2-1 Equilibrio Quimico

Equilibrio Químico Cap. 14 Secciones: 14.1,14.2,14.3,14.4 y 14.5 Cap. 15 Secciones: 15.1,15.2,15.3,15.4 y 15.9

Equilibrio es un estado en el cual no se observan cambios durante el transcurso del tiempo. Equilibrio Químico es alcanzado cuando: •

Las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan

•

las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes Equilibrio Físico H2O (l )

H2O (g )

Equilibrio Químico N2O4 (g )

2NO2 (g )

N2O4 (g )

2NO2 (g )

equilibrio equilibrio equilibrio

Inicia con NO 2

Inicia con N2O4

Inicia con NO 2 & N2O4

constante

N2O4 (g )

2NO2 (g )

[NO2]2 = 4.63 x 10-3 K = [N2O4]

a A + bB

[C]c[D]d K = [A]a[B]b

c C + d D

Ley de Acción de Masas

K = Constante de Equilibrio Ley de Acción de Masas: Para una reacción reversible en en equilibrio y a una temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante K

Información que ofrece K K >> 1

Desplaza a derecha

Favorece a productos

K << 1

Desplaza a izquierda

Favorece a reactivos

Equilibrio

Equilibrio Homogéneo aplica para las reacciones en las cuales todos las especies reactivas están en la misma fase. N2O4 (g )

2NO2 (g )

[NO2]2 K c = [N2O4]

K p =

[ A ] = Concentración Molar de A

2 P NO

P N2O4

En muchos casos K c ≠ K p a A (g) + bB (g)

2

PV = nRT P = (n/V) RT

c C (g) + d D (g)

K p = K c (RT)∆n

∆n = moles de productos (g) – moles de reactivos (g) ∆n = (c + d) – (a + b)

Equilibrio Homogéneo CH3COOH (ac ) + H2O (l ) [CH3COO-][H3O+] K ‘c = [CH3COOH][H2O]

CH3COO- (ac ) + H3O+ (ac ) [H2O] = constante

[CH3COO-][H3O+] = K ‘c [H2O] K c = [CH3COOH] La practica general no se utilizan unidades para la constante de equilibrio.

Ejemplo 2NO(g)+ O2(g)  2NO2(g) [ NO ] Kc = [ NO ] [ O ] 2

2

2

.

Kp =

2 P NO 2 2 NO

P P O2

2

HF(ac) + H2O(l)  H3O+ + F -1

[ H O ] [ F ] K c = [ HF ] [ H O ] 1−

+

'

3

2

[ H O ] [ F ] Kc = [ HF ] +

3

−1

Ejemplo El Cloruro de carbonilo (COCl2), tambien llamado fosgeno (se utilizó en la primera guerra mundial como gas venenoso) para la reacción de la obtención de fosgeno llegó al equilibrio cuando la concentración de de cada integrante son:[CO] = 1.2 x 10-2 M [Cl2] = 0.054 M y [COCl2] = 0.14 M. Calcule la Constante de equilibrio.

CO(g) + Cl2 (g) [ COCl ] Kc = [ CO ] [ Cl ] 2

.

2



COCl2 (g) [ 0.14] Kc = [1.2 x10 ] [ 0.054]

Kc = 129.93

−2

.

Ejemplo La constante de equilibrio Kp obtenida para la descomposición del pentacloruro de fósforo es de 1.05 a 250 ºC.

PCl5 (g)



PCl3 (g) + Cl2 (g)

Si en el equilibrio las presiones parciales de en el equilibrio para PCl 5 y PCl3 son 0.875 atm y 0.463 atm respectivamente. ¿Cuál es la presión presión parcial en el equilibrio para el Cl2 a esa temperatura?

