Equilibrio químico

  1. Definición y ejemplos
  2. Diferencia entre equilibrio físico y equilibrio químico
  3. Equilibrio homogéneo y Equilibrio heterogéneo
  4. Ley de Acción de Masas
  5. Ecuaciones de las constantes de equilibrio Ke
  6. Cociente de reacción
  7. Principio de Le Chatelier
  8. Los ácidos y las bases de Bronsted
  9. Pares conjugados ácidos bases, según Bronsted
  10. Ecuaciones de disolución del H2O y la expresión para el producto iónico del agua, Kw.
  11. Solución amortiguadora
  12. Referencias Bibliográficas

CONTENIDO

1-) Defina el equilibrio, cite dos ejemplos y explíquelos brevemente:

el equilibrio se refiere a aquel estado de un sistema en el cual no se produce ningún cambio neto adicional. Cuando a y B reaccionan para formar C y D a la misma velocidad en que C y D reaccionan para formar A y B, el sistema se encuentra en equilibrio.

Ejemplo de equilibrio:

La reacción entre H2 y N2 para formar NH3

3H2 (g) + N2 (g) Û 2NH3 (g)

este es uno delos equilibrios mas importantes que se conocen debido a que se utiliza para capturar nitrógeno de la atmósfera en una forma que se pueda utilizar para fabricar fertilizantes y muchos otros productos químicos.

La reacción entre SO2 y O2 para formar SO3

2SO2 (g) + O2 (g) Û 2SO3 (g)

2.-) Explique la diferencia entre equilibrio físico y equilibrio químico. De dos ejemplos de cada uno.

La diferencia que existe es que el equilibrio físico se da entre dos fases de la misma sustancia, debido a que los cambios que ocurren son procesos físicos; mientras que el equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades delas reacciones directas e inversas se igualan y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes.

Ejemplos de Equilibrios Físicos:

La evaporación del agua en un recipiente cerrado a una temperatura determinada.

En este caso, el número de moléculas de H2O se dejan en la fase líquida y regresan a ella es el mismo:

H2O (l) Û H2O (g)

Ejemplos de Equilibrio Químico

  • CO (g) + Cl2 (g) Û COCl2 (g)

  • H2 (g) + I2 (g) Û 2HI (g)

3.- ) Defina el equilibrio homogéneo y el equilibrio heterogéneo. Cite dos ejemplos de cada uno.

Equilibrio Homogéneo:

Se aplica a las reacciones en las que todas las especies reaccionantes se encuentran en las misma fase.

Equilibrio Heterogéneo:

Se da en una reacción reversible en la que intervienen reactivos y productos en distintas fases.

Ejemplos de equilibrio Homogéneo:

2NO (g) + O2 (g) Û 2NO2 (g)

CH3COOH (ac) + H2O (l) Û CH3COO (ac) + H3O+ (ac)

Ejemplos de equilibrio Heterogéneo:

CaCO3 (s) Û CaO (s) + CO2 (g)

Los dos sólidos y el gas constituyen tres fases distintas

(NH4)2Se (s) Û 2NH3 (g) + H2Se (g)

4.-) Enuncie la Ley de Acción de Masas:

Es una relación que establece que los valores de la expresión de la Ke son constante par una reacción en particular a una temperatura dada, siempre que se haya sustituido las concentraciones en equilibrio.

5.-) Formule las ecuaciones de las constantes de equilibrio Ke, para los siguientes procesos:

C (s) + CO2 (g) Û 2CO (g)

2HgO (s) Û 2Hg (l) + O2 (g)

2ZnS (s) + 3O2 (g) Û 2ZnO (s) + 2SO2 (g)

PCl3 (g) + Cl2 (g) Û PCl5 (g)

2CO2 (g) Û 2CO (g) + O2 (g)

6.-) Defina el cociente de reacción. en que se diferencia de la constante de equilibrio?

El cociente de reacción tiene la misma forma que la constante de equilibrio, pero se refiere a valores específicos que no son necesariamente concentraciones en equilibrio. Sin embargo cuando son concentraciones en equilibrio, Q = Kc.

Puede compararse la magnitud de Q con la de K para una reacción en determinadas condiciones con el fin de decidir si debe producirse la reacción neta hacia la derecha o hacia la reacción inversa para establecer el equilibrio.

Para aA + bB Û cC + dD

7.-) Enuncie el principio de Le Chatelier. Mencione 4 factores que puedan desplazar la posición de un equilibrio. Solo uno de esos factores puede hacer variar el valor de la constante de equilibrio. cual es ese factor?

