EQUILIBRIO QUIMICO

QUIMICA-CPAM. FCM 2016

¿Qué es equilibrio?

Equilibrio: es un estado en el cual no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo. Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display.

Pero…. Cuando hablamos de EQUILIBRIO FISICO???

EQUILIBRIO QUIMICO???

Equilibrio Físico, se alcanza cuando: •

Una sustancia coexiste en dos estados físicos diferentes dado que el número de moléculas que cambian de un estado a otro en ambos sentidos es el mismo.

•

Ej 1: equilibrio entre agua líquida y vapor de agua a 100°C y 1 atm

Equilibrio físico H2O (l)

•

H2O (g)

Ej 2: equilibrio entre hielo y agua líquida a la 0°C y 1 atm

Equilibrio químico, se alcanza cuando: •

Los reactivos se transforman en productos con la misma velocidad que los productos vuelven a transformarse en reactivos.

•

La concentración de los reactivos y productos permanecen constantes. Equilibrio químico R

P

El equilibrio químico se da solamente en reacciones reversibles

Reacciones reversibles vs irreversibles Na + Cl

HCl

AcH

NaCl

H+

+

Cl-

Reacciones irreversibles

Ac- + H+ Reacciones

A + B

C + D

reversibles

Reacciones reversibles kd

R Vd

ki

P Vi

Aplicando la ley de la velocidad….

kd . [R]

ki . [P]

Equilibrio en reacciones reversibles

R

Vd

Vi = 0

R

P

Vd

>>>

R

P

Vd

>>

R

P

Vd

>

Vi

R

P

Vd

=

Vi

Vi Vi

Equilibrio en reacciones reversibles

EQUILIBRIO QUIMICO R

P

Vd

=

Vi

Equilibrio en reacciones reversibles Vd

R

Vi = 0

kd . [R]

R

P

Vd

ki . 0

>>

kd . [R] >> Vd

R

P

=

kd . [R]e =

Vi ki .

[P]

Vi ki . [P]e

Equilibrio en reacciones reversibles R

P

Vd = kd . [ R ] En el equilibrio….

Vd

Vi = ki . [ P ] =

kd . [ R ]e

Vi =

kd

ki . [P ]e [ P ]e

= ki

[ R ]e

Keq

Equilibrio en reacciones reversibles R

P

kd . [ R ]e

=

10 . 2

=

kd

ki . [P ]e

1 . 20 [ P ]e

= ki

10 1

Keq

[ R ]e

=

20

2

= 10

Conclusión R kd . [ R ]e

P =

ki . [P ]e

Si kd > ki

[P ]e > [R ]e

Keq > 1

Si kd < ki

[P ]e < [R ]e

Keq < 1

Si kd = ki

[P ]e = [R ]e

Keq = 1

Estas generalizaciones se aplican solamente si la reacción es “unimolecular” en ambos sentidos.

Conclusión Para la reacción:

c

d

a

b

[C]e [D]e

Keq =

[A]e [B]e Si kd > ki Si kd < ki Si kd = ki

c

d

a

b

a

b

[C]e [D]e > [A]e [B] e c

d

[C]e [D]e < [A]e [B] e c

d

a

b

[C]e [D]e = [A]e [B] e

Keq > 1 Keq < 1 Keq = 1

Conclusión • Una reacción química ha alcanzado el equilibrio cuando las concentraciones de todos los reactivos y productos permanecen constantes, a una cierta temperatura. • Las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales al alcanzar el estado de equilibrio.

Equilibrio químico – Caso 1

En el equilibrio:

[ P ] >> [ R ]

Keq >> 1

Equilibrio químico – Caso 2

En el equilibrio:

[ R ] >> [ P ]

Keq < 1

Equilibrio químico – Caso 3

En el equilibrio:

[R]=[P]

Keq = 1

……. Pero en cualquiera de los casos se cumple que ………

Equilibrio químico Ley de acción de masas La ley de acción de masas expresa para cualquier reacción, la relación entre las concentraciones de los productos y los reactivos presentes en el equilibrio. Para la reacción:

aA + bB

La ley de acción de masas se expresa:

cC + dD

K=

[C]ec [D]ed [A]ae [B]be

El cociente K es la constante de equilibrio

[C]c[D]d K= a b [A] [B]

aA + bB

cC + dD

Ley de acción de masas Si K >> 1 se favorece la formación de productos Si K K Q < K Q = K

