Principio de Le Chátelier
El Principio de Le Chátelier, hecho por Henri-Louis Le Chátelier un químico industrial francés, dice que:
Si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración de uno de sus componentes, el sistema desplazará su posición de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de la perturbación. Este principio realmente es equivalente al principio de la conservación de la energía.
Los factores que afectan el equilibrio quimico son:
-Concentracion
-Cambio de temperatura
*Exotermia: Es aquella que desprende calor
*Endotermia: Es aquella que absorve calor
-Cambio de presion
El agua en la teoría ácido-base
El agua en la teoría ácido - base es una base en soluciones acuosas porque es perfecta para el equilibrio químico de ácidos también es utilizada para un proceso llamado Hidrólisis,que es la descomposición por medio del agua este proceso es el contrario a la neutralización.
Indicadores ácido-base
Indicadores ácido-base son una sustancia química, capaz de captar o donar protones generando un cambio de color al producirse esta donación o captación de protones.
Su uso y aplicación principal es la de determinar el punto final de una neutralización, también puede servir para comprobar si un pH es suficientemente acido o básico.
Estos indicadores ácido-base se dividen en dos categorías que son:
Ácido-base naturales que son como su nombre lo indica los que se obtienen directamente de la naturaleza y ya están acondicionados para indicar el pH de una sustancia.
Ácido-base sintéticos a diferencia de los naturales estos deben pasar por una serie de procesos para poder determinar el pH de una sustancia pero sus resultados suelen ser más exactos.
Teoría de Ácidos y Bases de Gilbert Newton Lewis
ácidos y bases. En el año de 1923 Lewis propuso el concepto más general de ácidos y bases y también introdujo el uso de las fórmulas del electrón - punto. De hecho, el empleo de pares electrónicos en la escritura de fórmulas químicas es también la base del modelo ácido - base de Lewis. Según Lewis, las definiciones para ácidos y bases son:
▼Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico.
▼Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de donar (y compartir) un par electrónico.
Todas las sustancias químicas que son ácidos según las teorías de Arrhenius y de Bronsted Lowry también lo son de acuerdo con la teoria de Lewis.
Todas las sustancias que son bases según las teorías de Arrhenius y de Bronsted - Lowry lo son también de acuerdo con la teoría de Lewis.
Según esta teoría, un ión hidrógeno, H+, no deja de ser un ácido, y un ión hidróxido, OH-, es todavía una base, pero las definiciones de Lewis expanden el modelo ácido - base más allá de los modelos de Bronsted y Arrhenius.
Las definiciones de Lewis de los ácidos y bases tienen una importancia especial en la química orgánica, pero las definiciones de Arrhenius o de Bronsted - Lowry son por lo general adecuadas para explicar las reacciones en solución acuosa.
▼enlace covalente
ácidos y bases. En el año de 1923 Lewis propuso el concepto más general de ácidos y bases y también introdujo el uso de las fórmulas del electrón - punto. De hecho, el empleo de pares electrónicos en la escritura de fórmulas químicas es también la base del modelo ácido - base de Lewis. Según Lewis, las definiciones para ácidos y bases son:
▼Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico.
▼Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de donar (y compartir) un par electrónico.
Todas las sustancias químicas que son ácidos según las teorías de Arrhenius y de Bronsted Lowry también lo son de acuerdo con la teoria de Lewis.
Todas las sustancias que son bases según las teorías de Arrhenius y de Bronsted - Lowry lo son también de acuerdo con la teoría de Lewis.
Según esta teoría, un ión hidrógeno, H+, no deja de ser un ácido, y un ión hidróxido, OH-, es todavía una base, pero las definiciones de Lewis expanden el modelo ácido - base más allá de los modelos de Bronsted y Arrhenius.
Las definiciones de Lewis de los ácidos y bases tienen una importancia especial en la química orgánica, pero las definiciones de Arrhenius o de Bronsted - Lowry son por lo general adecuadas para explicar las reacciones en solución acuosa.