Principio de Le Chatelier:

Cuando un sistema en equilibrio químico es perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración, el sistema modificará la composición en equilibrio en alguna forma que tienda a contrarrestar este cambio de la variable.

Factores que puedan reemplazar la posición de equilibrio.

  • Variación en la temperatura.
  • Variación en la presión.
  • Variación del volumen

La variación de temperatura es el factor que pueda hacer variar el valor de la constante de equilibrio.

8.-) Defina los ácidos y las bases de Bronsted. Como difieren estas definiciones de Bronsted de las de Arrhernius?

Ácidos y Bases de Bronsted.

  • Un ácido, es la especie donadora de un protón en una reacción de transferencia de un protón.
  • Una base, es la especie receptora del protón en una reacción de transferencia de un protón.
  • Las definiciones de Bronsted con respecto a los ácidos y bases se diferencian de las de Arrhernius cuando dice que un ácido, es una sustancia que tiene hidrógeno y produce H+ en solución acuosa. Una base es una sustancia que contiene el grupo OH y, produce el Ión hidróxido, OH- en solución acuosa.

9.-) Identifique los pares conjugados ácidos bases, según Bronsted, en cada una de las siguientes reacciones:

  • H2PO4- + NH3 Û HPO4= + NH4+

Ácido base ácido base

  • C6H5NH2 + H2O Û C6H5NH3+ + OH-

Base ácido ácido base

  • HCN + H2O Û CN- + H3O+

ácido base base ácidos

  • NH4+ + H2O Û NH3 + H3O+

ácido base base ácidos

10.-) Escriba las ecuaciones de disolución del H2O y la expresión para el producto iónico del agua, Kw.

H2O (l) Û H+ (ac) + OH- (ac)

Ke[H2O] = Kw = [H+][OH-]

Kw = [H+][OH-] = 1,0 x 10-14

Kw = (1,0 x 10-7)(1,0 x 10-7) = 1,0 x 10-14

Expresión para el producto iónico del agua, kw.

11.-) Complete la siguiente tabla para una disolución:

Carácter de la solución

Rangos de valores para

pH

pOH

[H+] > [OH-]

Ácida

< 7

> 7

[H+] < [OH-]

Básica

> 7

< 7

[H+] = [OH-]

Neutra

= 7

= 7

12.-) Indique cuales de las siguientes soluciones son ácidas, básicas o neutras.

  • Un litro de agua destilada tendrá un carácter NEUTRA y un pH igual a 7
  • El pH de la sangre ácida entre 7,35 y 7,45 por lo tanto es una solución BÁSICA
  • Un suelo que tiene un pH superior a 7,50 pero inferior a 9,00 será de carácter BÁSICO

13.-) Escriba sobre una línea la palabra ácida, básica o neutra.

  • pOH > 7 : la disolución es ÁCIDA
  • pOH = 7 : la disolución es NEUTRA
  • pOH < 7 : la disolución es BÁSICA

14.-) Defina solución amortiguadora. Cuales son sus componentes!

Es una solución de un ácido débil o una base débil y su sal. Los dos componentes deben estar presentes.

La disolución tiene la capacidad de resistir los cambios de pH cuando se agregan pequeñas cantidades tanto de ácidos como de bases.

La disolución amortiguadora está compuesta por un ácido o una base y una sal.

15.-) Cite dos ejemplos donde se ponga en evidencia la importancia de las soluciones amortiguadoras:

las disoluciones amortiguadoras son muy importantes en los sistemas químicos y biológicas.

El pH en el cuerpo humano varía mucho de un fluido de a otro; por ejemplo, el pH de la sangre es alrededor de 7,4, en tanto que el del jugo gástrico humano es de alrededor de 1,5.

En la mayor parte de los casos, estos valores de pH, que son cítricas para el funcionamiento adecuado de las enzimas y del balance de la presión osmótica, se mantienen gracias a las disoluciones amortiguadoras.

Una solución que contiene moléculas de ácido acético y iones acetato (además, por supuesto, de otros iones). El equilibrio principal en esta solución es:

HC2H3O2 Û H++C2H3O2-

despejando [H+], se tiene:

Referencias Bibliográficas

Raymond / Chang

Química, sexta edición.

Kennet Whitten

Raymond E.

Química general, quinta edición.

Bursten E.

Lemay H.

Química. La ciencia central, Séptima edición.

 

Documento cedido por:

JORGE L. CASTILLO T.

CiberCrazy5000[arroba]yahoo.com.mx