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UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL Y DE SISTEMAS

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CURSO: LABORATORIO DE QUMICA INDUSTRIAL I

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INFORME N°3

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TEMA: EQUILIBRIO QUIMICO

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ALUMNOS: -

VALIENTE CARRERA JUAN CARLOS

-

HERNANDEZ JAUYA FLAVIO

-

ESQUIVEL CONDORI ROCHE

2016-2 EQUILIBRIO QUÍMICO

MARCO TEORICO Introducción: Algunos conceptos sobre Cinética química Para comprender mejor qué es el equilibrio químico es conveniente ver primero los conceptos básicos de cinética química, es decir, el estudio de la velocidad de las reacciones químicas.

Cuando dos o más sustancias en solución o en fase gaseosa reaccionan entre sí para formar uno o más productos, sus concentraciones varían al transcurrir el tiempo: las concentraciones de los reactivos disminuyen y las de los productos aumentan. Consideremos una reacción en la cual las sustancias A y B reaccionan dando la sustancia C: A+ B  C

(1)

A medida de que se produce la reacción, las concentraciones de A y B disminuyen y la concentración de C aumenta.

La velocidad de una reacción se define como el cociente entre la variación de concentración de un reactivo o producto (C) y el intervalo de tiempo (t) en el cual se produjo dicha variación de concentración.

Simbólicamente: V = C / t Para la ecuación vista antes (ecuación 1) tendremos:

Lo más frecuente es medir las concentraciones en moles/dm3 de SN (molaridad) y el tiempo en segundos (s); por lo tanto la velocidad queda expresada en :

moles s . dm ³ Puede derivarse una expresión muy útil para la velocidad de una reacción a partir de la denominada Ley de acción de las masas, la cual establece que la velocidad de una reacción es directamente proporcional al producto de la

concentraciones molares de los reactivos, elevadas a una potencia que es igual al número de moles que aparecen en la ecuación balanceada.

Así para la reacción

aA + bB  cC + dD (a=Nro. de moles de la sustancia A,

b=Nro. De moles de la sustancia B,etc) Tendremos que V = k . A a .  B  b

(2)

(el corchete se utiliza para representar N concentraciones molares)

k es una constante de proporcionalidad llamada constante específica de velocidad. Es importante recalcar que la expresión (2) es válida sólo para sustancias en solución o en fase gaseosa. Esto se debe a que si una sustancia está en estado sólido o como líquido puro, entonces su concentración no variará, o sea que se mantendrá constante a través del tiempo.

Por ejemplo, para la reacción

2H2(g) + O2(g)  2H2O(v)

Tendremos que V = k.  H2  2.  O2 

Definición de equilibrio químico: Es la denominación que se hace a cualquier reacción reversible cuando se observa que las cantidades relativas de dos o más sustancias permanecen constantes, es decir, el equilibrio químico se da cuando la concentración de las especies participantes no cambia, de igual manera, en estado de equilibrio no se observan cambios físicos a medida que transcurre el tiempo; siempre es necesario que exista una reacción química para que exista un equilibrio químico, sin reacción no sería posible. Reacción reversible Una reacción reversible es una reacción química. Consideremos por ejemplo la reacción de los reactivos A y B que se unen para dar los productos C y D, ésta puede simbolizarse con la siguiente ecuación química:

Los coeficientes estequiométricos, es decir, el número relativo de moles de cada substancia que interviene en la reacción se indican como a,b para los reactivos y cd para los productos, mientras que la doble flecha indica que la reacción puede ocurrir en uno u otro sentido, directo e inverso. Puesto que la reacción puede proceder en ambas direcciones y el sentido neto de la reacción está definido por la presión, la temperatura y la concentración relativa de reactivos y productos en el medio en que se desarrolla, la definición de reactantes y productos en este tipo de reacciones es convencional y está dada por el tipo de proceso estudiado.

LA REACCION

Cuando estamos en presencia de una reacción química, los reactivos se combinan para formar productos a una determinada velocidad. Sin embargo, los productos también se combinan para formar reactivos. Es decir, la reacción toma el sentido inverso. Este doble sentido en las reacciones que es muy común en química, llega a un punto de equilibrio dinámico cuando ambas velocidades se igualan. No hablamos de un equilibrio estático en el que las moléculas cesan en su movimiento, sino que las sustancias siguen combinándose formando tanto productos como reactivos. A este equilibrio lo llamamos equilibrio químico.

El equilibrio químico se representa a través de una expresión matemática llamada constante de equilibrio. En una reacción hipotética:

aA + bB cC + Dd

La constante de equilibrio está dado por: K = ([D] d. [C]c) / ([A] a. [B]b) (Las minúsculas están elevadas como potencia).

La constante de equilibrio químico es igual al producto de las concentraciones de los productos elevados a sus coeficientes estequiométricos (c y d) dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos elevados a sus coeficientes estequiométricos (a y b). Recordemos que estos coeficientes son los números que equilibran a las reacciones químicas. La constante no varía, por eso es constante. Solo depende de la temperatura. A cada temperatura distinta habrá valores diferentes de constantes para la misma reacción. Con respecto a las unidades de K, estas dependerán de la expresión matemática que quede en cada caso particular. Según el valor que tenga la K de equilibrio, tendremos una idea certera de lo completa que puede llegar a ser una reacción. Si estamos en presencia de una K grande, mucho mayor que 1, la reacción tiende a completarse bastante a favor de los productos. Caso contrario sucede si la K es muy pequeña. En el caso de aquellas reacciones donde figuren compuestos en estado gaseoso, la constante se denomina Kp en lugar de Kc como normalmente se usa en las reacciones. Kp hace alusión a la presión en lugar de la concentración molar. Kp = Kc.(R.T)∆ng R = Constante universal de los gases. T = Temperatura absoluta. ∆ng = Variación del número de moles gaseosos.

Ley de Acción de masas. Constante de equilibrio. Sea una reacción reversible: aA + b B → c C + d D

La constante de equilibrio, juega en las reacciones reversibles el mismo papel que el reactivo limitante en las reacciones irreversibles, ya que condiciona la concentración tanto de los reactivos como de los productos en el equilibrio. La constante de equilibrio Kc no tiene unidades y depende de la temperatura. Las

concentraciones tanto de productos como de los reactivos se expresan como concentraciones Molares. El valor de la constante de equilibrio nos da una idea de la extensión en que ha tenido lugar la reacción

• Si Kc ≥ 1 la mayoría de los reactivos se ha convertido en productos . • Si Kc ≤1 la mayoría de los reactivos quedan sin reaccionar. Cociente de reacción : Es una expresión similar a la constante de equilibrio, que nos informa en cada momento del desarrollo de la reacción. En la expresión del cociente de reacción no se emplean concentraciones de equilibrio de reactivos y productos, sino de las concentraciones instantáneas de la misma. • Si Q = Kc el sistema se encuentra en equilibrio . • Si Q ≤ Kc se favorecerá la reacción hacia la derecha formando productos. • Si Q ≥ Kc se favorecerá la reacción de descomposición de los productos formados en los reactivos de partida (de derecha a izquierda).

Características del Equilibrio:

El equilibrio es una situación de equilibrio dinámico, que se aplican a las reacciones reversibles. Tanto la reacción directa como la inversa, tienen lugar simultáneamente y cuando se alcanza el equilibrio, ocurren a la misma velocidad. En el equilibrio ∆G = 0. Cuando se alcanza el equilibrio no varían ni las concentraciones de los productos ni la de los reactivos, ni sus propiedades macroscópicas como la presión de vapor. La temperatura es una variable fundamental que controla el equilibrio. La constante de equilibrio Kc depende de la temperatura, de la expresión de la reacción y de su ajuste estequiométrico. Formas de expresar la constante de Equilibrio y sus relaciones entre ellas

Sea la reacción reversible: a A + b B ------- c C + d D · · c d C D

Las características del estado de equilibrio químico. Ley de acción de masas

INTRODUCCION

¿Recuerdas cómo se explica el equilibrio dinámico en las disoluciones saturadas?

Cuando se analizaron las DISOLUCIONES se planteó que en una disolución saturada ocurren simultáneamente, y a la misma velocidad, dos procesos opuestos que son la disolución y la cristalización, estableciéndose el equilibrio dinámico. Estos son los cambios microscópicos.

A continuación se estudiaran reacciones químicas que tienen la peculiaridad de ocurrir en dos sentidos opuestos de la forma siguiente:

Estas reacciones que ocurren simultáneamente en ambos sentidos son las reacciones químicas reversibles.

En determinadas condiciones, una reacción química reversible puede alcanzar el estado de equilibrio químico al cabo de cierto tiempo de iniciarse la reacción química. En ese momento la transformación de los sustancias reaccionantes en sustancias productos no es completa y coexisten determinadas cantidades de los ambas sustancias al mismo tiempo.

En muchos procesos industriales las reacciones químicas que se verifican son reversibles y pueden alcanzar el estado de equilibrio químico, lo que impiden el mayor rendimiento del proceso productivo, de ahí la importancia de su estudio, pues conociendo las características del estado de equilibrio químico y los factores que pueden modificarlo, se pueden utilizar las reacciones químicas reversibles en los procesos productivos de forma óptima.

