Equilibrio

1. EQUILIBRIO
QUÍMICO
(Soluciones Buffer y
reacciones de precipitación)
CRISTHIAN Y. HILASACA ZEA

2. Existen substancias poco solubles en agua
como, por ejemplo, BaSO4. Añadiendo cierta
cantidad de sulfato de bario al agua, vemos que
gran parte va hacia el fondo, formando un
precipitado constituido de BaSO4 que no se
disuelve.
Sin embargo, sabemos que la disolución de la
sal no terminó. En realidad, la sal continúa
disolviéndose, y precipitándose, estableciendo
un equilibrio dinámico. Este equilibrio se llama
heterogéneo o polifásico porque es el equilibrio
que se establece en un sistema heterogéneo.
INTRODUCCIÓN
Constante del Producto de Solubilidad (PS o KPS o KS)

3. EQUILIBRIO QUÍMICO

4. SOLUCIONES TAMPÓN, BUFFER, AMORTIGUADORAS O REGULADORAS
TIPOS DE SOLUCIONES REGULADORAS
SOLUCIÓN BUFFER
1. Ácidos o bases moderadamente concentrados
2. Mezcla de ácido débil y su base conjugada
3. Mezcla de base débil y su ácido conjugado
Aquella solución que va a evitar variaciones bruscas de pH cuando se
adiciona un ácido o una base fuerte.
𝐵𝑢𝑓𝑓𝑒𝑟
4,5
𝐻𝐶𝑙 0,1 𝑀
𝑝𝐻 = 1
𝑝𝐻 = 13
𝑁𝑎𝑂𝐻 0,1 𝑀
4,4 4,7 pH
[ ]
constante
solución
buffer

5. Mezcla de un ácido débil y su base conjugada
𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻
𝐻𝐶𝑂𝑂−
Ácido
fórmico
𝐻𝐶𝑁
𝐶𝑁−
Ácido
cianhídrico
𝐻2𝐶𝑂3
𝐶𝑂3
2−
Ácido
carbónico
𝐻𝐶𝑂3
−
𝐶𝑂3
2−
bicarbonato
𝐻𝑁𝑂2
𝑁𝑂2
−
Ácido
nitroso
𝐻3𝑃𝑂4
𝐻2𝑃𝑂4
−
Ácido
fosfórico
𝐻2𝑃𝑂4
−
𝐻𝑃𝑂4
2−
fosfato
dibásico
𝐻𝑃𝑂4
2−
𝑃𝑂4
3−
fosfato
monobásico
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝐻2𝑂 ⇌ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− + 𝐻3𝑂+
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎 → 𝑁𝑎+ + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
ion común
Una buffer es la aplicación
ácido – base con efecto del
ion común
BUFFER
Cuando se agrega un ácido, actúa el 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
y mantiene el pH
Cuando se agrega un base, actúa el 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 y mantiene el pH

6. Para calcular el pH de un buffer
 Para el caso de una base:
𝑘𝑎 =
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− . 𝐻3𝑂+
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− ≠ 𝐻3𝑂+
𝐻3𝑂+
=
𝑘𝑎. 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
𝑙𝑜𝑔 𝐻3𝑂+
= −𝑙𝑜𝑔 𝑘𝑎 + −𝑙𝑜𝑔
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝐻2𝑂 ⇌ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− + 𝐻3𝑂+
𝑝𝐻 = 𝑝𝑘𝑎 − 𝑙𝑜𝑔
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
𝑝𝐻 = 𝑝𝑘𝑎 − 𝑙𝑜𝑔
𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑎
á𝑐𝑖𝑑𝑜
𝑝𝐻 = 𝑝𝑘𝑎 + 𝑙𝑜𝑔
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 → 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
Ecuación de Henderson
𝑝𝐻 = 𝑝𝑘𝑎 + 𝑙𝑜𝑔
á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑜
𝑏𝑎𝑠𝑒
Ecuación de Henderson
;

7. EJEMPLO 01: A 400 mL de una solución buffer conformada por el par 𝑁𝐻3 − 𝑁𝐻4
+
→ 𝑝𝐻 = 9,07.
Calcular el pH al adicionar:
Solución:
a) 100 mL de NaOH 0,05 M
𝑁𝐻3 𝑁𝐻4
+
𝑏𝑎𝑠𝑒 á𝑐𝑖𝑑𝑜
𝑁𝐻4
+
+ 𝑂𝐻−
⇌ 𝑁𝐻3 + 𝐻2𝑂
100 ml
0,05
5 milimoles
𝑁𝐻4
+
=
400 . 0,3 − 100 . (0,05)
500
= 0,23
𝑁𝐻3 =
400 . 0,2 − 100 . (0,05)
500
= 0,17
0,3 400 × 0,3 = 120 𝑚𝑖𝑙𝑖𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
𝑁𝐻4
+
+ 𝑂𝐻−
⇌ 𝑁𝐻3 + 𝐻2𝑂
inicio
final 115 5
120 0
5
0
𝐻3𝑂+ =
𝑘𝑎. á𝑐𝑖𝑑𝑜
𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑎
𝑂𝐻−
=
𝑘𝑏. 𝑏𝑎𝑠𝑒
á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑜
𝐻3𝑂+ =
5,7 × 10−10
. 0,23
0,17
= 7,78 × 10−10
𝑂𝐻− =
1,75 × 10−5
. 0,17
0,23
= 1,29 × 10−5
𝑝𝐻 = 9,11