K=

[C]ec [D]ed [A]ae [B]be

Reacción en equilibrio

[C]c [D]d Q=

[A]a [B]b

Si: • Qc > Kc el sistema procede de derecha a izquierda para alcanzar el equilibrio • Qc = Kc el sistema se encuentra en equilibrio • Qc < Kc el sistema procede de izquierda a derecha para alcanzar el equilibrio

Cálculo de las concentraciones en el equilirio 1. Expresar las concentraciones de equilibrio de todas las especies en términos de las concentraciones iniciales y como una incógnita x, que representa el cambio de concentración. 2. Escribir la expresión de la constante de equilibrio en términos de las concentraciones de equilibrio. Sabiendo el valor de la constante de equilibrio, despejar x. 3. Teniendo el valor de x, calcular las concentraciones de equilibrio de todas las especies.

A 12800C la constante de equilibrio (Kc) para la reacción Br2 (g)

2Br (g)

Es de 1.1 x 10-3. Si las concentraciones iniciales son [Br2] = 0.063 M y [Br] = 0.012 M, calcular las concentraciones de estas especies en equilibrio. Dejamos a “x” como el cambio en la concentración de Br2 Inicial (M) Cambio (M) Equilibrio (M) [Br]2 Kc = [Br2]

Br2 (g)

2Br (g)

0.063

0.012

-x

+2x

0.063 - x

0.012 + 2x

(0.012 + 2x)2 = 1.1 x 10-3 Kc = 0.063 - x

Para “x”…

Kc =

(0.012 + 2x)2

= 1.1 x 10-3

0.063 - x 4x2 + 0.048x + 0.000144 = 0.0000693 – 0.0011x 4x2 + 0.0491x + 0.0000747 = 0

-b ± b2 – 4ac x= 2a

ax2 + bx + c =0

x = -0.0105

Br2 (g)

2Br (g)

Inicial (M)

0.063

0.012

Cambio (M)

-x

+2x

0.063 - x

0.012 + 2x

Equilibrio (M)

En equilibrio, [Br] = 0.012 + 2x = -0.009 M o

En equilibrio, [Br2] = 0.062 – x = 0.0648 M

x = -0.00178

correcto

0.00844 M

Principio de Le Chatelier Si una perturbación externa se

aplica a un sistema en equilibrio, el sistema se ajusta de tal forma a

cancelar

perturbación

parcialmente y

alcanzar

nueva posición de equilibrio.

la una

Factores que podrían perturbar el equilibrio 1. Cambio en las concentraciones de productos y

reactivos. 2. Cambio en la presión y/o volumen.

3. Cambio en la temperatura 4. Catalizadores

Agregado de productos C A+B

Agregado de producto…

C + D

Q > Keq Desplazamiento h/izquierda

Q = Keq

…Nueva condición de equilibrio

Consumo o pérdida de productos C A+B

Consumo de producto…

C + D

Q < Keq Desplazamiento h/derecha

Q = Keq

…Nueva condición de equilibrio

Agregado de reactivos A A+B

Adición de reactivos …

C + D

Q < Keq Desplazamiento h/derecha

Q = Keq

…Nueva condición de equilibrio

Consumo o pérdida de reactivos

A A+B

Consumo de reactivo…

C + D

Q > Keq Desplazamiento h/izquierda

Q = Keq

…Nueva condición de equilibrio

Cambios de concentraciónResumen Al modificar la concentración de algún producto o reactivo, el equilibrio se desplazará en el sentido de contrarrestar la perturbación, reponiendo la sustancia que fue consumida, o consumiendo la que fue agregada. Perturbación

Desplazamiento del Equilibrio

Aumenta la concentración de producto(s) Decrece la concentración de producto(s) Aumenta la concentración de reactante(s) Decrece la concentración de reactante(s)

izquierda derecha derecha izquierda

N2 (g) + 3H2 (g)

2NH3 (g)

1. Equilibrio inicial 2. Perturbación: Agregado de NH3 3. Desplazamiento del equilibrio hacia los reactivos 4. Nueva situación de equilibrio.

