10.8: Puntos de estudio

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Si dos reacciones químicas opuestas proceden simultáneamente a la misma velocidad, se dice que los procesos están en equilibrio. Las dos reacciones opuestas se muestran enlazadas con una flecha doble (). Un ejemplo de reacciones químicas opuestas y sus expresiones de equilibrio son:

\[\ce{N2(g) + 3 H2(g) -> 2 NH3(g)}\]

\[\ce{2 NH3(g) -> N2(g) + 3 H2(g)}\]

El equilibrio se escribiría como:

\[\ce{N2(g) + 3 H2(g) <=> 2 NH3(g)}\]

Una constante de equilibrio (K) es un valor numérico que relaciona las concentraciones de los productos y reactivos para una reacción química que está en equilibrio. El valor numérico de una constante de equilibrio es independiente de las concentraciones iniciales de los reactivos, pero depende de la temperatura. Las constantes de equilibrio generalmente no se escriben con unidades (aunque pueden serlo).
Debido a que las constantes de equilibrio se escriben como las concentraciones (o presiones parciales) de los productos divididas por las concentraciones (o presiones parciales) de los reactivos, un gran valor de K significa que hay más productos en la mezcla de equilibrio que allí son productos. De igual manera, un pequeño valor de K significa que, en equilibrio, hay más reactivos que productos.
Las constantes de equilibrio que se basan en presiones parciales suelen escribirse como K _P, mientras que las constantes de equilibrio basadas en concentraciones molares se escriben como K _c.
Una expresión para una constante de equilibrio se puede escribir a partir de una ecuación química equilibrada para la reacción. La Ley de Acción de Masas establece lo siguiente respecto a las expresiones de equilibrio:
- Las presiones parciales (o concentraciones molares) de los productos se escriben en el numerador de la expresión y las presiones parciales (o concentraciones) de los reactivos se escriben en el denominador.
- Si hay más de un reactivo o más de un producto, las presiones parciales (o concentraciones) se multiplican juntas.
- La presión parcial (o concentración) de cada reactivo o producto se eleva entonces a la potencia que numéricamente es igual al coeficiente estequiométrico que aparece con ese término en la ecuación química equilibrada.
- Los reactivos o productos que están presentes como sólidos o líquidos no aparecen en la expresión de equilibrio.
Como ejemplo de una expresión de equilibrio, considere la reacción de nitrógeno e hidrógeno para formar amoníaco. La presión parcial del amoníaco estará en el numerador, y será cuadrada. Debido a que hay dos reactivos, las presiones parciales para nitrógeno e hidrógeno se multiplicarán en el denominador. La presión parcial del nitrógeno se elevará a la “primera potencia” (que no se muestra) y la presión parcial de hidrógeno se cubicará.

\[\ce{N2 (g) + 3 H2 (g) <=> 2 NH3 (g)}\]

\[\frac{(P_{NH_{3}})^{2}}{P_{N_{2}}(P_{H_{2}})^{3}}=K \nonumber \]

Si se conocen los valores de equilibrio para una reacción dada, la constante de equilibrio se puede calcular simplemente sustituyendo esos valores en la expresión de equilibrio. Muy a menudo, sin embargo, los valores iniciales y de equilibrio solo se dan para reactivos y productos seleccionados. En estos casos, los valores iniciales y de equilibrio se disponen en una Tabla ICE, y los cambios entre los estados inicial y de equilibrio se calculan con base en la estequiometría de reacción.
Debido a que la presión parcial de un gas y la concentración molar de ese gas son directamente proporcionales, la ley de gas ideal se puede reorganizar de la siguiente manera, para dar una expresión relativa a la molaridad y presión parcial de un gas.

\[P_{gas}V=nRT \nonumber \]

Dividir por el volumen en litros da el término ${\$ que es equivalente a la molaridad, M.

\[P_{gas}=MRT \nonumber \]

Le Chatelier's Principle states that, if a "stress" is applied to a chemical reaction at equilibrium, the system will readjust in the direction that best reduces the stress imposed on the system. In this context, stress refers to a change in concentration, a change in pressure or a change in temperature, although only concentration is considered here. If pressure or temperature are changed, the numeric value K will change; if only concentration changes are involved, K does not change. In a reaction at equilibrium, the introduction of more products will shift the mass balance towards more reactants, and the introduction of more reactants will lead to the formation of more products, but the ratio of Products/Reactants (as defined by the equilibrium expression) does not change, hence, K is unchanged.
For a weak acid, dissociating in water to form it's conjugate base and hydronium ion, the equilibrium constant is referred to as K_a. Because a weak acid is only "partially dissociated", the concentration of BH in solution is large, thus K_a for a weak acid is "small" (in the range of 10^-3 to 10^-6). For example, acetic acid (the acidic component of vinegar), has an acid dissociation constant of K_a = 1.8 x 10^-5.

CH₃COOH(aq) + H₂O(l) ⇄ CH₃COO^-(aq) + H₃O⁺(aq)

For a solution of a weak acid in water, the concentration of hydronium ion will be very small. If the concentration of the weak acid is fairly large (typically > 0.01 M) the concentration of the undissociated acid will be much larger than [H₃O⁺]. Because of this, the hydronium ion concentration (hence, the pH) can be fairly accurately estimated from the K_a of the weak acid and the initial concentration of the acid (C_o), by the equation:

\[[H_{3}O^{+}]=\sqrt{K_{a}\times C_{0}} \nonumber \]

The equilibrium constant defining the solubility of an ionic compound with low solubility is defined as K_sp, where “sp” refers to “solubility product”. Because reactants or products that are present as solids or liquids do not appear in equilibrium expressions, for silver chloride, the expression K_sp will be written as:

AgCl(s) ⇄ Ag⁺(aq) + Cl^-(aq)

\[K_{sp}=[Ag^{+}][Cl^{-}] \nonumber \]

For silver chloride, the solubility at 25 ^oC is 1.67 × 10^-5 M. That means the concentrations of silver and chloride ions in solution are each 1.67 × 10^-5 M, making the value of K_sp under these conditions: \[K_{sp}=[Ag^{+}][Cl^{-}]=(1.67\times 10^{-5})^{2}=2.79\times 10^{-10} \nonumber \]