▼enlace covalente
"Ácidos y bases de Bronsted y Lowry"
En 1923 el químico danés Johannes Bronsted (1879-1947) y el químico ingles Thomas Lowry (1874- 1936) propusieron una definición más general de ácidos y bases. Su concepto se basa en el hecho de que las reacciones ácido- base implican la transferencia de iones H de una sustancia a otra.
Un ion H es simplemente un protón sin electrón de valencia a su alrededor.
Esta pequeña partícula con carga positiva interactúa fuertemente con los pares de electrones desapareados de la molécula de agua para formar iones hidrógeno hidratados, formando el ion hidronio H O .
H + O--- H -------------------------- H O H
H→→↑ H→→→→→→→→→→→→↑
HCl + H O --------------------------- H O + Cl
Así pues cuando se disuelve HCl en agua, el HCl actúa como una base de Bronsted-Lowry, (dona un protón al H O) y el H O actúa como una base de Bronsted-Lowry (acepta un protón del HCl).
Por lo tanto postulan “un ácido es una sustancia (molécula o ion) capaz de donar un protón a otra sustancia y una base es una sustancia capaz de aceptar un protón.”
Esta definición implica que, por cada ácido, hay una base relacionada con él.
HA + B ------------------- A + BH
Al ser reversible puede observarse que ahora la especie BH es la que dona un protón y A la que lo acepta.
▼Los ácidos son agentes oxidantes ya que el protón que donan tiende a reducirse.
En 1923 el químico danés Johannes Bronsted (1879-1947) y el químico ingles Thomas Lowry (1874- 1936) propusieron una definición más general de ácidos y bases. Su concepto se basa en el hecho de que las reacciones ácido- base implican la transferencia de iones H de una sustancia a otra.
Un ion H es simplemente un protón sin electrón de valencia a su alrededor.
Esta pequeña partícula con carga positiva interactúa fuertemente con los pares de electrones desapareados de la molécula de agua para formar iones hidrógeno hidratados, formando el ion hidronio H O .
H + O--- H -------------------------- H O H
H→→↑ H→→→→→→→→→→→→↑
HCl + H O --------------------------- H O + Cl
Así pues cuando se disuelve HCl en agua, el HCl actúa como una base de Bronsted-Lowry, (dona un protón al H O) y el H O actúa como una base de Bronsted-Lowry (acepta un protón del HCl).
Por lo tanto postulan “un ácido es una sustancia (molécula o ion) capaz de donar un protón a otra sustancia y una base es una sustancia capaz de aceptar un protón.”
Esta definición implica que, por cada ácido, hay una base relacionada con él.
HA + B ------------------- A + BH
Al ser reversible puede observarse que ahora la especie BH es la que dona un protón y A la que lo acepta.
▼Los ácidos son agentes oxidantes ya que el protón que donan tiende a reducirse.
Teoría de Ácidos y Bases de Svante August Arrhenius
En su tesis doctoral formuló la teoría de la disociación electrolítica. Él definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-. La reacción de neutralización sería:
H+ + OH- H2O
En los tiempos de Arrhenius se reconocía a los ácidos en forma general como sustancias que, en solución acuosa.
Tienen un sabor agrio si se diluyen los suficiente para poderse probar.
Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo.
Reaccionan con los metales activos como el magnesio, zinc y hierro produciendo hidrógeno gaseoso, H2 (g).
▼Reaccionan con los compuestos llamados bases (contienen iones hidróxido, OH-) formando agua y compuestos llamados sales.
▼La sal que se forma está compuesta por el ion metálico de la base y el ion no metálico del ácido. Casi todas las sales son sólidos cristalinos de alto punto de fusión y de ebullición.
La reacción de un ácido con una base se llama neutralización.
▼Si se mezclan las cantidades correctas de ácidos y bases, se pierden sus propiedades originales.
▼ El producto de reacción tiene un sabor que no es agrio ni amargo, sino salado. Se produce una sal y agua cuando un ácido neutraliza una base.
Arrhenius propuso que las propiedades características de los ácidos con en realidad propiedades del ion hidrógeno, H+, y que los ácidos son compuestos que liberan iones hidrógeno en las soluciones acuosas.
