UNIVERSIDAD NACIONAL DE TRUJILLO

FACULTAD DE INGENIERIA QUÍMICA

ESCUELA DE INGENIERÍA AMBIENTAL

CURSO : QUIMICOFISICA

DOCENTE : ING. Ernesto Wong.

ALUMNO : AMADOR RISCO, ELDER IVAN

CICLO : III

TRUJILLO - PERÛ2012

EQUILIBRIO IONICO

DEFINICIÓN

Se define como el equilibrio que envuelve iones en solución (en este caso en solución acuosa).Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce simultáneamente en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos). Es decir, se trata de un equilibrio dinámico.

Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos) se estabiliza, es decir, se gastan a la misma velocidad que se forman, se llega al equilibrio químico.

Conceptos previos:

Electrolito: es una sustancia que en estado fundido o en solución acuosa tiene la propiedad de conducir la corriente eléctrica. Tal es el caso de los ácidos, bases y sales.La mayoría de los electrolitos pueden ser clasificados como Electrolitos Fuertes o Débiles, los primeros totalmente disociados en iones y los segundos sólo en una pequeña extensión.

Esta distinción no sirve en soluciones muy diluidas, porque mientras la concentración de un soluto disminuye su porcentaje de disociación aumenta.En soluciones muy diluidas, aún los electrolitos débiles se comportan como electrolitos fuertes. Las sustancias que en estado fundido o en solución acuosa no conducen la corriente eléctrica se llaman No- Electrolitos. Tales son los compuestos orgánicos

Equilibrio Químico

principalmente, los cuales no se disocian en iones. En términos de ecuaciones químicas se podría resumir lo dicho de la siguiente manera:

Los Electrolitos Fuertes se clasifican principalmente en Ácidos, Bases y Sales. Entre los Ácidos Fuertes se tiene el HClO4, H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI. Entre las Bases Fuertes se tiene al LiOH, NaOH, KOH, Ca (OH)2. También Na2O, CaO, KNH2. Las sales prácticamente todas son Electrolitos Fuertes a excepción de algunas como el HgCl2 y el CdBr2.

Los Electrolitos Débiles se clasifican en Ácidos, Bases, Complejos y “otros”. Los Ácidos Débiles son la mayoría de los ácidos, especialmente los ácidos orgánicos. Entre las Bases Débiles está el NH3 y las bases orgánicas nitrogenadas especialmente (N2H4, CH3-NH2, C6H5-NH2, etc.).

Los Complejos son un grupo muy grande de compuestos asociados con los elementos de transición. En “otros” está un compuesto muy importante como es el H2O y que se comporta como ácido o base débil (anfolito).

Ejemplo: En una solución de K2SO4 0,015M ¿Cuál es la concentración de K+ y SO4

2-?Como es una sal, hay 100% disociación.

DETERMINACION DE LOS COEFICIENTES DE ACTIVIDAD

Un sistema en el que tenga lugar un proceso espontáneo, tiende a un estado de equilibrio en el cual las variables del sistema permanecen constantes. Durante este proceso la energía libre disminuye hasta alcanzar un valor mínimo en el equilibrio. En un sistema en el que tenga lugar

AB(s) + H2O (I) A+ (ac) + B- (ac)E. Fuerte

XY(s) + H2O (I) X+ (ac) + Y-(ac)E. DébilHC(s) + H2O (I) HC (ac)No-Electrolito

K2SO4 2 K+ + SO42-

0,015 M 2(0,015) M 0,015 M

Por lo tanto [K+] = 0,030M y [SO42-] = 0,015M

una reacción química, el equilibrio se puede cuantificar mediante la constante de equilibrio, que está relacionada con la variación de energía libre estándar para la reacción. La constante termodinámica es función de las actividades de las sustancias que intervienen en la reacción. La actividad de una sustancia en una disolución es una medida de la tendencia de la sustancia a escapar de la disolución a otras disoluciones con menor actividad.