Características del estado de equilibrio químico

- es un estado dinámico - no ocurren cambios macroscópicos - los cambios microscópicos continúan ocurriendo - se produce en un sistema cerrado - la temperatura uniforme y constante

Al inicio de la reacción química:

- altas c (I2) y c (H2) pocas moléculas de HI - máxima velocidad de la reacción directa - mínimo valor de la reacción inversa

Cuando avanza la reacción química:

- disminuyen las concentraciones de diyodo y dihidrógen - aumenta la concentración de HI - disminuye la velocidad de la reacción directa - aumenta la velocidad de la reacción inversa

Cuando se alcanza el estado de equilibrio químico:

- Las concentraciones de los reaccionantes permanece constante - la concentración de los productos también permanece constante - se igualan las velocidades de la reacción directa e inversa.

Esto se representa gráficamente:

T1 es el tiempo en que se alcanza el estado de equilibrio químico

c(H2): concentración de la cantidad de sustancia de dihidrógeno c(I2): concentración de la cantidad de sustancia de diyodo c(HI): concentración de la cantidad de sustancia de yoduro de hidrógeno

V d: velocidad de la reacción directa V i: velocidad de la reacción inversa

Si se analiza en el sistema I2 (g)+ H2 (g) = 2HI (g) experimentalmente las concentraciones de las sustancias que se encuentran en el sistema en el estado de equilibrio se obtiene como resultado.

TIPOS DE EQUILIBRIO Y SUS RESPECTIVAS CONSTANTES.

En las reacciones iónicas en disolución acuosa la concentración del agua es prácticamente constante, por lo que es costumbre incluirla en el valor de la constante de equilibrio.

HCl(aq) + H2O(l) ↔H3O+(aq) + Cl– (aq)

Ka se denomina constante de acidez. En las reacciones heterogéneas las concentraciones de todas las fases sólidas y líquidas puras son constantes, por lo que también se incluyen en el valor de la constante de equilibrio. Br2(l) ↔ Br2(g)

Las reacciones entre metales y ácidos o sales en disolución y los procesos de disolución de sales prácticamente insolubles son ejemplos de equilibrios iónicos heterogéneos.

Para reacciones de oxidación-reducción, como por ejemplo: Cu+2 (aq) + Zn(s)  Cu(s) + Zn+2(aq)

Las concentraciones [Zn(s)] y [Cu(s)] se incluyen en la constante. La constante de equilibrio de un proceso de disolución como: AgCl(s) ↔Ag+ (aq) + Cl– (aq)

Equilibrio químico : Si en un recipiente cerrado introducimos 1 mol de H2 gaseoso (incoloro) y 1 mol de I2 gaseoso (violeta) y calentamos el recipiente a una temperatura de 445o C, observaremos que a medida de que pasa el tiempo el intenso color violeta del contenido del recipiente va disminuyendo. Esto se debe a que se va formando ioduro de hidrógeno gaseoso que es incoloro: HI (g). La reacción que se ha producido es la siguiente: I2 (g) + H2(g)  2 HI(g) Violeta incoloro

incoloro

Sin embargo, si esperamos un cierto tiempo más, veremos que vuelve a aparecer el color violeta (aunque no con la misma intensidad que la que tenía inicialmente). Esto se debe a que se ha producido la reacción inversa a la anterior, o sea:

2 HI (g)  I2(g) + H2(g) Incoloro

violeta incoloro

Llega un momento en que la coloración violeta se estabiliza, es decir que se observa una intensidad de color constante en el tiempo. Lo que ocurre es que las dos reacciones vistas se producen simultáneamente. Estamos en presencia de una reacción reversible (reacción que se produce simultáneamente en ambos sentidos), que se representa de la siguiente manera:

I2(g) + H2(g)

2 HI(g)

Si llamamos Vd a la velocidad de la reacción directa y Vi a la velocidad de la reacción inversa, y teniendo en cuenta la ley de acción de masas, podemos escribir:

Vd = kd .  I2  .  H2 

(3)

Vi = kd .  HI 2

(4)

Al comenzar la reacción entre el I2 y el H2 (reacción directa), Vd tiene un valor máximo y Vi = 0 (o sea que la reacción inversa aún no se produce).Luego Vd va

disminuyendo y Vi va aumentando pues comienza a producirse la reacción inversa. Finalmente llega un momento en que ambas velocidades se igualan (Vd=Vi). A partir de ese momento el número de moléculas de I2 y de H2 que se combinan para dar HI (reacción directa) será igual al número de moléculas de HI que se descomponen para dar I2 y H2 (reacción inversa).

Diremos que se ha llegado a un ESTADO DE EQUILIBRIO en el cual el sistema, desde el punto de vista macroscópico no cambia, si bien las reacciones directa e inversa siguen ocurriendo (a igual velocidad); es por ello que hablamos de un equilibrio dinámico.

Volviendo a las ecuaciones (3) y (4): teniendo en cuenta que en el equilibrio es Vd = Vi, podemos escribir: kd .  I2  .  H2  = kd .  HI 2 El cociente entre dos constantes dará como resultado otra constante a la que llamaremos CONSTANTE DE EQUILIBRIO, y a la cual simbolizamos Kc:

Generalizando para cualquier reacción que haya alcanzado el equilibrio, y a la cual representamos como: a A+ b B cC+dD

Cc.D Tendremos entonces que depende

d

Kc =

(el valor de Kc sólo A a.Bb

de la temperatura)

Dónde: A y B son los reactivos C y D son los productos a, b, c y d son los coeficientes estequeométricos respectivos

Recordemos que la expresión anterior es válida para sustancias gaseosas o en solución. Si una sustancia se encuentra en forma de sólido o de líquido puro, no intervendrá en la expresión de Kc (pues como ya vimos antes, su concentración no varía).

Ejemplo:

Dada la siguiente reacción: C(s) + H2O (v)

CO (g) + H2(g)

¿Cuál es la expresión de Kc?

Otro ejemplo:

Escribir la expresión de Kc para la reacción NaF(ac) + H2O(L)

HF(ac) + NaOH(ac)

(ac significa “en solución acuosa)

Como a partir de ahora las cosas se van a complicar, les aconsejo que antes de seguir adelante resuelvan estos dos problemas, como para fijar lo que han leído hasta ahora.

1) Calcular la constante de equilibrio para la reacción N 2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)sabiendo que en ese estado las concentraciones son 0,102 mol dm -3 de NH3, 1,030 mol dm-3 de N2 y 1,620 mol dm-3 de H2.

Respuesta: 2,37 . 10-3 2) A 445o C un sistema en equilibrio contiene 0,8 moles dm - 3 de HI y o,4 moles dm-3 de I2. Calcular la concentración de H 2 sabiendo que a esa temperatura Kc = 64. La reacción es: I2(g) + H2(g) 2 HI(g)

Respuesta: 2,5 . 10-2 moles dm-3

Ahora les voy a mostrar algunos ejercicios tipo. Léanlos CON MUCHA ATENCIÓN y PREGUNTEN LAS DUDAS.

Ejemplo 1: Después de calentar PCl5 a 250o C en un recipiente de 12 dm 3 y una vez alcanzado el equilibrio, se determinó que el recipiente contiene 0,21 moles de PCl5, 0,32 moles de PCl3 y 0,32 moles de Cl2. Determinar Kc, siendo la reacción:

PCl5 (g)

PCl3 (g) + Cl2 (g)

Primero escriben la expresión de Kc: Como las concentraciones son molares, o sea moles cada 1 dm 3, el número de moles de cada sustancia debe dividirse por el volumen del recipiente. O sea:

Ejemplo 2:

Se mezclan a temperatura ambiente 1 mol de etanol y 1 mol de ácido etanoico, produciéndose la siguiente reacción:

CH3CH2OH + CH3COOH

CH3COOCH2CH3 + H2O

Una vez alcanzado el equilibrio se encontraron 0,66 moles de etanoato de etilo y 0,66 moles de agua. Calcular el valor de la constante de equilibrio.

Si observan los coeficientes estequeométricos de la ecuación verán que 1 mol de etanol reacciona con 1 mol de ácido etanoico para dar 1 mol de etanoato de etilo y 1 mol de agua. Pero también podemos decir, por ejemplo, que 0,5 moles de etanol reaccionan con 0,5 moles de ácido etanoico dando 0,5 moles de etanoato de etilo y 0,5 moles de agua, o bien que

0,3 moles de etanol reaccionan con 0,3 moles de ácido etanoico dando 0,3 moles de etanoato de etilo y 0,3 moles de agua, o bien que

8 moles de etanol reaccionan con 8 moles de ácido etanoico dando 8 moles de etanoato de etilo y 8 moles de agua, etc, etc.