Acidos y bases de Arrhenius:
♦Los ácidos liberan iones hidrógeno en agua.
♦Las bases liberan iones hidróxido en agua.
En su tesis doctoral formuló la teoría de la disociación electrolítica. Él definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-. La reacción de neutralización sería:
H+ + OH- H2O
En los tiempos de Arrhenius se reconocía a los ácidos en forma general como sustancias que, en solución acuosa.
Tienen un sabor agrio si se diluyen los suficiente para poderse probar.
Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo.
Reaccionan con los metales activos como el magnesio, zinc y hierro produciendo hidrógeno gaseoso, H2 (g).
▼Reaccionan con los compuestos llamados bases (contienen iones hidróxido, OH-) formando agua y compuestos llamados sales.
▼La sal que se forma está compuesta por el ion metálico de la base y el ion no metálico del ácido. Casi todas las sales son sólidos cristalinos de alto punto de fusión y de ebullición.
La reacción de un ácido con una base se llama neutralización.
▼Si se mezclan las cantidades correctas de ácidos y bases, se pierden sus propiedades originales.
▼ El producto de reacción tiene un sabor que no es agrio ni amargo, sino salado. Se produce una sal y agua cuando un ácido neutraliza una base.
Arrhenius propuso que las propiedades características de los ácidos con en realidad propiedades del ion hidrógeno, H+, y que los ácidos son compuestos que liberan iones hidrógeno en las soluciones acuosas.
Acidos y bases de Arrhenius:
♦Los ácidos liberan iones hidrógeno en agua.
♦Las bases liberan iones hidróxido en agua.
Johannes Nicolaus Brønsted
Johannes Nicolaus Brønsted, químico y físico danés ( * Varde, 22 de febrero de 1879 - 17 de diciembre de 1947.
Recibió el grado en ingeniería química en 1899 y el doctorado en Física el año 1908 por la universidad de Copenhague. Inmediatamente le designaron profesor de Química inorgánica y Física en Copenhague. En 1906 publicó su primer trabajo sobre la afinidad del electrón.Trabajó en colaboración con el sueco Hevesy en la separación de los isótopos del mercurio.
DATO: En 1923 introdujo la teoría protónica de las reacciones ácido-base, simultáneamente con el químico inglés Thomas Martin Lowry. El mismo año, la teoría electrónica fue propuesta por Gilbert N. Lewis, pero ambas teorías se utilizan comúnmente.
Johannes Nicolaus Brønsted, químico y físico danés ( * Varde, 22 de febrero de 1879 - 17 de diciembre de 1947.
Recibió el grado en ingeniería química en 1899 y el doctorado en Física el año 1908 por la universidad de Copenhague. Inmediatamente le designaron profesor de Química inorgánica y Física en Copenhague. En 1906 publicó su primer trabajo sobre la afinidad del electrón.Trabajó en colaboración con el sueco Hevesy en la separación de los isótopos del mercurio.
DATO: En 1923 introdujo la teoría protónica de las reacciones ácido-base, simultáneamente con el químico inglés Thomas Martin Lowry. El mismo año, la teoría electrónica fue propuesta por Gilbert N. Lewis, pero ambas teorías se utilizan comúnmente.
Thomas Martin Lowry
Thomas Martin Lowry (26 de octubre de 1874 – 2 de noviembre de 1936) fue un físico y químico inglés. Nació en Low Moor, Bradford, West Yorkshire.
Estudió química con Henry Armstrong, un químico inglés interesado mayormente en la química orgánica, pero también en la ionización en soluciones acuosas.
En 1923, de forma independiente, el danés Johannes Nicolaus Brønsted y el inglés Lowry mejoran la teoría de Arrhenius, definiendo un ácido como toda sustancia capaz de transferir protones y base como toda sustancia capaz de aceptarlos.
DATO: LOWRY era hijo unico de un capellan metodista de Bradford (Inglaterra) fue educado en el colegio Central de Londres,donde fue asistente de Henry Armstrong.
