ÍNDICE
ÍNDICE.……………………………..…………………………………………………...1
EQUILIBRIO QUÍMICO…………………..…...………………………………..…….. 2
CONSTANTE DE EQUILIBRIO..................................................................................... 2
EQUILIBRIO HETEROGÉNEO…………………………………...………...………... 3
PRINCIPIO DE LE CHTELIER ……………………………….…………...………... 4
ÁCIDOS Y BASES…………………………………………………………………...... 5
ÁCIDOS FUERTES Y DÉBILES.……………………….…………………………….. 5
BASES FUERTES Y DÉBILES……………………………………….………………...6
TEORÍA DE BRØNSTED-LOWRY …………………………….……………………...6
AUTODISOCIACIÓN DEL AGUA …………………….…………………………….. 7
ESCALA DE pH…………………….…………………………………………………...8
EFECTO ION COMÚN………………….……………………………………………... 9
DISOLUCIÓN AMORTIGUADORA…………………………………….....………...10
BIBLIOGRAFÍA.………………………………………..……………………..……... 11
EQUILIBRIO QUÍMICO:
A medida que la reacción tiene lugar, disminuye la concentración de los reactivos según como se van agotando, por lo tanto, la velocidad de la reacción también decrece. Al mismo tiempo aumentan las concentraciones de los productos, tendiendo a colisionar unos con otros para volver a formar los reactivos. Por último, la disminución de la velocidad de la reacción directa se compara al incremento de la velocidad de la reacción inversa, y cesa todo cambio. El sistema está entonces en ‘equilibrio químico’, en el que las reacciones opuestas tienen lugar a la misma velocidad.
CONSTANTE DE EQUILIBRIO:
Constante que equivale al producto de las concentraciones de las sustancias formadas en una reacción química reversible en la que se ha alcanzado el equilibrio, dividido entre el producto de las concentraciones de las sustancias que reaccionan, elevada cada una a un exponente igual al coeficiente que precede a su respectiva fórmula en la ecuación química ajustada.
Sea la reacción reversible entre los reactivos A y B para dar los productos de reacción C y D, según:
aA + bB ⇋ cC + dD (siendo A, B, C y D reactivos cualesquiera; y a, b, c y d son sus coefientes
en la ecuación balanceada, la concentración el mol/litro.)
La velocidad de la reacción directa, v, es directamente proporcional al producto de las concentraciones de los reactivos, elevada cada una a un exponente igual al coeficiente del reactivo en la reacción:
v = k
a • b donde k es la constante de velocidad de la reacción de A con B a una
temperatura determinada.
La velocidad de la reacción inversa, v’, es, de forma análoga:
v’= k’
c • 
d
Cuando se alcanza el equilibrio, la velocidad de las dos reacciones es la misma y, por tanto:
Donde Kc es la constante de equilibrio, que depende
únicamente de la temperatura y es adimensional.
En reacciones entre gases se utilizan las presiones parciales en lugar de las concentraciones molares, y la constante de equilibrio se denomina Kp.
En muchos casos no se conocen las concentraciones de equilibrio de todas las especies químicas, pero siempre se conoce de al menos una especie y podemos deducir mediante la estequiometria la concentración de las demás especies. Ejemplo:
Datos: 5.00 litros de agua 25 ºC 0.0124 M de amoníaco y en equilibrio muestra la concentración de OH- 4.64× 10-4. ¿Cual es Kc?
NH3 (ac) + H2O (l) ⇋ NH4+ (ac) + OH- (ac)
Inicial 0.0124 M H2O (l) ⇋ 0 M 0 M
Cambio
Equilibrio 4.64 × 10-4 M
NH3 (ac) + H2O (l) ⇋ NH4+ (ac) + OH- (ac)
Inicial 0.0124 M H2O (l) ⇋ 0 M 0 M
Cambio -4.64 × 10-4 M +4.64 × 10-4 M +4.64 × 10-4 M
Equilibrio 0.0119 M 4.64 × 10-4 M 4.64 × 10-4 M
Kc = [NH4+] [OH-] = (4.64 × 10-4 M) = 1.81× 10-5
[NH4+] (0.0119 M)
EQUILIBRIO HETEROGÉNEO:
Se produce cuando en un sistema en que ocurre una reacción reversible y donde alguna o algunas de las sustancias involucradas se encuentran en un estado de agregación diferente que el de las otras. Es decir que en un sistema en equilibrio heterogéneo se diferencias fases.
Si una o varias de las sustancias constituyen una o más fases sólidas estas no se toman en cuenta para los cálculos de equilibrio, pues las fases sólidas no están dispersas en el sistema de manera homogénea y, por lo tanto, no tiene sentido expresar su concentración. Por ejemplo, en la descomposición del carbonato de calcio:
CaCO3(S) ⇋ CaO(S) + CO2 (g)
Tanto el carbonato de calcio como el óxido de calcio son sólidos; por lo tanto, no se tienen en cuenta para los cálculos de equilibrio, donde Kc es igual a la concentración molar del dióxido de carbono.
