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Tema 6

  1. 1. Cinética y equilibrio químico CIC JULIO SÁNCHEZ
  2. 2. 1.-VELOCIDAD DE REACCIÓN Cuando se produce una reacción química, las concentraciones de cada uno de los reactivos y productos va variando con el tiempo, hasta que se produce el equilibrio químico, en el cual las concentraciones de todas las sustancias permanecen constantes. La velocidad de una reacción es la derivada de la concentración de un reactivo o producto con respecto al tiempo tomada siempre como valor positivo. [HI] t (s) Es decir, es el cociente de la variación de la concentración de algún reactivo o producto por unidad de tiempo cuando los intervalos de tiempo tienden a 0. la unidad de la velocidad de reacción serán: mol. LΔ[Sustancia] d[Sustancia] v = lim = 1 -1 ·s ∆t →0 Δt dt CIC JULIO SÁNCHEZ
  3. 3. En la reacción estándar: a A +b B⇄ c C +d D: d [ A] d [B ] d [C ] d [D ] v =− =− = = a × dt b × dt c × dt d × dt Como la velocidad es positiva según transcurre la reacción hacia la derecha, es decir según va desapareciendo los reactivos, es necesario poner un signo “–” delante de las concentraciones de éstos. Ej: Expresar la velocidad de la siguiente reacción química en función de la concentración de cada una de las especies implicadas en la reacción: 4 NH3 (g) + 3 O2 (g) ⇄ 2 N2 (g) + 6 H2O (g) d [NH3 ] d [O2 ] d [N2 ] d [H2O ] v=− =− = = 4 × dt 3 × dt 2 × dt 6 × dt CIC JULIO SÁNCHEZ
  4. 4. 2.-ECUACIÓN DE VELOCIDAD En general, la velocidad depende de las concentraciones de los reactivos siguiendo una expresión similar a la siguiente para la reacción estándar: a A + b B  c C + d D v = × A]n ×B ]m k [ [ Es importante señalar que “m” y “n” no tienen porqué coincidir con los coeficientes estequiométricos “a” y “b”, sino que se determinan experimentalmente. A la constante “k” se le denomina constante de velocidad (No confundir con Kc o Kp) Ejemplos: Las reacciones: a) H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) y b) H2 (g) + Br2 (g)2 HBr (g) tienen ecuaciones de velocidad diferentes: a) v = k [H2] [I2] b) v = k [H2] [Br2]1/2 CIC JULIO SÁNCHEZ
  5. 5. En la expresión: v = k [A]nx[B]m  se denomina orden de reacción al valor suma de los exponentes “n + m”. Se llama orden de reacción parcial a cada uno de los exponentes. Es decir, la reacción anterior es de orden “ n” con respecto a A y de orden “m” con respecto a B. H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) v = k [H2] [I2] Reacción de segundo orden (1 + 1)De primer orden respecto al H2 y de primer orden respecto al I2. k es una constante, llamada constante de velocidad, característica de cada reacción química. Su valor: Depende de la temperatura. Es independiente de las concentraciones de los productos de la reacción. Sus unidades dependen de la ecuación de velocidad, es decir, dependen de la reacción química y son tales que hacen coherente las unidades de la ecuación de velocidad. Su valor CIC JULIO SÁNCHEZ también se suele determinar experimentalmente
  6. 6. 2.1Determinación de la ecuación de velocidad Consiste en medir la velocidad inicial manteniendo las concentraciones de todos los reactivos constantes excepto la de uno y ver cómo afecta la variación de éste al valor de la velocidad. Si por ejemplo, al doblar la concentración de un reactivo la velocidad se multiplica por cuatro, podemos deducir que el orden parcial respecto a ese reactivo es “2”. Ejemplo: Determinar el orden de reacción: CH3Cl(g) + H2O(g) CH3-OH(g) + HCl(g) usando los datos de la tabla. Experiencia [CH3-Cl] (mol/l) [H2O] (mol/l) v (mol·l–1·s–1) 1 0,25 0,25 2,83 2 0,50 0,25 5,67 3 0,25 0,5 11,35 CIC JULIO SÁNCHEZ
