EQUILIBRIO QU

1
EQUILIBRIO QUÍMICO

• Química 2º bachillerato

2
Qué es un equilibrio químico?

• Es una reacción que nunca llega a completarse,
  pues se produce en ambos sentidos (los reactivos
  forman productos, y a su vez, éstos forman de
  nuevo reactivos).
• Cuando las concentraciones de cada una de las
  sustancias que intervienen (reactivos o
  productos) se estabiliza se llega al EQUILIBRIO
  QUÍMICO.

Equilibrio de moléculas (H2 I2 ? 2 HI)
3
EQUILIBRIO DINÁMICO EN SISTEMAS QUÍMICOS.
Las reacciones químicas pueden clasificarse en
función de su grado de progreso en
Transcurren hasta que algunos de los reactivos se
consume totalmente se representan mediante una
ecuación con una flecha (?)
Irreversibles
Ca(OH)2 (s) 2 HCl (aq) ? CaCl2 (aq) H2O
(l)
Ejemplo
La reacción transcurre sin que ninguno de los
reactivos se consuma totalmente, hasta que se
acaba produciendo un equilibrio entre reactivos
y productos. Las ecuaciones se representan por
una doble flecha (?)
Reversibles
Ejemplo
H2 I2 ? 2 HI
Se trata de un equilibrio dinámico,pues las
reacciones directa e inversa continúan
produciéndose incluso después de alcanzarse el
equilibrio las concentraciones se mantienen
constantes, pues las velocidades de la reacción
directa e inversa coinciden
4
LA LEY DEL EQUILIBRIO QUÍMICO
En un sistema químico en equilibrio, las
concentraciones de los reactivos y de los
productos, expresados en mol L-1, están
relacionadas mediante una ecuación sencilla
Ejemplo
Reaccionan entre sí H2 e I2, a 45 ºC
H2 (g) I2 (g) ? 2 HI (g)
Las concentraciones de H2, I2 e HI en equilibrio
son diferentes en cada caso, pero la relación
llamada cociente de reacción o expresión de
acción de masas, calculada para una situación de
equilibrio, tiene el mismo valor en todos los
experimentos.
Esta es la ley del equilibrio químico, también
llamada ley de acción de masas.La constante 54,5
se representa por Kc y se denomina constante de
equilibrio.
5
Para una reacción cualquiera, representada por la
ecuación
a A b B ? c C d D
Se denomina cociente de reacción o expresión de
acción de masas a la expresión
Cuando el sistema está en equilibrio, el cociente
de reacción toma un valor constante para cada
temperatura, y se representa por Kc

• El cociente de reacción, Q, es igual a la
  constante de equilibrio,Kc, sólo si el sistema se
  halla en equilibrio químico

• El valor de Kc es independiente de las
  concentraciones iniciales de los reactivos, y
  depende exclusivamente de la temperatura

6

• En una reacción cualquiera a A b B ? c C d
  Dla constante Kc tomará el valor
• Para concentraciones en el equilibrio
• La constante Kc cambia con la temperatura
• ATENCIÓN! Sólo se incluyen las especies
  gaseosas y/o en disolución. Las especies en
  estado sólido o líquido tienen concentración
  constante y por tanto, se integran en la
  constante de equilibrio.

• En la reacción anteriorH2(g) I2(g) ? 2 HI (g)
• El valor de KC, dada su expresión, depende de
  cómo se ajuste la reacción.
• Es decir, si la reacción anterior la hubiéramos
  ajustado como ½ H2(g) ½ I2(g) ? HI (g), la
  constante valdría la raíz cuadrada de la
  anterior.

7
Ejercicio A Escribir las expresiones de KC para
los siguientes equilibrios químicos a) N2O4(g)
? 2?NO2(g)b) 2 NO(g) Cl2(g) ? 2
NOCl(g)c)?CaCO3(s) ? CaO(s) CO2(g) d) 2
NaHCO3(s) ? Na2CO3(s) H2O(g) CO2(g).

• a)
• b)

• c)
• d)

8

• En una reacción cualquiera a A b B ? c C d
  Dse llama cociente de reacción a
• Tiene la misma fórmula que la Kc pero a
  diferencia que las concentraciones no tienen
  porqué ser las del equilibrio.

