Equilibrio Químico

Reacción Reversible: Reacción que nunca llega a completarse, los reactivos no desaparecen completamente.

Concepto de Equilibrio Dinámico (Q y K): Las concentraciones de las especies se mantienen constantes en el tiempo (aunque sigue habiendo transformación de reactivos en productos y viceversa). Los sistemas evolucionan espontáneamente hacia el estado de equilibrio. La naturaleza y propiedades del estado de equilibrio son independientes de la forma de alcanzarlo, y el estado de equilibrio es una situación de mínima energía y máxima entropía.

Valores de K en el Equilibrio: Siempre positivos. Valores elevados indican una mayor concentración de productos, valores bajos indican una mayor concentración de reactivos, y valores normales indican una concentración similar de reactivos y productos.

Comparación de los Valores de Q y K: Siendo Q el cociente de reacción calculado en cualquier momento y K la constante de equilibrio (calculada solo en equilibrio).

• Si Q = K, la reacción se encuentra en equilibrio a una temperatura determinada.
• Si Q < K y se quiere alcanzar el equilibrio, Q tiene que aumentar hasta igualar a K. Para ello, la reacción se desplaza hacia la formación de productos (derecha).
• Si Q > K y se quiere alcanzar el equilibrio, Q tiene que disminuir hasta igualar a K. Para ello, la reacción se desplaza hacia la formación de reactivos (izquierda).

El valor de K está asociado a un sentido, reacción y temperatura determinados.

Principio de Le Chatelier

Si un sistema en equilibrio se somete a una perturbación que lo modifica, este evoluciona de forma que disminuya el efecto producido por la perturbación.

Variación de Presión y Volumen

La presión y el volumen son inversamente proporcionales. Cuando uno aumenta, el otro disminuye y viceversa, afectando las concentraciones de las especies en la reacción. Para disminuir la presión, se debe disminuir el número de moles de la reacción, con sentido hacia productos o reactivos según cuál tiene menos coeficientes. Un cambio de presión en reacciones cuya variación del número de moles es cero, no afecta.

Variación de Temperatura

Si aumenta la temperatura, el equilibrio se desplazará hacia el sentido que adsorba calor, y si disminuye, hacia el sentido en el que se libera calor.

Grado de Disociación (α): Es la fracción de cada mol de reactivo que reacciona en el equilibrio químico. Se calcula mediante el cociente entre los moles de reactivo que reaccionan y los moles de reactivo inicial.

Equilibrios Ácido-Base

Teoría de Arrhenius

El ácido es la especie que en disolución acuosa libera protones (H⁺, fase ácida), y base es la especie que en disolución acuosa libera iones hidroxilo (OH^–, fase básica). Los dos problemas de esta teoría son que los protones se encuentran solo como iones hidronio (H₃O⁺) y las dificultades para explicar algunas reacciones como las del NH₃.

Teoría de Brønsted-Lowry

Más elaborada que la anterior, define ácido como la sustancia capaz de ceder protones y base como la sustancia capaz de captar protones; se tratan, pues, de reacciones de transferencia de protones. Esta teoría logra explicar la reacción de neutralización del amoniaco.

Teoría de Lewis

El ácido es la sustancia capaz de aceptar electrones y la base, la sustancia capaz de donar electrones; se tratan, pues, de reacciones de transferencia de electrones.

Si las constantes K_a o K_b son elevadas, los equilibrios estarán desplazados hacia la derecha, siendo un ácido o base fuertes. Si las constantes son bajas, son ácidos o bases débiles, donde todas las especies se encuentran en disolución.

Cálculo de pH

De un Ácido Fuerte

Se disocia en agua totalmente, y la concentración de protones la da el agua y los protones del ácido. La concentración del agua se desprecia y se calcula solo desde la concentración del ácido.

De un Ácido Débil

Se disocia parcialmente en agua. Para calcular el pH se realizan dos aproximaciones si K_a << 10^-4: se desprecia la concentración de protones del agua (10^-7) y se desprecia x frente a C₀ en (C₀ – x).

Hidrólisis

En las reacciones de hidrólisis siempre hay presencia de agua, aunque no afecta, y los productos son solo los iones disociados de la sal. Se debe conocer las especies de las que proviene la sal: las bases conjugadas de ácidos fuertes o los ácidos conjugados de las bases fuertes no se hidrolizan ni reaccionan. Los ácidos o bases conjugadas de ácidos o bases débiles reaccionan con el agua de la disolución y determinan el pH utilizando K_w.

• Ácido fuerte + Base fuerte = Sal (pH = 7): No se hidroliza nada.
• Ácido fuerte + Base débil = Sal (pH < 7): Se hidroliza el ácido conjugado de la base débil.
• Base fuerte + Ácido débil = Sal (pH > 7): Se hidroliza la base conjugada del ácido débil.
• Ácido débil + Base débil = Sal (pH variable).

Ácidos débiles: H₂S, H₂CO₃, CH₃COOH, H₃PO₄, HClO, HCN, HF.

Ácidos fuertes: HCl, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, HBr, HI.

Bases fuertes: NaOH, LiOH, KOH, Ca(OH)₂.

Bases débiles: NH₃, PH₃.

Disoluciones Reguladoras o Tampón

Aquellas capaces de mantener el pH constante en un cierto intervalo. Dos tipos: ácido débil + sal de ese ácido débil, o base débil + sal de la base débil. Se escriben las dos reacciones de hidrólisis (con H₂O que no afecta) por separado con las tablas de concentraciones y se juntan los valores en una expresión que se pueda calcular con K. Si se agregan nuevas especies, se debe observar su naturaleza y con qué especie podrán reaccionar.

Reacciones de Neutralización o Valoraciones Ácido-Base

Tienen como objetivo conocer la concentración de una disolución de un ácido o base cuya concentración desconocemos a partir de una disolución de un ácido o base de concentración conocida. La forma experimental de proceder es colocar el volumen de disolución de concentración desconocida en el erlenmeyer y la disolución conocida en la bureta. Se comienza la valoración hasta alcanzar el equilibrio indicado mediante un indicador de color.

Equilibrios de Solubilidad e Iones Complejos

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producto de solubilidad: reaciones de disociacion de los iones de un compuestom existe una relacion matematica entre las concentraciones, el denominado producto de solubilidad.

el producto de sulobilidad a parte de hallar la solubilidad de un compuesto, se utiliza para saber si una sal precipita o no; si Q>K_ps concentraciones superiores a las aceptadas, se produce precipitacion hasta igualar los valores de Q y K. si Q_ps la disolucion posee una menor concentracion de reactivos que de productos, se puede seguir disolviendo hasta igualas los valores., no precipita nada. si Q=K_ps la disolucion esta saturada.

disolucion de precipitados por formacion de iones complejos: cuando tenemos una sal insoluble, para lograr su disolucion podemos formar iones complejos solubles.