Cambios de presión y volumen A (g) + B (g) Cambio

C (g) Desplazamiento del equilibrio

Aumenta la presión

Al lado con menos moles de gas

Disminuye la presión

Al lado con más moles de gas

Aumenta el volumen

Al lado con más moles de gas

Disminuye el volumen

Al lado con menos moles de gas

Cambios de temperatura Rx Exotérmica

Rx Endotérmica

Aumenta la temperatura

K decrece

K aumenta

Disminuye la temperatura

K aumenta

K decrece

Cambio

frío

caliente

Presencia de catalizadores Un catalizador no cambia el valor de la constante K de equilibrio, ni afecta la “posición” del equilibrio; solamente hace que este se alcance con mayor rapidez. El catalizador baja Ea y por tanto aumenta la constante de velocidad k para ambas reacciones (kd y ki) en la misma proporción. Como...

Keq =

kd ki

Keq No cambia

Sin catalizador

Con catalizador

Un catalizador baja Ea para ambas reacciones. Un catalizador no cambia la constante de equilibrio o mueve el equilibrio.

Ejercicio I Considere la siguiente reacción: N2 (g) + 3H2 (g)

2NH3 (g)

Al principio hay 0,249 moles de N2 3,21x10-2 moles de H2 y 6,42 x10-4 moles de NH3 en un matraz de 3,5 L a 375°C. Si la Kc para la reacción a esa temperatura es 1,2: a. Determine si el sistema está en equilibrio. Si no es así, prediga la dirección de la reacción neta.

b. Prediga el efecto que tendría sobre dicha reacción un aumento de presión.

Ejercicio I- Respuestas a. Determine si el sistema está en equilibrio. Si no es así, prediga la dirección de la reacción neta. La reacción no está en equilibrio. Tiende a ocurrir hacia los productos porque Q < Keq. Q= 0,612 y Keq = 1,2

b. Prediga el efecto que tendría sobre dicha reacción un aumento de presión. Un aumento de presión desplazará la reacción hacia la derecha porque hay menor número de moles en los productos que en los reactivos.

Ejercicio II Se estudia la siguiente reacción: 2NO (g) + Cl2 (g)

2NOCl (g)

La Kc para la reacción tiene un valor de: 6,5x104 a 35°C. En un experimento se mezclan 2,0 x10-2 moles de NO, 8,3 x10-3 moles de Cl2 y 6,8 moles de NOCl un matraz de 2,0 L. a. Determine el valor de Q. ¿Qué sugiere dicho valor respecto al sentido de la reacción?. b. Prediga el efecto que tendría sobre dicha reacción un aumento de volumen.

Ejercicio II- Respuestas a. Determine el valor de Q. ¿Qué sugiere dicho valor respecto al sentido de la reacción?. El valor de Q es 27,9 x106 .La reacción no está en equilibrio. Tiende a ocurrir hacia los reactivos porque Q >> Keq.

b. Efecto de un aumento de volumen: La reacción se desplazará en el sentido de formar un mayor número de moles, es decir, hacia los reactivos.

Ejercicio III Se estudia la siguiente reacción: H2 (g) + l2 (g)

2HI(g)

La Kc para la reacción tiene un valor de 54,3 a 430°C. Se mezclan 0,5 moles de H2 y 0,5 moles de l2 en un recipiente de 1L.

a. Determine las concentraciones de reactivos y productos en el equilibrio.

b. ¿Cuáles serán las nuevas concentraciones de equilibrio si se agrega 0,3 moles de H2 ?.

Ejercicio III- Respuestas a. Concentraciones en el equilibrio: [I2] = 0,107 M ;

[H2] = 0,107 M ; [HI ] = 0,786 M

b. Nuevas concentraciones si se agregan 0,3 M de H2 : . [I2] = 0,0445 M ;

[H2] = 0,345 M ; [HI ] = 0,911 M

Ejercicio IV Se estudia la siguiente reacción: N2 (g) + 3H2 (g)

2NH3 (g)

A 720°C la Kc de dicha reacción es de 2,37 x10-3 . En cierto experimento, las concentraciones del equilibrio a dicha temperatura fueron las siguientes: •[H2]= 8,8 M •[N2]= 0,683 M •[NH3]= 1,05 M Se agrega cierta cantidad de amoniaco concentración aumenta a 3,65 M.

de modo que su

Ejercicio IV

N2 (g) + 3H2 (g)

2NH3 (g)

a. Calcule el valor de Q

b. ¿En qué dirección se desplazará la reacción?. ¿Por qué?.

Q= 0,0286

Q > Keq

La reacción se desplazará hacia los reactivos.