  7. 7. 3.- Teorías de las reacciones químicas a) Teoría de las colisiones Establecida por Lewis propone que las reacciones químicas se producen simplemente a partir de choques entre las moléculas, átomos o iones de los reactivos Por tanto la velocidad de reacción depende de dos factores: 1.- La frecuencia con la que chocan dos moléculas por la unidad de volumen ( depende de la concentración de reactivos, tamaño de las moléculas y temperatura) 2.- La eficacia del choque: Para que un choque sea eficaz - Las moléculas de los reactivos tienen que tener la energía necesaria para que se puedan romper los enlaces necesarios y formar los nuevos . A esta energía se le llama energía de activación CIC JULIO SÁNCHEZ
  8. 8. -El choque tiene que producirse con la orientación adecuada b) Teoría del estado de transición o del complejo activado Se considera una modificación de la teoría de choques y fue propuesta por H. Eyring en 1935 Cuando las moléculas chocan se forma un agregado denominado complejo activado o complejo de transición, muy inestable y de mayor energía que los reactivos y productos. En él unos enlaces están en proceso de formación y otros en procesos de ruptura CIC JULIO SÁNCHEZ
  9. 9. A la energía necesaria para llegar al complejo activado se le llama energía de activación. Cuanto menor sea más moléculas llegaran al estado activado y mayor será la velocidad de reacción En un diagrama entálpico se obtiene lo que se denomina perfil de una reacción Entalpía Complejo activado Complejo activado Energía de activación productos reactivos reactivos productos Reacción exotérmica Entalpía de reacción (∆H) Reacción endotérmica CIC JULIO SÁNCHEZ
  10. 10. 4.- MECANISMOS DE REACCIÓN. MOLECULARIDAD La reacción:  H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g), cuya ecuación de velocidad tiene la forma: v = k [H2] [I2], es una reacción elemental (que sucede en una sola etapa) y  para que suceda es necesario el choque de dos moléculas (una de H2 y otra de I2). Se dice que es una reacción “bimolecular”. Se llama molecularidad al número de moléculas de reactivos que colisionan simultáneamente para formar el complejo activado en una reacción elemental. Se trata de un número entero y positivo. Así hablamos de reacciones unimoleculares, bimoleculares, trimoleculares, etc… Generalmente, en reacciones elementales, coincide con el orden de reacción. Sin embargo, existen casos en los que no coinciden, como las reacciones de hidrólisis en los que interviene una molécula de agua ya que al ser [H2O] prácticamente constante la velocidad es independiente de ésta. CIC JULIO SÁNCHEZ
  11. 11. Es raro que una reacción intervengan más de tres moléculas, pues es muy poco probable que chocan entre sí simultáneamente con la energía y orientación adecuadas. Por dicha razón, la mayoría de las reacciones suceden en etapas. El conjunto de estas etapas se conoce como “mecanismo de la reacción”. Las sustancias que van apareciendo y que no son los productos finales se conocen como “intermedios de reacción”. La velocidad de la reacción dependerá de las sustancias que reaccionen en la etapa más lenta. Ejemplo de mecanismo de reacción : La reacción siguiente: NO2 (g) + CO (g)  NO (g) + CO2 (g) sucede en dos etapas: 1ª etapa (lenta): 2 NO2  NO + NO3 2ª etapa (rápida): NO3 + CO NO2 + CO2 La reacción global es la suma de las dos. NO3 es un “intermedio de reacción”. Como en la etapa lenta intervienen dos moléculas de NO2, v = k [NO2]2 CIC JULIO SÁNCHEZ
