2. EQUILIBRIO QUÍMICO – PH
Objetivo General:
Conocer los fundamentos teóricos prácticos relacionados con la determinación del pH de
una solución química.
Objetivos Específicos:
Analizar el equilibrio químico de un proceso desde sus implicaciones
teóricas y practicas.
Determinar el pH de un proceso químico.
Química general
Ing. Khilvelys Pozo
3. EQUILIBRIO QUÍMICO – PH
Contenido Teórico:
Ecuaciones Iónicas: efecto del ion común , formación de iones, cationes y aniones.
Equilibrio Químico.
Constante de ionizacion del agua, constante de ionizacion de los ácidos, de las bases y en
un proceso de ionización.
Soluciones amortiguadoras o Buffer: Preparación de soluciones amortiguadoras.
pH y pOH: definiciones, determinación matemática de pH y el pOH de una solución ,
escalas de pH, determinación practica del pH de una solución.
Ponderación 15%
Contenido practico:
Determinación del pH de una solución
Ponderación 6 %
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4. EQUILIBRIO QUÍMICO – PH
Pocas reacciones químicas proceden en una sola dirección, en su mayoría son reversibles.
Al inicio de un proceso reversible, la reacción procede hacia la formación de productos y tan pronto
como se forman algunas moléculas de productos comienza el proceso inverso, estas moléculas reaccionan
formando moléculas de reactivos.
El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e
inversa se igualan y las concentraciones de las reactivos y productos permanecen
constantes o se estabilizan.
Al iniciar la reacción:
Vd.( velocidad de formación)>Vf. (velocidad de descomposición)
y al formarse los productos Vf > Vd, lo que quiere decir que el
equilibrio se logra y se expresa de la siguiente manera:
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5. EQUILIBRIO QUÍMICO – PH
Las sustancias químicas pueden encontrarse en fase liquida, solida y gaseosa, y las
mismas pueden agruparse de acuerdo al numero de fases en que se encuentran los
reaccionantes, por ejemplo en una fase presentes como reacciones homogéneas o varias fases
como reacciones heterogéneas.
Reacciones Homogéneas:
Todos los participantes en la reacción se encuentran en una sola fase,
se ubican las reacciones en fase gaseosa y en solución.
Reacciones Heterogéneas:
Los participantes en la reacción se encuentra por lo menos en dos fases
distintas, en este grupo se ubican las reacciones solido-gas, solido-liquido, liquido-gas.
Cualquiera sea el numero de componentes, el numero de fases y el numero de reacciones
químicas en el sistema, el sistema evolucionara hasta que todas las reacciones
alcancen el equilibrio.
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6. EQUILIBRIO QUÍMICO – PH
CONSTANTE DE EQUILIBRIO QUÍMICO
Es un cociente cuyo numerador se obtiene multiplicando las concentraciones de equilibrio
de los productos , cada una de las cuales esta elevada a una potencia igual a su coeficiente
estequiometria en una ecuación balanceada. El denominador se obtiene aplicando este
mismo procedimiento para las concentraciones de equilibrio
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7. EQUILIBRIO QUÍMICO – PH
CONSTANTE DE EQUILIBRIO QUÍMICO
Ejemplo:
Una mezcla contiene 0,0062 moles de I2 , 0,0062 moles de H2 y 0,0478 moles de HI, en un recipiente de 2
litros a una temperatura determinada. Calcular la constante de equilibrio para dicha reacción, a esa
temperatura, Siendo la reacción:
I2 (g)+ H2 (g) Hl (g)
Solución:
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Balanceamos la ecuación
I2 (g)+ H2 (g) 2Hl (g)
Calculamos: [ I2] = 0,0062mol = 0.0031 M
2l
[H2]= 0.0062mol =0.0031M
2l
[HI]= 0,0478mol=0,0239M
2l
Kc= [ 0.0239 ]2
=59,4
[0,0031]x[0.0031]
8. EQUILIBRIO QUÍMICO – PH
EQUILIBRIO QUÍMICO
Reacción Directa o irreversible
Reacción Indirecta o reversible
Ley de Equilibrio
Cuando una reacción alcanza el equilibrio, los reactivos y los productos se encuentran
en relación constante unos con otros.
Factores que afectan el equilibrio Químico
• Cambios de concentración.
• Cambios de presión en reacciones donde interviene un gas.
• Cambios de temperaturas.
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9. EQUILIBRIO QUÍMICO – PH
Factores que afectan el equilibrio Químico
•Cambios de concentración.
Al aumentar la concentración, el equilibrio se desplaza reaccionado químicamente en el
sentido de consumirse la sustancia que se a agregado.
Al disminuir la concentración, el equilibrio se desplaza reaccionando químicamente en el
sentido de producir la sustancia que se ha retirado.