Ejercicio V N2 F4 (g)

2NF2 (g)

ΔH° = 38,5 KJ/mol

a. ¿En qué dirección se desplazará la reacción si la mezcla es calentada a presión constante?. ¿Por qué?. b. ¿Qué ocurrirá si el gas N2F4 se retira de la mezcla de reacción a temperatura y volumen constantes?.

c. ¿Qué ocurrirá si se disminuye la presión de la mezcla de reacción a temperatura constante?. d. ¿Y si se agrega un catalizador?. a. b. c. d.

La reacción se desplazará hacia los productos. Se desplazará hacia los reactivos Hacia los productos porque hay mayor número de moles Nada

Ejercicio VI Para la siguiente reacción:

CO2 (g) + H2 (g)

CO (g) +

H2O(g)

Las concentraciones de reactivos y productos en el equilibrio son: [CO2] = 0,086 M; 0,040 M.

[H2 ]= 0,045 M; [CO]= 0,050 M; [H2O]=

a- Calcular Kc para la reacción b- Si se añadiera CO2 aumentando su concentración a 0,5 M. ¿Cuáles serían las concentraciones de todos los gases una vez que se reestableciera el equilibrio?.

Ejercicio VI- Respuestas Para la siguiente reacción:

CO2 (g) + H2 (g)

CO (g) +

H2O(g)

a- Calcular Kc para la reacción Kc = 0,517

b- Si se añadiera CO2 aumentando su concentración a 0,5 M. ¿Cuáles serían las concentraciones de todos los gases una vez que se reestableciera el equilibrio?. [CO2] = 0,475 M; [H2 ]= 0,0202 M; [CO]= 0,0748 M; [H2O]= 0,0648 M.

La Química en acción La vida a grandes alturas y la producción de hemoglobina

Hb (ac) + O2 (ac)

Kc =

HbO2 (ac)

[HbO2] [Hb][O2]

Principio de Le Chatelier Resumen Cambio

Desplazamiento del equilibrio

Cambio en la constante de equilibrio

Concentración

sí

no

Presión

sí

no

Volumen

sí

no

Temperatura

sí

sí

Con catalizador

no

no

Energía libre de Gibbs (ΔG) y equilibrio químico Cuando una reacción está en equilibrio: ΔG = 0 Una reacción en equilibrio no tiene capacidad de realizar trabajo.

El valor de ΔG de una reacción es una medida de cuan alejada esta se encuentra del equilibrio. La ΔG será mayor (en valor absoluto), cuanto mayor sea la diferencia entre Q y Keq.

Energía libre de Gibbs (ΔG) y equilibrio químico Si

Si

Si

Q = Keq

Q < Keq

Q > Keq

ΔG = 0

Reacción en equilibrio

ΔG < 0

Reacción se desplaza en sentido directo para alcanzar el equilibrio.

ΔG > 0

Reacción se desplaza en sentido inverso para alcanzar el equilibrio.

Predicción del sentido de una reacción A

+

B

C +

Q > K

ΔG > 0

Q < K

ΔG < 0

Q = K

K=

[C]ec [D]ed [A]ae [B]be

D

Reacción en equilibrio

[C]c [D]d Q=

[A]a [B]b

El valor de ΔG está influenciado también por las concentraciones de productos y reactivos.

El valor de ΔG define cuan alejada está una reacción del equilibrio a determinadas concentraciones de R y P; sin embargo, no nos permite establecer la posición del equilibrio, es decir, si [P]e será < o > que [R]e . A fin de comparar la espontaneidad de diferentes reacciones, se estableció un valor de ΔG estandarizando las concentraciones de productos y reactivos a 1M.

Energía libre estándar (ΔG°) y equilibrio químico La energía libre estándar (ΔG°), es la ΔG de una reacción cuando las [R] y [P] son todas iguales a 1 Molar. Es una medida de cuan alejada está una reacción del equilibrio a valores estándar de concentración. Permite comparar la espontaneidad de diferentes reacciones eliminando la influencia de las concentraciones de R y P.