Kp =

P P PCl 3

1.05 =

Cl 2

(0.463)( P )

P

PCl 5

P

Cl 2

=

(1.05)(0.875) (0.463)

= 1.98atm

Cl 2

(0.875)

Ejemplo

Para la reacción: N2 (g) + 3H2 (g)  2NH3 (g) Kp es 4.3 x 10-4 a 375 ºC . Calcule Kc

Kp = Kc ( RT ) ∆n = (c + d) – (a + b) ∆n = (2) – (1 + 3)

Kc =

∆n

Kc = 4.3 x10

Kp ( RT )

−4

(0.0821 × ( 273 + 375)

( 2− 4 )

∆n

Equilibrio Heterogéneo aplica para las reacciones en las cuales los reactivos y productos se encuentran en diferentes fases. CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g ) [CaO][CO2] K ‘c = [CaCO3] [CaCO3] K c = [CO2] = K ‘c x [CaO]

[CaCO3] = constant [CaO] = constant K p = P CO 2

La concentración de un sólido y un líquido puro no se incluyen en la expresión de la constante de equilibrio.

CaCO3 (s)

CaO (s) + CO2 (g )

P CO 2 = K p P CO 2 no depende de la cantidad de CaCO3 ó CaO

Considere el siguiente equilibrio a 295 K: NH4HS (s)

NH3 (g ) + H2S (g )

La presión parcial de cada gas es 0.265 atm. Calcule K p y K c para la reacción [ NH ][ H S ] Kc = [ NH HS ] 3

2

4

K p = P H S = 0.265 x 0.265 = 0.0702 NH P 3

2

K p = K c (RT)∆n K c = K p(RT)-∆n ∆n

=2–0=2

T = 295 K

K c = 0.0702 x (0.0821 x 295) -2 = 1.20 x 10-4

Equilibrios Múltiples aplica para las reacciones en las cuales los productos son reactivos en una siguiente reacción. [C][D] [E][F] K ‘‘ K ‘c = A + B C + D K ‘c c = [A][B] [C][D] K ‘c ‘ C+D E+F [E][F] K c = K c A + B E+F [A][B] K c = K ‘c x K ‘c ‘

Si una se puede expresar como la suma de dos o mas reacciones, la constante de equilibrio para la reacción global estará dada por el producto de las constantes de equilibrio individuales.

N2O4 (g )

2NO2 (g )

[NO2]2 = 4.63 x 10-3 K = [N2O4]

2NO2 (g )

N2O4 (g )

[N2O4] 1 = 216 K ‘ = = 2 K [NO2]

Cuando una ecuación se escribe en la dirección opuesta, la constante de equilibrio es el reciproco de la constante original.

14.3 Relación entre Cinética Química y Equilibrio Químico

A + 2B

k f k r

AB2

Vf = k f [A][B]2 Vr = k r [AB2]

Equilibrio Vf = Vr k f [A][B]2 = k r [AB2]

[AB2] k f = K c = k r [A][B]2

14.4 Información proporcionada por la Constante de equilibrio  



Informa el lado favorecido en un equilibrio Predice la dirección en la que procederá una reacción. Permite calcular la concentración de reactivos y productos una vez que se alcanza el equilibrio.

Predicción de la dirección de la reacción. El Cociente de Reacción (Q c ) es calculado, substituyendo la concentración inicial de los reactivos y productos en la expresión de la K c ). constante de equilibrio ( Si •

Qc > K c el sistema procede de derecha a izquierda para llegar al equilibrio.

•

Qc = K c el sistema esta en el equilibrio

•

Qc < K c el sistema procede de izquierda a derecha para llegar al equilibrio.

Predicción de la dirección de la reacción. El Cociente de Reacción (Q c ) es calculado, substituyendo la concentración inicial de los reactivos y productos en la expresión de la constante de equilibrio (K c ).

aA + bB Qc =

[A]0 = Concentración inicial

cC + dD [C ] [ D ] C

d

0

0

[ A] [ B ] a

b

0

0

Ejemplo La Constante de equilibrio Kc, para la formación de cloruro de nitrosilo, un compuesto color amarillo naranja a partir de óxido nítrico y cloro molecular: 2NO(g) + Cl2 (g)  2NOCl(g) Kc = 6.5 x 10-4 a 35 ºC. En un experimento se mezclan 0.02 moles de NO, 0.0083 moles de Cl2 y 6.8 moles de NOCl en un matraz de 2 .0 L.