• Si Q Kc entonces el sistema está en equilibrio.
• Si Q lt Kc el sistema evolucionará hacia la
  derecha, es decir, aumentarán las concentraciones
  de los productos y disminuirán las de los
  reactivos hasta que Q se iguale con Kc.
• Si Q gt Kc el sistema evolucionará hacia la
  izquierda, es decir, aumentarán las
  concentraciones de los reactivos y disminuirán
  las de los productos hasta que Q se iguale con Kc

9
Ejemplo En un recipiente de 3 litros se
introducen 0,6 moles de HI, 0,3 moles de H2 y 0,3
moles de I2 a 490ºC. Si Kc 0,022 a 490ºC para
2 HI(g) ? H2(g) I2(g) a) se encuentra en
equilibrio? b) Caso de no encontrarse, cuantos
moles de HI, H2 e I2 habrá en el equilibrio?

• a)
• H2 I2 0,3/3 0,3/3 Q
  0,25 HI2
  (0,6/3)2
• Como Q gt Kc el sistema no se encuentra en
  equilibrio y la reacción se desplazará hacia la
  izquierda.

10
La constante de equilibrio Kc varía con la
temperatura. Si el sistema no ha alcanzado el
equilibrio, el cociente de reacción Q, puede
tomar cualquier valor
?

• Si Qlt Kc

La reacción ocurre de izquierda a derecha
?

• Si Q gt Kc

La reacción ocurre de derecha a izquierda
?

• Si Q Kc

El sistema está en equilibrio
11
SIGNIFICADO QUÍMICO DEL VALOR DE LA CONSTANTE DE
EQUILIBRIO.
La constante de equilibrio de una reacción
química, indica en qué grado los reactivos se
transforman en productos, una vez alcanzado el
equilibrio.
La reacción directa progresa hasta que
prácticamente se agota alguno de los reactivos.

• Si K es muy grande

• Si K ? 1

En el equilibrio, las concentraciones de
reactivos y productos son similares.

• Si K es muy pequeña

La reacción está muy desplazada hacia los
reactivos Apenas se forman productos.
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• El valor de ambas constantes puede variar entre
  límites bastante grandes
• H2(g) Cl2(g) ? 2 HCl (g) Kc (298 K)
  2,5 1033
• La reacción está muy desplazada a la derecha.
• H2(g) I2(g) ? 2 HI(g) Kc (698 K) 55,0
• Se trata de un verdadero equilibrio.
• N2(g) O2(g) ? 2 NO (g) Kc (298 K) 5,3
  1031
• La reacción está muy desplazada a la izquierda,
  es decir, apenas se forman productos.

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Ejemplo En un recipiente de 10 litros se
introduce una mezcla de 4 moles de N2(g) y
12?moles de H2(g) a) escribir la reacción de
equilibrio b) si establecido éste se observa que
hay 0,92 moles de NH3(g), determinar las
concentraciones de N2 e H2 en el equilibrio y la
constante Kc.

• a) Equilibrio N2(g) 3 H2(g) ? 2 NH3(g)
• Moles inic. 4 12 0
• Moles equil. 4 0,46 12 1,38 0,92
• b) 3,54 10,62 0,92
• conc. eq(mol/l) 0,354 1,062 0,092
• ?NH3?2 0,0922 M2 Kc
  1,996 102 M2 ?H2?3
  ?N2? 1,0623 0,354 M4

14
CONSTANTE DE EQUILIBRIO (KP)

• En las reacciones en que intervengan gases es mas
  sencillo medir presiones parciales que
  concentraciones a A b B ? c C d Dy se
  observa la constancia de Kp viene definida por

Ejemplo
N2 (g) 3 H2 (g) ? 2 NH3 (g)
15
EQUILIBRIOS GASEOSOS
En una mezcla de gases ideales, la presión
parcial, pi, de uno cualquiera de los gases
viene dada por
pi V ni R T
Donde ni es el número de moles del gas, y V es el
volumen total de la mezcla
Por tanto
siendo ci la concentración molar del gas.
La presión parcial de un gas ideal es
proporcional a su concentración molar
Si todos los reactivos y productos de una
reacción son gases, la expresión de la ley de
acción de masas puede escribirse en términos de
las presiones parciales, definiendo una nueva
constante de equilibrio denominada Kp
Conviene recordar la relación entre presión
parcial y fracción molar.
P1x1Pt
Fracción molar es
16

