Equilibrios químicos: Principios básicos y su influencia en la constante de equilibrio, Apuntes de Turismo

¡Descarga Equilibrios químicos: Principios básicos y su influencia en la constante de equilibrio y más Apuntes en PDF de Turismo solo en Docsity! PIM Genética y Bioquímica. Prueba escrita Bioquímica. 6 de septiembre RESPUESTAS PREGUNTAS DE TEORÍA 1.- Define qué es un equilibrio químico, el Principio de le Chatelier y cómo afectan distintos factores al equilibrio y a la constante de equilibrio. EQUILIBRIOS QUÍMICOS: Los productos resultantes de la reacción reaccionan a su vez entre sí y regeneran los reactivos. Ej. N2 + 3H2 2NH 3 • Cuando se alcanza el equilibrio, las velocidades en ambas direcciones son iguales: A + B + D • El estado de equilibrio es DINÁMICO. Las reacciones no se paran, sino que transcurren a la misma velocidad. PRINCIPIO DE LE CHATELIER: “Un sistema en equilibrio reacciona frente a cualquier acción contra él, de forma que tiende a reducir el efecto de dicha acción y a mantener constante el valor de la constante de equilibrio (Keq)”. FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIO: 1.- EFECTO DE UN CAMBIO EN LA CONCENTRACIÓN DE UNA SUSTANCIA EN UNA MEZCLA EN EQUILIBRIO. 2.- INFLUENCIA EN LOS CAMBIOS DE PRESIÓN. 3.- VARIACIÓN DE TEMPERATURA. 4.- CATÁLISIS. 1.- EFECTO DE UN CAMBIO EN LA CONCENTRACIÓN DE UNA SUSTANCIA EN UNA MEZCLA EN EQUILIBRIO - El aumento de concentración de una sustancia en una mezcla en equilibrio, hace que el equilibrio se desplace en la dirección en que se consume parte del material añadido. •El cambio en la concentración de una sustancia en equilibrio no cambia el valor de la Keq. 2.- INFLUENCIA DE LOS CAMBIOS DE PRESIÓN • Si se modifica la presión en un sistema en equilibrio, se verá favorecida la reacción que tienda a contrarrestar dicho cambio de presión. • La Keq no se altera por un cambio de presión a temperatura constante. • La reacción que produzca menor número de moléculas será la que tenderá a disminuir la presión, y por ello será la reacción favorecida. 3.- VARIACIÓN DE TEMPERATURA • Un aumento de temperatura hace que el equilibrio se desplace en el sentido en el que absorba calor. Mientras que una disminución de temperatura hace que el equilibrio se desplace en la dirección en que cause liberación de calor. • La constante de equilibrio SÍ varía con la temperatura: Suele ocurrir que la velocidad de una de las reacciones aumenta más que la otra. 4.- CATÁLISIS • Un catalizador NO CAMBIA la Keq. Aumenta la velocidad de ambas reacciones en la misma proporción. • Sólo aumenta la velocidad con que se alcanza el equilibrio. 1 4.- Explica en qué consiste la cromatografía de intercambio iónico. ¿Para qué se utiliza? Ilustra tu explicación con un pequeño esquema. • Consiste en separar las proteínas en base a su carga neta. Si una proteína tiene una carga neta positiva al pH del tampón en el que se encuentra, tampón que también se utiliza como fase móvil, se unirá a una columna de un polímero (matriz) con carga negativa (grupos carboxilato), mientras que una proteína con carga negativa no lo hará. A mayor densidad de cargas positivas, la proteína eluirá primero. Las proteínas con carga neutra a este pH tampoco serán retenidas por la matriz. También se puede hacer intercambio iónico con una columna cuyo fase sólida contenga carga positiva, y en este caso se retendrán las proteínas negativas al pH de elución. 