Entonces, para generalizar podemos decir que:

x moles de etanol reaccionan con x moles de ácido etanoico dando x moles de etanoato de etilo y x m

Podemos entonces plantear el siguiente cuadro (a efectos de visualizar mejor la situación, es conveniente plantear el cuadro debajo de la ecuación química):

CH3CH2OH + CH3COOH

Número de moles en 0

1

CH3COOCH2CH3 + H2O

1

0

el estado inicial

Número de moles en x

1-x

1-x

x

el estado final

El término “estado inicial” se refiere al momento en que se mezclan las dos sustancias pero aún no comenzaron a reaccionar, es decir que todavía no se formaron los productos de la reacción. Por eso (¡lean la primer parte del enunciado del ejemplo!) los unos debajo de los reactivos y los ceros debajo de los productos en la primer fila del cuadro. El término “estado final” se refiere al momento en que ya se produjo la reacción y el sistema alcanzó el estado de equilibrio. El etanoato de etilo y el agua que se forman, lo hacen a expensas del etanol y del ácido etanoico. Entoces si se forman x moles de etanoato de etilo y x moles de agua necesariamente deben desaparecer x moles de etanol y x moles de ácido etanoico. Quedarán entonces 1-x moles de etanol y 1-x moles de ácido etanoico. En nuestro ejemplo (¡lean la segunda parte del enunciado!!!) x = 0,66 moles.  Entonces, una vez alcanzado el equilibrio, tendremos:

 Número de moles de etanol: 1-0,66 = 0,33 moles

 Número de moles de ácido etanoico: 1-0,66 = 0,33 moles  Número de moles de etanoato de etilo: 0,66 moles

Número de moles de agua: 0,66 moles

0, 66. 0, 66  CH3COOCH2CH3  .  H2O 

Kc =

V

V

=  CH3CH2OH  .  CH3COOH 

=4 0, 33. 0, 33 V

V

Observen que cuando, de acuerdo a la estequiometria de la reacción, el número de moles de reactivos es igual al número de moles de productos, no es necesario conocer el volumen en el que ocurre la reacción pues se simplifica en la expresión de Kc. Antes de seguir con más ejemplos es conveniente aclarar dos aspectos: 1.- Dada la constante de equilibrio de una reacción, la constante de equilibrio de la reacción inversa será igual a la inversa de la constante de equilibrio de la primer reacción (ambas a la misma temperatura). ¿Parece un trabalenguas? ....... ¡Un ejemplo!:

La constante de equilibrio de la reacción

I2(g) + H2(g)

2 HI(g)

Es Kc = 64

Entonces, la constante de equilibrio de la reacción inversa

2 HI(g)  I2(g) + H2(g)

Sera Kc = 1/ 64 = 1,56 . 10 – 2

2) Es importante saber qué nos indica a simple vista el valor numérico de la constante de equilibrio. Consideremos los siguientes ejemplos: K= 5,9 . 10 - 18

a) N2(g) + 2 O2(g)

N2O4(g)

b) H2(g) + CO2(g)

H2O(g) + CO(g)

c) C(s) + O2(g)

CO2(g)

K= 1,59

K= 4,76 . 10 48

El valor numérico de la K de la reacción a) es muy pequeño; esto significa que el numerador en la expresión de K, o sea la concentración de los productos, es muy pequeño respecto al denominador, o sea la concentración de los reactivos. O sea que la tendencia a producirse la reacción es muy pequeña. Entonces, siempre que K   1 podremos afirmar esto último.

El valor numérico de la reacción c) es grande; esto significa que la concentración de los productos es mucho mayor que la de los reactivos y que la reacción es casi completa. Entonces, siempre que K   1 podremos afirmar esto último.

El valor numérico de la reacción b) es cercano a 1; esto significa que la concentración de los productos es similar a la de los reactivos. O sea que la tendencia a producirse la reacción es intermedia entre los casos a) y c). Entonces, siempre que K  1 podremos afirmar esto último.

Resumiendo entonces, podemos afirmar que:

Dada una reacción química, a una dada temperatura, el valor numérico de su K nos da una idea de la relación entre la concentración de productos y la concentración de reactivos en el equilibrio e indica la mayor o menor tendencia de los reactivos a convertirse en productos

Por último, aclaremos que el valor numérico de K no tiene nada que ver con el tiempo que tarda el sistema en alcanzar el equilibrio.

Continuemos ahora con los ejercicios tipo resueltos.

Ejemplo 3:

En un recipiente de 1 dm3 se introducen 1 mol de PCl3 y 1 mol de Cl2 a 250o C y se produce la siguiente reacción: PCl3 (g) + Cl2(g)

PCl5(g)

Calcular las concentraciones de todas las sustancias presentes una vez alcanzado el equilibrio, sabiendo que K = 76,34.

Vemos que la relación estequiometria en que se encuentran las sustancias es mol a mol. Entonces, una vez que se alcanzó el equilibrio se habrá formado una cantidad x de PCl5 y habrá desaparecido esa misma cantidad de PCl 3 y de Cl2. Podemos entonces plantear el siguiente cuadro:

PCl3(g) + Cl2(g)

Número de moles en

1

PCl5(g)

1

0

1-x

x

el estado inicial

Número de moles en el estado final

1-x

Como el recipiente es de 1 dm3 de capacidad, las concentraciones anteriores son concentraciones molares y entonces la constante de equilibrio es:

x K=

x

x

= (1 – x) . (1 – x)

= (1 – x)

2

1 – 2x + x2

x 76,34 = 1 – 2x + x2

76,34 . (1 – 2x + x2) = x  76,34 -152,68x + 76,34x2 = x

76,34 -152,68x + 76,34x2 – x = 0  76,34x2 – 153,68x + 76,34 = 0

La resolución de la ecuación cuadrática conduce a dos soluciones: x = 1,128 y x = 0,892

El primer valor se descarta pues 1 – 1,128 es negativo y las concentraciones negativas carecen de sentido físico. Debemos utilizar entonces la otra solución. Por lo tanto, las concentraciones en el equilibrio son:

 PCl3  = 1 – 0,892 = 0,108 moles / dm3  Cl2  = 1 – 0,892 = 0,108 moles / dm3  PCl5  = 0,892 moles / dm3

Ejemplo 4: I2(g) + H2(g), a 445o C,

Dada la reacción 2 HI(g)

Calcular las concentraciones de reactivos y productos en el equilibrio, sabiendo que la concentración inicial de HI es 2 moles dm -3 y que K = 1,56. 10 – 2.

Si observan la relación estequiometria de la ecuación, verán que por cada mol de I2 e H2 formados, se descomponen 2 moles de HI. Entonces cada x moles de I2 e H2 formados, se descomponen 2x moles de HI. Entonces:

2 HI(g)

Número de moles en

I 2(g) + H2(g),

2

0

0

el estado inicial

Número de moles en

2 – 2x

el estado final

Resolviendo la ecuación cuadrática resulta: x = - 0,33 y x = 0,20 Sólo la segunda solución tiene sentido físico (¿por qué?) Entonces, las concentraciones en el equilibrio son:  HI  = 2 – 2x = 1,6 moles dm-3  I2  =  H2  = x = 0,20 moles dm-3

x

x

Ejemplo 5: Un recipiente cerrado de 1 dm3 contiene 1 mol de H2, 2 moles de I2 y 3 moles de HI. Calcular la concentración de cada sustancia en el equilibrio, para la reacción:

I2(g) + H2(g)

2 HI(g)

K = 64

Hay una diferencia entre este ejemplo y los anteriores: el recipiente, en el estado inicial no sólo contiene reactivos sino también productos. En estos casos debemos primero determinar en qué sentido procederá la reacción, o sea si hacia los productos (o sea de izquierda a derecha) o hacia los reactivos (o sea de derecha a izquierda). Para ello definimos la relación Qc (cociente de reacción) como:

 HI 2 Qc =  I2  .  H2  Donde ahora estas concentraciones corresponden a valores distintos de la situación de equilibrio. El valor de Qc irá variando desde el inicial hasta que al alcanzarse el estado de equilibrio coincidirá con el valor de K.

32 El valor inicial de Qc será:

= 4,5 2. 1

Vemos que Qc  K ; entonces para llegar al equilibrio este valor de 4,5 debe aumentar hasta llegar hasta el valor 64. Para ello debe aumentar el numerador (los productos) y disminuir el denominador (los reactivos). Entonces la reacción procederá de izquierda a derecha.

Generalizando:



Si Qc  K, la reacción procede de izquierda a derecha



Si Qc  K, la reacción procede de derecha a izquierda



Si Qc = K, el sistema está en equilibrio

Volviendo a nuestro ejemplo, cuando planteemos el cuadro debajo de la reacción, la fracción x irá restando en los reactivos y sumando en los productos (¡si fuera Qc  K, sería al revés!!).