• En la reacción vista anteriormente 2 SO2(g)
  O2(g) ? 2 SO3(g)
• p(SO3)2 Kp
  p(SO2)2 p(O2)
• De la ecuación general de los gasesp V n
  RT se obtiene
• np ? R T concentración R T V
• ?SO3?2 (RT)2Kp Kc
  (RT)1 ?SO2?2 (RT)2 ?O2? (RT)

• Vemos, pues, que KP puede depender de la
  temperatura siempre que haya un cambio en el nº
  de moles de gases
• pcc pDd ?C?c (RT)c ?D?d
  (RT)d Kp pAa
  pBb ?A?a (RT)a ?B?b (RT)b
• en donde ?n incremento en nº de moles de gases
  (nproductos nreactivos)

17
7
Equilibrio químico
Química 2.º BACHILLERATO
6
Equilibrios gaseosos (II).
En los equilibrios entre gases, la constante de
equilibrio , Kp, se expresa en función de las
presiones parciales de los gases. Dada una
reacción química cualquiera
a A (g) b B (g) ? c C (g ) d D (g)

• La relación entre Kp y Kc resulta

nº de moles de productos gaseosos -nº de moles de
reactivos gaseosos

• Los valores de Kp y Kc sólo dependen de la
  temperatura

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Problema
Escribe la expresión de Kp para las reacciones
correspondientes a las siguientes ecuaciones
A) N2O4 (g) ? 2 NO2 (g)
Solución
B) F2 (g) 2 NO (g) ? 2 FNO (g)
Solución
C) N2H4 (g) 2 O2 (g) ? 2 NO (g) 2
H2O (g)
Solución
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Problema
La constante de equilibrio, Kp, para la siguiente
reacción química C2H4 (g) H2 (g) ? C2H6
(g) a 25 ºC vale 5.1017. Calcula, a la misma
temperatura, el valor de Kc
Solución
Las constantes Kp y Kc están relacionadas por
En este caso
- 1

1 - (1 1)

Por tanto, a la temperatura de 25273 298 K, se
cumple
5 1017 (mol L-1) 0,082 (atm L K-1 mol -1 )
298 (K) -1


2,04 1016 mol2 L-1 atm -1

20
GRADO DE DISOCIACIÓN (?)

• Se utiliza en aquellas reacciones en las que
  existe un único reactivo que se disocia en dos o
  más.
• Es la fracción de un mol que se disocia (tanto
  por 1).
• En consecuencia, el de sustancia disociada es
  igual a 100 ?.

El grado de disociación mide la proporción entre
lo que reacciona de una sustancia y la cantidad
que se puso inicialmente de la misma.
21
Ejemplo En un matraz de 5 litros se introducen
2?moles de PCl5(g) y 1 mol de de PCl3(g) y se
establece el siguiente equilibrio PCl5(g) ?
PCl3(g) Cl2(g). Sabiendo que Kc (250 ºC)
0,042 a) cuáles son las concentraciones de cada
sustancia en el equilibrio? b) cuál es el grado
de disociación?

• a) Equilibrio PCl5(g) ? PCl3(g) Cl2(g)
• Moles inic. 2 1 0
• Moles equil. 2 x 1 x
  x
• conc. eq(mol/l)(2 x)/5 (1 x)/5 x/5
• ?PCl3? ?Cl2? (1x)/5 x/5 Kc
  0,042
  ?PCl5? (2 x)/5
• De donde se deduce que x 0,28 moles

?PCl5? (2 0,28)/5 0,342 mol/l ?PCl3? (1
0,28)/5 0,256 mol/l ?Cl2? 0,28 /5 0,056
mol/l b) Si de 2 moles de PCl5 se disocian 0,28
moles en PCl3 y Cl2, de cada mol de PCl5 se
disociarán 0,14. Por tanto, ? 0,14, lo que
viene a decir que el PCl5 se ha disociado en un
14 .
22
Relación entre Kc y ?.