Ejemplo La Constante de equilibrio Kc, para la formación de cloruro de nitrosilo, un compuesto color amarillo naranja a partir de óxido nítrico y cloro molecular: 2NO(g) + Cl2 (g)  2NOCl(g) Kc = 6.5 x 10-4 a 35 ºC. En un experimento se mezclan 0.02 moles de NO, 0.0083 moles de Cl2 y 6.8 moles de NOCl en un matraz de 2 .0 L. [ NO ] = [Cl ] =

0.02 mol NO 2 L

=

0.0083 mol Cl

2

[ NOCl ] =

2

2 L

=

6.8 mol NOCl 2 L

0.01 M

Qc =

0.00415

Qc = 3.4

=

[ NOCl ]

(0.01) 2 (0.00415)

27.8 x 10 Qc > Kc

>

6.5 x 10

0

[ NO] [Cl ]

(3.4) 2 6

2

−4

2

1

0

0

=

27.8 x10 6

Desplaza a Reactivos

Cálculos para obtener la Constante de equilibrio

M =

moles

No

L

Si Concentración de al menos un integrante en el equilibrio y los iniciales

Calcular la concentración Molar o la Presión Parcial de cada compuesto

Sustituir en la expresión de constantes de equilibrio aA + bB

↔

cC + dD

Relacionar las concentraciones iniciales con las del equilibrio

[C]c[D]d K C = [A]a[B]b

PCc PDd K p= P Aa PBb


M =

moles

No

L

Si Concentración de al menos un integrante en el equilibrio y los iniciales

Calcular la concentración Molar o la Presión Parcial de cada compuesto

Sustituir en la expresión de constantes de equilibrio aA + bB

↔

cC + dD

Relacionar las concentraciones iniciales con las del equilibrio

[C]c[D]d K C = [A]a[B]b

PCc PDd K p= P Aa PBb

Cálculos para obtener la Constante de equilibrio Ejemplo: Una Mezcla que contenía 3.9 moles de NO y 0.88 moles de CO2 se hizo reaccionar en un matraz de un litro a una determinada temperatura de acuerdo a la reacción: NO(g) + CO2 (g) ↔ NO2 (g) + CO(g) Se encontró que en el equilibrio estaban presentes 0.11 moles de CO2. Encuentre la constante de equilibrio Kc de la reacción:

Cálculos para obtener la Constante de equilibrio Por estequiometría

Inicio moles Cambio moles Equilibrio moles Conc. M V = 1 L

NO(g) + CO2(g) ↔ NO2(g) + CO(g) 3.9 0.88

0.11



NO(g) + CO2(g) ↔ NO2(g) + CO(g) 3.9 0.88 - 0.77 0.11



NO(g) + CO2(g) ↔ NO2(g) + CO(g) 3.9 0.88 - 0.77

- 0.77 0.11

+ 0.77

+ 0.77



NO(g) + CO2(g) ↔ NO2(g) + CO(g) 3.9 0.88 - 0.77

- 0.77

+ 0.77

+ 0.77

3.13

0.11

0.77

0.77



NO(g) + CO2(g) ↔ NO2(g) + CO(g) 3.9 0.88 - 0.77

- 0.77

+ 0.77

+ 0.77

3.13

0.11

0.77

0.77

3.13 mol 1L 3.13 M

0.11 mol 1L 0.11 M

0.77 mol 1L 0.77 M

0.77 mol 1L 0.77 M


NO(g) + CO2 (g)

↔

NO2 (g) + CO(g)

[ NO2 ] [ CO. ] Kc = [ NO. ] [ CO2 ]

[ 0.77] [ 0.77] Kc = [ 3.13] [ 0.11]

= 1.722

Cálculo de concentraciones en el equilibrio 









Tenemos la Constante de equilibrio de la reacción Tenemos las concentraciones iniciales Utiliza la variable “x” para representar los cambios de concentración Despeje para obtener el valor de “x” Calcule las concentraciones de todas las especies

Cálculo de concentraciones en el equilibrio Una mezcla de 0.500 moles de H2 y 0.500 moles de I2 se coloca en un recipiente de acero inoxidable de 1.00 L a 430 °C. La constante de equilibrio Kc para la reacción es 54.3 a esta temperatura. Calcule las concentraciones de H2 , I2 y HI en el equilibrio. H2 (g) +

I2 (g)

