Altillo.com > Exámenes > UBA - Farmacia y Bioquímica > Química General e Inorgánica I

SEMINARIO 4

EQUILIBRIO QUIMICO

EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD


1.0 Equilibrio quimico

1.1 Introduccion

Es el estado de una reacción química en el cual existe un cambio a nivel molecular que macroscopicamente es indetectable

Todos los equilibrios químicos son dinamicos, en los que tienen lugar simultáneamente una reacción directa y su inversa a la misma velocidad y no existe una conversión neta de reactivos en productos ni productos en reactivos


1.2 Calculo de la constante de equilibrio

Considerante la siguiente reacción reversible:






aA + bB cC + dD


Cuando se alcanza el estado de equilibrio en el que la velocidad de formación de C y D es igual a la de desaparición de B y A, las concentraciones permanecen invariantes en el tiempo

La relación de las concentraciones molares de productos a reactivos es:


Kc = [C]c [D]d

[A]a [B]b

Kc: constante de equilibrio de la reaccion a una determinada temperatura


Para reacciones en las que haya reactivos o productos en fase gaseosa, se usa Kp basada en las presiones parciales de reactivos y productos gaseosos


Kp = PCc PDd

PAa PBb


Se asume que los sólidos y líquidos están incluidos en la expresión de K, solo se pone lo gaseoso


La relación entre Kc y Kb es:


Kc = Kp . (RT)Δn

Δn: diferencia entre el numero de moles de producto y el numero de moles de reactivos, ambos en estado gaseoso


1.3.1: Efecto de la adicion o eliminación de reactivos o productos:

La relación de las concentraciones fuera del equilibrio se define por el cociente de reacción (Q)


Q = [C]c [D]d

[A]a [B]b


Al agregar o eliminar reactivos o productos Q varia.

La reacción evolucionara para volver a la posición de equilibrio para esa temperatura


Entonces:

Si Q>K el sistema evoluciona hacia la formación de REACTIVOS

Si Q<K el sistema evoluciona hacia la formación de PRODUCTOS



dibujito


1.3.2: Cambios en la presión del sistema (solo aplicable a reacciones donde haya reactivos o productos en fase gaseosa)

Cuando aumenta la presión (o se reduce el volumen) el sistema evolucionara en el sentido en que haya menor numero de moles gaseosos para minimizar el incremento de presión,


1.3.3: Cambios en la temperatura

Al cambiar la temperatura, cambia la constante de constante de quilibrio Kc

Si la reacción es EXOTÉRMICA:

Aumento de la temperatura desplaza el equilibrio a la formación de REACTIVOS, y Kc DISMINUYE
Disminución de la temperatura desplaza el equilibrio a la formación de PRODUCTOS y Kc AUMENTA
Si la reacción es ENDOTERMICA:

Aumento de la temperatura desplaza el equilibrio a la formación de PRODUCTOS y Kc AUMENTA
Disminucion de la temperatura desplaza el equilibrio a la formación de REACTIVOS, y Kc DISMINUYE


Tipos de equilibrio:

HOMOGENEO: las especies se encuentran en la misma fase

Equilibrio acido base
Equilibrio en fase gaseosa, liquida o sólida
Equilibrio de estabilidad de un complejo


HETEROGENEO: las especies están en distintas fases

Equilibrio de fase (no son eq químicos)
Equilibrio de solubilidad
Equilibrio de partición







1.4 Energía libre y equilibrio quimico

ΔGº es el cambio de energía libre estandar de una reacción (el cambio de energía libre al establecerse el equilibrio cuando los productos y reactivos están en concentración 1M en solución acuosa, como sólidos y líquidos puros, y como gases a presión 1 atm, todos a 25ºC)

ΔG es el cambio de energía libre bajo unas condiciones dadas

La relación entre ambas es:


ΔG = ΔGº + R . T . lnQ


Q es el cociente de reacion

En el equilibrio ΔG = 0 y Q = K, entonces:


0 = ΔGº + R . T . lnK


Si ΔG < 0 K > 1 O sea que en el equilibrio hay mas PRODUCTOS que REACTIVOS

Si ΔG > 0 K < 1 O sea que en el equilibrio hay mas REACTIVOS que PRODUCTOS



2.0 Equilibrio de solubilidad

2.1 Reacciones de precipitación

Tipo de reacción química en solución acuosa que se caracteriza por la formación de un precipitado.

