Formulario de Equilibrio Químico

Equilibrio Químico Formulario: Equilibrio Químico

          

Constante de equilibrio (Keq), Kc=Keq Considerando la reacción aA + bB ↔ cC + dD

Constante de equilibrio a partir de la energía Constante de gases (kp)

;

Donde p A es la presión parcial del compuesto A Igualdad de Kp con Kc Donde

              

Equilibrio Homogéneo: se lleva a cabo en una sola fase Equilibrio Heterogéneo: se lleva a cabo en distintas fases Keq > 1 El equilibrio está desplazado hacia la formación de productos Reacción cuantitativa Keq =1 El equilibrio no se desplaza hacia ningún lado -----------------------Keq < 1 El equilibrio está desplazado hacia los reactivos Reacción no cuantitativa

Partícula intercambiada Equilibrio Tipo Electrón (e ) Óxido-reducción + Protón (H ) Ácido-base + Cualquier partícula diferente a H  y e   Complejos

Qc (coeficiente de reacción). Recordar que se calcula igual que Kc pero con las concentraciones concentraciones iniciales, no con las de equilibrio. Qc < Kc El equilibrio equilibrio se se desplaza desplaza de izquierda a derecha derecha Qc = Kc Sistema en equilibrio Qc > Kc El equilibrio equilibrio se se desplaza desplaza de derecha a izquierda

Ácido-Base Constante de acidez HA + H2O ↔ H3O+ + AConstante de basicidad A- + H2O ↔ HA + OHConstante de autoprotolisis del agua H2O ↔ H+ + OH-

Constante de equilibrio de una reacción ácido-base

                   ;

    

Calculo de pH Ácido fuerte *Ácido de fuerza media Ácido débil Ecuación de Henderson-Hasselbach Henderson-Hasselbach (Par conjugado, buffer) Base fuerte *Base de fuerza media Base débil *Anfolito (ecuación de la semi suma)

                                              

*Fuerza relativa de los ácidos en función de Ka/Co K a/Co HA

Inicio Se disocia al equilibrio

H+

A-

αCo

αCo

↔

          

Co αCo Co - αCo Co (1-α)

Ka/Co Comportamiento del ácido α% Ka/Co > 10 Fuerte α% > 90% -1 10 < Ka/Co < 10 Fuerza media 10% < α < 90% -1 Ka/Co < 10 débil α% < 10% *Fuerza relativa de las bases en función de KaCo

Inicio Se disocia al equilibrio

ACo

+

αCo Co - αCo Co (1-α)

H2O ↔

αCo

OH-

HA

αCo

αCo

                

KaCo Comportamiento de la base α% -15 KaCo < 10 Fuerte α% > 90% -15 -13 10  < KaCo < 10 Fuerza media 10% < α < 90% -13 KaCo > 10 débil α% < 10%

Escala de pH H+

H2O

Fuerza de los ácidos

pH H2O

Fuerza de las bases

OH-

Titulación de un ácido m monoprótico onoprótico

In a.p.e (antes del punto de equivalencia) x1 Notas: Co es la concentración inicial

OH- →

A-

+ H2O

Co-xCo Co(1-x)

xCo

xCo

xCo

≈ε

≈ε

≈Co

≈Co

xCo-Co Co(x-1)

Co

Co

HA + Co

Redox



Constante de equilibrio

  

De una reacción redox

    

*Ecuación de Nerst Ox-red mismo par

     

Delta de potencial

*Potencial de una reacción redox

  

cuando las concentraciones son estequiometricamente estequiometricamente equivalentes *Anfolitos y ox-red de diferente par

 

que no reaccionan reaccionan con concentraciones concentraciones estequiometricamente estequiometricamente equivalentes *Celdas Galvánicas

Escala de potenciales Fuerza de oxidantes H+

Oxidantes

0

E (volts) Reductores

H2 Fuerza de reductores

Equilibrio de solubilidad

        

Constante de solubilidad +

AgCl ↓ ↔ Ag  + Cl

-

Solo se anotan los iones en solución los sólidos no se incluyen en la constante, en este caso no solo se elevan al coeficiente estequiometrico, estequiometrico, sino que c ada “s” se multiplica por el coeficiente de equilibrio y a la vez se eleva al coeficiente estequiometrico, estequiometrico, ejemplo:

     

CaF2 ↓ ↔ Ca2+ + 2F-

Ejemplos de cómo se resuelve un problema: Acido-base Se prepara una disolución de ácido acético acético agregando a un matraz aforado de 50 mL, 13 mL de una disolución 0.5 M de dicho ácido, posteriormente se afora dicho matraz con agua. Con estos datos calcula la concentración de H + en la solución y el pH de dicha solución. pKa CH3COOH= 4.76 Moles presentes del ácido acético en la disolución:

   

     

Al momento de aforar cambia la concentración a: ni ndisocia

CH3COOH 0.13 x

↔

nobtienen neq

Usando

0.13- x

  

+

-

H

CH3COO

x

x

x

x

                   Sustituyendo valores al equilibrio en Ka:

                  x1= -1.51x10-3; x2=1.49x10-3 por lo tanto [H+]=X=1.49x10-3 M

Calculo de pH: Ka/Co= 1.337x10-4, por lo tanto ácido débil

    

Otra forma de resolver es considerando que la x al equilibrio que se resta al ácido se desprecia por ser muy pequeña quedaría:

                ;

Por lo tanto [H+]=

Pero también se puede encontrar la concentración de H + de una forma un tanto tramposa, ya que sabemos que pH=2.82 y también sabemos que pH=-log [H +] [H+]=10-pH=10-2.82=1.51x10-3 M Con esto nos damos cuenta que: 1) La concentración real de H + es 1.49x10-3 M, pero el considerar que prácticamente no se disocia nada al ser un ácido débil y no incluir x en la concentración al equilibrio del ácido acético, para el cálculo de Ka es válido ya que prácticamente 1.49x10-3 ≈ 1.5x10-3 Calcula la constante de equilibrio Kc de la siguiente reacción, sabiendo que a 35°C Kp=1.85x10-5 2SO3(g) ―→ 2SO2(g) + O2(g)

           ;

Para la siguiente reacción la constante de equilibrio equilibrio es de 49 a una temperatura determinada. Si 0.40 moles de A y B se colocan en un recipiente de 2 L ¿Cuál es la concentración de todas las especies al equilibrio? A+ B

------> C + D

Forma no cuantitativa

ni nrx npro Neq o nf

A+ 0.2 x 0.2-x

B  0.2 x 0.2-x

C +

D

x x

X x

     

     

                 ó

por lo tanto no se puede despreciar x

Por lo tanto x1=0.23, x2=1.75

Forma cuantitativa (correcta ya que Keq es 49) 4 9) ni nrx npro Neq o nf

A+ 0.2 0.2-x

B   0.2 0.2-x

x

x

C +

0.2-x 0.2-x

D

     

0.2-X 0.2-x

Despreciando la x de los productos:

        Por lo tanto

    

Quedando entonces ni nrx npro Neq o nf

A+ 0.2 0.2-0.0286 0.0286

B  0.2 0.2-0.0286 0.0286

C +

D

0.2-0.0286 0.1714

0.2-0.0286 00.1714

Ejercicio calcular las concentraciones sin despreciar X