solubles, por otro.Ejemplo:
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)
Aplicando la ley de acción de masas a dicho equilibrio: CaO (s) + CO2 (g)
Constantes de solubilidad
De forma similar a como viste en los gases, se define el producto iónico, Q, como el producto de las concentraciones de los iones presentes en una disolución dada, elevadas a sus correspondientes coeficientes estequiométricos.
Esta expresión del producto iónico Q, es igual a la de la constante de solubilidad, Ks, pero con las concentraciones que hay en un instante concreto, no necesariamente en el estado equilibrio.
Por tanto, comparando los valores de Q y Ks podrás predecir el comportamiento de la disolución: si está en equilibrio, si se puede disolver más sustancia, etc.
- Q < Ks La disolución no está saturada y puede disolverse más sólido: es la condición necesaria para que una sal se disuelva.
- Q = Ks La disolución está saturada: el sistema está en equilibrio y no se puede disolver más sal.
- Q > Ks La disolución está sobresaturada y el exceso de sal disuelta formará sólido hasta que Q = Ks. Es la condición necesaria para que una sustancia precipite.
Ejemplo:
En un recipiente se introduce cierta cantidad de carbonato amónico, NH4CO2NH2 sólido que se disocia en amoniaco y dióxido de carbono cuando se evapora a 25ºC. Sabiendo que la constante KP para el equilibrio NH4CO2NH2(s) Á 2 NH3(g) + CO2(g) y a esa temperatura vale 2,3·10-4. Calcular KC y las presiones parciales en el equilibrio.
Equilibrio: NH4CO2NH2(s) Á 2 NH3(g) + CO2(g)
n(mol) equil. n – x 2x x
n(mol) equil. n – x 2x x
Luego p(NH3) = 2 p(CO2) ya que la presión parcial es directamente proporcional al nº de moles.
Kp = 2,3x10-4 = p(NH3)2 x p(CO2) = 4p(CO2)3
Despejando se obtiene que: p(CO2) = 0,039 atm con lo que: p(NH3) = 0,078 atm.
15. REACCIONES DE PRECIPITACIÓN.
Son reacciones de equilibrio heterogéneo sólido-líquido.
La fase sólida contiene una sustancia poco soluble (normalmente una sal). La fase líquida contiene los iones producidos en la disociación de la sustancia sólida.
Normalmente el disolvente suele tratarse de agua.
15.1. Solubilidad (s).
Es la máxima concentración molar de soluto en un determinado disolvente, es decir, la molaridad de la disolución saturada de dicho soluto.
Depende de:
· La temperatura. Normalmente es mayor a mayor temperatura debido a la mayor energía del cristal para romper uniones entre iones.
· Energía reticular. Si la energía de solvatación es mayor que la reticular U se favorece la disolución. A mayor carácter covalente mayor U y por tanto menor solubilidad.
· La entropía. Al diluirse una sal se produce un sistema más desordenado por lo que aunque energéticamente no esté favorecida la disolución ésta puede llegar a producirse.
Producto de solubilidad (KS o PS) en elctrolitos de tipo AB.
En un electrolito de tipo AB el equilibrio de solubilidad viene determinado por:
En un electrolito de tipo AB el equilibrio de solubilidad viene determinado por:
AB(s)--------------------- A+(ac) + B-(ac)
La concentración del sólido permanece constante.
Y la constante de equilibrio tiene la expresión:
------------ 
15.2. Tipos de disoluciones con respecto a la solubilidad.
- Disolución Insaturada: La cantidad de soluto disuelto es menor a la solubilidad. Esta disolución se reconoce ya que al agregar una pequeña cantidad de soluto se disolverá.
- Disolución Saturada: La cantidad de soluto disuelto es igual a su solubilidad. Esta disolución se reconoce agregándole una pequeña cantidad de soluto que no se disolverá.
Ejemplo:
¿cual es más soluble Ag2CrO4 o BaSO4 ?
¿cual es más soluble Ag2CrO4 o BaSO4 ?
A partir de la Kps obtenemos la solubilidad:
Kps = [Ag+]2 · [CrO42-] ; 4·10 –12 = (2x)2 · x ; 4·10 –12 = 4x3 ; X = 1,0.10-4 mol/L
solubilidad del Ag2CrO4, por lo tanto, en 1 L de solución es posible disolver hasta 10–4 moles de Ag2CrO4.