8. b) 100 mL de HCl 0,05 M
𝑁𝐻3 + 𝐻+
⇌ 𝑁𝐻4
+
𝑁𝐻4
+
=
125
500
= 0,25
𝑁𝐻3 =
75
500
= 0,15
0,2 400 × 0,2 = 80 𝑚𝑖𝑙𝑖𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
𝐻3𝑂+
=
𝑘𝑎. á𝑐𝑖𝑑𝑜
𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑎
𝑂𝐻− =
𝑘𝑏. 𝑏𝑎𝑠𝑒
á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑜
𝐻3𝑂+ =
5,7 × 10−10
. 0,25
0,15
= 9,5 × 10−10
𝑝𝐻 = 9,02
𝐵𝑢𝑓𝑓𝑒𝑟
400 𝑚𝐿
9,07
inicio
final 75 5
80 0
0
5

9.  Se puede formar una fase sólida:
REACCIONES DE PRECIPITACIÓN
EQUILIBRIO HETEROGÉNEO - Una fase líquida y una fase acuosa
→ Aparición de una fase sólida
Unión de dos reactivos: 𝑃𝑏(𝑎𝑐)
2+
+ 𝑆𝑂4(𝑎𝑐)
2−
→ 𝑃𝑏𝑆𝑂4(𝑠)
Cambio de solvente: 𝐶𝑎(𝑎𝑐)
2+
+ 𝑆𝑂4(𝑎𝑐)
2−
→ 𝐶𝑎𝑆𝑂4(𝑠)
Eliminación del solvente: 𝑃𝑏𝑆𝑂4(𝑠) → 𝑃𝑏(𝑎𝑐)
2+
+ 𝑆𝑂4(𝑎𝑐)
2−
𝑃𝑏𝑆𝑂4(𝑠) ⇌ 𝑃𝑏𝑆𝑂4 → 𝑃𝑏(𝑎𝑐)
2+
+ 𝑆𝑂4(𝑎𝑐)
2−
𝑘 =
𝑃𝑏2+
. 𝑆𝑂4
2−
𝑃𝑏𝑆𝑂4
𝑘
𝑘. 𝑘 = 𝑃𝑏2+ . 𝑆𝑂4
2−
𝑘𝑝𝑠
constante del producto
de solubilidad
𝑘𝑝𝑠 = 𝑃𝑏2+ . 𝑆𝑂4
2−

10.  En el equilibrio heterogéneo se tiene 𝑘𝑝𝑠 que es igual al producto de la concentración de sus iones
𝐵𝑎 𝐼𝑂3 2 ⇌ 𝐵𝑎2+
+ 2𝐼𝑂3
−
𝑘𝑝𝑠 = 𝐵𝑎2+ . 𝐼𝑂3
− 2
SOLUBILIDAD
Cantidad de iones que se encuentran solubles en: g/L; mol/L; ppm; ppb
Es la concentración del sólido que se encuentra en disolución
PRODUCTO
DE
SOLUBILIDAD
Es la constante que proviene del producto de la concentración de los
iones que se encuentran disueltos
RELACIÓN ENTRE 𝒌𝒑𝒔 y SOLUBILIDAD
El 𝑘𝑝𝑠 es directamente proporcional a la solubilidad
A mayor 𝑘𝑝𝑠 mayor solubilidad
A mayor 𝑘𝑝𝑠 mayor 𝑀𝑛+ , mayor solubilidad

11.  Algunos ejemplos:
𝑀𝑔𝑁𝐻4𝑃𝑂4(𝑠) → 𝑀𝑔2+ + 𝑁𝐻4
+
+ 𝑃𝑂4
3−
𝑘𝑝𝑠 = 𝑀𝑔2+ . 𝑁𝐻4
+
. 𝑃𝑂4
3−
𝐶𝑎 𝐶𝑙𝑂4 2(𝑠) → 𝐶𝑎2+ + 2𝐶𝑙𝑂4
−
𝑘𝑝𝑠 = 𝐶𝑎2+
. 𝐶𝑙𝑂4
− 2
𝐹𝑒 𝑂𝐻 3(𝑠) → 𝐹𝑒3+
+ 3𝑂𝐻−
𝑘𝑝𝑠 = 𝐹𝑒3+ . 𝑂𝐻− 3
𝐵𝑎𝐶𝑙2(𝑠) → 𝐵𝑎2+ + 2𝐶𝑙−
𝑘𝑝𝑠 = 𝐵𝑎2+
. 𝐶𝑙− 2
𝐵𝑎𝑆𝑂4(𝑠) → 𝐵𝑎2+
+ 𝑆𝑂4
2−
𝑘𝑝𝑠 = 𝐵𝑎2+ . 𝑆𝑂4
2−

12. EJEMPLO 02: Calcular la solubilidad del BaSO4 en g/L.
Solución:
𝑆𝑜𝑙𝑢𝑏𝑖𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑 = 𝑆 = 𝐵𝑎2+
= 𝑆𝑂4
2−
solubilidad molar
𝐵𝑎𝑆𝑂4(𝑠) → 𝐵𝑎2+ + 𝑆𝑂4
2−
𝑘𝑝𝑠 = 1,1 × 10−10
𝑘𝑝𝑠 = 𝐵𝑎2+ . 𝑆𝑂4
2−
𝑘𝑝𝑠 = 𝑆 = 𝐵𝑎2+ 2
𝑘𝑝𝑠 = 𝑆 = 𝑆𝑂4
2− 2
ó
𝑆 = 1,1 × 10−10
𝑆 = 1,04 × 10−5
𝑃𝑀𝐵𝑎𝑆𝑂4
= 233,3 𝑔/𝑚𝑜𝑙
233,3 𝑔𝐵𝑎𝑆𝑂4 1000 𝑚𝐿 1 𝑀
𝑥 1000 𝑚𝐿 1,04 × 10−5
𝑥 = 2,42 × 10−3 𝑔/𝐿
solubilidad en g/L
cualquiera de las
dos es válida