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:

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.