8. Equilibrio químico

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Tema 8. Equilibrio químico

8.1. Equilibrio químico

8.2. La constante de equilibrio

8.3. Formas de expresar la constante de equilibrio

8.4. Dirección de la reacción: cociente de reacción

8.5. Grado de disociación

8.6. Factores que modifican el estado de equilibrio

8.7. Solubilidad y precipitación

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8.1. Equilibrio químico

• Muchas reacciones químicas no son irreversibles y completas, incluso con las cantidades estequiométricas adecuadas:

Conforme progresa la reacción directa (los reactivos se transforman en productos) , la reacción inversa comienza a evolucionar (los productos vuelven a transformarse en los reactivos).

• Cuando la velocidad de la reacción inversa iguala a la velocidad de la reacción directa se alcanza el equilibrio químico.

• Doble perspectiva del equilibrio químico:

1. A nivel macroscópico, el equilibrio químico es un estado del sistema en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo.

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8.2. La constante de equilibrio

• Considérese el equilibrio químico general:

aA + bB + … ↔ cC + dD + …

• En el equilibrio, las concentraciones de las sustancias permanecen constantes.

• Ley de acción de masas: Para cualquier equilibrio homogéneo, las concentraciones molares en el equilibrio cumplen que:

• K_c es la constante de equilibrio. El subíndice c indica que las concentraciones han de expresarse en molaridad. Depende de la temperatura y no de las concentraciones iniciales.

• Su valor nos indica lo desplazado que está el equilibrio hacia un lado o el otro:

1. Si K_c >> 1, la reacción está desplazada hacia la derecha (los productos). 2. Si k_c << 1, la reacción está desplazada hacia la izquierda (los reactivos).

   

b

eq a

eq

d eq c

eq c

B A

D C

K

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8.3. Formas de expresar la constante de equilibrio

• Equilibrios homogéneos

:

En el caso de equilibrios en fase gaseosa, es más útil expresar

la constante de equilibrio en función de las presiones parciales:

Relación entre K

_p

y K

_c

:

b B a A d D c C p

p

K

·

· 

 







 



 







 



   

 

n

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• Equilibrios heterogéneos

:

En reacciones donde intervienen sólidos o líquidos puros, las

concentraciones de estas sustancias permanecen constantes.

Por tanto, la constante de equilibrio se puede escribir sólo en

función de las concentraciones de gases o sustancias en

disolución.

Ejemplo: CaCO

_3(s)

↔ CaO

_(s)

+ CO

_2(g)

 

2 2

CO p

c

p K

CO K

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8.4. Dirección de la reacción: Cociente de reacción

• El equilibrio químico solo se alcanza para unos valores determinados de las concentraciones a una temperatura dada.

• Fuera de estos valores de concentración, el sistema evolucionará en un sentido u otro.

• Para saber a dónde evoluciona un sistema químico se utiliza el cociente de reacción:

• Casos:

1. Si Q_c < K_c, la relación entre productos y reactivos debe aumentar, por tanto el equilibrio se desplaza hacia el lado de los productos.

2. Si Q_c > K_c, la relación entre productos y reactivos debe disminuir, por tanto el equilibrio se desplaza hacia el lado de los reactivos.

3. Si Q_c = K_c, el sistema está en equilibrio.

   

a b d c

c

B

A

D

C

Q

·

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8.5. Grado de disociación

• Consideremos equilibrios en los que una sustancia se disocia

en dos o más sencillas.

• Se define el

grado de disociación, α,

como la fracción de mol

que se disocia en el equilibrio.

• Ejemplo:

PCl

_5(g)

↔ PCl

_3(g)

+

Cl

_2(g)

Inicio:

C

₀

0

0 Equilibrio:

C

₀

(1 – α)

C

₀

α

C

₀

α









  



  



1 · 1

·

· ₀ 2

0

2

0 C

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8.6. Factores que modifican el estado de equilibrio

• Principio de Le Châtelier:

Cuando un sistema en equilibrio es perturbado desde el

exterior modificando sus condiciones, se desplazará en el

sentido (reactivos o productos) que tienda a contrarrestar

dicha perturbación.

