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EQUILIBRIO QUÍMICO Y EQUILIBRIO IÓNICO
!  Equilibrio homogéneo y heterogéneo.
!  Ley de acción de masas.
!  Constante de equilibrio, cálculo de las constantes Kc y Kp.
!  Cálculo de concentraciones en el equilibrio y grado de
disociación.
!  Factores que determinan el equilibrio: Principio de Le
Chatelier.
!  Equilibrio iónico: ácidos y bases. Teorías de Arrhenius, Lowry
– Brönstedy Lewis.
!  Autoionización del agua.
!  pH de ácidos y bases débiles.
!  Soluciones buffer.
!  Valoración ácido – base.
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Equilibrio Químico
aA + bB ⇔ cC + dD
c

d

PC c × PD d
Kp = a
PA × PB b

[C ] × [D]
Kc =
[ A] a × [ B] b

Estas expresiones se conocen como la expresión de la
constante de equilibrio. K se llama constante de equilibrio.
€
€
Relación entre Kp y Kc
aA(g) + b B(g) ⇔ c C(g) + d D(g)
Kp = Kc (RT) Δn
Δn = (moles productos gaseosos – moles reactantes gaseosos)
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Magnitud de las constantes de equilibrio
Pueden ser muy grandes o muy pequeñas y proporciona
importante información sobre la composición de una mezcla de
equilibrio.
CO (g) + Cl2(g) ⇔ COCl2(g) Keq = PCOCl2 / PCO PCl2 = 1,49 x 108
1.

4

!  Método para resolver problemas deconstante de equilibrio.
Si se conoce Kc y las concentraciones iniciales, se pueden
calcular las concentraciones de equilibrio.
Ejemplo: Cálculo de las concentraciones de equilibrio.
Para la reacción A ⇔ B, si A tiene una concentración inicial de 0,85 M, ¿Cuáles son
las concentraciones en el equilibrio de A y de B? Considere que Kc = 24.
A
⇔
B
Inicial
0,85 M
0M
Cambio
-x M
xMEquilibrio
(0,85 – x) M
xM
Kc = [B]
[A]

⇒

x
24 = ------------ ⇒
(0,85 – x)

x = 0,816 M

[A] = (0,85 – 0,816) M = 0,034 M
[B] = 0,816 M
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Factores que afectan el equilibrio

6

Cambios de Concentración
aA+bB
Modificación

⇔

cC+dD

Dirección del desplazamiento

+ [ ] de A o B

derecha

+ [ ] de C o D

izquierda

- [ ] de A o B

izquierda

- [ ] de C o Dderecha

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Cambios de Presión o Volumen
aA (g) ⇔ cC (g)
Dirección del desplazamiento
+ Presión

hacia donde disminuye el número total de
moles de gases

-

hacia donde aumenta el número total de
moles de gases

Presión

+ Volumen

hacia donde aumenta el número total de
moles de gases

-

hacia donde disminuye el número total de
moles de gases

Volumen

8aA+bB ⇔ cC+dD

9

aA + bB +q

⇔ cC + dD

aA + bB⇔ cC + dD + q
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Ejemplo General
Para la reacción:
N2 (g) + 3H2 (g) ⇔ 2NH3 (g)

ΔH = -92 KJ

1. ¿Hacia dónde ocurre el desplazamiento si:
-  Aumenta la concentración de H2
-  Aumenta la concentración de NH3
-  Aumenta la concentración de N2
-  Disminución de la concentración de NH3
-  Disminución de la concentración de H2
- Aumenta la presión
-  Aumenta la temperatura
2. Exprese la constante de equilibrio en función de la presión
(Kp) y la constante de equilibrio en función de la concentración
(Kc).
11

2.

12

Ejemplo

N2O4 (g) ⇔ 2NO2 (g)
[NO2]2
Kc = -------[N2O4]
13

Cuando las especies presentes en una reacción coexisten
en dos o más fases.
a A (s,l) + b B (g) ⇔ c C (g) + d D (g)
Kc’ = [C]c[D]d
[A]a [B]b
Kc = [C]c [D]d
[B]b
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Ejemplo
CaCO3 (s) ⇔ CaO (s) + CO2 (g)
[CaO][CO2]
Kc’ = ---------------[CaCO3]

Kc = [CO2]

15

16
Prof.Dra. Claudia Paguèguy M.

!  Es un equilibrio en solución acuosa.
!  Existe disociación por parte de aquellas sustancias que
se denominan electrolitos.

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ELECTROLITOS FUERTES Y DÉBILES
Electrolitos fuertes: Se disociantotalmente, no forman
equilibrio.
•  ácidos fuertes
•  bases fuertes
•  sales solubles
Electrolitos débiles: Se disocian parcialmente, forman
equilibrio.
•  ácidos débiles
•  bases débiles

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19

20

!  Teoría de Brönsted-Lowry
•  Ácido : sustancia que dona H+ a otra sustancia
NH4+ (ac) → NH3 (ac) + H+
•  Base

: sustancia que acepta H+ de otra sustancia
Cl- (ac) + H+ → HCl...