↔

2 HI(g)

H2

I2

Cantidad inicial moles

0.500

0.500

M = moles/V (L)

0.500 mol/ 1 L

0.500 mol/ 1 L

0.500

0.500

Con. M

Cálculo de concentraciones en el equilibrio Inicio M Cambio M Equilibrio M

H2 (g) + I2 (g) ↔ 2HI(g) 0.500 0.500 0.000

Cálculo de concentraciones en el equilibrio H2 (g) + I2 (g) ↔ 2HI(g) 0.500 0.500 0.000

Inicio M Cambio -x -x M Equilibrio (0.500-x) (0.500-x) M

+ 2x 2x

Cálculo de concentraciones en el equilibrio H2 (g) + I2 (g) ↔ 2HI(g) 0.500 0.500 0.000

Inicio M Cambio -x -x M Equilibrio (0.500-x) (0.500-x) M

[ HI ] Kc = [ H 2 ] [ I 2 ] 2

+ 2x 2x 2

( 2 x ) 54.3 = ( 0.500 − x ) ( 0.500 − x )

Cálculo de concentraciones en el equilibrio 2

( 2 x ) 54.3 = ( 0.500 − x ) ( 0.500 − x ) 54.3 =

( 2 x ) 2 ( 0.500 − x )

54.3

2

x

=

0.393 M

=

( 2 x ) ( 0.500 − x )

=

7.37

A 12800C la constante de equilibrio (K c ) para la reacción: Br 2 (g )

2Br (g )

Es 1.1 x 10-3. Si las concentraciones iniciales son [Br 2] = 0.063 M y [Br] = 0.012 M , calcule la concentración de las especies en el equilibrio. Br 2 (g )

2Br (g )

Inicial (M )

0.063

0.012

Cambio (M )

- x

+2 x

0.063 - x

0.012 + 2 x

Equilibrio (M ) [Br]2 K c = [Br 2]

(0.012 + 2 x )2 = 1.1 x 10-3 K c = 0.063 - x

Resolver para x

(0.012 + 2 x )2 = 1.1 x 10-3 K c = 0.063 - x 4 x 2 + 0.048 x + 0.000144 = 0.0000693 – 0.0011 x 4 x 2 + 0.0491 x + 0.0000747 = 0 -b ±√b2 – 4ac 2 x = ax + bx + c =0 2a x = -0.0105 x = -0.00178

Initial (M ) Change (M ) Equilibrium (M )

Br 2 (g )

2Br (g )

0.063

0.012

- x

+2 x

0.063 - x

0.012 + 2 x

At equilibrium, [Br] = 0.012 + 2 x = -0.009 M or 0.00844 M At equilibrium, [Br 2] = 0.062 – x = 0.0648 M

14.5 Factores que alteran el equilibrio químico Principio de Le Châtelier Si una fuerza externa es aplicada a un sistema en equilibrio, el sistema se ajustara para volver a alcanzar el equilibrio.

• Cambios en Concentración N2 (g ) + 3H2 (g ) El equilibrio se desplaza a la izquierda para reestablecer el equilibrio

2NH3 (g ) Añade NH3

Principio de Le Châtelier • Cambio en la Concentración Elimino Agrego

Elimino Agrego

a A + bB

c C + d D

Cambio

El Equilibrio se desplaza

Incremento de la concentración de producto (s) Disminución de la concentración de producto (s) Incremento de la concentración de reactivo (s) Disminución de la concentración de reactivo (s)

Izquierda (reactivos) Derecha (productos) Derecha (productos) Izquierda (reactivos)

Principio de Le Châtelier • Cambio en el Volumen y la Presión A (g) + B (g)

Cambio Incrementa la presión Disminuye la presión Incrementa volumen Disminuye volumen

C (g)

Desplaza el Equilibrio Lado de menor # moles de gas Lado de mayor # moles de gas Lado de mayor # moles de gas Lado de menor # moles de gas

Principio de Le Châtelier • Cambio en Temperatura Cambio Incrementa temperatura Disminuye temperatura

Rx Exotérmica

Rx Endotérmica

Desfavorece Favorece

Favorece Desfavorece

• Agregar un Catalizador • no cambia K • se alcanza el equilibrio mas rápidamente