Precipitado: sólido insoluble que se separa de la solución

En las reacciones de precipitación participan generalmente compuestos iónicos


2.2 Solubilidad

Poder predecir la formación de un precipitado cuando se añade un compuesto a una solución o cuando se mezclan dos soluciones depende de la solubilidad del soluto

Solubilidad del soluto: cantidad maxima de soluto que se disolvera en una cantidad dada de solvente a una temperatura determinada

Las soluciones se pueden clasificar como solubles, ligeramente solubles o insolubles


Reglas de Solubilidad

Todos los compuestos de los metales alcalinos (grupo 1) son solubles
Todos los compuestos de amonio son solubles
Todos los nitratos, cloratos y percloratos son solubles
La mayoría de los cloruros, bromuros y yoduros son solubles, excepto los formados con cationes plata, mercurio (I) y plomo
La mayoría de los sulfatos son solubles. El sulfato de calcio y el sulfato de plata son ligeramente solubles, mientras que los sulfatos de bario, estroncio, mercurio (II) y plomo son insolubles
La mayoría de los hidroxidos son insolubles. Excepciones: hidroxidos de metales alcalinos y el hidroxido de bario. El hidroxido de calcio es ligeramente soluble
Todos los carbonatos, fosfatos y sulfuros son insolubles, excepto los formados por los metales alcalinos (grupo 1) y el catión amonio.



2.3 La constante del producto de solubilidad (Kps)

Cuando una sustancia insoluble o ligeramente soluble se coloca en agua, se establece un equilibrio dinámico cuando la velocidad de disolución de los iones de sólido iguala a la velocidad de precipitación de la solución saturada




BaSO4 (s) Ba2+(ac) + SO42- (ac)




Keq = [Ba2+] [SO42-]

[BaSO4]


En el equilibrio entre una sustancia solida y sus iones en solucion acuosa, la “concentración del sólido” no tiene significado físico, ya que la cantidad de sólido sin disolver no afecta a la concentración de sus iones, por lo tanto el producto de solubilidad (Kps) será:


Kps = [Ba2+] [SO42-]




Kps: producto de las concentraciones molares de los iones que consituyen el compuesto cada uno elevado a la potencia de su coeficiente estequiometrico. Las concentraciones molares corresponden a la solución saturada


2.4 Producto ionico:

Cuando las concentraciones de los iones no corresponden a las de la solución saturada para esa temperatura, se utiliza el cociente de reacción Q, en este caso se denomina producto ionico (PI)

El PI tiene la misma forma que el Kps, excepto que las soluciones concentradas de los iones no son las concentraciones de equilibrio para esa temperatura.


El PI permite predecir si se formara precipitado. Las relaciones con Kps son:


PI > Kps el electrolito precipita hasta que el producto de cocentraciones sea igual al Kps
PI = Kps la solución esta saturada
PI < Kps el electrolito no precipita, es una solución no saturada


2.5 Aplicaciones de la constante del producto de solubilidad (Kps)

a) calculo del producto de solubilidad conociendo la solubilidad del compuesto

b) calculo de la solubilidad en agua conociendo el valor del producto de solubilidad

c) prediccion de la precipitación de un compuesto a partir del calculo de producto ionico y su comparación con el producto de solubilidad

d) calculo de la concentración de un ion que es necesaria para iniciar la precipitación de un compuesto dado


2.6 Efecto ion común

La precipitación de un compuesto ionico a partir de una solución ocurre siempre que el producto ionico sobrepase el Kps de esa sustancia.

Si una solución contiene disueltas dos sustancias que tienen un ion en común, al calcular el PI deben considerarse ambos iones.




AgNO3 Ag+ + NO3-


Si el nitrato de plata se agrega a una solución saturada de cloruro de plata, el incremento provocado en la concentración molar del catión plata hara que el producto ionico sea mayor que el producto de solubilidad, por lo tanto precipitara algo de cloruro de plata para reestablecer el equilibrio.

El efecto del agregado de un ion común es una disminución en la solubilidad de la sal


2.7 Efecto salino

Se observa cuando una a solución de elctrolito poco soluble se agrega una sal muy soluble cuyos iones tengan una carga elevada. El efecto neto del agregado es el aumento en la solubilidad del compuesto, ya que produce una disminución en la concentración efectiva de los iones del soluto poco soluble en la solución saturada. Este efecto se debe a interacciones electrostáticas entre los iones y dipolos de las distintas sustancias presentes en la solución.