• Sea una reacción A ? B C.
• Si llamamos c Ainicial y suponemos que en
  principio sólo existe sustancia A, tendremos
  que
• Equilibrio A ? B
  C
• Conc. Inic. (mol/l) c 0 0
• Reacciona x
  x x
• conc. eq(mol/l) c-x x
  x
• c(1 ?)
  c ? c ?
• ?B? ?C? c ? c ? c
  ?2Kc
  ?A? c (1 ?) (1 ?)
• En el caso de que la sustancia esté poco
  disociada (Kc muy pequeña) ? ltlt 1 y
• Kc ? c ?2

c.a x
23
Ejercicio En el equilibrio siguiente (Kc
0,042) PCl5(g) ? PCl3(g) Cl2(g) cuál sería
el grado de disociación y las concentraciones en
el equilibrio de las tres sustancias si
pusiéramos únicamente 2 moles de PCl5(g) en los 5
litros del matraz?

• Equilibrio PCl5(g) ? PCl3(g) Cl2(g)
• Conc. inic. 2/5 0 0
• conc. eq(mol/l) 0,4(1?) 0,4 ?
  0,4 ?
• ?PCl3? ?Cl2? 0,4 ?2Kc
  0,042 ?PCl5?
  (1?)
• En este caso y dado el valor de la constante,
  bastante grande, no debe despreciarse ? frente a
  1, por lo que deberíamos resolver el sistema
  ? 0,276

• ?PCl5? 0,4 mol/l (1 0,276) 0,29 mol/l
• ?PCl3? 0,4 mol/l 0,276 0,11 mol/l
• ?Cl2? 0,4 mol/l 0,276 0,11 mol/l
• n(PCl5) 0,29 mol/l 5 l
• n(PCl3) 0,11 mol/l 5 l
• n(Cl2) 0,11 mol/l 5 l

1,45 moles 0,55 moles 0,55 moles
24
Ejercicio A 450 ºC y 10 atm de presión el NH3
(g) está disociado en un 95,7 según la
reacción2 NH3 (g) ? N2 (g) 3 H2 (g). Calcular
KC y KP a dicha temperatura.

• 2 NH3 (g) ? N2 (g) 3 H2 (g)n inic. (mol)
  c 0 0
• n equil. (mol) c(1?)
  c?/2 3c?/2 0,043 c 0,4785
  c 1,4355 c
• ntotal 0,043 n 0,4785 n 1,4355 n 1,957 n
• La presión parcial depende de la fracción molar
• n(NH3) 0,043 n p(NH3)
  ptotal 10 atm 0,22 atm ntotal
  1,957 n
• Análogamente
• p(N2) (0,4785/1,957) 10 atm 2,445 atmp(H2)
  (1,4355 /1,957) 10 atm 7,335 atm.

• p(H2)3 p(N2) (7,335 atm)3 2,445 atm
  Kp p(NH3)2
  (0,22 atm)2
• KP 1,99104atm2
• KP 1,99104 atm2 KC
  5,66 M2 (RT)2 (0,082
  atmM1 K1)2 (723 K)2

25
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER
Si un sistema, inicialmente en equilibrio, se
perturba al modificar alguna condición
experimental, se observa en él una evolución que
le lleva de nuevo al equilibrio
El principio de Le Châtelier permite predecir el
sentido de dicha evolución
Un sistema en equilibrio químico, sometido a una
perturbación externa, reacciona en el sentido
necesario para que la causa perturbadora quede,
en lo posible, contrarrestada Henry Louis Le
Châtelier (1888)
Este principio ha tenido una gran influencia en
la industria química posterior, al guiar la
fabricación de productos químicos con el máximo
rendimiento posible.
Efecto de un catalizador
Un catalizador acelera por igual las reacciones
directa e inversa por tanto, no afecta a la
composición del sistema en equilibrio.
Su único efecto es hacer que el equilibrio se
alcance antes, pero sin modificar el valor de la
constante de equilibrio

• Si un sistema se encuentra en equilibrio (Q Kc)
  y se produce una perturbación
• Cambio en la concentración de alguno de los
  reactivos o productos.
• Cambio en la presión (o volumen)
• Cambio en la temperatura.
• El sistema deja de estar en equilibrio y trata de
  volver a él.

