EQUILIBRIO QUÍMICO, TEMA 4, QUÍMICA 2º BACHILLERATO

Presentación en Impress de Open Office para explicar en clase el tema de equilibrio químico para 2º de bachillerato. Se explica cómo obtener la constante de equilibrio y sus distintas expresiones como Kc y Kp y la relación entre ellas, equilibrios homogéneos, grado de disociación, Principio de Le Chatelier y equilibrios heterogéneos de solubilidad.

1. QUÍMICA 2º
BACHILLERATO
TEMA 4
EQUILIBRIO QUÍMICO

2. a A + b B c C + d D
v
d
v
i
velocidad
tiempo
v
d
v
i
Equilibrio v
d
= v
i

3. EQUILIBRIO QUÍMICO
Un sistema químico alcanza el
equilibrio cuando tienen lugar
reacciones de sentidos opuestos y
de la misma velocidad.

4. CONSTANTE DE EQUILIBRIO
a A + b B c C + d D
v
d
v
i
Considerando procesos elementales:
v
d
= K
d
·[A]
a
· [B]
b
y v
i
= K
i
·[C]
c
· [D]
d

En el equilibrio:
K
d
·[A]
a
· [B]
b
= K
i
·[C]
c
· [D]
d

K
d
[C]
c
· [D]
d

K
i
[A]
a
· [B]
b

=
[C]
c
· [D]
d

[A]
a
· [B]
b

K
c
=

5. CONSTANTE DE EQUILIBRIO
[C]
c
· [D]
d

[A]
a
· [B]
b

K
c
=
●K
c
> 1, en el equilibrio la mayoría de los reactivos se han
convertido en productos.
●K
c
→∞, en el equilibrio prácticamente solo existen los
productos.
●K
c
< 1, en el equilibrio la mayoría de los reactivos
quedan sin reaccionar, formándose solo pequeñas
cantidades de productos.

6. COCIENTE DE REACCIÓN
[C]
c
· [D]
d

[A]
a
· [B]
b

Q =
Si no se ha alcanzado el equilibrio:
●Q < K
c
, predomina la reacción hacia la derecha, hasta
llegar al equilibrio.
●Q = K
c
, el sistema está en equilibrio.
●Q > K
c
, predomina la reacción hacia la izquierda, hasta
llegar al equilibrio.

7. CONSTANTE DE EQUILIBRIO K
P

Para los gases la condición de equilibrio puede
expresarse en función de las presiones parciales de los
productos y reactivos elevadas a sus correspondientes
coeficientes estequiométricos.
P
C
c
· P
D
d

P
A
a
· P
B
b

K
P
=

8. RELACIÓN ENTRE K
P
Y K
C
K
P
= K
C
· (RT)
Δn
P
C
c
· P
D
d

P
A
a
· P
B
b

K
P
= =
n
D
RT
d

V
n
C
RT
c

V
n
A
RT
a

V
n
B
RT
b

V
=
[C]
c
(RT)
c
·[D]
d
(RT)
d
[A]
a
(RT)
a
·[B]
b
(RT)
b
=
=K
C
· (RT)
Δn
[C]
c
·[D]
d
[A]
a
·[B]
b
·(RT)
(c+d-a-b)
=

9. GRADO DE DISOCIACIÓN
El grado de disociación (α) es la
fracción de mol que se ha disociado o
reaccionado cuando se alcanza el
equilibrio.
α =
x
n
α =
x
c
x = nº de moles o moles/Litro
n = moles iniciales
c = moles/Litro iniciales

10. A 2B
c inicial:c 0
c en el equilibrio:c - c·α 2 c·α
c (1 - α)

11. EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS
Equilibrios en los que participan especies
químicas que se encuentran en más de
una fase.
Cuando en una reacción intervienen sólidos o líquidos
puros, sus concentraciones no se incluyen en la
expresión de la constante de equilibrio

12. PRINCIPIO DE LE CHATELIER
Un sistema en equilibrio responde a
cualquier acción exterior que lo altere,
alcanzando un nuevo estado de
equilibrio que contrarreste dicha
perturbación.

13. PRINCIPIO DE LE CHATELIER
Cambios en la concentración
La variación de la concentración de un
componente es seguida por un
desplazamiento del equilibrio en el sentido
que se consuma el componente si su
concentración aumenta o en el que se
obtenga si su concentración disminuye.

14. PRINCIPIO DE LE CHATELIER
Cambios en la presión
●Añadiendo o eliminando un componente:
Desplazamiento igual que con el cambio de la
concentración.
●Añadiendo un gas inerte: No se modifica.
●Modificando el volumen:
- Disminución del V: desplazamiento hacia la
disminución de moles gaseosos.
- Aumento del V: desplazamiento hacia el aumento
de moles gaseosos.