  12. 12. 5.-FACTORES DE LOS QUE DEPENDE LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA. a) Naturaleza de la reacción En general las sustancias covalentes producen reacciones relativamente lentes ya que se deben romper los enlaces covalentes Las sustancias iónicas en disolución ( donde los enlaces ya está rotos ) suelen reaccionar rápidamente a temperatura ambiente b) Concentración de los reactivos En la ecuación de velocidad ya observamos la influencia que tenían los reactivos o al menos alguno de ellos en la velocidad de la reacción. En general, al aumentar la concentración de éstos se produce con mayor facilidad el choque entre moléculas y aumenta la velocidad. CIC JULIO SÁNCHEZ
  13. 13. c) Estado físico de los reactivos. Cuando los reactivos se encuentran en estado gaseoso o en disolución las reacciones son más rápidas que si se encuentran en estado líquido o sólido. En las reacciones heterogéneas la velocidad dependerá de la superficie de contacto entre ambas fases, siendo mayor cuanto mayor es el grado de pulverización. d) Temperatura T1 Fracción moléculas La constante de velocidad, y por tanto la velocidad de una reacción, aumenta si aumenta la temperatura, porque la fracción de moléculas que sobrepasan la energía de activación es mayor. EA T2 Energía CIC JULIO SÁNCHEZ
  14. 14. La variación de la constante de la velocidad con la temperatura viene recogida en la ecuación de Arrhenius: k =A × e E − A RT k = const. de velocidad A = constante T = temp. absoluta Normalmente se expresa de forma logarítmica para calcular EA: EA ln k = ln A − R ×T CIC JULIO SÁNCHEZ
  15. 15. e) Catalizadores Intervienen en alguna etapa de la reacción pero no se modifican, pues se recuperan al final y no aparecen en la ecuación global ajustada. Modifican el mecanismo y por tanto la Ea de la reacción. Sin embargo, no modifican las constantes de los equilibrios. Energía EA sin catalizador EA con catalizador reactivos ∆H productos coordenada de reacción Perfil de la reacción con y sin catalizador CIC JULIO SÁNCHEZ
  16. 16. Pueden ser: Positivos: hacen que “v” aumente, pues consiguen que EA disminuya. Negativos: hacen que “v” disminuya, pues consiguen que EA aumente. Los catalizadores también pueden clasificarse en: Homogéneos: en la misma fase que los reactivos. Heterogéneos: se encuentra en distinta fase. Ocurre a menudo cuando los catalizadores son sólidos que intervienen en reacciones en fase líquida o gaseosa. La adsorción del liquido o el gas en el sólido conduce al debilitamiento o rotura de alguno de los enlaces. Por ello son llamados también catalizadores de contacto. CIC JULIO SÁNCHEZ
  17. 17. Tienen el problema de su inactivación o envenenamiento por adsorción con otras moléculas que impiden su funcionamiento Suelen ser metales finamente divididos como el Ni o el Pt u óxidos como el V2O5 o el Al2O3 Un caso especial de catalizadores son la enzimas que realizan la función de catálisis en los seres vivos CIC JULIO SÁNCHEZ
  18. 18. 6.-¿QUÉ ES UN EQUILIBRIO QUÍMICO? Un sistema cerrado está en equilibrio químico cuando no se observan cambios en su composición química a medida que transcurre el tiempo La reacción 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. Se gastan a la misma velocidad que se forman CIC JULIO SÁNCHEZ
  19. 19. 7.- LEY DE ACCIÓN DE MASAS. CONSTANTE DE EQUILIBRIO (KC) Para una reacción cualquiera  (a A + b B ⇄ c C + d D)  se define la constante de equilibrio (KC) de la siguiente manera: siendo las concentraciones medidas en el equilibrio (no confundir con las concentraciones iniciales de reactivos y productos). Se denomina constante de equilibrio, porque se observa que dicho valor es constante (dentro un mismo equilibrio) si se parte de cualquier concentración inicial de reactivo o producto CIC JULIO SÁNCHEZ