26
Adición o eliminación de un reactivo o producto.
Consideremos la reacción
H2 (g) I2 (g) ? 2 HI (g)
Cuando se alcanza el equilibrio

• Si se añade hidrógeno

a) Aumenta H2, mientras que I2 y HI
permanecen constante Q disminuye dejando de
ser igual a Kc, rompiéndose el equilibrio químico.
b) De acuerdo con el principio de Le Châtelier,
el sistema reacciona en el sentido de
contrarrestar el aumento de la concentración de
H2, consumiendo parte del H2 añadido, al
reaccionar con el I2, produciendo más HI.
c) El equilibrio se desplaza hacia la derecha
H2 (g) I2 (g) ? 2 HI (g)
27
Ejemplo En el equilibrio PCl5(g) ? PCl3(g)
Cl2(g) ya sabemos que partiendo de 2 moles de
PCl5(g) en un volumen de 5 litros, el equilibrio
se conseguía con 1,45 moles de PCl5, 0,55 moles
de PCl3 y 0,55 moles de Cl2 cuántos moles habrá
en el nuevo equilibrio si una vez alcanzado el
primero añadimos 1 mol de Cl2 al matraz? (Kc
0,042)

• Equilibrio PCl5(g) ? PCl3(g) Cl2(g)
• Moles inic. 1,45 0,55 1,55
• Moles equil. 1,45 x 0,55 x
  1,55 x
• 1,45 x 0,55 x
  1,55 x conc. eq(mol/l)
  5 5
  5

0,55 x 1,55 x
5 5 Kc
0,042 1,45 x
5 Resolviendo x
0,268 Equilibrio PCl5(g) ? PCl3(g)
Cl2(g) neq (mol) 1,450,268
0,550,268 1,550,268 conc (mol/l) 0,3436
0,0564 0,2564 El equilibrio se
ha desplazado a la izquierda. Se puede comprobar
como 0,0564 M 0,2564 M 0,042
0,3436 M
28
Cambios de volumen
En un equilibrio químico con reactivos y/o
productos gaseosos, una variación en el volumen
(y por tanto en la presión) del sistema desplaza
el equilibrio en el sentido en que la variación
de los moles gaseosos anule la variación de la
presión.
Ejemplo
Consideremos el equilibrio entre gases
PCl5 (g) ? PCl3 (g) Cl2 (g)
a) Un efecto inmediato de una disminución de
volumen del sistema es un aumento de la
presión del recipiente. Dicho aumento se
contrarresta si parte del PCl3 se combina
con Cl2 dando PCl5, para reducir el número total
de moles gaseosos y con ello, la presión
total.
b) El equilibrio se desplaza hacia la izquierda.
Mezcla en equilibrio
Equilibrio roto
Equilibrio final
29

• En cualquier equilibrio en el que haya un cambio
  en el número de moles entre reactivos y productos
  como por ejemplo A ? B C
• Al aumentar p (o disminuir el volumen) aumenta
  la concentración el equilibrio se desplaza hacia
  la izquierda que es donde menos moles hay.

• Este desplazamiento del equilibrio hacia donde
  menos moles haya al aumentar la presión es válido
  y generalizable para cualquier equilibrio en el
  que intervengan gases .
• Lógicamente, si la presión disminuye, el efecto
  es el contrario.
• Si el número de moles total de reactivos es igual
  al de productos (ab cd) se pueden eliminar
  todos los volúmenes en la expresión de Kc, con lo
  que éste no afecta al equilibrio (y por tanto,
  tampoco la presión).

30
Cambios de temperatura.
En general, un aumento de temperatura desplaza
un equilibrio en el sentido en que la reacción
es endotérmica, mientras que una disminución la
desplaza en el sentido en que es exotérmica.
Ejemplo
Se calienta una mezcla de N2O4 y NO2 en
equilibrio
N2O4 (g) calor ? 2 NO2 (g)
?H 58,2 kJ
Según el principio de Le Châtelier, el sistema
responde contrarrestando parcialmente el aumento
de temperatura. Esto se consigue si parte del
N2O4 se disocia en NO2, pues en ese sentido la
reacción es endotérmica y absorbe algo del calor
que se ha suministrado para elevar la temperatura.
El resultado es un aumento de la concentración de
NO2 a expensas del N2O4

• Se observa que, al aumentar T el sistema se
  desplaza hacia donde se consuma calor, es decir,
  hacia la izquierda en las reacciones exotérmicas
  y hacia la derecha en las endotérmicas.
• Si disminuye T el sistema se desplaza hacia donde
  se desprenda calor (derecha en las exotérmicas e
  izquierda en las endotérmicas).