Entonces:

I2(g) + H2(g)

Número de moles en

2

2 HI(g)

1

3

el estado inicial

Número de moles en

2-x

1–x

el estado final

 HI 2 Kc =  I2  .  H2 

(3 + 2x)2 =

= 64 (2 – x). (1 – x)

Resolviendo la ecuación se obtiene x = 2,65 y x = 0,75

3 + 2x

La segunda solución es la que tiene sentido físico; las concentraciones en el equilibrio son: HI = 4,5 moles dm-3, H2 = 0,25 moles dm-3, I2 = 1,3 moles dm-3 PRINCIPIO DE LE CHATELIER Un sistema en equilibrio puede ser alterado si se modifican las condiciones que se establecieron para lograr el equilibrio. Esto es, puede haber cambios en las concentraciones de los reactivos y/o productos, la presión, el volumen y la temperatura del sistema y romper el equilibrio. Estos cambios en los sistemas en equilibrio fueron estudiados por el Químico Industrial Henri Louis Le Chatelier, quien estableció: si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración, el sistema se desplazará en la dirección que contrarreste al mínimo dicha perturbación, lográndose un nuevo estado de equilibrio. Cambios de concentración. Cuando se agrega una sustancia a un sistema en equilibrio, reactivo o producto, éste se desplazará en el sentido que lo contrarreste consumiendo la sustancia adicionada y conseguir un nuevo estado de equilibrio. Si por el contrario, se extrae del sistema reactivo o producto, el sistema se dirigirá en la dirección que se forme más de la sustancia retirada. a) Variacion de la concentración También es muy interesante saber la concentración de reactivos que queda sin reaccionar después de un cierto tiempo de haber comenzado la reacción; es decir, disponer de una expresión del tipo [R]=f(t). Si la cinética es de orden 1 en la reacción R→P

la expresión es [R ]=[R] o .e−kt en la que [R ] es la concentración del reactivo R a t unidades de tiempo después de haber comenzado la reacción, siendo [R ]0 la concentración inicial del reactivo y k la constante de velocidad. Fíjate en la gráfica. Verás que la reacción de desaparición de R es cada vez más lenta, con lo que el tiempo de reacción tiende a ser infinito: cuanto menos reactivo queda, más lentamente reacciona. Como por cada mol de R se forma uno de P, la curva de evolución de la concentración de R es simétrica.

b) Variacion de la presión

Las variaciones de presión sólo afectan a los equilibrios en los que intervienen algún gas y cuando hay variaciones de volumen en la reacción. En la reacción de formación del amoniaco, hay cuatro moles en el primer miembro y dos en el segundo; por tanto, hay una disminución de volumen de izquierda a derecha: N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g) Si disminuimos el volumen del sistema el efecto inmediato es el aumento de la concentración de las especies gaseosas y , por tanto, de la presión en el recipiente. Dicho aumento se compensa parcialmente si parte del N2 y del H2 se combinan dando NH3, pues así se reduce el número total de moles gaseosos y, consecuentemente, la presión total. El equilibrio se desplaza hacia la derecha. Si aumentamos el volumen ocurrirá todo lo contrario c) Variacion de la temperatura Si en una reacción exotérmica aumentamos la temperatura cuando se haya alcanzado el equilibrio químico, la reacción dejará de estar en equilibrio y tendrá lugar un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda (en el sentido en el que se absorbe calor). Es decir, parte de los productos de reacción se van a transformar en reactivos hasta que se alcance de nuevo el equilibrio químico. Si la reacción es endotérmica ocurrirá lo contrario.

d) Efecto de un catalizador Los catalizadores son sustancias que aceleran las reacciones químicas. No afectaran al equilibrio químico ya que aceleran la reacción directa e inversa por igual. El único efecto es hacer que el equilibrio se alcanza más rápidamente

.

SOLUBILIDAD DE UNA SUSTANCIA La solubilidad es capacidad que posee una sustancia para poder disolverse en otra. Dicha capacidad puede ser expresada en moles por litro, gramos por litro o también en porcentaje del soluto. Generalmente, para hacer que el soluto se disuelva se suele calentar la muestra, de este modo, la sustancia disuelta se conoce como soluto y la sustancia donde se disuelve el soluto se conoce como disolvente. Para todas las sustancias no valen los mismos disolventes, pues por ejemplo, en el caso del agua usada como disolvente, es útil para el alcohol o la sal, los cuales se disuelven en ella fácilmente, en cambio, no se disuelven en ella el aceite, o la gasolina. Los caracteres, polar o apolar, son de gran importancia en la solubilidad, pues gracias a estos, las sustancias variarán sus solubilidades. Los compuestos que poseen menor solubilidad, son los que tienen menor reactividad, como por ejemplo, las parafinas, compuestos aromáticos, o compuestos derivados de los halógenos. El concepto de solubilidad, se utiliza tanto para describir fenómenos cualitativos de los procesos de disolución, como también para expresar de manera cuantitativa la concentración de una solución.

La solubilidad de una sustancia es dependiente de la naturaleza, tanto del soluto como del disolvente, así como también de la temperatura y presión a la que esté sometido el sistema. La interacción de las moléculas del disolvente con las del soluto, para conseguir formar agregados se conocen como solvatación, pero si el disolvente es agua, a este proceso se conocerá como hidratación. La solubilidad se ve afectada por diferentes factores, y ésta viene determinada por el equilibrio de las fuerzas internas que existen entre los disolventes y los solutos. La temperatura o la presión, son factores, que al romper el equilibrio, afectan a la solubilidad. En gran parte, la solubilidad depende de la presencia de otras sustancias que se encuentran disueltas en el disolvente, y también de la cantidad en exceso o defecto de un ion común en la solución, así como también dependerá, pero en menor medida, de la fuerza iónica de cada solución. La temperatura, es uno de los factores que influye en la solubilidad, así, para muchos sólidos que se encuentran disueltos en agua, la solubilidad aumenta al verse también aumentada la temperatura hasta los 100ºC. Sometidos a altas temperaturas, la solubilidad de los solutos iónicos, se ven disminuidos debido a que las propiedades cambian y el agua se convierte en menos polar, al reducirse la constante dieléctrica. Sin embargo, los solutos en estado gaseoso, muestran un comportamiento algo complejo frente a la temperatura, pues al elevarse la temperatura, los gases tienen a volverse menos solubles ( en agua), pero si más solubles en disolventes de carácter orgánicos. Así, en los compuestos orgánicos, la solubilidad, generalmente aumenta con la temperatura. La solubilidad de los compuestos iónicos es algo compleja, pues en ella interviene más factores. En la práctica es bueno saber algunas reglas para determinar la solubilidad o también, la insolubilidad de las sustancias iónicas en la disolución acuosa. Las reglas, obtenidas experimentalmente, hacen que las sustancias se puedan clasificar en: Solubles, ligeramente solubles, o insolubles. Solubles: Son las sustancias con una solubilidad superior a 0.02 moles de soluto por litro de disolución Ligeramente insolubles: son las sustancias que tienen una solubilidad aproximada de 0.02 moles por litro. Insolubles: Son las sustancias que no llegan a tener una solubilidad de 0.02 moles por litros, pero dado que esta solubilidad no es del todo nula, se suele conocer con el nombre de poco solubles.

FACTORES QUE DETERMINAN LA SOLUBILIDAD

Temperatura: Solubilidad en líquidos: al elevar la temperatura aumenta la solubilidad del soluto gas en el líquido debido al aumento de choques entre moléculas contra la superficie del líquido. También ocurre lo mismo con la presión. En el caso de los sólidos: en general un aumento de la temperatura provocará un aumento de la solubilidad aunque existen casos donde la solubilidad sufre una pequeña variación e incluso casos donde al aumentar la temperatura la solubilidad disminuye. En el caso de los gases: un aumento de la temperatura produce siempre una disminución de la solubilidad y vise-versa. Si se coloca en un recipiente una pequeña cantidad de bebida gaseosa, al ser calentada, se observa inmediatamente una efervescencia derivada del escape de gas (dióxido de carbono) de la solución. Si se calienta agua, esta pierde el aire disuelto en ella. Solubilidad de líquidos en líquidos: Al aumentar la temperatura aumenta la solubilidad de líquidos en líquidos. En este caso la solubilidad no se ve afectada por la presión. Solubilidad de sólidos en líquidos: la variación de solubilidad está relacionada con el calor absorbido o desprendido durante el proceso de disolución. Si durante el proceso de disolución se absorbe calor la solubilidad crece con el aumento de la temperatura, y por el contrario, si se desprende calor durante el proceso de disolución, la solubilidad disminuye con la elevación de temperatura.

 aP esi n:

L r ó

Este factor no produce alteración alguna en las solubilidades de sólidos y líquidos. La presión modifica considerablemente la solubilidad de un gas y actúa de la siguiente forma: “Un aumento de la presión producirá siempre un aumento de la solubilidad del gas y vise-versa, siempre que la temperatura permanezca constante” (la temperatura también modifica la solubilidad de un gas. Esta mitificación se conoce con términos matemáticos como “ley de Henry” que dice: “La solubilidad de un gas es directamente proporcional a la presión del gas sobre la superficie del líquido a temperatura constante”. Esto se puede comprobar fácilmente con la siguiente experiencia:



Las bebidas y el champagne, contienen un gas disuelto (dióxido de carbono) a una alta presión, sobre todo el champagne, de ahí que al abrirlos se produzca una disminución de la presión y el gas escapa violentamente de la solución. Esto se puede evitar un cierto grado enfriando, ya que como uno puede darse cuenta fácilmente en el caso de los gases, su solubilidad varía en forma contraria con la presión y la temperatura. Estado de subdivisión: Este factor tiene especial importancia en la disolución de sustancias sólidas en solvente líquidos, ya que, cuando más finamente dividido se encuentre el solidó, mayor superficie de contacto existirá entre las moléculas del soluto y el solvente. Con ello, se aumenta la eficiencia de la solvatación. Es por eso que en algunas situaciones la trituración de los solutos facilita bastante la disolución.  Superficie de contacto: Al aumentar la superficie del soluto con el solvente se favorece por pulverización del mismo.