BaSO4(s) <=> Ba2+(aq) + SO42-(aq) KPS=1,0 . 10-10
Y mol/L Y mol/L Y mol/L
KPS=[Ba2+].[SO42-] ; 10-10=(Y).(Y) ; Y=1,0.10-5 mol/L
solubilidad de BaSO4 por lo tanto, en 1 L de solución es posible disolver hasta 10–5 mol de BaSO4.
Con eso concluimos que Ag2CrO4 es más soluble que BaSO4.
Ejemplo:
Deduce si se formará precipitado de cloruro de plata cuyo KS = 1,7 x 10-10 a 25ºC al añadir a 250 cm3 de cloruro de sodio 0,02 M 50 cm3 de nitrato de plata 0,5 M.
AgCl(s) Á Ag+(ac) + Cl-(ac)
KS = [Ag+] x [Cl-] = s2n(Cl-) = 0,25 L x 0,02 mol/L = 0,005 mol Þ
Igualmente:
n(Ag+) = 0,05 L x 0,5 mol/L = 0,025 mol Þ
[Ag+] x [Cl-] = 0,0167 M x 0,0833 M =1,39 x 10-3 M2
Como [Ag+] x [Cl-] > KS entonces precipitará.
Cuando mezclamos dos electrolitos diferentes, en solución, es posible saber cuando el precipitado se comenzará a formar, a partir de dos iones de esos electrolitos.
Qps es el cociente de la reacción, siendo calculado en función de la concentración de iones que son mezclados.
Qps > Kps PRECIPITA
Qps = Kps SATURADA
Qps < Kps NO PRECIPITA
Por ejemplo: Son mezclados volúmenes iguales de Pb(NO3)2 0,2 M e KI 0,2 M . Habrá la formación de un precipitado de PbI2.
Dato: Kps de PbI2 = 1,4 · 10–8
Para responder a la pregunta, primero debemos encontrar la concentración de cada ion en solución:
Cuando las dos soluciones son mezcladas, el volumen de la solución final duplica, por lo tanto las concentraciones de Pb2+ y I – caen por la mitad
La ecuación iónica que representa la precipitación queda:
Pb2+(aq) + 2l –(aq) => PbI2(s)
Siendo que su inverso representa la disolución del PbI2 . Al alcanzar el equilibrio tenemos:
PbI2(s) <=> Pb2+(aq) + 2I–(aq)
Qps es el cociente de la reacción, siendo calculado en función de la concentración de iones que son mezclados. La precipitación ocurre cuando Qps es mayor o igual a Kps. En nuestro caso, encontramos:
Qps = [Pb2+] · [i–]2
Qps = (0,1) · (0,1)2
Qps = 1,0 · 10–3
Como Kps = 1,4 · 10–8 se concluye que Qps > Kps, por lo tanto ocurre precipitación.
Tipo A2B: A2B (s) Á 2 A+(ac) + B2-(ac)
Conc. inic. (mol/l): c 0 0
Conc. eq. (mol/l): c 2s s
Conc. eq. (mol/l): c 2s s
Y la constante de equilibrio tiene la expresión: |
Las misma expresión será para electrolitos tipo AB2.
Tipo AaBb: AaBb (s) Á a Ab+(ac) + b Ba-(ac)
Conc. inic. (mol/l): c 0 0Conc. eq. (mol/l): c as bs
|
15.5. Expresión de la solubilidad
Si se dispone de una disolución saturada de la sustancia AmBn, se tiene el equilibrio dado por:
En la que si la concentración de compuesto disuelto es s, las concentraciones de sus iones vienen dadas por m·s y n·s para An+(dis) y Bm-(dis), respectivamente. Sustituyendo estos valores en la expresión de Ks:
15.6. Factores que afectan a la solubilidad
Además de la temperatura, existen otro factores que influyen en la solubilidad por afectar a la concentración de uno de los iones de un electrolito poco soluble. Si se dispone de una disolución saturada de la sustancia AmBn, se tiene el equilibrio dado por:
AmBn (s) -------- AmBn (sol) ----------- m An+(dis) + n Bm-(dis)
s m·s n·s 
15.6. Factores que afectan a la solubilidad
Estos son:
Si a una disolución saturada de un electrolito poco soluble añadimos otra sustancia que aporta uno de los iones, la concentración de éste aumentará.