31
Ejemplo Hacia dónde se desplazará el
equilibrio al a)?disminuir la presión? b)
aumentar la temperatura?H2O(g) C(s) ? CO(g)
H2(g) (?H gt 0)

• Hay que tener en cuenta que las concentraciones
  de los sólidos ya están incluidas en la Kc por
  ser constantes.
• ?CO? ?H2? Kc
  ?H2O?
• a) Al p? el equilibrio ? (donde más moles de
  gases hay 1 de CO 1 de H2 frente a 1 sólo de
  H2O)
• b) Al T? el equilibrio también se desplaza hacia
  ? donde se consume calor por ser la reacción
  endotérmica.

32
Variaciones en el equilibrio

• ? reactivos gt 0 ???
• ? reactivos lt 0 ???
• ? productos gt 0 ???
• ? productos lt 0 ???
• ? T gt 0 (exotérmicas) ???
• ? T gt 0 (endotérmicas) ???
• ? T lt 0 (exotérmicas) ???
• ? T lt 0 (endotérmicas) ???
• ? p gt 0 Hacia donde menos nº moles de gases
• ? p lt 0 Hacia donde más nº moles de gases

33
IMPORTANCIA EN PROCESOS INDUSTRIALES.

• Es muy importante en la industria el saber qué
  condiciones favorecen el desplazamiento de un
  equilibrio hacia la formación de un producto,
  pues se conseguirá un mayor rendimiento, en dicho
  proceso.
• En la síntesis de Haber en la formación de
  amoniaco N2(g) 3 H2(g) ? 2 NH3(g),
  exotérmica, la formación de amoniaco está
  favorecida por altas presiones y por una baja
  temperatura. Por ello esta reacción se lleva a
  cabo a altísima presión y a una temperatura
  relativamente baja, aunque no puede ser muy baja
  para que la reacción no sea muy lenta. Hay que
  mantener un equilibrio entre rendimiento y tiempo
  de reacción.

34
EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS.

• Una reacción se dice que es homogénea cuando
  todos los reactivos y productos
• se mezclan uniformemente formando una única fase

Ejemplo
Los equilibrios entre gases son homogéneos,
porque todos los gases son miscibles y se mezclan
uniformemente entre sí

• Una reacción se denomina heterogénea cuando en
  la mezcla de reacción pueden
• distinguirse varias fases, físicamente
  diferenciadas

Ejemplo
La descomposición térmica del bisulfuro amónico
NH4HS (s) ? NH3 (g) H2S (g)
En el equilibrio existen dos fases una sólida,
el NH4HS y otra gaseosa formada por la mezcla
homogénea del NH3 y el H2S
La constante de equilibrio toma el valor
Equilibrio heterogéneo
35
Constantes de equilibrio en sistemas heterogéneos.
La concentración de un sólido o de un líquido
puro, a una temperatura dada, tiene un valor
constante, que no depende de la cantidad de
sustancia.

• En la expresión de la constante Kc para un
  equilibrio heterogéneo, no
• aparecen las concentraciones de los sólidos ni
  las de los líquidos puros.

• Analogamente, la constante Kp correspondiente a
  un equilibrio heterogéneo
• sólo incluye las presiones parciales de las
  sustancias gaseosas.

Ejemplo
NH4HS (s) ? NH3 (g) H2S (g)
La concentración molar de NH4HS permanece
constante, de forma independiente al número de
gramos presentes por tanto el término NH4HS(s)
se puede incorporar a la constante de equilibrio
Kc y obtener una nueva constante, Kc, que vale
Kc Kc NH4HS(s)
Cuando se da el valor de la constante de
equilibrio de una reacción heterogénea siempre se
refiere a Kc, aunque se omita la tilde.
36
Escribe las expresiones de Kc y Kp para
el equilibrio heterogéneo correspondiente a
la disociación del cloruro de fosfonio
Problema
PH4Cl (s) ? PH3 (g) HCl (g)
Solución
En la expresión de acción de masas no aparecen
las concentraciones de los sólidos por tanto
El valor de Kp corresponde a la expresión
Teniendo en cuenta la relación entre las dos
constantes
?ng
Pues
37