La actividad, a, está relacionada con la concentración, C, mediante el coeficiente de actividad, , siendo a = .C

El coeficiente de actividad es una medida del grado de divergencia del comportamiento de la sustancia con respecto al ideal. Para el disolvente la actividad se relaciona con su presión de vapor, aD = PD / PD

o, donde PDo es la presión de vapor del disolvente puro.

La relación entre la constante de equilibrio termodinámica, Ko, y la de concentraciones, Kc, puede ponerse como:

Ko = Kc K

Donde K es el producto de los coeficientes de actividad elevados a los coeficientes estequiométricos. Los coeficientes de actividad varían de la unidad debido principalmente a las diferentes fuerzas intermoleculares que experimentan en la disolución con respecto al estado de referencia, por lo tanto cuando en la reacción intervienen especies cargadas, la discrepancia será mayor.

SOLUCIONES AMORTIGUADORAS (BUFFER)

“Son aquellas soluciones que mantienen el pH constante (o con pequeños cambios), al adicionarle pequeñas cantidades de ácidos o bases fuertes.”

Las “soluciones buffer” o “tampón” resisten los cambios de pH debido a que contienen una especie ácida que neutraliza a los iones OH- y una especie básica que neutraliza a los iones H3O+. Es importante entonces que las especies ácidas y básicas no se consuman una con la otra en una reacción de neutralización. Estos requisitos se satisfacen con un par conjugado ácido-base [un ácido débil y su base conjugada (sal) o una base débil y su ácido conjugado (sal)].

Un ejemplo de buffer es el sistema ácido acético/acetato de Sodio (HAc/Ac-). Su mecanismo de acción es el siguiente:

Si se añade una base, los iones OH- serán neutralizados por el ácido del amortiguador:

HAc(ac) + OH-(ac) Ac-(ac) + H2O(l)

Si se agrega un ácido, los iones H+ serán consumidos por la base del amortiguador.

Ac-(ac) + H+ (ac) HAc (ac)

La capacidad buffer (â) de una solución es la cantidad (en moles) de ionesH3O+ u OH- que necesita ser agregado a la solución para cambiar su pH en una unidad. Mientras más grande es esta cantidad mejor es el buffer.

Una solución amortiguadora tiene 2 características importantes: su capacidad buffer (o capacidad amortiguadora) y su pHLas relaciones matemáticas que pueden usarse para su cálculo son las siguientes:

â = - Ä CA y â = Ä CB Ä pH = pHf - pHi Ä pH Ä pH

DondeCA = concentración ácido fuerteCB = concentración base fuerteCa = concentración ácido débilCb = concentración base conjugada

EjemploLa concentración de ion H3O+ en 1L de solución buffer compuesta de HAc 1 M y NaAc 1M es la misma que para 1L de solución buffer compuesta de HAc 0,1 M y NaAc 0,1 M. Sin embargo, la primera solución tiene una mayor capacidad buffer (â = 1,15 vs. 0,115) debido a que contiene mayores cantidades de HAc y NaAc.

El pH del amortiguador depende del Ka del ácido y de las concentraciones relativas de ácido y base que lo componen:

HA(ac) + H2O A-(ac) + H3O+(ac)

La facilidad que tiene esta ecuación para resolver problemas es que se puede sustituir directamente en la expresión las concentraciones iniciales de ácido y base conjugada sin necesidad de conocer las cantidades que se ionizan.Análogamente para los sistemas buffer compuestos de una base débil y su ácido conjugado se tiene la siguiente ecuación:

2.3x Cax CbCa+Cb = â

Fórmula de Henderson- Hasselbalch

Si se quiere obtener el pH se utiliza relación pH+ pOH = 14

La mayor eficacia de una solución buffer se produce cuando la relación de ácido débil y su base conjugada es 1. Es decir pH = pKa. Lo mismo para los sistemas base débil y su ácido conjugado (pOH = pKb). El intervalo de amortiguamiento se deduce de la ecuación de Henderson-Hasselbalch:

ELECTROQUIMICA

La Electroquímica trata de la interrelación de los fenómenos químicos y eléctricos, así como del estudio de las propiedades eléctricas de las soluciones de los electrolitos, estableciendo una relación entre la acción química y eléctrica de tales sistemas.