Lógicamente, la concentración del otro ion deberá disminuir para que el producto de las concentraciones de ambos permanezca constante.
Como el equilibrio se desplaza a la izquierda la solubilidad, que mide la máxima concentración de soluto disuelto, disminuirá en consecuencia.
Ejemplo:
En consecuencia, el equilibrio se desplaza a la izquierda y la [Cl-], es decir, la nueva solubilidad, debe disminuir.
Ejercicio:
Conc. eq. (mol/l): c s s
Un ion complejo es un ion formado por más de un átomo o grupo de átomos.
Ejemplos: [Al(OH)4]-, [Zn(CN)4]2-, [AlF6]3- , [Ag(NH3)2]+.
De esta manera, se pueden disolver precipita-dos añadiendo, por ejemplo, cianuro de sodio a electrolitos insolubles de cinc como el Zn(OH)2, ya que al formarse el catión [Zn(CN)4]2 -, que es muy estable.
Así, disminuirá drásticamente la concentración de Zn2+, con lo que se disolverá más Zn(OH)2.
Igualmente, pueden disolverse precipitados de AgCl añadiendo amoniaco.
- Efecto ion común.
- Formación de un ácido débil.
- Formación de una base débil.
- pH.
- Formación de complejos estables.
- Reacciones redox.
Si a una disolución saturada de un electrolito poco soluble añadimos otra sustancia que aporta uno de los iones, la concentración de éste aumentará.
Lógicamente, la concentración del otro ion deberá disminuir para que el producto de las concentraciones de ambos permanezca constante.
Como el equilibrio se desplaza a la izquierda la solubilidad, que mide la máxima concentración de soluto disuelto, disminuirá en consecuencia.
Ejemplo:
¿Cuál será la solubilidad del cloruro de plata si añadimos nitrato de plata hasta una concentración final 0,002 M?
AgCl(s) Á Ag+(ac) + Cl -(ac)
KS = 1,7 x 10-10 = [Ag+] x [Cl-] = s2
Al añadir el AgNO3, la [Ag+] sube hasta 2 x10-3 M, pues se puede despreciar la concentración que había antes.
En consecuencia, el equilibrio se desplaza a la izquierda y la [Cl-], es decir, la nueva solubilidad, debe disminuir.Ejercicio:
En equilibrio de disolución de bromuro de plata cuya Ks=5,2 x 10-13 ¿cuál será la nueva solubilidad si a ½ litro de disolución saturada se AgBr se le añaden 0,2 ml de una disolución 0,001 M de bromuro de potasio?
Equilibrio: AgBr (s) Á Ag+(ac) + Br-(ac)
Conc. eq. (mol/l): c s s
KS = 5,2 x 10-13 = [Ag+] x [Br-] = s2 Þ 
n(Br-)0 = 0,5 L x 7,2x10-7 mol/L = 3,6x10-7 mol
n(Br-)añad = 0,0002 L x 0,001 mol/L = 2x10-7 mol
n(Br-)añad = 0,0002 L x 0,001 mol/L = 2x10-7 mol
Conc. inic. (mol/l): c 7,2x10-7 1,12x10-6
Conc. eq. (mol/l): c 7,2x10-7 -x 1,12x10-6 -x
Conc. eq. (mol/l): c 7,2x10-7 -x 1,12x10-6 -x
KS = 5,2 x 10-13 = (7,2x10-7 -x)·(1,12x10-6 -x) Þ x = 3,2 x 10-7
s’ = (7,2 x 10-7 -3,2 x 10-7) M = 4,0 x10-7 M
15.8. Formación de un complejo estable.Un ion complejo es un ion formado por más de un átomo o grupo de átomos.
Ejemplos: [Al(OH)4]-, [Zn(CN)4]2-, [AlF6]3- , [Ag(NH3)2]+.
De esta manera, se pueden disolver precipita-dos añadiendo, por ejemplo, cianuro de sodio a electrolitos insolubles de cinc como el Zn(OH)2, ya que al formarse el catión [Zn(CN)4]2 -, que es muy estable.
Así, disminuirá drásticamente la concentración de Zn2+, con lo que se disolverá más Zn(OH)2.
Igualmente, pueden disolverse precipitados de AgCl añadiendo amoniaco.