  20. 20. El valor de KC, dada su expresión, depende  de cómo se ajuste la reacción. La constante KC cambia con la temperatura Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución. Las especies en estado sólido o líquido tienen concentración constante, y por tanto, se integran en la constante de equilibrio Ej: En un recipiente de 10 litros se introduce una mezcla de 4 moles de N2(g) y 12 moles de H2(g); a) escribir la reacción de equilibrio; b) si establecido éste se observa que hay 0,92 moles de NH3(g), determinar las concentraciones de N2 e H2 en el equilibrio y la constante Kc. CIC JULIO SÁNCHEZ
  21. 21. Equilibrio: Cl 2 (g) Moles inic.: 0 Moleseq(mol/l) conc. equil. x PCl 5 (g) ↔ PCl 3 (g) + 3/208,2 0 0,0144 − x x x 0,0144 – x x 0,25 0,25 0,25 x x g [PCl 3 ] × [Cl 2 ] 0,25 0,25 KC = = = 0,48 ⇒ x = 0,0130 0,0144 − x [PCl 5 ] 0,25 Moles equil. CIC 0,0014 JULIO SÁNCHEZ 0,013 0,013
  22. 22. 8.-CONSTANTE DE EQUILIBRIO (KP). RELACIÓN CON KC En las reacciones en que intervengan gases es mas sencillo medir presiones parciales que concentraciones. Así en una reacción tipo: a A + b B ⇄ c C + d D, se observa la constancia de Kp que viene definida por: Su relación con Kc viene dada por la ecuación de los gases de tal manera que: donde Δn = incremento en nº de moles de gases (nproductos – nreactivos) CIC JULIO SÁNCHEZ
  23. 23. N2(g) + 3 H2(g) ↔ 2 NH3(g) ∆n = n productos – n reactivos = 2 – (1 + 3) = –2 K P = K c · (RT) ∆n = –2 L2 atm·L 1,996 ·10 –2 —— · 0,082 ——— ·1000K = mol 2 · mol · K Kp = 2,97 · 10–6 atm–2 CIC JULIO SÁNCHEZ
  24. 24. MAGNITUD DE KC Y KP. El valor de ambas constantes puede variar entre limites bastante grandes: Ejemplos: • H2 (g) + Cl2 (g)  2 HCl ( g) ; Kc (298 K) = 2,5 1033 La reacción está muy desplazada a la derecha (en realidad se puede sustituir el símbolo por →). • H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g); Kc (698 K) = 55,0 Se trata de un verdadero equilibrio (hay concentraciones apreciables de reactivos y productos). • N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g); Kc (298 K) = 5,3 10–31 La reacción está muy desplazada a la izquierda, es decir, apenas se forman productos. CIC JULIO SÁNCHEZ
  25. 25. 9-GRADO DE DISOCIACIÓN (a). Se utiliza en aquellas reacciones en las que existe un único reactivo que se disocia en dos o más moléculas más pequeñas. Es la fracción de un mol que se disocia (tanto por 1). En consecuencia, el % de sustancia disociada es igual a 100· α Sea una reacción A ⇄ B + C. Si llamamos “c” = [A]inicial y suponemos que en principio sólo existe sustancia “A”, tendremos que: Equilibrio:                    A     ⇄      B     +     C Conc. Inic. (mol/l):      c               0           0 conc. eq(mol/l)       c(1– a)        c a        c · a En el caso de que la sustancia esté poco disociada (KC muy pequeña): a << 1  y KC = c α 2, con lo que se tiene α de manera inmediata. CIC JULIO SÁNCHEZ
  26. 26. 2 NH 3 (g) ↔ N 2 (g) + 3 H 2 (g) n inic. (mol) n 0 0 n equil. (mol) n(1–α) nα/2 3nα/2 0,043 n 0,4785 n 1,4355 n n total = 0,043 n + 0,4785 n + 1,4355 n = 1,957 n La presión parcial depende de la fracción molar n(NH 3 ) 0,043 n p(NH 3 ) = ———— ·p total = —————— ·10 atm = 0,22 atm n total 1,957 n Análogamente: p(N 2 ) = (0,4785/1,957) ·10 atm = 2,445 atm p(H 2 ) = (1,4355 /1,957) ·10 atm = 7,335 atm. CIC JULIO SÁNCHEZ
  27. 27. En caso de duda, puedes despreciar, y si ves que α < 0,02, puedes dejar el resultado, mientras que si α > 0,02 conviene que no desprecies y resuelvas la ecuación de segundo grado . 10.-COCIENTE DE REACCIÓN (Q) En una reacción cualquiera:  a A + b B ⇄c C + d D se llama cociente de reacción a: [C ]c × D ]d [ Q = [ A]a × B]b [ Tiene la misma fórmula que la KC pero a diferencia de ésta, las concentraciones no tienen porqué ser las del equilibrio. Si Q = Kc entonces el sistema está en equilibrio. CIC JULIO SÁNCHEZ