Energía libre contra el avance de reacción

DG0 < 0

DG0 > 0

Energía libre del sistema de reacción

Energía libre contra el avance de reacción G de los reactivos ΔG de la reacción

G de los productos

DG0 < 0

Estado estándar

Reactivo puro

EQUILIBRIO

[P]= [R] [P]e > [R]e

Producto puro

Energía libre del sistema de reacción

Energía libre contra el avance de reacción

G de los productos ΔG de la reacción

G de los reactivos

DG0 > 0

EQUILIBRIO

Reactivo puro

[R]e > [P]e [P]= [R]

Estado estándar Producto puro

ΔG estándar y constante de equilibrio (Keq) ΔG° -

Reacción tiende a ir en sentido directo para alcanzar el equilibrio

[P]e > [R]e

Keq > 1

ΔG°+

Reacción tiende a ir en sentido inverso para alcanzar el equilibrio

[R]e > [P]e

Keq < 1

Reacción no tiende a desplazarse. Ya está en equilibrio

[R]e = [P]e

Keq = 1

ΔG°0

Obs: Esta generalización es válida para una reacción unimolecular en ambos sentidos.

ΔG° y constante de equilibrio (Keq) ΔG° Cuanto más negativa la ΔG°´

ΔG°+ Cuanto más positiva la ΔG°´

Keq > 1 Mayor la Keq

ΔG°= -RT ln Keq Keq < 1 Menor la Keq

ΔG° y ΔG real • El verdadero predictor de espontaneidad es ΔG (valor real) y no ΔG°’ (valor estándar). • El valor de ΔG varía con el cociente de reacción Q, vinculado a las concentraciones de reactantes y productos. ΔG = ΔG°’ + RT lnQ

ΔG° y ΔG real

ΔG = ΔG° + RT lnQ

ΔG= ΔG°’ + RT ln

[P]

x

y

[R]

Q pequeño tiende a hacer la ΔG negativa y favorece la reacción directa.

Q grande tiende a hacer la ΔG positiva y favorece la reacción inversa.

En consecuencia, la energía libre real de una reacción puede ser muy diferente del valor estándar y dependerá de las concentraciones reales de reactivos y productos.

ΔG= ΔG° + RT lnQ

En el equilibrio

Q = Keq

y

0 = ΔG° + RT ln Keq

Despejando …..

ΔG° = - RT ln Keq

ΔG= 0

ΔG° , Keq y espontaneidad de las reacciones ΔG° = - RT ln Keq

• La posición del equilibrio se vincula con la espontaneidad. • Por tanto se puede calcular ΔG° a partir del valor de Keq, que es también un parámetro termodinámico.

Energía libre estándar (ΔG°) y Energía libre estándar biológica. (ΔG°´)

Para sistemas biológicos emplearemos ΔG°’, para concentraciones de 1,0 mol/L y pH 7,00 ([H+]= 1.10-7M).

Ejercicio VII Para la siguiente reacción:

CO2 (g) + H2 (g)

CO (g) +

H2O(g)

La Kc = 0,517. R= 8,314 J/mol.K a- Calcular ΔG° para la reacción. b- Calcular ΔG si las concentraciones de reactivos y productos son, respectivamente: 0,8 M ; 1,5 M ; 0,4 M y 0,6 M. C- ¿Cuál es el valor de Q al cual la ΔG= 0?. Demostrar matemáticamente.

Ejercicio VII- Respuestas CO2 (g) + H2 (g)

CO (g) +

H2O(g)

La Kc = 0,517.

a- Calcular ΔG° para la reacción:

ΔG°= 1635 J/mol

b- Calcular ΔG si las concentraciones de reactivos y productos son, respectivamente: 0,8 M ; 1,5 M ; 0,4 M y 0,6 M. ΔG = - 2353 J/mol

C- ¿Cuál es el valor de Q al cual la ΔG= 0?. Demostrar matemáticamente. Q= 0,517 = Keq

Ejercicio VIII Una reacción A+B  C + D tiene un DH°= 3864 cal/mol y un DS°= 32 cal/mol.K. La reacción analizada es: a) Entrópicamente favorable y entálpicamente desfavorable.

b) Entrópicamente favorable y entálpicamente favorable. c) Entrópicamente

desfavorable

y

entálpicamente

desfavorable d) Entrópicamente desfavorable y entálpicamente favorable.

Ejercicio VIII Una reacción A+B cal/mol.K.

 C + D tiene un DH°= 3864 cal/mol y un DS°= 32

1.Calcular el DG° y Keq de la reacción y decir si la misma es espontánea o no a 25ºC.