15.9. Aplicaciones
15.9.1. Separación de iones
Si en una disolución hay varios iones, se pueden separar haciendo precipitar alguno de sus compuestos poco solubles.
Fíjate en la imagen, en la que se muestra el procedimiento para separar tres iones que están presentes en la misma disolución.
Hay que diseñar un procedimiento para que al añadir un reactivo se forme precipitado de uno de ellos, que se separa por filtración, y los otros iones permanezcan en disolución. Se repite el proceso hata separar todos los iones.
En primer lugar se añade Cl-, precipitando AgCl, que es el único cloruro insoluble. Después de filtrar, a la disolución resultante se le añade S2-, con lo que precipita el CuS. Este precipitado se filtra, quedando en disolución iones Mg2+, que se pueden precipitar en forma de hidóxido al añadir OH-.
15.9.1. Separación de iones
Si en una disolución hay varios iones, se pueden separar haciendo precipitar alguno de sus compuestos poco solubles.
Fíjate en la imagen, en la que se muestra el procedimiento para separar tres iones que están presentes en la misma disolución.
Hay que diseñar un procedimiento para que al añadir un reactivo se forme precipitado de uno de ellos, que se separa por filtración, y los otros iones permanezcan en disolución. Se repite el proceso hata separar todos los iones.
En primer lugar se añade Cl-, precipitando AgCl, que es el único cloruro insoluble. Después de filtrar, a la disolución resultante se le añade S2-, con lo que precipita el CuS. Este precipitado se filtra, quedando en disolución iones Mg2+, que se pueden precipitar en forma de hidóxido al añadir OH-.
15.9.2. Efecto salino
Cuando a una disolución de iones Ag+ se le añade disolución de iones Cl-, se forma un precipitado blanco de AgCl, que tiene una Ks de 1,8 10-10, estableciéndose el equilibrio:
AgCl (s) ↔ Ag+ (aq) + Cl- (aq)
Si posteriormente se añade disolución de iones S2- (Na2S, por ejemplo), se forma Ag2S, precipitado de color negro, que como tiene una Ks de 6 10-30 es mucho más insoluble que el AgCl, estableciéndose el equilibrio:
Ag2S (s) ↔ 2 Ag+ (aq) + S-2 (aq)
Como este segundo equilibrio se desplaza a la izquierda al formarse precipitado de Ag2S, desaparecen de la disolución los iones Ag+; por tanto, el primer equilibrio se desplaza a la derecha para formarlos. En resumen, se redisuelve el precipitado de AgCl blanco para formarse uno de Ag2S negro.En resumen, por efecto salino desaparece un precipitado para formarse otro más insoluble.
15.9.3. Identificación de iones
Hay algunos precipitados que tienen una coloración característica que permiten identificar la presencia de los iones que los forman. Por ejemplo, como ya sabes, el PbI2 es de color amarillo canario; si se quiere saber si en una disolución hay iones Pb2+, se toma una muestra en un tubo de ensayo y se le añade unas gotas de disolución de I-: si se forma precipitado, la identificación es positiva.
También se puede identificar la presencia de iones I- añadiendo Pb2+.
Otro método de identificación de iones en disolución es la formación de iones complejos. Se trata de compuestos en los que un ión está unido a un conjunto de iones o moléculas, como es el caso del FeSCN2+, Ag(NH3)4+ o Cu(CN)42-. La mayoría son muy solubles y tienen colores característicos; en la imagen puedes ver el color rojo sangre del FeSCN2+en comparación con el color producido por los iones Fe3+ que lo forman.
Precisamente se utilizan esos colores para identificar iones: si a una disolución en la que se quiere investigar la presencia de iones Fe3+ se le añade unas gotas de disolución de SCN- y toma color rojo sangre, se puede asegurar que hay iones Fe3+, ya que son los únicos que producen esa coloración.
ANIMACIONES
El saber qué condiciones favorecen el desplazamiento de un equilibrio hacia la formación de un producto es de suma importancia en la industria, pues se conseguirá un mayor rendimiento, en dicho proceso.
Un ejemplo típico es la síntesis de Haber en la formación de amoniaco a partir de la reacción N2(g) + 3 H2(g) Á 2 NH3(g), exotérmica. La formación de amoniaco está favorecida por altas presiones (menos moles gaseosos de productos que de reactivos) y por una baja temperatura. Por ello esta reacción se lleva a cabo a altísima presión y a una temperatura relativamente baja, aunque no puede ser muy baja para que la reacción no sea muy lenta. Hay que mantener un equilibrio entre rendimiento y tiempo de reacción.
