pH y Constante de equilibrio

1. Universidad Tecnológica Nacional. Facultad Regional La Plata. QuímicaIngeniería en Sistemas de Información. Año 2005.Prof: Susana JuantoJTP: Rodolfo Iasi, Silvia Pastorino, Mónica Arbeletche. Integrantes: Atia, Julissa Delazzari, Estefanía Mastroliberto, Enzo Gosso, Lucas Lugones, Damián Capobianco, Pablo Izpura, Federico pH y Constante de equilibrio

2. Constante de Equilibrio • EXPRESIÓN GENERAL PARA LA CONSTANTE Keq El equilibrio químico es un estado del sistema en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo. Así pues, si tenemos un equilibrio de la forma: • a A + b B = c C + d D Se define la constante de equilibrio Keq como el producto de las concentraciones en el equilibrio de los productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, para cada temperatura.

3. Leyes de la Keq • Ley del equilibrio Químico: Para cualquier reacción química en equilibrio el cociente entre las concentraciones molares de los productos de reacción y las concentraciones molares de los reactivos elevados a potencia que corresponde a los coeficientes dados por la ecuación estequeométrica, es igual a una constante que se denomina constante de equilibrio. [D]d [C]c Keq = [A]a [B]b

4. El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes. • En el equilibrio químico participan distintas sustancias como reactivos y productos. El equilibrio entre dos fases de la misma sustancia se denomina equilibrio físico, porque los cambios que suceden son procesos físicos.

5. Principio de Le Châtelier: Existe una regla general que ayuda a predecir en que dirección se desplazara una reacción en equilibrio cuando hay un cambio de concentración, presión, volumen, temperatura, se la conoce por el nombre de principio de Le Châtelier, establece que si se aplica una tensión externa a un sistema en equilibrio, el sistema se ajusta de tal manera que se cancela parcialmente dicha tensión alcanzando una nueva posición de equilibrio.

6. Efecto de un cambio de las condiciones de equilibrio Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio en un proceso químico, como son la temperatura, la presión, y el efecto de la concentración. La influencia de estos tres factores se puede predecir, de una manera cualitativa por el Principio de Le Chatelier, el sistema evoluciona de forma que se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha variación: Efecto de la temperatura: si una vez alcanzado el equilibrio, se aumenta la temperatura, el equilibrio se opone a dicho aumento desplazándose en el sentido en el que la reacción absorbe calor, es decir, sea endotérmica. Efecto de la presión: si aumenta la presión se desplazará hacia donde existan menor número de moles gaseosos, para así contrarrestar el efecto de disminución de volumen, y viceversa. Efecto de las concentraciones: un aumento de la concentración de uno de los reactivos, hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de productos, y a la inversa en el caso de que se disminuya dicha concentración. Y un aumento en la concentración de los productos hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de reactivos, y viceversa en el caso de que se disminuya.

7. Ejemplos de equilibrios físicos y químicos • Equilibrios Físicos: La evaporación del agua en un recipiente cerrado a una temperatura determinada. En este caso, el número de moléculas de H2O se dejan en la fase líquida y regresan a ella es el mismo: • H2O (l) ↔ H2O (g) • Equilibrio Químico: CO (g) + Cl2 (g) ↔ COCl2 (g) • H2 (g) + I2 (g) ↔ 2HI (g) [COCl2] Ke = [CO][COl2] [Hl]2 Ke = [H2] [I2]

8. Equilibrio Heterogéneo y Homogéneo Equilibrio Homogéneo: • Se aplica a las reacciones en las que todas las especies reaccionantes se encuentran en las misma fase. Equilibrio Heterogéneo: Se da en una reacción reversible en la que intervienen reactivos y productos en distintas fases Ejemplo: 2NO (g) + O2 (g)  2NO2 (g) Ejemplo: CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g) [CaO] [CO2] [NO2]2 Ke = Ke = [CaCO3] [NO]2 [O2]

9. pH y pOH ¿Qué es el pH?. El pH es un valor que se usa para indicar la acidez o alcalinidad de una sustancia. La escala de pH es una escala logarítmica de crecimiento exponencial. Oscila entre los valores de 0 (más ácido) y 14 (más básico), 7 es Neutro. El "factor pH" se define como el potencial de Hidrógeno calculado como el logaritmo de la actividad o concentración molar de los iones Hidrógeno (H+). pH = -log[H+]. Los conceptos de base y ácido son contrapuestos. Para medir la basicidad de un medio acuoso se utiliza el concepto de pOH, que se complementa con el de pH, de forma tal que pH + pOH = 14. Por este motivo, está generalizado el uso de pH tanto para ácidos como para bases. Medida del pH: El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un pHmetro, un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y un electrodo de vidrio que es sensible al ión hidrógeno.

10. La Acidez y la Basicidad La definición inicial corresponde a la formulada en 1887 por Arrehnius. La teoría de Brönsted y Lowry de ácidos y bases, formulada en 1923. La acidez y la basicidad constituyen el conjunto de propiedades características de dos importantes grupos de sustancias químicas: los ácidos y las bases. Las ideas actuales sobre tales conceptos químicos consideran los ácidos como dadores de protones y las bases como aceptoras. Los procesos en los que interviene un ácido interviene también su base conjugada, que es la sustancia que recibe el protón cedido por el ácido. Tales procesos se denominan reacciones ácido-base.

11. Potencial Hidrogeno o pH Potencial de hidrógenos disueltos se expresa habitualmente como pH, que es el logaritmo negativo de su concentración molar. El pH normal varía entre 7,36 y 7,44. El aumento de la­ concentración de H+, que se traduce en un menor pH, se denomina acidemia, mientras que se llama alcalemia a la disminución de la concentración de H+, lo que produce un aumento del pH. Es importante tener presente que el pH tiene relación con la­ concentración de H+ libres en solución y no con los hidrógenos unidos a una base. La base más importante es el bicarbonato y su concentración en líquidos corporales es de 24±2 mEq/l.

12. Ejemplos de pH

14. Ejemplo • Calcular el pH y el pOH de una solución 0,01 molar de HCl a 25oC, suponiendo disociación total. • Solución • La concentración de H+ o de iones (OH)- de un ácido o de una base totalmente disociados coincide con la normalidad de la solución. • La molaridad, en este caso, y la normalidad son iguales: la solucion es 0,01 N • HCl[H+] + [Cl-] 0,01 0,01

15. Luego es: [H+] =0,01 moles/litro pH = log 1 = log 1 = 0 - (-2) = 2 0,01 10-2 pH=2 Como pH + pOH = 14 Entonces: pOH=12

16. Ionizacion del Agua Como en el agua pura la concentración de hidrogeniones y de hidroxilos es la misma, significa que la concentración de hidrogeniones es de 1 x 10 -7, lo que significa que el pH del agua es 7, es decir, neutro. La constante del agua, Kw = 10 -14, es un caso particular de la constante de equilibrio, Kw.

17. Bibliografia • Libros: • Química general e inorgánica –Fernandez Serventi, Hector – Editorial Losada • Química 7ma Edición Chang – Chang, Raymond • Química General – Pauling, Linus – Editorial Aguilar • Química 1 – Garcia, Angel Dario – Ediciones Personales • Química, Material de estudio y Ejercitación – Benitez, C. – Editorial CCC Educando. • Sitios Web: • http://www.aula21.net/Nutriweb/agua.htm • http://www.uam.es/personal_pdi/ciencias/juansqui/complequifi2.htm • http://www.netcom.es/pilar_mu/equilibrio.htm