PRINCIPIO DE LE CHTELIER:
Según el cual si se realiza cualquier cambio en las condiciones de un sistema en equilibrio, éste tiende a desplazarse de forma que compensa la variación producida.
• Concentración: cuando aumenta la concentración de los reactivos, el equilibrio se restablece mediante la formación de productos; por el contrario, cuando aumenta la concentración de productos, el equilibrio se restablece mediante la formación de reactivos.
• Volumen y presión: en los sistemas constituidos por líquidos o sólidos casi no son afectados (por que son muy poco comprensibles). En gases, cuando aumenta la presión total del sistema, el equilibrio se restablece mediante el desplazamiento hacia el lugar donde hay menor números de moles y, si la presión disminuye, se desplaza hacia donde hay mayor numero de moles. Ejemplo:
N2 (g) + 3H2 (g) ⇋ 2NH3 (g)
Desde el punto de vista estequiométrico, en esta reacción existen 4 moles de reactivos y 2 moles de productos. Si se aumenta la presión, el sistema se restablecerá a la formación de productos, e inversa, si se disminuye la presión.
• Cambios de temperatura: en una reacción endotérmica (necesita energía) si una ves alcanzado el equilibrio sigue aumentando la temperatura la reacción se desplazara hacia a la formación de productos reequilibrándola.
En una reacción exotérmica (libera energía) si aumenta la temperatura, para compensar este cambio se desplazará hacia la formación de reactivos.
ÁCIDOS Y BASES:
Dos tipos de compuestos que presentan características opuestas:
• Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol, reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno, cambian de color el te negro y otros extractos vegetales.
• Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso.
ÁCIDOS FUERTES Y DÉBILES:
Se considera ácidos fuertes a los que poseen elevado porcentaje de ionizacion, al disolverse en agua la mayoría o todas de sus moléculas se disocian en iones y se considera una reacción irreversible. Sus bases conjugadas tienen una tendencia insignificante a extraer protones en solución acuosa.
Los ácidos débiles poseen baja ionización y producen una mezcla del acido en la que una parte se encuentra como especie molecular y otra como especie disociada, sus bases conjugadas muestran poca capacidad para quitar protones del agua.
Manera de describir la fuerza de los ácidos:
Propiedad Acido fuerte Acido débil
Posición de equilibrio de disociación Muy desplazado hacia la derecha Muy desplazado hacia la izquierda
Fuerza de la base conjugada en comparación con el agua. A- es una base mucho más débil que (H2O) A- es una base mucho mas fuerte que (H2O)
BASES FUERTES Y DÉBILES:
• Las bases fuertes, en solución, tienen un alto grado de ionización, que hace muy sencillo calcular el pH de la solución y se considera una reacción irreversible.
• Las bases débiles poseen bajo grado de ionización en solución, predominan las moléculas sobre los iones correspondientes.
TEORÍA DE BRØNSTED-LOWRY:
Una teoría más satisfactoria es la que formularon en 1923 el químico danés Johannes Brønsted y, paralelamente, el químico británico Thomas Lowry. Esta teoría establece que los ácidos son sustancias capaces de ceder protones (H+) y las bases sustancias capaces de aceptarlos.
HA (ac) + H2O (l) ⇋ H3O+(ac) + A-(ac)
Acido Base Acido conjugado Base conjugada
Este modelo hace hincapié en el papel de la molécula polar de agua al atraer el protón del ácido y formar un nuevo acido conjugado y una nueva base conjugada. En (HCl), ácido, cede un protón y se convierte en una base conjugada, el agua, base, toma un protón se convierte en un acido conjugado, a la inversa, la base (Cl.-), base, toma un protón para dar (HCl) su ácido conjugado y el (H3O+), ácido, cede un protón dando su base conjugada, el agua.
HCl(ac) + H2O(l) ⇋ H3O+(ac) + Cl-(ac)
En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de (HCl), (Cl-), una base débil, y (H3O+), el ácido conjugado de (H2O), un ácido débil.
Al contrario, el cloruro de hidrógeno, es un ácido débil en agua y no transfiere con facilidad un protón al agua:
HF(ac) + H2O(l) ⇋ H3O+(ac) + F-(ac)
Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues (H2O) es una base más débil que (F-) y (HF) es un ácido más débil (en agua) que (H3O+). La teoría de Brønsted y Lowry también explica que el agua pueda mostrar propiedades anfóteras. De este modo, el agua actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua:
HCl(ac) + H2O(l)⇋ H3O+(ac) + Cl-(ac)
El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el amoníaco):
NH3(ac) + H2O(l) ⇋ NH4+(ac) + OH-(ac)
AUTODISOCIACIÓN DEL AGUA:
El agua es la sustancia anfótera más común, como se lo observa en su ionización, en la cual se transfiere un protón a una molécula de agua a otra para producir un ion hidróxido e ion hidronio.
H2O (l) + H2O (l) ⇋ H3O+ (ac) + OH-(ac)
Suele abreviarse: H2O (l) ⇋ H+(ac) + OH-(ac)
En esta reacción una molécula de agua actúa como ácido aportando un protón, y la otra como base aceptándolo. La reacción de autodisociación del agua conduce a la siguiente expresión de equilibrio.