Conducción electrolíticaSe denominan conductores de primera especie o electrónicos a los metales sólidos o fundidos y ciertas sales sólidas (sulfuro cúprico, sulfuro de cadmio) que conducen la corriente eléctrica sin experimentar alteración alguna. En estas sustancias, la conducción tiene lugar por emigración directa de los electrones a través del conductor bajo la influencia de un potencial aplicado. Aquí, los átomos o iones que componen el conductor, permanecen en sus lugares.Los conductores de segunda especie o electrolíticos son los que experimentan transformación química al paso de la corriente eléctrica como las soluciones de electrolitos fuertes y débiles, sales fundidas y también algunas sales sólidas como el cloruro de sodio y el nitrato de plata. La transferencia electrónica tiene lugar por migración iónica. Esta migración involucra no sólo una transferencia de electricidad sino también el transporte de materia de una parte a otra del conductor. Además, el flujo de corriente en los conductores electrolíticos va siempre acompañado de cambios químicos en los electrodos que son muy característicos y específicos de las sustancias que componen el conductor y los electrodos.

TIPOS DE ELECTRODOS

Electrodo de gas (hidrógeno). Consiste en un cable de platino sumergido en solución acuosa en la cual el ión hidrógeno posee actividad 1 y la presión parcial del gas hidrógeno molecular es 1 atm, el cual burbujea en la solución. Es conocido como electrodo estándar de hidrógeno. Su funcionamiento se basa en que cualquier cambio en el potencial de la celda no varía en absoluto la diferencia de potencial platino – solución. Por tanto es posible a partir de esto generar una tabla en la cual se tabulen valores relativos de diferencias de potencial entre esta referencia y otro electrodo cualquiera.

Está constituido por un colector inerte de electrones inerte de electrones, como grafito o platino, en contacto con el gas y un ion insoluble, como se vio en el apunte de elementos de electroquímica, el electrodo H2/H+.

Donde fcl 2 es la fugacidad del cloro molecular que en el caso ideal corresponde a la presión parcial de la molécula de cloro.

Electrodos ión Metálico-Metal El electrodo consiste en una pieza del metal inmersa en una solución que contiene el ion metálico. Ej. Un alambre de Cobre inmerso en una solución de CuSO4.

Electrodos Metal-sal insoluble-anión Consiste en una barra metálica inmersa en una solución que contiene una sal insoluble sólida del metal y aniones de la sal, los más importantes de estos son:

Electrodo de plata-cloruro de plata

Electrodo de calomel Gran cantidad de mercurio líquido cubierto con una pasta de calomel (cloruro mercurioso) y una solución de KCl.

Este electrodo tiene con respecto al de hidrógeno una diferencia de 0.242, es decir al medir con este electrodo se tiene que sumar 0.242 para convertir a EHE, en cambio el electrodo de Ag es de 0.2

Electrodo de amalgama.

Si se disuelve un metal en Hg líquido, se tiene una amalgama. Si ele electrodo es la amalgama, este se encuentra en equilibrio con los iones de la solución de modo que el mercurio no participa de la reacción y está tarea es exclusiva del metal. Metales que se suelen usar para esto son el Ca y Na.

Electrodos redox.

Como un electrodo conlleva a una semirreacción de óxido – reducción un electrodo redox se refiere al caso en que exclusivamente participan 2 especies presentes en la misma solución. Por ejemplo podría ser al tener un alambre metálico en una solución donde esten presentes iones de e iones. 2+Fe3+Fe

Electrodos de no metal – no gaseosos.