Agitación: Al agitar la solución se logra la separación de la capa y nuevas moléculas de disolvente alcanzan la superficie del líquido.

PRODUCTO DE SOLUBILIDAD: Ks Una de las aplicaciones más sencillas en un equilibrio químico es el hallar la concentración de una sal poco soluble. Por ejemplo, si tomamos la disociación del cloruro de plata en un medio acuoso, tenemos lo siguiente: AgCl ↔ Ag++Cl−¿ donde, al ser alcanzado el equilibrio, se llega que se ha disuelto sólo1,67x105mol. Aunque esta cifra pueda parecer insignificante para uno, este valor puede ser de gran importancia dentro de un laboratorio. Por esta razón, es de interés encontrar las solubilidades de distintas sales mediante expresiones cuantitativas. Para ello, procederemos a determinar la constante de equilibrio de la reacción anterior: Ag+ ¿ ¿ Cl−¿ ¿ ¿ K=¿ pero, recordando que la concentración de un sólido es una constante, entonces podemos definir una nueva constante: Ag+¿ ¿ Cl−¿ Ksp=¿

Esta nueva constante es el producto de solubilidad de la sal cloruro de plata (AgC ℓ). El producto de solubilidad es el producto entre la concentración de los iones formados por la sal poco soluble. Entonces, también podemos decir que esta constante nos puede decir cuán soluble es una sal, al obtener numéricamente una cantidad. Con esto, podemos decir que: a mayor Ksp implica mayor solubilidad, y a menor Ksp implica menor solubilidad. Como consecuencia, tenemos que la constante de equilibrio de la reacción anterior es el producto de las concentraciones de los iones disueltos en el medio acuoso. Por esta razón, se le ha llamado constante de producto iónico, o más comúnmente producto de solubilidad.

En la siguiente tabla se verá los valores más conocidos de Ksp según su sal: Compuesto

Fórmula

Kps (25 °C)

Hidróxido de aluminio

Al(OH)3

3×10-34

Fosfato de aluminio

AlPO4

9.84×10-21

Bromato de bario

Ba(BrO3)2

2.43×10-4

Carbonato de bario

BaCO3

2.58×10-9

Cromato de bario

BaCrO4

1.17×10-10

Fluoruro de bario

BaF2

1.84×10-7

Hidróxido de bario octahidratado

Ba(OH)2×8H2O

2.55×10-4

Yodato de bario

Ba(IO3)2

4.01×10-9

Yodato de bario monohidrato

Ba(IO3)2×H2O

1.67×10-9

Molibdato de bario

BaMoO4

3.54×10-8

Nitrato de bario

Ba(NO3)2

4.64×10-3

Selenato de bario

BaSeO4

3.40×10-8

Sulfato de bario

BaSO4

1.08×10-10

Sulfito de bario

BaSO3

5.0×10-10

Hidróxido de berilio

Be(OH)2

6.92×10-22

Arseniato de bismuto

BiAsO4

4.43×10-10

Ioduro de bismuto

BiI

7.71×10-19

Arseniato de cadmio

Cd3(AsO4)2

2.2×10-33

Carbonato de cadmio

CdCO3

1.0×10-12

Fluoruro de cadmio

CdF2

6.44×10-3

Hidróxido de cadmio

Cd(OH)2

7.2×10-15

Yodato de cadmio

Cd(IO3)2

2.5×10-8

Oxalato de cadmio trihidratado

CdC2O4×3H2O

1.42×10-8

Fosfato de cadmio

Cd3(PO4)2

2.53×10-33

Sulfuro de cadmio

CdS

1×10-27

Carbonato de calcio (aragonito)

CaCO3

6.0×10-9

Carbonato de calcio (calcita)

CaCO3

3.36×10-9

Fluoruro de calcio

CaF2

3.45×10-11

Hidróxido de calcio

Ca(OH)2

5.02×10-6

Yodato de calcio

Ca(IO3)2

6.47×10-6

Yodato de calcio hexahidratado

Ca(IO3)2×6H2O

7.10×10-7

Molibdato de calcio

CaMoO

1.46×10-8

Oxalato de calcio monohidrato

CaC2O4×H2O

2.32×10-9

Fosfato de calcio

Ca3(PO4)2

2.07×10-33

Sulfato de calcio

CaSO4

4.93×10-5

Sulfato de calcio dihidratado

CaSO4×2H2O

3.14×10-5

Sulfato de calcio hemihidratado

CaSO4×0.5H2O

3.1×10-7

Perclorato de cesio

CsClO4

3.95×10-3

Peryodato de cesio

CsIO4

5.16×10-6

Arseniato de cinc

Zn3(AsO4)2

2.8×10-28

Carbonato de cinc

ZnCO3

1.46×10-10

Carbonato de cinc monohidrato

ZnCO3×H2O

5.42×10-11

Fluoruro de cinc

ZnF

3.04×10-2

Hidróxido de cinc

Zn(OH)2

3×10-17

Yodato de cinc dihidratado

Zn(IO3)2×2H2O

4.1×10-6

Oxalato de cinc dihidratado

ZnC2O4×2H2O

1.38×10-9

Seleniuro de cinc

ZnSe

3.6×10-26

Selenito de cinc monohidrato

ZnSeO3×H2O

1.59×10-7

Sulfuro de cinc (alfa)

ZnS

2×10-25

Sulfuro de cinc (beta)

ZnS

3×10-23

Arseniato de cobalto(II)

Co3(AsO4)2

6.80×10-29

Carbonato de cobalto(II)

CoCO3

1.0×10-10

Hidróxido de cobalto(II) (azul)

Co(OH)2

5.92×10-15

Yodato de cobalto(II) dihidratado

Co(IO3)2×2H2O

1.21×10-2

Fosfato de cobalto(II)

Co3(PO4)2

2.05×10-35

Sulfuro de cobalto(II) (alfa)

CoS

5×10-22

Sulfuro de cobalto(II) (beta)

CoS

3×10-26

Bromuro de cobre(I)

CuBr

6.27×10-9

Cloruro de cobre(I)

CuCl

1.72×10-7

Cianuro de cobre(I)

CuCN

3.47×10-20

Hidróxido de cobre(I)

Cu2O

2×10-15

Ioduro de cobre(I)

CuI

1.27×10-12

Tiocianato de cobre(I)

CuSCN

1.77×10-13

Arseniato de cobre(II)

Cu3(AsO4)2

7.95×10-36

Hidróxido de cobre(II)

Cu(OH)2

4.8×10-20

Yodato de cobre(II) monohidrato

Cu(IO3)2×H2O

6.94×10-8

Oxalato de cobre(II)

CuC2O4

4.43×10-10

Fosfato de cobre(II)

Cu3(PO4)2

1.40×10-37

Sulfuro de cobre(II)

CuS

8×10-37

Fluoruro de escandio

ScF3

5.81×10-24

Hidróxido de escandio

Sc(OH)3

2.22×10-31

Hidróxido de estaño(II)

Sn(OH)2

5.45×10-27

Arseniato de estroncio

Sr3(AsO4)2

4.29×10-19

Carbonato de estroncio

SrCO3

5.60×10-10

Fluoruro de estroncio

SrF2

4.33×10-9

Yodato de estroncio

Sr(IO3)2

1.14×10-7

Yodato de estroncio hexahidratado

Sr(IO3)2×6H2O

4.55×10-7

Yodato de estroncio monohidrato

Sr(IO3)2×H2O

3.77×10-7

Oxalato de estroncio

SrC2O4

5×10-8

Sulfato de estroncio

SrSO4

3.44×10-7

Hidróxido de europio(III)

Eu(OH)3

9.38×10-27

Hidróxido de gallio(III)

Ga(OH)3

7.28×10-36

Carbonato de hierro(II)

FeCO3

3.13×10-11

Fluoruro de hierro(II)

FeF2

2.36×10-6

Hidróxido de hierro(II)

Fe(OH)2

4.87×10-17

Sulfuro de hierro(II)

FeS

8×10-19

Hidróxido de hierro(III)

Fe(OH)3

2.79×10-39

Fosfato de hierro(III) dihidratado

FePO4×2H2O

9.91×10-16

Yodato de lantano

La(IO3)3

7.50×10-12

Carbonato de litio

Li2CO3

8.15×10-4

Fluoruro de litio

LiF

1.84×10-3

Fosfato de litio

Li3PO4

2.37×10-4

Fosfato de amonio y magnesio

MgNH4PO4

3×10-13

Carbonato de magnesio

MgCO3

6.82×10-6

Carbonato de magnesio pentahidratado

MgCO3×5H2O

3.79×10-6

Carbonato de magnesio trihidratado

MgCO3×3H2O

2.38×10-6

Fluoruro de magnesio

MgF2

5.16×10-11

Hidróxido de magnesio

Mg(OH)2

5.61×10-12

Oxalato de magnesio dihidratado

MgC2O4×2H2O

4.83×10-6

Fosfato de magnesio

Mg3(PO4)2

1.04×10-24

Carbonato de manganeso(II)

