EQUILIBRIO QUIMICO

Universidad Nacional Experimental

De Los Llanos Occidentales

Ezequiel Zamora

UNELLEZ – APURE

Profesor:

Pernía Wilfredo Bachilleres:

Blanco Diana

Caballero Fatima

Cabello Maikar

Gonzalez Francis

Figueiredo Auramar

La Cruz Yesenia

El Recreo, Noviembre de 2014

CONTENIDO

INTRODUCCION 3

EQUILIBRIO QUIMICO 4

Principio de Le Chatelier 5

Cociente de reacción (Q): 6

TIPOS DE EQUILIBRIO QUÍMICO 6

Homogéneo y Heterogéneo 6

Espontaneidad y Equilibrio 8

EFECTO DEL ION COMUN 8

IONES ANION 10

IONES CATIÓN 12

CONSTANTE DE IONIZACIÓN 13

CONSTANTE DE DISOCIACION ACIDA 13

DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS 15

MECANISMO DE LA ACCIÓN AMORTIGUADORA 17

PH 18

pOH 19

ESCALA DEL PH 20

CONCLUSION 21

INTRODUCCION

Hablamos de Equilibrio Químico cuando se llega al punto en que las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan, lo que tiene como consecuencia que las cantidades de reactivos y productos presentes sean constantes a través del tiempo. Queda claro que el estado de equilibrio es dinámico, esto quiere decir que las reacciones continúan llevándose a cabo. Entonces, dado este estado en el que se encuentra una reacción, puede establecerse lo que llamamos una constante de equilibrio que representa la proporción de los reactivos y productos de la reacción.

Hablamos de equilibrio homogéneo cuando la o las reacciones con las que trabajamos se producen en una misma fase; con el mismo razonamiento, llamamos a equilibrio heterogéneo cuando encontramos más de una fase en nuestro sistema. Teniendo estos conocimientos, nos parece importante para este trabajo citar un principio muy importante en el que se basan gran parte de las deducciones y conclusiones del presente trabajo. El mismo es llamado el Principio de Le Châtelier y establece lo siguiente: si a un sistema en equilibrio, se le provoca una perturbación, el sistema se ajusta de modo de reducir dicha perturbación, alcanzando luego un nuevo estado de equilibrio. Durante nuestra experiencia realizaremos numerosas perturbaciones, o modificaciones a nuestros sistemas en equilibrio, y evaluaremos a partir de este principio los resultados obtenidos.

Para finalizar esta introducción teórica, nos pareció interesante citar una forma de obtener la constante de equilibrio de una reacción. Si bien no la utilizamos concretamente en el trabajo, sí está muy relacionada con los temas tratados.

Nos referimos a la ecuación de Van "t Hoff, que si bien no deduciremos paso a paso porque supera el alcance de este informe, comentaremos brevemente.

EQUILIBRIO QUIMICO

Cuando estamos en presencia de una reacción química, los reactivos se combinan para formar productos a una determinada velocidad. Sin embargo, los productos también se combinan para formar reactivos. Es decir, la reacción toma el sentido inverso. Este doble sentido en las reacciones que es muy común en química, llega a un punto de equilibrio dinámico cuando ambas velocidades se igualan. No hablamos de un equilibrio estático en el que las moléculas cesan en su movimiento, sino que las sustancias siguen combinándose formando tanto productos como reactivos. A este equilibrio lo llamamos equilibrio químico.

El equilibrio químico se representa a través de una expresión matemática llamada constante de equilibrio.

En una reacción hipotética:

aA + bB<——–> cC + dD

La constante de equilibrio esta dado por:

K = ( [D]d . [C]c ) / ( [A]a . [B]b ) (Las minúsculas estan elevadas como potencia).

La constante de equilibrio químico es igual al producto de las concentraciones de los productos elevados a sus coeficientes estequiométricos (c y d) dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos elevados a sus coeficientes estequiométricos (a y b). Recordemos que estos coeficientes son los números que equilibran a las reacciones químicas. La constante no varía, por eso es constante. Solo depende de la temperatura. A cada temperatura distinta habrá valores diferentes de constantes para la misma reacción. Con respecto a las unidades de K, estas dependerán de la expresión matemática que quede en cada caso particular.

Según el valor que tenga la K de equilibrio, tendremos una idea certera de lo completa que puede llegar a ser una reacción. Si estamos en presencia de una K grande, mucho mayor que 1, la reacción tiende a completarse bastante a favor de los productos. Caso contrario sucede si la K es muy pequeña.

En el caso de aquellas reacciones donde figuren compuestos en estado gaseoso, la constante se denomina Kp en lugar de Kc como normalmente se usa en las reacciones. Kp hace alusión a la presión en lugar de la concentración molar.

Kp = Kc.(R.T)∆ng

R = Constante universal de los gases.

T = Temperatura absoluta.

∆ng = Variación del numero de moles gaseosos.

Principio de Le Chatelier

Cuando hablamos de equilibrio aplicado a sistemas químicos o físicos, siempre se hace hincapié en el Principio de

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