16.1. Protección de monumentos de mármol
Los monumentos levantados en Grecia y Roma han pervivido hasta 2000 e incluso más años sin más daños que los ocasionados por la incultura, así como por el mero aprovechamiento de los materiales como elementos de construcción.
Sin embargo, en los últimos 50 años los daños se han acelerado notablemente debido a un efecto potenciado por la actividad humana: la lluvia ácida.
El azufre que contienen muchos combustibles produce SO3, que con el vapor de agua atmosférico da lugar a H2SO4, es decir, a lluvia ácida.
Cuando llueve, el CaCO3 que forma el mármol se transforma en CaSO4 en la superficie del monumento, y como el sulfato de calcio es más soluble que el carbonato, el efecto de la lluvia es mayor, y el monumento se deteriora más deprisa.
En muchos monumentos de mármol se hace un tratamiento con Ba(OH)2 y urea, de forma que la superfice del monumento queda recubierta por una fina capa de BaCO3, sólido con el mismo aspecto que el mármol y prácticamente la misma solubilidad. Sin embargo, por efecto de la lluvia ácida se transforma en BaSO4, que tiene una constante de solubilidad de 1,1 10-10, mientras que la del CaSO4 que se forma sin el tratamiento es de 9,1 10-6. Es decir, con este tratamiento ¡la lluvia ácida contribuye a proteger el mármol!
16.2. Eliminación de la dureza de las aguas
¿Qué significa que un agua es dura? Se trata de agua con un alto contenido en sales, sobre todo de calcio. Se suele considerar dura un agua que tiene disueltos más de 120 mg/L de CaCO3.
Se trata de aguas que producen poca espuma con los detergentes, y que en el caso de las aguas minerales suelen tener depósitos blanquecinos en el fondo de la botella.
¿Cómo se puede evitar la formación de sales cálcicas, o bien disolverlas cuando ya se han formado? Una solución es añadir EDTA, una sustancia que forma un complejo muy estable con los iones calcio. Es decir, si hay carbonato de calcio sólido se establece el equilibrio:
Fíjate en las etiquetas de los suavizantes que se utilizan al lavar la ropa: suelen tener EDTA para evitar la precipitación de sales cálcicas y que las fibras de la ropa se queden rígidas y "rasquen".
16.3. Caries dental
La caries consiste en el debilitamiento y posterior rotura de la dura capa exterior de las piezas dentales. Para evitar la formación de caries, es necesaria una adecuada higiene bucal, que se suele complementar con tratamientos protectores a base de flúor (administración directa de iones fluoruro o pastas dentífricas que tienen iones fluoruro).
El esmalte dental es hidroxiapatito, de fórmula Ca10(PO4)6(OH)2, que por acción de los ácidos se disuelve, dando lugar a caries. La administración de fluoruro produce la sustitución de los iones OH- por iones F-, dando lugar a fluorapatito, Ca10(PO4)6F2, más insoluble que el hidroxiapatito y más resistente a la acción de los ácidos.
En la imagen puedes ver cómo la perforación del esmalte de la parte superior de una muela llega hasta la materia blanda interior, en la que están las raíces nerviosas que al quedar sin protección provocan un dolor intenso, sobre todo frente a cambios de temperatura.
Los monumentos levantados en Grecia y Roma han pervivido hasta 2000 e incluso más años sin más daños que los ocasionados por la incultura, así como por el mero aprovechamiento de los materiales como elementos de construcción.
Sin embargo, en los últimos 50 años los daños se han acelerado notablemente debido a un efecto potenciado por la actividad humana: la lluvia ácida.
El azufre que contienen muchos combustibles produce SO3, que con el vapor de agua atmosférico da lugar a H2SO4, es decir, a lluvia ácida.
Cuando llueve, el CaCO3 que forma el mármol se transforma en CaSO4 en la superficie del monumento, y como el sulfato de calcio es más soluble que el carbonato, el efecto de la lluvia es mayor, y el monumento se deteriora más deprisa.