  28. 28. •Si Q < Kc el sistema evolucionará hacia la derecha, es decir, aumentarán las concentraciones de los productos y disminuirán las de los reactivos hasta que Q se iguale con K C. •Si Q > Kc el sistema evolucionará hacia la izquierda, es decir, aumentarán las concentraciones de los reactivos y disminuirán las de los productos hasta que Q se iguale con K C. En un recipiente de 3 litros se introducen 0,6 moles de HI, 0,3 moles de H2 y 0,3 moles de I2  a 490ºC. Si Kc = 0,022 a 490ºC para 2 HI(g)⇄H2(g) +  I2(g) a) ¿se encuentra en equilibrio?; b) Caso de no encontrarse, ¿cuantos moles de HI, H2 e I2 habrá en el equilibrio? CIC JULIO SÁNCHEZ
  29. 29. 11.-MODIFICACIONES DEL EQUILIBRIO. Si un sistema se encuentra en equilibrio (Q = Kc) y se produce una perturbación: Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos. Cambio en la presión (o volumen). Cambio en la temperatura. el sistema deja de estar en equilibrio y trata de volver a él. Principio de Le Chatelier. Variaciones en el equilibrio. “Un cambio o perturbación en cualquiera de las variables que determinan el estado de equilibrio químico produce un desplazamiento del equilibrio en el sentido de contrarrestar o minimizar el efecto causado por la perturbación CIC JULIO SÁNCHEZ
  30. 30. a) concentraciones: si aumenta la concentración de algún reactivo el sistema tiende a contrarrestar el efecto, disminuyendo esa concentración es decir formando producto, el equilibrio se desplazaría hacia la derecha si aumentase la concentración de algún producto, el equilibrio se desplazaría a la izquierda, mientras que si disminuyese, se desplazaría hacia la derecha. En el equilibrio : PCl5(g) ⇄PCl3(g) + Cl2(g) sabemos que, partiendo de 2 moles de PCl5(g) en un volumen de 5 litros, el equilibrio se conseguía con 1,45 moles de PCl5, 0,55 moles de PCl3 y 0,55 moles de Cl2 ¿cuántos moles habrá en el nuevo equilibrio si una vez alcanzado el primero añadimos 1 mol de Cl2 al matraz? (Kc = 0,042) CIC JULIO SÁNCHEZ
  31. 31. b) Presiones Solo tiene efecto cuando intervienen gases en la reacción Un aumento de presión desplaza el equilibrio en el sentido en el que se disminuya ese aumento es decir en el sentido en el que disminuya el número de moles de sustancias gaseosas Una disminución de presión ( aumento de volumen) desplaza el equilibrio en el sentido en el que aumente el número de moles de sustancias gaseosas Si el número de moles gaseosos total de reactivos es igual al de productos se pueden eliminar todos los volúmenes en la expresión de KC, con lo que éste no afecta al equilibrio (y por tanto, tampoco la presión). CIC JULIO SÁNCHEZ
  32. 32. c) temperatura. Se observa que, al aumentar T, el sistema contrarresta ese aumento desplazándose hacia donde se absorbe ese calor, es decir, hacia la izquierda en las reacciones exotérmicas y hacia la derecha en las endotérmicas. Si disminuye T el sistema se desplaza hacia donde se desprenda calor (derecha en las exotérmicas e izquierda en las endotérmicas). ¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio al: a) disminuir la presión? b) aumentar la temperatura? H2O(g) + C(s) CO(g) + H2(g) (DH > 0) Al bajar "p" el equilibrio se desplaza hacia la derecha donde más moles de gases hay: 1 de CO + 1 de H2 frente a 1 sólo de H2O) b) Al subir "T" el equilibrio también se desplaza hacia la derecha (donde se consume calor por ser la reacción CIC JULIO SÁNCHEZ endotérmica).