3 5.- Explica qué es isolectroenfoque o enfoque isoeléctrico. ¿Para qué sirve? ¿Qué es el punto isoeléctrico de una proteína? EL Isoelectroenfoque es un método cromatográfico que separa una mezcla de proteínas en base a la diferencia en el punto isoeléctrico de éstas. Se somete a electroforesis a una mezcla de proteínas sobre un gradiente de pH. Las proteínas migran hasta que alcanzan un pH igual a su pI. Con esta técnica se separan proteínas que difieren en su pI en 0,01 unidades de pH. También sirve para determinar el pI de una proteína. Las proteínas tienen carga eléctrica neta si el pH ≠ pI. El Punto Isoeléctrico, pI, de una proteína es el pH al que su carga neta es cero. 2. ¿Puede un tampón fosfato, preparado a un pH de 12, actuar como tampón a pH 2? Tanto en caso afirmativo como negativo, escribe el/los equilibrio(s) necesarios y razona la respuesta. En caso negativo, explica por qué. Indica, además, qué forma predomina a pH 2 y cual a pH 12. Ácido fosfórico: H3PO4 pKa = 2,1 - 7,2 - 12,4 
 No puede, ya que una sustancia actúa como tampón en un rango de ± 1 unidad de pH alrededor del pKa . Dado que el tampón tiene un pH de 12, regulará el equilibrio el tercer pKa (12.4). Los equilibrios serían los siguientes: pKa = 12,4 HPO4 PO43- + H+ pKa = 7,2 H2PO HPO4= + H+ pKa = 2,1 H3PO H2PO4- + H+ A pH 12, la forma predominante sería: pH = pKa + log([A-]/[AH] à 12 – 12,4 = log([A-]/[AH] à [A-]/[AH] = 10-0.4 à [A-] = 0,4[AH] Por tanto, predomina la forma ácida del primer equilibrio (HPO4=). A pH 2, la forma predominante sería: pH = pKa + log([A-]/[AH] à 2 – 2,1 = log([A-]/[AH] à [A-]/[AH] = 10-0.1 à [A-] = 0,8[AH] Por tanto, predomina la forma ácida del tercer equilibrio (H3PO4). O, de forma más breve: en ambos casos predomina la forma ácida, ya que el valor del pH se encuentra por debajo del valor del pKa. 6 b) Número de moles CH3-COO- iniciales = 0,2 L x 0,3 M = 0,06 moles Si añadimos 3 ml de HCl 10 M se neutralizarán 0,03 moles de CH3-COO - y aparecerán 0,03 moles de CH3-COOH. Tendremos 0,03 moles de acetato y 0,03 moles de acético. pH = pKa + log [CH3-COO-] / [CH3-COOH] pH = pKa + log 1pH = pKa Ka = 2x 10-5 pKa = -log Ka = 4,7 pH = 4,7 = pKa PROBLEMA 2 a) pH = - log [H+] [H+]= 10-5 pH = - log [H+] [H +]=10-4,5 b) Para la disolución de pH 5,0 tenemos la siguiente concentración de forma ácida (AH) 5,0= 4,7 + log [CH3-COO-]/CH3-COOH] (Ecuación de Hendersson-Hasselbalch) 5,0- 4,7 = log [A-]/[AH] 0,3 = log [A-]/[AH] Antilog de 0,3 = [A-]/[AH] 1,995 = [A-]/[AH] 2 = [A-]/[AH] 1,995 lo aproximamos a 2,0 También sabemos que la concentración del tampón es 0,3M, por lo tanto [A-] +[AH] = 0,3 M Tenemos 2 ecuaciones con dos incógnitas 2 = [A-]/[AH] [A- ] +[AH] = 0,3 [AH] = 0,3/3,0= 0.1M y [A-] = 0,2 M Para la solución de pH 4,5 tenemos la siguiente concentración de forma ácida (AH) 4,5 = 4,7 + log [CH3-COO-]/CH3-COOH] (Ecuación de Hendersson-Hasselbalch) - 0.2 = log [A-]/[AH] 8 [A-]/[AH] = 10-0,2 = 0,63 [A-]/[AH] = 10-0,2 = 0,63 [A-] +[AH] = 0.3 [AH] = 0,1 para pH 5,0 [AH] = 0,184 para pH 4,5 ([A-] = 0,116 M) 0.184 – 0,1 = 0.084 moles de H+ hacen falta para bajar el pH del tampón de 5 a 4,5 (En este caso Concentración Molar y moles son iguales, porque el volumen es 1 L)