Los más conocidos son los de bromo e yodo. En estos sistemas la solución ser encuentra saturada de:

CELDAS ELECTROQUÍMICAS

Una celda electroquímica es un dispositivo experimental por el cual se puede generar electricidad mediante una reacción química (celda Galvánica). O por el contrario, se produce una reacción química al suministrar una energía eléctrica al sistema (celda Electrolítica). Estos procesos electroquímicos son conocidos como “reacciones electroquímicas” o “reacción redox” donde se produce una transferencia de electrones de una sustancia a otra, son reacciones de oxidación-reducción.

La celda electroquímica consta de dos electrodos, sumergidos en sendas disoluciones apropiadas, unidos por un puente salino y conectados por un voltímetro que permite el paso de los electrones.

Sus componentes característicos son:

1. Ánodo : Es el electrodo sobre el que se produce la oxidación. El agente reductor pierde electrones y por tanto se oxida.

M ———> M+ + 1e-

Por convenio se define como el polo negativo.

2. Cátodo : Es el electrodo sobre el que se produce la reducción. El agente oxidante gana electrones y por tanto se reduce.

M+ + 1e- ———> M

Por convenio se define como el polo positivo

3. Puente Salino: Es un Tubo de vidrio relleno de un electrolito que impide la migración rápida de las sustancias de una celda a otra, permitiendo no obstante el contacto eléctrico entre ambas. El electrolito suele ser una disolución saturada de KCl retenida mediante un gel.

4. Voltímetro: Permite el paso de los electrones cerrando el circuito. Mide la diferencia de potencial eléctrico entre el ánodo y el cátodo siendo la lectura el valor del voltaje de la celda.

CLASIFICACIÓN DE LAS CELDAS ELECTROQUÍMICAS

1. Celda Galvánica.

• Permite obtener energía eléctrica a partir de un proceso químico• La reacción química se produce de modo espontáneo• Son las llamadas pilas voltaicas o baterías.

2. Celda electrolítica.

• La reacción no se da de forma espontánea.

• No se obtiene energía eléctrica. La aplicación de una fuente de energía externa produce una reacción química.

ECUACION DE NERST Y LAS CELDASELECTROQUÍMICAS

La ecuación de Nernst se utiliza para calcular el potencial de reducción de un electrodo cuando las condiciones no son las estándar (concentración 1 M, presión de 1 atm, temperatura de 298 K ó 25 ºC). Se llama así en honor al científico alemán Walther Nernst, que fue quien la formuló.

La ecuación tiene la siguiente forma:

E= Eº – RT / nF . ln (Q)

De donde E, hace referencia al potencial del electrodo.

Eº= potencial en condiciones estándar.

R= constante de los gases.

T= temperatura absoluta (en grados Kelvin).

n= número de moles que tienen participación en la reacción.

F= constante de Faraday (con un valor de 96500 C/mol, aprox.)

Q= cociente de reacción

ALGUNOS EJEMPLOS

Problema 1. Estudie una estrategia para la determinación de las concentraciones en equilibrio, cuando se mezclan 100 ml de una solución 0,01 M de Hg2(NO3)2 con 100 ml de una solución 0,02 M de Fe(NO3)3, a partir de los datos dados a continuación.

Solución. Ya que se mezclan ambas soluciones se deben re calcular las concentraciones iniciales:

La reacción electroquímica que se establece en este sistema se genera a partir de las dos semi reacciones dadas en el enunciado:

Es necesario establecer algunos balances para poder calcular las concentraciones: La reacción indica que debe cumplirse que:

Equilibrio

Determine la constante de equilibrio del ion complejo Ag(S2O3)2− si se conoce que el valor de la

fuerza electromotriz asociado a la celda tiene un valor de 0,902 V.

Solución.

Deben plantearse las semi reacciones:

REFERNECIAS:

http://www.monografias.com/trabajos73/equilibrio-quimico/equilibrio-quimico.shtml

http://es.scribd.com/doc/7311811/Cap-10-Equilibrio-Ionico

http://www.uv.es/~baeza/equili.html