Tarea: Tema 6 Actividad 2 1.- La producción industrial del amoniaco, ideada por Fritz Haber, se efectúa de acuerdo a la siguiente reacción en proceso reversible: N2 (g) + 3H2 (G) ↔ 2 NH3 (g). La reacción es exotérmica desprendiendo 22 Kcal. Si el equilibrio se alcanza a 200°C, contesta las siguientes preguntas: Sugiere un cambio de temperatura y presión para aumentar la producción de amoniaco Predice la dirección a la cual el sistema se desplazará para reestablecer el equilibrio si: se disminuye la concentración del H2 se aumenta la presión total al adicionar H2 se aumenta la temperatura a 300°C 









N2 (g) + 3H2 (g) = -92.6 kJ

2 NH3 (g)

[ NH 3 ] Kc = 3 [ N 2 ] [ H 2 ] 2

H

Tarea: Tema 6 Actividad 2 2.- El siguiente equilibrio: PCl 5 (g) ↔ PCl3 (g) + Cl2 (g) es endotérmico; absorbe 22 Kcal. ¿Cómo se verá afectado al someterlo a los siguientes estímulos?: a) Aumento de temperatura b) Aumento de presión total al sistema c) Si se aumenta la concentración del Cl2 d) Si se aumenta la concentración del PCl5 e) Se adiciona un catalizador

PCl5 (g)

PCl3 (g) + Cl2 (g) +22 Kcal

[ PCl 3 ][ Cl 2 ] Kc = [ PCl 5 ]

H=

Tarea: Tema 6 Actividad 2 3.-Considera el siguiente equilibrio: N2O4 (g) ↔ 2NO2 (g) ∆H = 58 kJ, ¿En qué sentido se desplazará al efectuar los cambios siguientes? Se adiciona N2O4 Se extrae NO2 Aumenta la presión total al adicionar NO2 (g) Reduce la temperatura   



N2O4 (g) ↔ 2NO2 (g)

∆H

= 58 kJ,

[ NO2 ] Kc = [ N 2O4 ]

2

Equilibrio Ácido-Base 

Secciones: Secciones: 15.1,15.2,15.3,15.4 y 15.9



Definiciones de ácidos y bases: 

Modelo de Bronsted-Lowry

Propiedades de ácidos y bases  El producto iónico del agua  pH y pOH  Fuerza de los ácidos y las bases 

     

Ácidos fuertes y débiles Ka y grado de disociación Ácidos débiles polipróticos. Bases fuertes y débiles Kb Relación entre Ka y Kb

Definiciones de ácidos y bases Acid Acidos os Acidos Frutas cítricas Aspirina Aspirina Coca Cola Vinagre Vinagre Vitamina Vitam ina C Vitamina     

Bases Jabón Detergentes Limpiadores Limpiadores amoniacales amoniacales Fármacos estomacales

Definiciones de ácidos y bases Teoría de Arrhenius ACIDO: Cualquier sustancia que produce protones en disolución acuosa. HCl + H2O H+ + ClBASE: Cualquier sustancia que produce iones hidróxido en disolución acuosa. NaOH + H2O

Na+ + OH-

Definiciones de ácidos y bases Teoría de Bronsted-Lowry 



Es una expansión de la teoría de Arrhenius Acido

Donador de protones añade H+ al disolvente





Base

Aceptor de protones elimina H+ del disolvente



Esta definición explica como sustancias como el amoniaco pueden actuar como bases. ≈

NH3 + H2O H+ Aceptado

NH4+ + OH-

Definiciones de ácidos y bases Ácidos y bases comunes en el laboratorio Acidos Nítrico Clorhídrico Sulfúrico Acético Bases Hidróxido amónico Hidróxido sódico Hidróxido potásico    

  

Formula HNO3 HCl H2SO4 HC2H3O2 NH4OH NaOH KOH

Molaridad 16 12 18 18 15 sólido sólido

Definiciones de ácidos y bases Una de las propiedades características de los ácidos es su capacidad para reaccionar con metales y producir hidrógeno

Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2 Algunos metales reaccionan con los ácidos mejor que otros.