MnCO3

2.24×10-11

Hidróxido de manganeso(II)

Mn(OH)2

2×10-13

Yodato de manganeso(II)

Mn(IO3)2

4.37×10-7

Oxalato de manganeso(II) dihidratado

MnC2O4×2H2O

1.70×10-7

Sulfuro de manganeso(II) (verde)

MnS

3×10-14

Sulfuro de manganeso(II) (rosa)

MnS

3×10-11

Bromuro de mercurio(I)

Hg2Br2

6.40×10-23

Carbonato de mercurio(I)

Hg2CO3

3.6×10-17

Cloruro de mercurio(I)

Hg2Cl2

1.43×10-18

Fluoruro de mercurio(I)

Hg2F2

3.10×10-6

Ioduro de mercurio(I)

Hg2I2

5.2×10-29

Oxalato de mercurio(I)

Hg2C2O4

1.75×10-13

Sulfato de mercurio(I)

Hg2SO4

6.5×10-7

Tiocianato de mercurio(I)

Hg2(SCN)2

3.2×10-20

Bromuro de mercurio(II)

HgBr2

6.2×10-20

Hidróxido de mercurio(II)

HgO

3.6×10-26

Ioduro de mercurio(II)

HgI2

2.9×10-29

Sulfuro de mercurio(II) (negro)

HgS

2×10-53

Sulfuro de mercurio(II) (rojo)

HgS

2×10-54

Carbonato de neodimio

Nd2(CO3)3

1.08×10-33

Carbonato de niquel(II)

NiCO3

1.42×10-7

Hidróxido de niquel(II)

Ni(OH)2

5.48×10-16

Yodato de niquel(II)

Ni(IO3)2

4.71×10-5

Fosfato de niquel(II)

Ni3(PO4)2

4.74×10-32

Sulfuro de niquel(II) (alfa)

NiS

4×10-20

Sulfuro de niquel(II) (beta)

NiS

1.3×10-25

Tiocianato de paladio(II)

Pd(SCN)2

4.39×10-23

Acetato de plata(I)

AgCH3COO

1.94×10-3

Arseniato de plata(I)

Ag3AsO4

1.03×10-22

Bromato de plata(I)

AgBrO3

5.38×10-5

Bromuro de plata(I)

AgBr

5.35×10-13

Carbonato de plata(I)

Ag2CO3

8.46×10-12

Cloruro de plata(I)

AgCl

1.77×10-10

Cromato de plata(I)

Ag2CrO4

1.12×10-12

Cianuro de plata(I)

AgCN

5.97×10-17

Yodato de plata(I)

AgIO3

3.17×10-8

Ioduro de plata(I)

AgI

8.52×10-17

Oxalato de plata(I)

Ag2C2O4

5.40×10-12

Fosfato de plata(I)

Ag3PO4

8.89×10-17

Sulfato de plata(I)

Ag2SO4

1.20×10-5

Sulfuro de plata(I)

Ag2S

8×10-51

Sulfito de plata(I)

Ag2SO3

1.50×10-14

Tiocianato de plata(I)

AgSCN

1.03×10-12

Bromuro de plomo(II)

PbBr2

6.60×10-6

Carbonato de plomo(II)

PbCO3

7.40×10-14

Cloruro de plomo(II)

PbCl2

1.70×10-5

Cromato de plomo(II)

PbCrO4

3×10-13

Fluoruro de plomo(II)

PbF2

3.3×10-8

Hidróxido de plomo(II)

Pb(OH)2

1.43×10-20

Yodato de plomo(II)

Pb(IO3)2

3.69×10-13

Ioduro de plomo(II)

PbI2

9.8×10-9

Oxalato de plomo(II)

PbC2O4

8.5×10-9

Selenato de plomo(II)

PbSeO4

1.37×10-7

Sulfato de plomo(II)

PbSO4

2.53×10-8

Sulfuro de plomo(II)

PbS

3×10-28

Hexacloroplatinato de potasio

K2PtCl6

7.48×10-6

Perclorato de potasio

KClO4

1.05×10-2

Peryodato de potasio

KIO4

3.71×10-4

Hidróxido de praseodimio

Pr(OH)3

3.39×10-24

Yodato de radio

Ra(IO3)2

1.16×10-9

Sulfato de radio

RaSO4

3.66×10-11

Perclorato de rubidio

RuClO4

3.00×10-3

Bromato de talio

TlBrO3

1.10×10-4

Bromuro de talio

TlBr

3.71×10-6

Cloruro de talio

TlCl

1.86×10-4

Cromato de talio

Tl2CrO4

8.67×10-13

Hidróxido de talio

Tl(OH)3

1.68×10-44

Yodato de talio

TlIO3

3.12×10-6

Ioduro de talio

TlI

5.54×10-8

Sulfuro de talio

Tl2S

6×10-22

Tiocianato de talio

TlSCN

1.57×10-4

Carbonato de ytrio

Y2(CO3)3

1.03×10-31

Fluoruro de ytrio

YF3

8.62×10-21

Hidróxido de ytrio

Y(OH)3

1.00×10-22

Yodato de ytrio

Y(IO3)3

1.12×10-10

RELACION ENTRE LA SOLUBILIDAD Y EL Ks

Existen substancias poco solubles en agua como, por ejemplo,

BaSO 4 .

Añadiendo cierta cantidad de sulfato de bario al agua, vemos que gran parte va hacia el fondo, formando un precipitado constituido de BaSO 4 que no se disuelve.

Sin embargo, sabemos que la disolución de la sal no terminó. En realidad, la sal continúa disolviéndose, y precipitándose, estableciendo un equilibrio dinámico.

Este equilibrio se llama heterogéneo o polifásico porque es el equilibrio que se establece en un sistema heterogéneo.

Constante del Producto de Solubilidad ( PS o Kps o Ks ):

Supongamos una solución de electrolito A2B3, poco soluble, en presencia de su cuerpo al piso (parte insoluble). La parte que se disolvió está bajo la forma de iones A+++ e B=, mientras la parte no-soluble está bajo la forma no-ionizada A2B3. Existe, así, un equilibrio dinámico entre A2B3 y sus iones en la solución, que puede ser representada por la ecuación:

A ₂ B ₃ ⇄ 2 A+3 B

Como todo equilibrio este también debe obedecer a la ley:

Ki=

[ A ]²[B ] ³ [ AB]

Como la concentración de un sólido tiene valor constante, el producto K i · [A2B3] de la fórmula de arriba también es constante y se llama producto desolubilidad.

Kps= [ A ³ ] ².[ B ²]³

Por lo tanto, el producto de solubilidad ( Kps

o PS) es el producto de las

concentraciones molares de los iones existentes en una solución saturada, donde cada concentración es elevada a un exponente igual al respectivo coeficiente del ion en la correspondiente ecuación de disociación. La expresión

Kps

es utilizada solamente para soluciones saturadas de

electrolitos considerados insolubles, porque la concentración de iones en solución es pequeña, resultando soluciones diluidas. Kps

es una grandeza que sólo depende de la temperatura. Cuanto más

soluble el electrolito, mayor la concentración de iones en solución, mayor el valor de Kps ; cuanto menos soluble el electrolito, menor la concentración de iones en solución, menor el valor de

Kps , desde que las substancias comparadas

presente la misma proporción entre los iones.

Efecto de ion común Se conoce como efecto de ion común al desplazamiento de un equilibrio iónico cuando cambia la concentración de uno de los iones que están implicados en dicho equilibrio, debido a la presencia en la disolución de una sal que se encuentra disuelta en él. Algunas veces sucede que en una misma disolución hay presentes dos tipos de sustancias, que se encuentran disociadas en sus respectivos iones, procediendo uno de éstos a su vez de la disociación de las dos sustancias.

Por ejemplo, en el caso de la disolución acuosa de sulfato de sodio, Na2SO4, con sulfato de calcio, CaSO4, se encuentra presente como ion común, el ion sulfato, procedente de la disociación de las dos sales de la disolución, como se muestra a continuación:

+¿+ SO ₄² ¯ N a2 S O4 → 2 N a ¿

2+¿+ SO ₄² ¯ 4 ¿ CaS O ⇄C a

Los sistemas en equilibrio se ven afectados por la presencia de un ion común, a través de un mecanismo que se conoce con el nombre de efecto del ion común. Si ponemos como ejemplo, una disolución que se encuentra saturada de una sal que es poco soluble, como puede ser el cloruro de plata AgCl, tiene lugar un equilibrio del siguiente tipo:

+ ¿+Cl ¯ AgCl ⇄ A g ¿

de donde la

Ks

( constante de producto de solubilidad) es =

[ Ag ⁺][Cl ¯ ]

La solubilidad del cloruro de plata, en este caso, disminuye al añadir a la disolución, que se encuentra saturada, una disolución de iones plata, por efecto del ion común. En consecuencia, aumentará la cantidad de precipitado de cloruro de plata.