Thomas Martin Lowry (26 de octubre de 1874 – 2 de noviembre de 1936) fue un físico y químico inglés. Nació en Low Moor, Bradford, West Yorkshire.
Estudió química con Henry Armstrong, un químico inglés interesado mayormente en la química orgánica, pero también en la ionización en soluciones acuosas.
En 1923, de forma independiente, el danés Johannes Nicolaus Brønsted y el inglés Lowry mejoran la teoría de Arrhenius, definiendo un ácido como toda sustancia capaz de transferir protones y base como toda sustancia capaz de aceptarlos.
DATO: LOWRY era hijo unico de un capellan metodista de Bradford (Inglaterra) fue educado en el colegio Central de Londres,donde fue asistente de Henry Armstrong.
Gilbert Newton Lewis
Gilbert Newton Lewis (Weymouth, Massachusetts, 23 de octubre, 1875 - Berkeley, 23 de marzo, 1946) físicoquímico estadounidense, famoso por su trabajo llamado "Estructura de Lewis" o "diagramas de punto".
DATO:Fue un niño precoz que aprendió a leer a la edad de tres años,Gilbert Newton Lewis tuvo una educacion hogareña hasta los nueve años, luego entro a escuela publica hasta los 14 años despues ingresó en la Universidad de Nebraska para, tres años más tarde, comenzar a estudiar en la Universidad de Harvard.
Gilbert Newton Lewis (Weymouth, Massachusetts, 23 de octubre, 1875 - Berkeley, 23 de marzo, 1946) físicoquímico estadounidense, famoso por su trabajo llamado "Estructura de Lewis" o "diagramas de punto".
DATO:Fue un niño precoz que aprendió a leer a la edad de tres años,Gilbert Newton Lewis tuvo una educacion hogareña hasta los nueve años, luego entro a escuela publica hasta los 14 años despues ingresó en la Universidad de Nebraska para, tres años más tarde, comenzar a estudiar en la Universidad de Harvard.
Svante August Arrhenius
(1859-1927) Físico y químico sueco, nacido cerca de Uppsala y muerto en Estocolmo.
Svante August Arrhenius cursó sus estudios en las universidades de Uppsala y Estocolmo. Explicó física en la Escuela Técnica Superior de esta Universidad (1891-95), donde pronto obtuvo una cátedra (1895-1904), y en 1904 pasó a dirigir el Instituto Nobel de Química Física (1905-27)galardonado con el Premio Nobel de Química de 1903 por su contribución al desarrollo de la química con sus experimentos en el campo de la disociación electrolítica.
DATO:ARRHENIUS a la edad de siete años ingresó a la Catedral School de Upsala, iniciando en el quinto grado, distinguiéndose en las materias de física y matemáticas, se graduó en 1876 como el estudiante más joven y capaz.
(1859-1927) Físico y químico sueco, nacido cerca de Uppsala y muerto en Estocolmo.
Svante August Arrhenius cursó sus estudios en las universidades de Uppsala y Estocolmo. Explicó física en la Escuela Técnica Superior de esta Universidad (1891-95), donde pronto obtuvo una cátedra (1895-1904), y en 1904 pasó a dirigir el Instituto Nobel de Química Física (1905-27)galardonado con el Premio Nobel de Química de 1903 por su contribución al desarrollo de la química con sus experimentos en el campo de la disociación electrolítica.
DATO:ARRHENIUS a la edad de siete años ingresó a la Catedral School de Upsala, iniciando en el quinto grado, distinguiéndose en las materias de física y matemáticas, se graduó en 1876 como el estudiante más joven y capaz.