• Se habla de reacción homogénea cuando tanto
  reactivos como productos se encuentran en el
  mismo estado físico. En cambio, si entre las
  sustancias que intervienen en la reacción se
  distinguen varias fases o estados físicos,
  hablaremos de reacciones heterogéneas.
• Por ejemplo, la reacción CaCO3(s) ? CaO(s)
  CO2(g) se trata de un equilibrio heterogéneo.
• Aplicando la ley de acción de masas se cumplirá
  que

• Sin embargo, las concentraciones (n/V) de ambas
  sustancias sólidas (CaCO3 y CaO) son constantes,
  al igual que las densidades de sustancias puras
  (m/V) son también constantes.
• Por ello, agrupando las constantes en una sola a
  la que llamaremos KC se tiene
• Análogamente KP p(CO2)
• ATENCIÓN! En la expresión de KC de la ley de
  acción de masas sólo aparecen las concentraciones
  de gases y sustancias en disolución, mientras que
  en la expresión de KP únicamente aparecen las
  presiones parciales de las sustancias gaseosas.

38
Ejemplo En un recipiente se introduce cierta
cantidad de carbamato amónico, NH4CO2NH2 sólido
que se disocia en amoniaco y dióxido de carbono
cuando se evapora a 25ºC. Sabiendo que la
constante KP para el equilibrio NH4CO2NH2(s) ?
2?NH3(g) CO2(g) y a esa temperatura vale
2,310-4. Calcular KC y las presiones parciales
en el equilibrio.

• Equilibrio NH4CO2NH2(s)   ? 2 NH3(g)   
  CO2(g) n(mol) equil. n x 2x
  x
• Luego p(NH3) 2 p(CO2) ya que la presión parcial
  es directamente proporcional al nº de moles.
• KP   2,3x10-4   p(NH3)2 . p(CO2) (2x)2.x
• Despejando se obtiene que p(CO2) 0,039 atm
  p(NH3)  0,078 atm.

39
SOLUBILIDAD.
Solubilidad de un soluto en un disolvente es la
cantidad máxima de sustancia capaz de disolverse
en una cantidad definida de disolvente y formando
una disolución saturada
Dependiendo de la cantidad de soluto disuelto
habrá
Disolución insaturada cuando la cantidad de
soluto es inferior a su solubilidad. Disolución
saturada cuando hay disuelta la máxima cantidad
de soluto posible Disolución sobresaturada
cuando la cantidad de soluto es superior a su
solubilidad, (son inestables, se va formando
precipitado hasta alcanzar la disolución
saturada).
Variación de la solubilidad de algunas sustancias
con la temperatura
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PROCESO DE DISOLUCIÓN.
Es consecuencia de la interacción entre las
moléculas del disolvente y el soluto
Las sustancias polares se disuelven en
disolventes polares y las sustancias apolares lo
hacen en disolventes apolares. Es decir,
semejante disuelve a semejante
Los sólidos iónicos, en general, son solubles en
sustancias polares, por ejemplo
Esta disolución se debe a la atracción entre los
polos positivos de la molécula de agua y los
polos negativos de la red cristalina iónica y
entre los polos negativos del agua y los iones
positivos del sólido
41
PRODUCTO DE SOLUBILIDAD
Toda sal iónica, por muy insoluble que sea,
siempre tiene un grado de solubilidad
En general, para una sal AnBm, que se disuelva
según el equilibrio
El producto de solubilidad (Ks) es igual al
producto de las concentraciones de los iones que
origina, calculadas en el equilibrio y elevada,
cada una de ellas, a una potencia igual a su
coeficiente en la ecuación de disolución
Depende de la temperatura Se omiten sus unidades
como en otras constantes de equilibrio Las
concentraciones de los iones se deben expresar en
molL-1
Ks Amn B-m
Al producto Amn B-m se llama producto
iónico. Comparándolo con Ks, la disolución es

• Sobresaturada Amn B-m gt Ks ?
  precipitación ?

• Saturada Amn B-m Ks ? equilibrio ?

• Insaturada Amn B-m lt Ks ? no
  precipitación ?