Hierro

Zinc

Magnesio

Definiciones de ácidos y bases Una de las propiedades características de las bases es que reaccionan con los ácidos para producir una sal. Es lo que se conoce como reacción de neutralización .

NaOH + HCl

NaCl + H2O

La neutralización de las ácidos grasos en la piel produce jabón , y por eso las bases son resbaladizas al tacto.

Cuando un ácido reacciona con una base forma sal más agua

Producto iónico del agua El agua es una sustancia anfotérica que puede actuar como un ácido o como una base. HC2H3O2(aq) + H2O(l) ácido

base

H2O(l) + NH3(aq) ácido

base

H3O+ + C2H3O2-(aq) ácido

base

NH4+(aq) + OH-(aq) ácido

base

Autoionización del agua Las moléculas de agua reaccionan entre ellas para formar iones. H2O(l) + H2O(l)

H3O+(aq) + OH-(aq) (10-7M) (10-7M)

Kw = [ H3O+ ] [ OH- ] = 1.0 x 10-14 at 25oC

Producto iónico del agua

pH y pOH En 1909 Soren-Sorgensen, bioquímico que trabajaba en la cervecería Calsberg, propuso un método para expresar la acidez de una disolución. Definió el término llamado pH (p ower of the h ydrogen ion ): pH = -log[H+] [H+]= [H3O+] pOH = -log[OH-] K W =

[H3O+][OH-]= 1.0x10-14

-log K W = -log[H3O+]-log[OH-]= -log(1.0x10-14) p K W = pH + pOH= -(-14) p K W = pH + pOH = 14

pH y pOH Escala de pH y pOH

pH > 7 la disolución es básica

pH = 7 la disolución es neutra pH < 7 la disolución es ácida

Escala de pH

Fuerza de los ácidos y las bases

Ácidos fortes: Se disocian completamente en agua. HCl, HBr, HI, HClO3, HNO3, HClO4, H2SO4.



HCl(aq) + H2O(l)

H3O+ (aq) + Cl-(aq)

Ácidos débiles: Se disocian parcialmente en agua. Muchos ácidos son débiles. 

HC2H3O2 (aq) + H2O(l)

H3O+(aq) + C2H3O2-(aq)


Ácidos fuertes:


Ácidos fuertes y débiles


Ácidos débiles:


Constante de ionización de un ácido base

acido

CH3CO2H + H2O K c=

base ácido conjugada conjugado

CH3CO2- + H3O+

[CH3CO2-][H3O+] [CH3CO2H][H2O]

K a= K c[H2O] =

[CH3CO2-][H3O+] [CH3CO2H]

= 1.8x10-5

Porcentaje de ionización (grado de disociación): HA + H2O [H3O+] desde HA Grado de ionización = [HA] inicial [H3O+] desde HA x 100% % de ionizacion = [HA] inicial

H3O+ + A-

Fuerza de los ácidos y las bases Ácidos polipróticos Ácido fosfórico: Un ácido triprótico. H3PO4 + H2O

H3O+ + H2PO4-

K a

= 7.1x10-3

H2PO4- + H2O

H3O+ + HPO42-

K a

= 6.3x10-8

HPO42- + H2O

H3O+ + PO43-

K a

= 4.2x10-13

Ácido sulfúrico: Un ácido diprótico. H2SO4 + H2O

H3O+ + HSO4-

K a

= muy grande

HSO4- + H2O

H3O+ + SO42-

K a

= 1.96

Fuerza de los ácidos y las bases Bases fuertes: Se disocian completamente en agua. NaOH, LiOH, KOH, RbOH, CsOH Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2



NaOH(aq) + H2O(l)

Na+(aq) + OH-(aq)

Bases débiles: Se disocian parcialmente en agua. 

NH3 (aq) + H2O(l)

NH4+

+ OH- (aq)

(aq)


Constante de ionización de una base base

acido base conjugado conjugada

acido

NH3 + H2O K c=

NH4+ + OH[NH4+][OH-] [NH3][H2O]

K b= K c[H2O] =

[NH4+][OH-]

= 1.8x10-5

[NH3] Valores de K a y K b para ácidos y bases débiles: - Son siempre valores menor que 1 - Un ácido con una mayor Ka es más fuerte que otro cuya K a sea menor. - Una base con una mayor K b es más fuerte que otra cuya K b sea menor.