GRAN PREGUNTA
Teniendo en cuenta el equilibrio
SO3 (g)<==========> SO2 (g)+ O2(g)
En donde el valor de Kc es 4,8 * 10-3 a 700 oC. Si las concentraciones de las tres sustancias anteriores en un momento determinado son
[SO3] = 0,60 M [SO2] = 0,15 M [O2] = 0,025 M
Determinar si el sistema ha alcanzado el equilibrio. En caso de que la respuesta sea negativa explicar hacia a donde se desplazará el equilibrio.
solucion
primero debemos balancear la ecuacion:
2SO3 (g)<==========> 2SO2 (g)+ O2(g)
YA TENIENDO EL VALOR DE K LO QUE DEBEMOS HACER ES HALLAR Q PARA VER SI EL SISTEMA HA ALCANZADO EL EQUILIBRIO
Q = [SO2]²*[O2]/ [SO3]²
Q = [0.15M]²*[0.025M]/[0.60M]²
Q =[0.0225M²]*[0.025M]/[0.36M²]SE ELIMINAN LAS M ALA POTENCIA DE ²
Q = 0.0015625M
YA TENIENDO ESTE RESULTADO COMPARAMOS K CON LA CONSTANTE DE REACCION QUE EN ESTE CASO ES Q.
AL COMPARARLAS DEBEMOS TENER EN CUENTA QUE PARA QUE EL SISTEMA ES TE EN EQUILIBRIO
Q = K
MIRAMOS QUE:
Q = 0.0015625M Kc =0.0O48M
PODEMOS VER QUE (Q) ES MENOR QUE (Kc) POR LO TANTO EL SISTEMA NO ESTA EN EQUILIBRIO, Y LA REACCION SE FAVORECE EN SENTIDO DE REACTIVOS A PRODUCTOS (REACCION DIRECTA).
PODEMOS VER QUE ES SOLO CUESTION DE PODER IDENTIFICAR CUANDO HAY O NO EQUILIBRIO EN UN SISTEMA.
Teniendo en cuenta el equilibrio
SO3 (g)<==========> SO2 (g)+ O2(g)
En donde el valor de Kc es 4,8 * 10-3 a 700 oC. Si las concentraciones de las tres sustancias anteriores en un momento determinado son
[SO3] = 0,60 M [SO2] = 0,15 M [O2] = 0,025 M
Determinar si el sistema ha alcanzado el equilibrio. En caso de que la respuesta sea negativa explicar hacia a donde se desplazará el equilibrio.
solucion
primero debemos balancear la ecuacion:
2SO3 (g)<==========> 2SO2 (g)+ O2(g)
YA TENIENDO EL VALOR DE K LO QUE DEBEMOS HACER ES HALLAR Q PARA VER SI EL SISTEMA HA ALCANZADO EL EQUILIBRIO
Q = [SO2]²*[O2]/ [SO3]²
Q = [0.15M]²*[0.025M]/[0.60M]²
Q =[0.0225M²]*[0.025M]/[0.36M²]SE ELIMINAN LAS M ALA POTENCIA DE ²
Q = 0.0015625M
YA TENIENDO ESTE RESULTADO COMPARAMOS K CON LA CONSTANTE DE REACCION QUE EN ESTE CASO ES Q.
AL COMPARARLAS DEBEMOS TENER EN CUENTA QUE PARA QUE EL SISTEMA ES TE EN EQUILIBRIO
Q = K
MIRAMOS QUE:
Q = 0.0015625M Kc =0.0O48M
PODEMOS VER QUE (Q) ES MENOR QUE (Kc) POR LO TANTO EL SISTEMA NO ESTA EN EQUILIBRIO, Y LA REACCION SE FAVORECE EN SENTIDO DE REACTIVOS A PRODUCTOS (REACCION DIRECTA).
PODEMOS VER QUE ES SOLO CUESTION DE PODER IDENTIFICAR CUANDO HAY O NO EQUILIBRIO EN UN SISTEMA.
PREGUNTA 5
Se aplica a las reacciones en las que todas las especies reaccionantes se encuentran en la misma fase.
Se da en una reacción reversible en la que intervienen reactivos y productos en distintas fases.
Ejemplos de equilibrio Homogéneo:
2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g)
CH3COOH (ac) + H2O (l) CH3COO (ac) + H3O+ (ac)
Ejemplos de equilibrio Heterogéneo:
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)
Los dos sólidos y el gas constituyen tres fases distintas
(NH4)2Se (s) 2NH3 (g) + H2Se (g)