Si añadimos otra disolución, en éste caso de una sal poco soluble, como pueda ser el nitrato de plata, AgNO3, dicha sal también proporcionará un ion común, en éste caso el ion Ag^+, de la siguiente manera:

AgNO ₃ (aq)→ Ag ⁺(aq )+ NO 3¯ (aq)

Debido al aumento de la concentración del ion plata, el equilibrio del AgCl se ve desplazado hacia la izquierda, disminuyendo por lo tanto la solubilidad de dicha sal, a la vez que se ve producida la precipitación de una parte de ella.

Resumiendo, podemos decir que, con la presencia del ion común de plata, la solubilidad del AgCl, es menor que si estuviese en agua pura. El producto resultante de la solubilidad se mantiene constante, pues al aumentar la concentración del ión plata, disminuye la concentración del ion Cl^-, en igual cantidad. Así se puede decir que, la adición de un ión común a un equilibrio de solubilidad de un compuesto, consiste en la disminución de la solubilidad y de la precipitación de dicho ion.

CONDICIONES PARA LA PRECIPITACION DE SALES Precipitación fraccionada Es una técnica en la que dos o más iones en disolución, todos ellos capaces de precipitar con un reactivo común, se separan mediante reactivo: un ion precipita mientras que el otro o los otros, con propiedades semejantes, permanecen en disolución.

La condición principal para una buena precipitación fraccionada es que haya una diferencia significativa en las solubilidades de las sustancia que se van a separar (normalmente una diferencia significativa en sus valores de Kps). Es necesario agregar lentamente la adición de la disolución concentrada del reactivo precipitante a disolución donde debe producirse la precipitación.

A partir de los productos de solubilidad es posible predecir cuál de los iones precipita primero y si esta precipitación es completa cuando empieza a precipitar el segundo ión. Dicho de otra forma, es posible deducir si pueden separarse cuantitativamente dos iones por precipitación fraccionada (11) Precipitación fraccionada, en el cual sedimentan en orden, las sustancias disueltas en función a su Kps, después del ajuste del pH y otras condiciones, sin completar la sedimentación en un solo paso.

Es así la precipitación de los iones que se encuentran en una solución ácida por neutralización de la misma, causando la sedimentación del metal que se encuentra como ion, formando hidróxido por elevación del pH, o por formación de sales poco solubles, como ( fosfatos, carbonatos , oxalatos, sulfuros etc.).

Las aguas ácidas se caracterizan por tener un pH ácido (entre 2.5 y 4.5), no cumpliendo con los estándares de descarga al cuerpo receptor. Para neutralizarla se le adiciona Ca CO3, lechada de cal (CaO), que permite elevar el

pH dentro del rango de 6.5 a 8.5, removiendo así los metales presentes, los cuales precipitan en forma de hidróxidos.

Si no se logra precipitar los metales pesados hasta los límites permisibles, y todavía hay cationes que no precipitaron, entonces se procede a aumentar el pH de la solución a un rango mayor para precipitar los contaminantes iónicos presentes en la solución.

Posteriormente, se pasa a una etapa de separación sólido-líquido, con la ayuda de algún coagulante-floculante. Finalmente se procede a regular el pH obteniéndose aguas clarificadas, exentas de metales pesados y con un pH dentro del rango permisible de descarga.

DISOLUCION DE PRECIPITADOS Tipos de precipitados

Precipitado coloidal

Está formado por partículas muy pequeñas, que no precipitan por efecto de la gravedad, por lo cual, la disolución tiene un aspecto turbio. Estas partículas no pueden separarse del disovente mediante el papel de filtro, ya que, debido a su pequeño tamaño, atraviesan la trama de éste. Este tipo de precipitado se forma si la sobresaturación es grande, puesto que la velocidad de nucleación también lo es, y se forman muchos núcleos que crecen poco.

PRECITADO COLOIDAL

Precipitado cristalino Las partículas que forman el precipitado son grandes y la disolución queda transparente. Este precipitado se forma si la sobresaturación es pequeña, porque la velocidad también lo es, y se forman pocos núcleos que crecen mucho.

Mecanismo La formación de un precipitado, a partir de sus iones en disolución, sigue un mecanismo constituido por dos etapas: a)Nucleación Si disponemos de una disolución sobresaturada, se forman unas partículas diminutas, pero lo suficientemente grandes como para considerarse fase sólida, llamadas núcleos. Esto tiene lugar por la unión de un determinado número de iones de signo opuesto: Cuanto mayor es la sobresaturación, mayor es la velocidad.

EXPERIMENTO 1 Determinación de la constante de equilibrio a partir del sistema en equilibrio Para ello vertimos una solución de ��(��), la cual es transparente, en los 5 tubos de ensayos enumerados del 1 al 5: KSCN (s)+ H 2O(l)→ K +(aq)+SCN −(aq)

0.001 M 0.001 M 0.001 M

Fe ( NO 3 ) 3 ( s ) + H 2 O ( l ) → Fe+3 ( aq )+ 3 NO 3−( aq ) 0.2 M 0.2 M 3(0.2 M )

Fe+3(aq)+ SCN −(aq) ↔ FeSCN +2(aq)



INICIAL: Número de moles de ��� =V×C=(5ml)(0.001M)=5×10−3���� ���¯

 INICIAL: Número de moles de ��+3= V×C= (5ml) (0.2M)=1.0mmol ��+3

Hallando concentración molar para el tubo 1: [���−]0 = 5×10 ³���� 10�� = 5×10−4� [��⁺³ ]0 = 1.0���� 10�� = 0.1M [����� ⁺² ]0 = 5×10−4M

Hallando concentración de �����+2(aq): [���−]=0.001M

Igualando número de equivalentes: #eq de ���−(��)= #eq de �����+2(��) Molaridad×Ѳ× Volumen de ��� −(��)= Molaridad× Ѳ × Volumen de �����+2(��) 0.001M×1eq/mol×(5ml)= [�����+2]×2eq/mol×10ml [�����+2]=2.5×10−4M

Envolvimos la tira de papel oscuro a los tubos 1 y 2 para evitar la iluminación lateral. Se procedió a observar verticalmente de arriba hacia abajo, a través de las soluciones y sobre la fuente de luz, de tal forma que la iluminación sea siempre de la misma intensidad. Si las intensidades de color eran iguales, mediamos con una regla, la altura de cada solución en los tubos de ensayo. Obtuvimos altura de estándar operado (altura de tubo Nº1): 7.7cm Además obtuvimos altura de la solución (tubo Nº2): 6.6cm Tomamos 5ml de ��+3, 0.08M; y lo vertimos en el tubo #2. Después procedemos a hallar las concentraciones:

CUESTIONARIO 1) ¿Cuál será la concentración inicial de ��+(��) en el tubo Nº2? Primero diluimos el Fe (NO3)3O, 0. 2M: 7.5 ml de H 2O 5 ml de Fe+ 3,0.2 M

Calculamos la concentración del

[Fe+ 3]:

Después, [Fe+ 3]=5 ml × 0.2 M 12.5 ml=1mmol 12.5 ml=8 ×10−2 M Tomamos 5ml de ��+3, 0.08M; y lo vertimos en el tubo #2. 

La concentración inicial de ��+3(��) es 0.08M.

2) ¿Cuál será la concentración en el equilibrio del ion �����+(aq) en el tubo Nº3? Se procedió a hallar la concentración en el equilibrio del ion �����+2(��) en el tubo Nº3, a partir de las alturas obtenidas en el experimento y la concentración estándar de FeSCN +2([FeSCN +2]0=5× 10−4 M ): [�����+2]�= (Relación de alturas) (concentración del estándar) [FeSCN +2]e=(5.5 cm 7.7 cm)(5 × 10−4 M )=3.5714 ×10−4 M  

La concentración en el equilibrio del ion FeSCN +2( aq) es 3.5714 ×10−4 M .

3) ¿Cuál será la concentración en el equilibrio del ion ���−(��) en el tubo Nº4?

Tomamos 5ml de ��+3, 0.2048×10−2M; y lo vertimos en el tubo #4. Después procedemos a hallar las concentraciones: 

[FeSCN +2]e=(Relación de alturas )(concentración del estándar )

 [�����+2]�= (4.1��7.7��) (5×10−4M)=2.6623×10−4M Siendo: [ SCN −¿ 0 ,[Fe +3]0 ,[ FeSCN +2]0 : Concentraciones iniciales para el tubo Nº4 Las concentraciones en el equilibrio estarán expresadas por:

[Fe+3]e=[ Fe+3]o−[FeSCN +2]e

 

[��+3]�=0.2048×10−2M−2.6623×10−4M=0.0018M [���−]�=[���−]�−[�����+2]�

 

[���−]�=5×10−4−2.6623×10−4M=2.3377×10−4M La concentración en el equilibrio del ion ���−(��) en el tubo Nº4 es 2.3377×10−4M.