Kw = [H3O+] [OH-]
Suele abreviarse: Kw = [H+] [OH-]
La constante Kw se llama constante de producto iónico(o constante de disociación) y siempre se refiere a la disociación del agua. La concentración del agua no aparece en la expresión Kw, porque permanece esencialmente constante.
Los experimentos demuestran que a 25 ºC,
[H+] = [OH-] = 1.0 × 10-7 M
Lo que significa que a 25 ºC,
Kw = [H+] [OH-] = (1.0 × 10-7) (1.0 × 10-7)
Kw = 1.0 × 10-14
En cualquier solución acuosa a 25 ºC, sin importar su contenido el producto de [H+] y [OH-] siempre es igual a 1.0 × 10-14. Pueden ocurrir tres casos:
1) una solución neutra: [H+] = [OH-]
2) una solución ácida: [H+] > [OH-]
3) una solución básica: [H+] < [OH-]
ESCALA DE pH:
Término que indica la concentración de iones hidrógeno en una disolución. Se trata de una medida de la acidez de la disolución. El término (del francés pouvoir hydrogène) se define como el logaritmo de la concentración de iones hidrógeno, (H+), cambiado de signo:
pH = -Log [H+] (donde [H+] es la concentración de iones hidrógeno en moles por litro.)
El pH también se expresa a menudo en términos de concentración de iones hidronio.
En agua pura a 25 °C de temperatura, existen cantidades iguales de iones (H3O+) y de iones hidróxido (OH-); la concentración de cada uno es 10-7 moles/litro. Sin embargo, al añadirle un ácido al agua, se forma un exceso de iones (H3O+); en consecuencia, su concentración puede variar entre 10-6 y 10-1 moles/litro, dependiendo de la fuerza y de la cantidad de ácido. Así, las disoluciones ácidas tienen un pH que varía desde 6 (ácido débil) hasta 1 (ácido fuerte). En cambio, una disolución básica tiene una concentración baja de iones (H3O+) y un exceso de iones (OH-), y el pH varía desde 8 (base débil) hasta 14 (base fuerte).
El pH de una solución puede medirse mediante una valoración, que consiste en la neutralización del ácido (o base) con una cantidad determinada de base (o ácido) de concentración conocida, en presencia de un indicador (un compuesto cuyo color varía con el pH). También se puede determinar midiendo el potencial eléctrico que se origina en ciertos electrodos especiales sumergidos en la disolución
EFECTO ION COMÚN:
Algunas soluciones pueden contener dos solutos con un ion en común. Si se disuelve acetato de sodio (NaCH3CO.O) junto con acido acético (HCO.OCH3) el ion común, acetato (CH3CO.O-) esto incide en la situación de equilibrio y se denomina efecto del ion común. Como el acetato es una sal estará totalmente disociada en iones y el acido acético al ser un ácido débil, establecerá el equilibrio entre las moléculas no disociadas, los iones (H3O+) y el acetato:
HCO.OCH3(ac) + H2O(l) ⇋ H3O+(ac) + CH3CO.O-(ac)
Aplicando el principio de Le Ch"telier, el aumento del ion acetato, por el agregado de la sal, hará que el sistema evolucione hacia la formación de acido acético, es decir, a la forma no disociada. Por lo tanto, disminuirá la acidez. Una solución que contiene (NaCH3CO.O) y (HCO.OCH3) será menos ácida que la que solo contiene el ácido.
DISOLUCIÓN AMORTIGUADORA:
Solución que contiene unas sustancias que inhiben los cambios de pH, o concentración de ion hidrógeno de la solución. Dichas sustancias pueden contener un ácido débil y su sal, por ejemplo, ácido acético y acetato de sodio, o una base débil y una sal de esa base, por ejemplo, hidróxido de amonio y cloruro de amonio. Los fluidos de los organismos vivos están fuertemente amortiguados, el agua del mar, la sangre y ciertas sustancias del suelo son otros ejemplos de disoluciones armotiguadoras existentes en la naturaleza. Se utilizan en considerablemnete en química y sirven como referencia en la medida del pH.
Características de la solución amortiguadora:
1. contiene una ácido débil HA y su base conjugada A-
2. el amortiguador resiste los cambios de pH reaccionando con (H+) y OH-
3. al añadir (H+) reacciona con la base A-
H+ (ac) + A- (ac) ⇋ HA (ac)
4. al añadir (OH-) reacciona con el ácido débil HA
OH-(ac) + HA (ac) ⇋ H2O(l) + A-(ac).
BIBLIOGRAFÍA:
• BIBLIOTECA DE CONSULTA MICROSOFT ENCARTA 2005. 1993-2004 Microsoft Corporation.
• ZUMDAHL, Steven S. “Fundamentos de Quuímica”. University of Illinois. Traducción de edición en ingles de “INTRODUCTORY CHEMISTRY” por McGraw-Hill/Interamericana de México, S.A
• CANDÁS, Alicia; FERNÁNDEZ, Diego; GORDILLO, Gabriel y WOLF, Esther. “Química: Estructuras, propiedades y transformaciones de la materia”. Editorial Estrada.