2. Calcular: DG° y Keq a –40ºC. DG° y Keq a –100ºC DG° y Keq a –200ºC

1- ΔGº: -5672 cal/mol; Keq: 14958 . Favorable a 25ºC. 2- ΔGº: -3592 cal/mol; Keq= 2345 (a -40ºC) ΔGº: -1672 cal/mol; Keq= 16,8 (a -100ºC) ΔGº: 1528 cal/mol; Keq= 2,6.10-5 .

(a -200ºC)

3- T: -152ºC o 120,8ºK

3. ¿Cuál será la temperatura a la cual las concentraciones de reactivos y productos sean iguales en el equilibrio?. Obs: Para la resolución del problema se asume que los valores de DH° y DS° no varían con la temperatura.

Producto iónico del agua H2O

H+ + OH-

Kc =

[H+][OH-] [H2O]

En el agua pura…. [H+] = [OH-] = 10-7

Kc =

1. 10-7 x 1. 10-7

[H2O]

Kc =

1. 10-14

[H2O]

?

Producto iónico del agua Kc =

1. 10-14

[H2O] [H2O] =

Kc =

1000 g 18 g/mol = 55,6 M 1L

1. 10-14 M2 = 1,8. 10-16 M 55,6 M

H2O (l)

Kc =

H+ (ac) + OH- (ac) [H+][OH-]

[H2O]

[H2O] = constante

Kc [H2O] = [H+][OH-] = Kw

Kc [H2O] = 1. 10-14 = Kw

1,8. 10-16 x 55,6 = 1. 10-14 = Kw

Producto iónico del agua

Por tanto …. [H+] [OH-] = 10-14 = Kw

La constante del producto-ion (Kw) es el

producto de la concentración molar de los iones H+ y OH- a una temperatura en particular.

La solución es [H+] = [OH-]

neutral

[H+] > [OH-]

ácida

[H+] < [OH-]

básica

A 250C Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14

pH y pOH pH =

- log [H+]

pOH = - log [OH-]

[H+]

.

[OH-]

= 10-14

= Kw

log [H+] + log [OH-] = log 10-14 = log Kw

- log [H+] - log [OH-] = - log 10-14 = - log Kw

pH

+

pOH

= 14

=

pKw

pH – Medida de la acidez pH = -log [H+]

La solución es neutra [H+] = [OH-]

A 250C [H+] = 1 x 10-7

pH = 7

ácida

[H+] > [OH-]

[H+] > 1 x 10-7

pH < 7

básica

[H+] < [OH-]

[H+] < 1 x 10-7

pH > 7

pH

[H+]

Preguntas de concepto a- ¿Cuántas veces más ácida es una solución de pH 2 que una solución de pH 5?. 1000 veces más ácida.

b- ¿Cuántas veces mayor es la concentración de OH- en una solución de pH 12 que en una de pH 7?. 100.000 veces mayor

c- ¿Cuál debe ser el pH de una bebida gaseosa cuya concentración de protones es 100 veces menor que otra de pH 2,8 ?. pH: 4,8

d- ¿Cuánto debe variar el pH de una solución de pH inicial 4,3 para que su [H+] se duplique?. ΔpH = - 0,3

Ejercicio IX

Con base en el producto iónico del agua calcule el % de ionización del agua. ¿Cuál es la proporción de moléculas de agua que se ioniza?.

1,79.10-7 % de las moléculas de agua se ionizan.

1 de cada 558.660.000 moléculas de agua se ioniza.

Ejercicio X El pH de una muestra de jugo gástrico es 1,5.

a- Calcular la [H+], [OH- ] y el pOH del jugo gástrico.

b- Calcular la cantidad de iones H+ en 10 mL de dicha muestra.

a- [H+]= 0,0316 ; [OH- ]= 3,165.10-13 M ; pOH= 12,5 b- Cantidad de iones H+ = 1,9.1020 . .

Ejercicio XI El café negro tiene un pH 4,1. Una limonada tiene pH 3,6. ¿Cuántas veces mayor es la concentración de protones en la limonada?. Café: [H+]= 7,94.10-5 M ; Limonada: [H+ ]= 2,51.10-4 M .Es 3,16 veces mayor.

Ejercicio XII ¿Cuántos mL de una solución de pH 4,1 contiene la misma cantidad de protones que 30 mL de una solución de pH 2,4 ?. 1504 mL. La 2da solución es 50,1 veces más ácida que la primera.

DG0 = - RT lnK

pOH = -log [OH-] [H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14

-log [H+] – log [OH-] = 14.00 pH + pOH = 14.00