15. PRINCIPIO DE LE CHATELIER
Cambios en la temperatura
Aumento de T
Disminución
de T
Desplazamiento
hacia la absorción
de calor.
Desplazamiento
hacia
desprendimiento
de calor.
Derecha en
endotérmicas
Izquierda en
exotérmicas
Izquierda en
endotérmicas
Derecha en
exotérmicas

16. PRINCIPIO DE LE CHATELIER
Adición de un catalizador
No modifica el estado de equilibrio, sí el
tiempo que tarda en alcanzarse.

17. EQUILIBRIOS DE PRECIPITACIÓN
REACCIONES EN DISOLUCIÓN ACUOSA
PRECIPITADO:
fase sólida de
un compuesto
iónico poco
soluble.
El sólido estará
en equilibrio
con una
disolución muy
diluida de sus
iones.
La disolución
resultante
decimos que
está saturada,
y a la
concentración
de ese soluto
se le denomina
solubilidad de
esa sustancia.

18. EQUILIBRIOS DE PRECIPITACIÓN
PRODUCTO DE SOLUBILIDAD
A
m
B
n
(s) mA
n+
(dis) + nB
m-
(dis)
K
s
= [A
n+
]
m
·[B
m-
]
n

19. EXPRESIÓN DE LA SOLUBILIDAD
A
m
B
n
(s) mA
n+
(dis) + nB
m-
(dis)
m·s n·s
K
s
= (m·s)
m
· (n·s)
n
= m
m
·n
n
·s
(m+n)
s = (K
s
/m
m
·n
n
)
1/(m+n)

20. ¿Cuál es la solubilidad del AgCl sabiendo
que su producto de solubilidad es 2,8 · 10
-10
?
AgCl(s) Ag
+
(dis) + Cl
-
(dis)
K
s
= [Ag
+
]·[Cl
-
] = S · S = S
2
S = K
s
= 2,8 · 10
-10
= 1,67 · 10
-5

21. PbCl
2
(s) Pb
2+
(dis) + 2Cl
-
(dis)
K
s
= [Pb
2+
]·[Cl
-
]
2
= S · (2S)
2
= S · 4S
2
= 4S
3
S =
K
s
4
3

22. EFECTO DE ION COMÚN
Al aumentar la concentración de uno de los
iones que forman el precipitado, la
concentración del otro debe disminuir para que
Ks permanezca constante.

23. EFECTO DE ION COMÚN
Supongamos una disolución del compuesto
insoluble A
m
B
n

A
m
B
n
(s) mA
n+
(dis) + nB
m-
(dis)
Si se adiciona B
m-
hasta una concentración x
[A
n+
]= m·S [B
m-
] = n·S + x
Si x >> n·S [B
m-
] ≈ x
K
s
= (m·S)
m
· x
n
= m
m
· S
m
· x
n
K
s
m
m
· x
n
S =
m

24. FORMACIÓN DE PRECIPITADOS
Cuando se mezclan dos disoluciones con iones
que pueden dar lugar a un compuesto insoluble,
se formará o no éste, dependiendo de las
concentraciones actuales de los iones que
forman la sustancia insoluble.
Para saber si se formará precipitado:
●1. Se calcula el producto iónico tras la mezcla:
[A
n+
]
m
·[B
m-
]
n
●2. Se compara con K
s
:
Si [A
n+
]
m
·[B
m-
]
n
> K
s
, se formará precipitado.
Si [A
n+
]
m
·[B
m-
]
n
< K
s
, no se formará precipitado.

25. DISOLUCIÓN DE PRECIPITADOS
La solubilidad de un compuesto insoluble
puede aumentar por medio de la ejecución de
diversos tipos de reacciones en las
disoluciones saturadas de los compuestos
insolubles. Entre ellas, podemos citar las
reacciones ácido-base, precipitación,
complejación y redox.

26. DISOLUCIÓN DE PRECIPITADOS
Fe(OH)
3
(s) Fe
3+
(dis) + 3OH
-
(dis)
Si se adiciona un ácido (H+), reaccionará con la base presente:
OH
-
+ H
+
H
2
O
Con lo que el equilibrio se desplazará hacia la derecha para
restablecer la concentración de iones OH
-
del medio,
disolviéndose más precipitado.

27. ORDEN DE PRECIPITACIÓN
En una disolución que contiene dos iones con cargas de
igual signo, si se adiciona una disolución de otro ion que
pueda formar sales insolubles con los existentes, es de
interés, conocer cuál de los iones inicialmente presentes
empieza a precipitar primero.

28. Si a una disolución con A
a+
y B
b+
se añade C
c-
de forma que:
[A
a+
]= x, [B
b+
]= y, [C
c-
]= z
Las reacciones que pueden ocurrir son:
c A
a+

(dis)
+ a C
c-

(dis)
A
c
C
a

(s)
c B
b+
(dis)
+ b C
c-

(dis)
B
c
C
b

(s)
La condición que debe probarse para averiguar que ion
precipita primero es:
Aquel que necesita menos concentración de C
c-
para
alcanzar el producto de solubilidad

29. CRÉDITOS IMÁGENES:
- Foto portada: Ciencia de Alby Martin en flickr, alguno derechos
reservados.