Bases débiles:


Constante de ionización de una base base

acido base conjugado conjugada

acido

NH3 + H2O K c=

NH4+ + OH[NH4+][OH-] [NH3][H2O]

K b= K c[H2O] =

[NH4+][OH-]

= 1.8x10-5

[NH3] Valores de K a y K b para ácidos y bases débiles: - Son siempre valores menor que 1 - Un ácido con una mayor Ka es más fuerte que otro cuya K a sea menor. - Una base con una mayor K b es más fuerte que otra cuya K b sea menor.


Bases débiles:


Cual es la concentración de iones OH- en una solución de HCl cuya concentración de iones de hidrónego es 1.3 M? K w = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14

[H+] = 1.3 M -14 1 x 10 = 7.7 x 10-15 M [OH-] = + = [H ] 1.3

K w

El pH de una muestra de lluvia ácida en cierta región del norte de México en un día particular fue de 4.82. Cuál es la concentración de iones H+ de la lluvia ácida? pH = -log [H+] [H+] = 10-pH = 10-4.82 = 1.5 x 10-5 M La concentración de iones OH- de una muestra de sangre es muy baja y es de 2.5 x 10-7 M . Cuál es el pH de la sangre? pH + pOH = 14.00 pOH = -log [OH-] = -log (2.5 x 10-7) = 6.60 pH = 14.00 – pOH = 14.00 – 6.60 = 7.40

Electrolitos fuerte – 100% disociados NaCl (s)

H2O

Na+ (aq) + Cl- (aq)

Electrolitos débiles – no se disocian completamente CH3COOH

CH3COO- (aq) + H+ (aq)

Ácidos fuertes son electrolitos fuertes HCl (aq) + H2O (l )

H3O+ (aq) + Cl- (aq)

HNO3 (aq) + H2O (l )

H3O+ (aq) + NO3- (aq)

HClO4 (aq) + H2O (l )

H3O+ (aq) + ClO4- (aq)

H2SO4 (aq) + H2O (l )

H3O+ (aq) + HSO4- (aq)

Ácidos débiles son electrolitos débiles HF (aq) + H2O (l )

H3O+ (aq) + F- (aq)

HNO2 (aq) + H2O (l )

H3O+ (aq) + NO2- (aq)

HSO4- (aq) + H2O (l )

H3O+ (aq) + SO42- (aq)

H2O (l ) + H2O (l )

H3O+ (aq) + OH- (aq)

Bases Fuertes son electrolitos fuertes NaOH (s) KOH (s)

H2O H2O

Ba(OH)2 (s)

Na+ (aq) + OH- (aq)

K+ (aq) + OH- (aq)

H2O

Ba2+ (aq) + 2OH- (aq)

Bases débiles son electrolitos débiles F- (aq) + H2O (l ) NO2- (aq) + H2O (l )

OH- (aq) + HF (aq) OH- (aq) + HNO2 (aq)

Strong Acid

Weak Acid

Cuál es el pH de una solución 2 x 10 -3 M HNO3 ? HNO3 es un ácido Fuerte – 100% disociado. Inicia 0.002 M HNO3 (aq) + H2O (l ) 0.0 M Fin

0.0 M 0.0 M H3O+ (aq) + NO3- (aq) 0.002 M 0.002 M

pH = -log [H+] = -log [H3O+] = -log(0.002) = 2.7 Cuál es el pH de una solución 1.8 x 10 -2 M Ba(OH)2 ? Ba(OH)2 es una base fuerte – 100% disociado. 0.0 M 0.0 M Inicio 0.018 M Ba(OH)2 (s) Ba2+ (aq) + 2OH- (aq) Fin 0.0 M 0.018 M 0.036 M pH = 14.00 – pOH = 14.00 + log(0.036) = 12.56

Ácidos débiles (HA) y la Constante de ionización ácida HA (aq) + H2O (l ) HA (aq)

H3O+ (aq) + A- (aq) H+ (aq) + A- (aq)

+][A-] [H K a = [HA]

K a es la constante de Ionización ácida

K a

Fuerza del Ácido

2-1 Equilibrio Quimico

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