•Cambios de presión en reacciones donde interviene un gas.
Aumento de presión:
El equilibrio se desplaza hacia donde hay menos volumen.
Disminución de presión
El equilibrio se desplaza hacia donde hay mayor volumen.
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10. EQUILIBRIO QUÍMICO – PH
Factores que afectan el equilibrio Químico
• Cambios de temperatura
Aumento de temperatura:
El equilibrio se desplaza reaccionando en el sentido de la reacción que
absorbe energía térmica.
Disminución de temperatura
El equilibrio se desplaza reaccionando en el sentido de la reacción que
desprende energía térmica.
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11. EQUILIBRIO QUÍMICO – PH
CONSTANTE DE IONIZACIÓN
El agua es una sustancia anfótera, es decir, puede actuar como acido y base .
En el agua pura , una reacción acido base ocurre a un grado muy ligero, es por eso que
algunas moléculas actúan como acido, perdiendo un protón para formar iones oxidrilos
(OH-) y un numero correspondiente de moléculas actúan como base, ganando un protón
para formar iones positivos hidronio o catión (H3O+ )
La constante de ionización del agua es el producto de la concentración
de estas dos especies, y se abrevia Kw.
Esta constante en realidad, cambia ligeramente por varios factores
incluyendo a la temperatura.
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12. EQUILIBRIO QUÍMICO – PH
CATALIZADORES
Por catalizador se entiende una sustancia o elemento, tanto simple como compuesto, que juega un rol
acelerador en una reacción química determinada, acortando los tiempos en que ocurre pero sin alterar en
absoluto el producto final de la misma y sin perder tampoco su propia masa en el proceso, cosa que sí ocurre
en los reactivos.
A dicho proceso de aceleración química se le denomina catálisis. Y a los elementos o sustancias que inhiben
la catálisis, se les conoce como inhibidores. Cada reacción tiene un catalizador adecuado,
que puede acelerar (catálisis positiva) o enlentecer (catálisis negativa) su proceso.
Ejemplos de catalizador
Las enzimas. Sustancias segregadas biológica y naturalmente por el cuerpo de los
seres vivos, las enzimas cumplen un rol catalítico muy importante, ya que aceleran
procesos químicos vitales que de ocurrir por su cuenta requerirían temperaturas menudo
incompatibles con la vida.
La temperatura. Algunas reacciones químicas pueden acelerarse sin alterar sus
productos con el solo incremento de la temperatura del medio.
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13. EQUILIBRIO QUÍMICO – PH
SOLUCIONES AMORTIGUADORAS
Las soluciones Buffer o Amortiguadoras tienen por finalidad mantener constante el
pH de una solución, frente a cambios bruscos por adición de ácidos o bases fuertes. Estas soluciones están
formadas por una solución de ácido débil y la sal del ácido.
Las soluciones amortiguadoras se preparan con un ácido débil y una sal de ese ácido, o con una base débil y
una sal de esa base.
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Cambio de pH tras añadir
ácido/base al agua
Cambio de pH tras añadir
ácido/base a una disolución
amortiguadora
14. EQUILIBRIO QUÍMICO – PH
pH
Es una medida de la acidez o basicidad de una solución, es la concentración de iones hidronio [H3O+]
presentes en determinada sustancia.
pH = -log [H+] o pH = -log [H3O]
pOH
Se define como el logaritmo negativo de la actividad de los iones de hidróxido. Esto es, la
concentración de iones OH-:
pOH = − log10.[OH − ]
La escala del pH va desde 0 hasta 14. Los valores menores que 7 indican
el rango de acidez y los mayores que 7 el de alcalinidad o basicidad. El valor 7 se
considera neutro.
Matemáticamente el pH es el logaritmo negativo de la concentración molar de los
iones hidrogeno o protones (H+) o iones hidronio (H3O).
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15. EQUILIBRIO QUÍMICO – PH
Calculo de pH y pOH
Ejemplo: En una disolución de NaOH, [OH] es 2,9 x 10-4 M. calcula el pH de la
disolución.
Solución: Consideramos la ecuación de pOH sustituyendo
pOH= -log [OH-]
= -log [2,9 x 10-4 ]
= 3.54
luego establecemos pH + pOH= 14.00
entonces: pH= 14.00 – 3.54 = 10.46
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16. REFERENCIA
• CHANG R. 1999. Química. Mc Graw Hill Interamericana editores.
• Sánchez J., García M., 2013. Química I.[Documento en línea] Disponible
en: http://prepaunivas.edu.mx/v1/images/pdf/libros/quimica_I.pdf
[consulta Octubre 12,2016].
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17. GRACIAS POR SU ATENCIÓN
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