EQUILIBRIO QUÍMICO

1. EQUILIBRIO QUÍMICO Química 2º bachillerato

2. Concentraciones (mol/l) [HI] [I2] [H2] Tiempo (s) ¿Qué es un equilibrio químico? Equilibrio de moléculas (H2 + I2  2 HI) • 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 alEQUILIBRIO QUÍMICO.

3. EQUILIBRIO DINÁMICO EN SISTEMAS QUÍMICOS. Las reacciones químicas pueden clasificarseen 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 anterior:H2(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. a) b) c) d) 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).

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 < 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 > 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 [HI]2 (0,6/3)2 Como Q > Kc el sistemano se encuentraen equilibrio y la reacción se desplazará hacia la izquierda.

10. La constante de equilibrio Kcvaría con la temperatura. Si el sistema no ha alcanzado el equilibrio, el cociente de reacción Q, puede tomar cualquier valor:  • Si Q< Kc La reacción ocurre de izquierda a derecha  • Si Q > 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 reactivosy productos son similares. • Si K es muy pequeña: La reacción está muy desplazada hacia los reactivos Apenas se forman productos.

12. concentración concentración KC ≈ 100 KC > 105 tiempo concentración KC < 10-2 tiempo tiempo • 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 ·10–31 • La reacción está muy desplazada a la izquierda, es decir, apenas se forman productos.

13. 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 · 10–2 M–2H23 · N2 1,0623· 0,354M4

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 nies 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. P1=x1Pt 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 gases:p ·V = n ·R·T 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 Kcresulta: = = = nº de moles de productos gaseosos -nº de moles de reactivos gaseosos • Los valores de Kpy Kc sólo dependen de la temperatura

18. 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:

19. 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 25+273 = 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 (1+x)/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” = [A]inicial 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):  << 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 =0,4mol/l·0,276 = 0,11 mol/l Cl2 = 0,4mol/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 reacción:2 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 np(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 atmKp = ————— = ——————————— =p(NH3)2 (0,22 atm)2 KP = 1,99·104atm2 KP1,99·104 atm2KC= ——— = ————————————— = 5,66 M2(RT)2 (0,082 atm·M–1 ·K–1)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) 1,45+0,268 0,55–0,268 1,55–0,268 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 (a+b =c+d) 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 > 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] > 0  •  [reactivos] < 0  •  [productos] > 0  •  [productos] < 0  •  T > 0 (exotérmicas)  •  T > 0 (endotérmicas)  •  T < 0 (exotérmicas)  •  T < 0 (endotérmicas)  •  p > 0 Hacia donde menos nº moles de gases •  p < 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 2,3·10-4. Calcular KC y las presiones parciales en el equilibrio. • Equilibrio: NH4CO2NH2(s)2 NH3(g)  +  CO2(g)n(mol) equil. n – x 2xx • 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 atmp(NH3) = 0,078 atm.

39. La solubilidad de una sustancia por muy insoluble que sea, nunca es exactamente cero. Experimentalmente se comprueba que la solubilidad varía con la temperatura SOLUBILIDAD. Solubilidad de un soluto en un disolvente es lacantidad máximade sustancia capaz de disolverse en una cantidad definida de disolvente y formando unadisolución 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

40. 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. nAm+ (aq) + mBn- (aq) AnBm (s) nAm+ (aq) + mBn- (aq) AnBm (s) nAm+ (aq) + mBn- (aq) AnBm (s) nAm+ (aq) + mBn- (aq) AnBm (s) 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 mol·L-1 Ks = [Am+]n[B-]m Al producto[Am+]n [B-]mse llamaproducto iónico.Comparándolo con Ks, la disolución es: • Sobresaturada: [Am+]n [B-]m > Ksprecipitación  • Saturada: [Am+]n [B-]m = Ksequilibrio  • Insaturada: [Am+]n [B-]m < Ks no precipitación