• Cambios en la concentración:

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• Cambios en la presión:

Cuando desde el exterior se aumenta la presión del sistema,

por disminución del volumen, el equilibrio se desplaza en el

sentido donde menor sea el número de moles (o de moléculas),

para así contrarrestar la perturbación externa.

Si no hay variación en el número de moles, ∆n = 0, el

equilibrio no se ve afectado por los cambios de presión (por

variación del volumen).

• Adición de un gas inerte:

1. Si el proceso ocurre a volumen constante, la adición de un gas inerte no altera el equilibrio.

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• Cambios en la temperatura:

1. Un aumento de temperatura favorece el proceso endotérmico y una disminución, el proceso exotérmico.

2. Si el proceso directo es endotérmico, un incremento de la temperatura origina un aumento en el valor de K_c y, por el contrario, si es exotérmico, una disminución.

• Efecto de un catalizador:

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8.7. Solubilidad y precipitación

• Muchos compuestos iónicos son bastante solubles en agua: Cuando se disuelven se disocian completamente en sus iones.

Ejemplo: NaI_(s) → Na+

(aq) + I- (aq)

• Existen algunas sustancias iónicas poco solubles. Entonces hay un equilibrio entre los iones disueltos (fase líquida) y la sal sin disolver o precipitada (fase sólida).

A_aB_b(s)↔ aAn+

(aq) + bBm-(aq)

• Cualquier cálculo conlleva el uso de la constante de equilibrio, que se denomina producto de solubilidad:

• La precipitación de un compuesto poco soluble puede tener lugar cuando se mezclan dos disoluciones en las que cada una de ellas contiene uno de los iones que forman dicho compuesto.

   

_n a _m b

s

A

B

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• Mediante el cociente de reacción podemos establecer en qué

condiciones se da para el proceso de precipitación:

1. Si Q < K_s, no se formará el precipitado. 2. Si Q > K_s, se formará el precipitado.

3. Si Q = K_s, el sistema estará en equilibrio.

• Relación entre solubilidad y producto de solubilidad

:

Si llamamos S a la solubilidad en mol/L del compuesto AaBb,

tendremos:

↓A

_a

B

_{b (s)}

↔ aA

n+_(aq)

+ bB

m- _(aq)

INICIO:

C

₀

0

0 EQUI:

C

₀

– S

a·S

b·S

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• En ocasiones es necesario precipitar selectivamente algún ion

en presencia de otros que también son capaces de precipitar

con un reactivo común.

• Ejemplo:

Los iones

Ag

+

precipitan con iones

Cl

-

y con iones

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8.8. Alteraciones en los equilibrios de solubilidad

• Efecto del ion común: La adición a un equilibrio de solubilidad de un ion común conlleva una disminución en la solubilidad del compuesto.

• Este hecho es muy utilizado en análisis químico para precipitar un ion de la disolución, utilizando para ello un exceso del agente precipitante.

Ejemplo: ↓AgCl_(s) ↔ Ag+

(aq) + Cl-(aq)

Si añadimos a esta disolución un electrólito soluble como NaCl, aumentará la concentración de iones Cl-_{, por lo de acuerdo con el principio de Le}

Châtelier, el equilibrio de solubilidad se desplazará hacia la izquierda.

• Disolución de precipitados: sería el proceso opuesto al efecto del ion común. Se trata de provocar una disminución en la concentración de uno de los dos iones para que el equilibrio se desplace hacia la derecha.

Ejemplo: ↓Cu(OH)_2(s) ↔ Cu2+

(aq) + 2OH- (aq)

La adición de HCl en exceso provoca una reacción ácido-base de los H+ con los OH- _{que conlleva la desaparición de los iones OH}-_{. Así el equilibrio}