En muchos monumentos de mármol se hace un tratamiento con Ba(OH)2 y urea, de forma que la superfice del monumento queda recubierta por una fina capa de BaCO3, sólido con el mismo aspecto que el mármol y prácticamente la misma solubilidad. Sin embargo, por efecto de la lluvia ácida se transforma en BaSO4, que tiene una constante de solubilidad de 1,1 10-10, mientras que la del CaSO4 que se forma sin el tratamiento es de 9,1 10-6. Es decir, con este tratamiento ¡la lluvia ácida contribuye a proteger el mármol!
16.2. Eliminación de la dureza de las aguas
¿Qué significa que un agua es dura? Se trata de agua con un alto contenido en sales, sobre todo de calcio. Se suele considerar dura un agua que tiene disueltos más de 120 mg/L de CaCO3.
Se trata de aguas que producen poca espuma con los detergentes, y que en el caso de las aguas minerales suelen tener depósitos blanquecinos en el fondo de la botella.
¿Cómo se puede evitar la formación de sales cálcicas, o bien disolverlas cuando ya se han formado? Una solución es añadir EDTA, una sustancia que forma un complejo muy estable con los iones calcio. Es decir, si hay carbonato de calcio sólido se establece el equilibrio:
CaCO3 (s) ↔ Ca2+ (aq) + CO32- (aq)
Al añadir EDTA, se une a los iones Ca2+, formando un compuesto complejo soluble. Como la cantidad de Ca2+disminuye, el equilibrio de solubilidad se desplaza a la derecha para producirlo, redisolviéndose el precipitado.Fíjate en las etiquetas de los suavizantes que se utilizan al lavar la ropa: suelen tener EDTA para evitar la precipitación de sales cálcicas y que las fibras de la ropa se queden rígidas y "rasquen".
16.3. Caries dental
La caries consiste en el debilitamiento y posterior rotura de la dura capa exterior de las piezas dentales. Para evitar la formación de caries, es necesaria una adecuada higiene bucal, que se suele complementar con tratamientos protectores a base de flúor (administración directa de iones fluoruro o pastas dentífricas que tienen iones fluoruro).
El esmalte dental es hidroxiapatito, de fórmula Ca10(PO4)6(OH)2, que por acción de los ácidos se disuelve, dando lugar a caries. La administración de fluoruro produce la sustitución de los iones OH- por iones F-, dando lugar a fluorapatito, Ca10(PO4)6F2, más insoluble que el hidroxiapatito y más resistente a la acción de los ácidos.
En la imagen puedes ver cómo la perforación del esmalte de la parte superior de una muela llega hasta la materia blanda interior, en la que están las raíces nerviosas que al quedar sin protección provocan un dolor intenso, sobre todo frente a cambios de temperatura.
17. ¿CÓMO SE REALIZAN LOS CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS?
En una reacción química siempre se conserva la masa, de ahí que una cantidad específica de reactivos al reaccionar, formará productos cuya masa será igual a la de los reactivos. Al químico le interesa entonces la relación que guardan entre sí las masas de los reactivos y los productos individualmente.
Los cálculos que comprenden estas relaciones de masa se conocen como cálculos estequiométricos.
La estequiometría es el concepto usado para designar a la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas de las sustancias y sus reacciones. En su origen etimológico, se compone de dos raíces , estequio que se refiere a las partes o elementos de los compuestos y metría, que dice sobre la medida de las masas.
Cuando se expresa una reacción, la primera condición para los cálculos estequimétricos es que se encuentre balanceada, por ejemplo :
Mg + O2 → MgO
2 Mg + O2 → 2 MgO Reacción balanceada
La reacción anterior se lee como :
2 ATG de Magnesio reaccionan con un mol de Oxígeno y producen 2 moles de Oxído de magnesio (reacción de síntesis)
2ATG Mg = 49 g 1 mol de O2 = 32 g 2 moles de MgO = 81 g
49 g + 32 g = 81 g
2Mg + O2 → 2 MgO
Lo que demuestra la ley de Lavoisiere " la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma ", cuando reaccionan 49g más 32g y se producen 81g.