4) Calcular el valor de la constante de equilibrio, Kc, del sistema estudiado. TUBOS Altura Alt. De solución

1 7.7cm 7.7cm

2 7.7 6.6

3 7.7 5.5

4 7.7 4.1

5 7.7 1.25

5) Añadiendo iones �+ y moléculas de agua al miembro adecuado de la ecuación, balancear la ecuación. ����−(��)↔�����−�(��) Balancear átomos diferentes a hidrógeno y oxígeno: 2CrO 4−2( aq)↔ Cr 2 O7−2( aq)

Por cada oxígeno que falta, agregar H2O y por cada hidrogeno que falte agregar �+: 2 H ++2 CrO 4−2(aq)↔Cr 2O 7−2(aq)+ H 2O 6) Añadiendo iones ��− y moléculas de agua al miembro adecuado de la reacción, balancear la ecuación: 2 H ++2 CrO 4−2(aq)↔Cr 2O 7−2(aq)+ H 2O

Por cada H+ que falte, agregar OH−en ambos lados de la ecuación:

OH ∓2 H ++2 CrO 4−2(aq) ↔Cr 2O 7−2(aq)+ H 2O+2 OH −¿

2 H 2 O+ 2CrO 4−2( aq)↔ Cr 2 O7−2(aq)+ H 2 O+ 2OH −¿ Simplificar la ecuación: H 2 O+2 CrO 4−2(aq)↔ Cr 2 O 7−2(aq)+ 2OH −¿

7) ¿Qué conclusiones pueden deducirse de las preguntas 5 y 6 con respecto a su dependencia de los iones �+y ��−? Podemos comprobar en las preguntas 5 y 6 debido a que si agrego �+ �� ���4−2(��), se convierte en ��2�7−2. En cambio si le agrego OH− al ���4−2(��), no se tranforma a ��2�7−2(��). Además podemos observar que si le agrego OH− al ��2�7−2(��), se convierte en ���4−2(��) y si le agrego �+ �� ��2�7−2(��), pues no se tranforma en ���4−2(��). Debido a ello podemos establecer un equilibrio químico en la siguiente reacción: H ++2CrO 4−2( aq)↔ Cr 2 O7−2(aq)+2 OH −( aq) Con ello podemos concluir que para que el CrO4−2(aq) se convierta en Cr2O7−2(aq) o viceversa, depende de si le agrego H+o OH−. 8) La constante de equilibrio KC para la reacción en fase gaseosa es 0.50 HCHO( g)↔ H 2(g)+CO( g) A determinada temperatura. Se introduce una mezcla de HCHO(g), H2(g) y CO(g) a un matraz a esta temperatura. Transcurrido cierto tiempo, el análisis de una pequeña muestra del matraz indica las siguientes concentraciones [HCHO ]=0.50 M ,[ H 2]=1.50 M ,[CO ]=0.25 M . Indique si cada una de las siguientes afirmaciones es verdadera (V) o falsa (F). A una determinada temperatura: QC=[H 2][CO ][ HCHO]=1.5 M ×0.25 M 0.50 M =0.75 M −1 ��>�� Entonces podemos afirmar que: a) La mezcla del matraz está en equilibrio. (F) Como ��>�� entonces como son diferentes la mezcla no está en equilibrio químico.

b) La mezcla del matraz no está en equilibrio, y ya no se producirá reacción alguna. (F) La mezcla no está en equilibrio. Pero como ��>��, esto quiere decir que hay más productos que reactantes entonces el equilibrio según Le Chatelier se moverá a la izquierda. Con ello, nos referimos a la descomposición de productos o también llamado formación de reactantes. c) La mezcla del matraz no está en equilibrio, pero el HCHO seguirá descomponiéndose. (F) Como ��>��, equilibrio según Le Chatelier se moverá a la izquierda, o sea, se descompone los productos como H2(g) + CO(g). d) La velocidad de reacción hacia la derecha es igual a la velocidad hacia la izquierda. (F) Equilibrio químico es aquel en el cual las velocidades de reacción directa e inversa son iguales pero como el sistema no está en equilibrio entonces la velocidad hacia la derecha es diferente a la velocidad hacia la izquierda.

9) Si se introducen 1.35 moles de hidrógeno y 0.493 moles de iodo en un vaso de reacción de un litro de capacidad, y se calienta a 454⁰C, ¿Cuánto será el valor de la constante de equilibrio a ésa temperatura, sabiendo que la concentración de vapor del yoduro de hidrógeno, HI, en el equilibrio es de �.��×��−����/�? H 2(g)+ I 2(g)→2 HI (g)

1.35 mol 0.493 moles [HI ]=9.45 ×10−2 mol/l [H 2]=1.35mol 1 L=1.35 mol /l

[I 2]=0.493 mol 1 L=0.493 mol /l KC=[ HI ]2[H 2][ I 2]=( 9.45× 10−2)2(1.35)( 0.493)=0.0134



El valor de la constante de equilibrio a ésa temperatura es 0.0134.

10)Para la siguiente reacción en equilibrio: 2NO (g) + O2 (g) →2���(�) el valor de la constante de equilibrio KC es �.��×��� a 200⁰C. Si la concentración en el equilibrio del NO(g) es �.��×��−����/� y la

concentración de O2 (g) es 0.606 ���/�, ¿cuál será la concentración del NO2 (g)? 2 NO ( g)+O2(g) →2 NO 2(g)

A T =200 ⁰C=473 K �� = �.��×��� = [��2]2[��2]2[�2]=[��2]2(�.��×��−����/� )2(�.��� ���/�)  

[��2]=0.189 ���/� La concentración del NO2 (g) es 0.189 ���/�

11) A 375K, el valor de KP de la reacción: ����(�)↔ ���(�)+ ���(�) es 2.4 cuando las presiones se expresan en atm. Supóngase que se colocan 6.7g de ������(�) si nada de él se disociara? En el equilibrio cuáles son las presiones del ����(�), ���(�), ���(�)? A 375K: ����(�)↔ ���(�)+ ���(�) DATOS: KP =2.4 Volumen de recipiente=1L PSO 2 Cl 2× 1 L=(0.082 atm . Lmol . K )(375 K)( 6.7 g 135 gmol)

PSO 2 Cl 2=1.526 atm En caso de que ����(�) no se disociara: En el recipiente, ��2��2(�) sería la única sustancia que ejercería presión.  Presión en el recipiente es igual a ���2��2  Presión en el recipiente es igual a 1.526atm. Hallando presiones del ����(�), ���(�), ���(�) en el equilibrio: SO 2 Cl 2(g)↔ Cl 2( g)+SO 2(g)

Inicio:

1.526 atm−−−−−−¿

Reacciona:

xxx

Equilibrio: 1.526 atm−x x x KP=2.4=[Cl 2][SO2][SO 2Cl 2]=x 21.526−x → x=1.058 atm Las presiones parciales en el equilibrio:  

���2��2 = 0.468 atm ���2= 1.058 atm



���2= 1.058 atm

12)Halle las presiones del ������(�), ���(�), ���(�) en un balón de 1L a 375K, al cual se ha agregado 6.7g de ������(�) y 1 atm de ���(�). Emplee los datos del problema anterior. Compare sus resultados con el problema anterior, y diga si ellas son compatibles con el principio de Le Chatelier. Hallando presiones del ����(�), ���(�), ���(�) en el equilibrio: SO 2 Cl 2 ( g ) ↔ Cl 2 ( g )+ SO 2(g) Inicio: Reacciona: Equilibrio:

1.526 atm 1−−−¿

xxx 1.526 atm−x 1+ x x

KP=2.4=[Cl 2][SO2][SO 2Cl 2]=(1+ x )( x)1.526−x → x=0.859 Las presiones parciales en el equilibrio:  ���2��2 = 0.667 atm  ���2= 1.859 atm  ���2= 0.859 atm

CONCLUSIONES 

Las constantes de equilibrio que obtuvimos no tienen relación alguna entre ellas



La molaridad varía en forma inversa con el volumen de la solución; mientras más cantidad tomemos al Fe(NO3)3. Su molaridad disminuirá en forma considerable.



En nuestros cálculos observamos que la constante de equilibrio de cada creación es diferente y va en aumento, debido a que hacemos variar la concentración de Fe(NO3)3.



En esta reacción en especial notamos que la constante de equilibrio varia en forma inversa con las concentraciones de los reactantes.



El cromato solo reacciona con el ácido (HCl) convirtiéndose en dicromato



El dicromato solo reacciona con la base (NaOH) convirtiéndose en cromato.



C  uando se agrega el NaOH no ocurre una reacción; pero cuando añadimos Ba(NO3) se forma un precipitado de color blanco al interior del tubo y las paredes del tubo tienen color amarillenta su producto es insoluble.



C  uando agregamos HCl la solución no varía; luego añadimos Ba(NO3) y no se forma un precipitados producto es soluble.



Al tubo del paso (a) añadimos HCl no se forma ningún precipitado. d.-Al tubo del paso (b) añadimos NaOH se forma un precipitado.

Bibliografía 

Concepto de solubilidad | La Guía Química http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/concepto-desolubilidad#ixzz4LEWFw2sy http://solucionesytratamientoscoadyuvantes.blogspot.pe/p/factores-quedeterminan-la-solubilidad.html https://www.ecured.cu/Precipitado

de



Producto de Solubilidad (PS o KPS) | La Guía Química http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/producto-desolubilidad-ps-o-kps#ixzz4Me6DvNyU

de



Efecto del ion común | La Guía de Química http://quimica.laguia2000.com/reacciones-quimicas/efecto-del-ioncomun#ixzz4Me8eBv72

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