Formulario de Equilibrio Químico

8/20/2019 Formulario de Equilibrio Químico

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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 TipoElectrón (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

iniciales, no con las de equilibrio.

Qc < Kc El equilibrio se desplaza de izquierda a derechaQc = Kc Sistema en equilibrioQc > Kc El equilibrio se desplaza de derecha a izquierda



Ácido-Base

Constante de acidez

HA + H2O ↔ H3O+ + A-

Constante de basicidad

A- + H2O ↔ HA + OH-

Constante 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

(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

Ka/Co Comportamiento del ácido α%

Ka/Co > 10 Fuerte α% > 90% 10-1 < Ka/Co < 10 Fuerza media 10% < α < 90%

Ka/Co < 10-1 débil α% < 10%

*Fuerza relativa de las bases en función de KaCo

KaCo Comportamiento de la base α% KaCo < 10-15 Fuerte α% > 90%

10-15 < KaCo < 10-13 Fuerza media 10% < α < 90%

KaCo > 10-13 débil α% < 10%

Escala de pH

Titulación de un ácido monoprótico

Notas: Co es la concentración inicial

HA ↔ H+ A-

Inicio CoSe disocia αCo

al equilibrioCo - αCo Co (1-α) αCo αCo

A- + H2O ↔ OH- HAInicio Co

Se disocia αCo

al equilibrioCo - αCo Co (1-α)

αCo αCo αCo

HA + OH- → A- + H2O

In Coa.p.e

(antes del punto de equivalencia)x<1

Co-xCoCo(1-x)

xCo xCo xCo

p.e. (punto de equivalencia) x=1 ≈ε ≈ε ≈Co ≈Co

d.p.e. (después del punto deequivalencia) x>1

xCo-CoCo(x-1)

Co Co

H2O

H2O

H+

OH-

pH

Fuerza de los ácidos

Fuerza de las bases



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 equivalentes

*Anfolitos y ox-red de diferente par

que no reaccionan con concentraciones

estequiometricamente equivalentes

*Celdas Galvánicas

Escala de potenciales

H+

H2

0 E (volts)

Oxidantes

Reductores

Fuerza de oxidantes

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 solose elevan al coeficiente estequiometrico, sino que cada “s” se multiplica por el coeficiente de

equilibrio y a la vez se eleva al coeficiente estequiometrico, ejemplo:

CaF2 ↓ ↔ Ca2+ + 2F-

Ejemplos de cómo se resuelve un problema:

Acido-base

Se prepara una disolución de ácido 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. pKaCH3COOH= 4.76

Moles presentes del ácido acético en la disolución:

Al momento de aforar cambia la concentración a:

Sustituyendo valores al equilibrio en Ka:

Usando 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

CH3COOH ↔ H+ CH3COO-

ni 0.13

ndisocia x

nobtienen x x

neq 0.13- x x x



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 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

ó

por lo tanto no se puede despreciar x

Por lo tanto x1=0.23, x2=1.75

A + B C + D

ni 0.2 0.2

nrx x x

npro x X

Neq o nf 0.2-x 0.2-x x x



Forma cuantitativa (correcta ya que Keq es 49)

Despreciando la x de los productos:

Por lo tanto

Quedando entonces

Ejercicio calcular las concentraciones sin despreciar X

A + B C + D

ni 0.2 0.2

nrx 0.2-x 0.2-x

npro 0.2-x 0.2-X

Neq o nf x x 0.2-x 0.2-x

A + B C + D

ni 0.2 0.2nrx 0.2-0.0286 0.2-0.0286

npro 0.2-0.0286 0.2-0.0286

Neq o nf 0.0286 0.0286 0.1714 00.1714

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