  33. 33. 12.-IMPORTANCIA EN PROCESOS INDUSTRIALES. El saber qué condiciones favorecen el desplazamiento de un equilibrio hacia la formación de un producto es de suma importancia en la industria, pues se conseguirá un mayor rendimiento, en dicho proceso. Un ejemplo típico es la síntesis de Haber en la formación de amoniaco a partir de la reacción N2(g) + 3 H2(g) ⇄2 NH3(g), exotérmica. La formación de amoniaco está favorecida por altas presiones (menos moles gaseosos de productos que de reactivos) y por una baja temperatura. Por ello esta reacción se lleva a cabo a altísima presión y a una temperatura relativamente baja, aunque no puede ser muy baja para que la reacción no sea muy lenta. Hay que mantener un equilibrio entre rendimiento y tiempo de reacción CIC JULIO SÁNCHEZ
  34. 34. 13-.EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS. Se habla de reacción homogénea cuando tanto reactivos como productos se encuentran en el mismo estado físico. En cambio, si entre las sustancias que intervienen en la reacción se distinguen varias fases o estados físicos, hablaremos de reacciones heterogéneas. Por ejemplo, la reacción: CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g) se trata de un equilibrio heterogéneo. Aplicando la ley de acción de masas se cumplirá que: [CaO ] × [CO2 ] = K (constante) [CaCO3 ] Sin embargo, las concentraciones (n/V) de ambas sustancias sólidas (CaCO3 y CaO) son constantes, al igual que las densidades de sustancias puras (m/V) son también constantes. : CIC JULIO SÁNCHEZ
  35. 35. Por ello, agrupando las constantes en una sola a la que llamaremos KC se tiene: K × [CaCO3 ] KC = = [CO2 ] ⇒ KC = [CO2 ] [CaO] 13.1 EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD Cuando tratamos de disolver una sustancia sólida (por ejemplo, una sal) en un disolvente, las partículas del sólido pasan al líquido, y la cantidad de sólido disminuye. Puede llegar un momento en que la disolución quede saturada por el sólido estableciéndose un equilibrio entre la disolución saturada y el propio sólido. El equilibrio de solubilidad se establece entre una sustancia sólida y esa sustancia disuelta en la disolución. Si la sustancia es iónica se disolverá en sus iones. CIC JULIO SÁNCHEZ
  36. 36. Son reacciones de equilibrio heterogéneo sólido-líquido. La fase sólida contiene una sustancia poco soluble (normalmente una sal). La fase líquida contiene los iones producidos en la disociación de la sustancia sólida. Normalmente el disolvente suele tratarse de agua. Solubilidad (s). Es la máxima concentración molar de soluto en un determinado disolvente, es decir, la molaridad de la disolución saturada de dicho soluto CIC JULIO SÁNCHEZ
  37. 37. En un electrolito de tipo AB el equilibrio de solubilidad viene determinado por: AB(s) ⇄ A+(ac) + B−(ac) Conc. inic. (mol/l): c 0 0 Conc. eq. (mol/l): c s s La concentración del sólido permanece constante. Y la constante de equilibrio tiene la expresión: K S = s ×s = s 2 s = KS Si tenemos en cuenta Qps nos referiríamos a unas condiciones cualesquiera: Si Qps< Kps no hay precipitado. La dislución está insaturada. Se puede disolver más sutancia SI Qps= Kps Hay equilibrio. La disolución está saturada. Se disuelve el sólido al igual que los iones precipitan. Si Qps> Kps La disolución esta sobresaturada. Precipita sustancia, hasta que disminuya la []CIC JULIOiones. de SÁNCHEZ
  38. 38. La solubilidad (s) depende de: La temperatura. Normalmente es mayor a mayor temperatura debido a la mayor energía del cristal para romper uniones entre iones. Energía reticular. Si la energía de solvatación es mayor que la reticular U se favorece la disolución. A mayor carácter covalente mayor U y por tanto menor solubilidad. A veces se encuentran en disolución diferentes iones que precipitan con un mismo reactivo. Sin embargo , si los productos de solubilidad de los respectivos compuestos insolubles son suficientemente diferentes, se puede conseguir precipitar un tipo de iones y dejar a los otros en disolución. Este modo de operar se conoce como precipitación fraccionada CIC JULIO SÁNCHEZ
  39. 39. Si a la disolución de un compuesto iónico poco soluble o insoluble, se añada un segundo compuesto que tenga en común alguno de los iones del primer compuesto se produce una disminución de la solubilidad. A este efecto se le conoce como efecto del ión común Al aumentar la concentración de uno de los iones que forman el precipitado, la concentración del otro debe disminuir con el objetivo de que Ks permanezca constante a una determinada Tª. CIC JULIO SÁNCHEZ
  40. 40. Supongamos que se estudia una disolución en las que están disueltas dos sustancias con un ion común AgCl y AgNO3. Si el AgNO3 se agrega a una disolución de AgCl . La adición del efecto del ion común Ag+ hará que el producto iónico sea mayor que el producto de solubilidad. Q= [Ag+][Cl-]>Ks Para restablecer el equilibrio precipitará parte del AgCl, como predice el principio de Le Chatelier, hasta que el producto iónico se a igual a Ks. El efecto de agregar un ion común es entonces la disminución de la solubilidad de la sal AgCl. Se observa que ahora [Ag+]>[Cl-] CIC JULIO SÁNCHEZ
  41. 41. CIC JULIO SÁNCHEZ

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