17.1. ¿Realización de un cálculo estequiométrico?Se han de calcular:
- ATG
- Moles
- Nº. de átomos
- Nº. De moléculas
- Volumen molar
- Reactivos o productos
- Reactivo limitante
REACTIVO LIMITANTE Cuando se tiene una reacción donde participan dos reactivos, existe una relación teórica de la cantidad de ambos, por ejemplo si se agregan cantidades al azar de ambos reactivos, lo más probable es que uno de ellos se haya agregando en exceso y el otro reactivo se terminará en la reacción (este último se conoce como reactivo limitante) .Los cálculos estequiométricos para determinar el reactivo en exceso y el reactivo limitante consiste en establecer dos condiciones, primero usando uno de los reactivos y después el otro, la condición que pueda llevarse a cabo se tomará de referencia.
18. RESUMEN
RESUMEN
19. CUESTIONES Y PROBLEMAS
20. PRÁCTICAS
| Tema - • Equilibrio | ||
 Equilibrio-1.gif o (versión con flechas ) o (versión de prueba ) Este diagrama muestra la formación de una mezcla en equilibrio con un alto producto de la relación de reactivo.  | Equilibrio-2.gif o (versión con flechas ) o (versiónde prueba ) Este diagrama muestra la formación de una mezcla en equilibrio con un producto inferior a la proporción de reactivo.  | Disturbing_Equilibrium.gif Este diagrama muestra el cambio en la posición de un equilibrio mediante la adición de un reactivo.  |
| Ea_Endothermic.gif Este diagrama muestra la energía de activación para una reacción endotérmica.  | Ea_Exothermic.gif Este diagrama muestra la energía de activación para una reacción exotérmica.  | Solubility_of_AgCl.html oSolubility_of_AgCl.exe Esta animación muestra el equilibrio entre un sólido iónico y los iones en solución para AgCl ligeramente soluble.  |
| N2-O2_Equilibrium.html o N2-O2_Equilibrium.exe Esta animación muestra un sistema de equilibrio de fase de gas.  | CaO-CaCO3.html o CaO-CaCO3.exe Esta animación muestra un sistema de equilibrio sólido y el gas y el efecto de la adición de sólido adicional sobre la posición del equilibrio.  | 2NO2-N204.html o 2NO2-N204.exe Esta animación muestra el efecto del cambio del volumen de una mezcla de equilibrio de fase de gas, donde el número de moléculas de reactivo y de productos son diferentes.  |
| H2I2_equilibrium.html o H2I2_equilibrium.exe Esta animación muestra el efecto de cambiar el volumen de una mezcla de equilibrio de fase de gas, donde el número de moléculas de reactivo y de productos son los mismos.  | ||
estequiometría
 |
me polimerización
 |
La polimerización II
 |
n
Principio de Le Châtelier (NO2) (G.Lentiscal)
Principio de Le Châtelier (CoCl2) (G.Lentical)
Equilibrio del CoCl2 en agua (v.i)
Equilibrio entre NO2 y N2O4
Equilibrio Liquido-Vapor: Presión de vapor
Formación del precipitado de CaCO3
NO 2 N 2 O 4 EquilibriumEsta animación muestra el efecto de cambiar el volumen de una mezcla de equilibrio de fase de gas, donde el número de moléculas de reactivo y de productos son diferentes.
CaO CaCO 3 EquilibriumEsta animación muestra un sistema de equilibrio sólido y el gas y el efecto de la adición de sólido adicional sobre la posición del equilibrio.
energía de activaciónEsta animación muestra el cambio en el número de moléculas con energía mayor que la energía de activación al aumentar la temperatura.
H 2 I 2 EquilibriumEsta animación muestra el efecto de cambiar el volumen de una mezcla de equilibrio de fase de gas, donde el número de moléculas de reactivo y de productos son los mismos.
N 2 O 2 EquilibriumEsta animación muestra un sistema de equilibrio de fase de gas.
la solubilidad de AgClEsta animación muestra el equilibrio entre un sólido iónico y los iones en solución para ligeramente AgCl soluble.
Equilibrio químico 1
Resumen equilibrio químico
Resumen 2
Principio de Chatelier
Cálculos estequiométricos
Ajustar reaciones
Equilibrio químico 1
Equilibrio químico (I) (FisQuiWeb) Equilibrio químico (II) (FisQuiWeb)
Equilibrio de solubilidad (FisQuiWeb)
22. VÍDEOS
Equilibrio químico
Efecto de la presión sobre el equilibrio químico: NO2 D N2O4
Principio de Le Châtelier (Co Cl2)
Factores que afectan a un equilibrio químico
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