La Constante de Equilibrio

Las concentraciones de los gases se expresan en molaridad y se calculan a partir del número de moles de gases presentes al inicio, del número de moles en el equilibrio y del volumen (en litros).

En la Ecuación de Equilibrio

En esta ecuación se deben utilizar las concentraciones en equilibrio. Aquí, K es la constante de equilibrio.

Ejemplo de Equilibrio Químico

En un ejemplo, N₂O₄(g) ⇌ 2NO₂(g)

Esta ecuación es la expresión matemática de la ley de acción de masas (para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante K (la constante de equilibrio)), propuesta por los químicos noruegos Cato Guldberg y Peter Waage en 1864.

• Aunque las concentraciones pueden variar, el valor de K para una reacción permanece constante, siempre y cuando la reacción esté en equilibrio y la temperatura no cambie.

Recordando que:

Reactivos ⇌ Productos

• Si K > 1, el equilibrio favorece a los productos.
• Si K < 1, el equilibrio favorece a los reactivos.

Equilibrios Homogéneos

Reacciones en las que todas las especies reactivas se encuentran en la misma fase [s (no se toma en cuenta concentración), g, l, ac]. Con el ejemplo anterior:

Ecuación de Equilibrio con Concentraciones

N₂O₄(g) ⇌ 2NO₂(g)

El subíndice de K (la C) indica que es el equilibrio de la concentración. Sin embargo, también podemos tener un equilibrio basado en las presiones, usando la ecuación de los gases ideales:

Ecuación de los Gases Ideales

PV = nRT, en donde:

Ecuación de Equilibrio con Presiones

Usando el mismo ejemplo anterior, así se vería la ecuación de equilibrio con presiones (aquí se usan en atm):

El índice estequiométrico de la sustancia se vuelve el exponente de la presión correspondiente, entonces como el producto es 2NO₂, el 2 que vemos al inicio hace que la P del producto esté al cuadrado.

Ecuaciones:

(Viniendo de PV = nRT)

Se puede establecer una relación entre K_c y K_p de esta manera:

Relación entre Kc y Kp

K_p = K_c(RT)^Δn En donde Δn = b – a

• Δn (moles de producto – moles de reactivo)

Si Δn fuera 0, entonces K_p = K_c, como ocurre en el ejemplo: H₂ + Br₂ ⇌ 2HBr

Constante de Equilibrio y Unidades

K no tiene unidades.

Equilibrios Heterogéneos

Una reacción reversible en la que intervienen reactivos y productos en distintas fases (g, l , s, ac). Ejemplo:

Ejemplo de Equilibrio Heterogéneo

CaCO₃(s) ⇌ CaO(s) + CO₂(g)

Como solo usamos los gases para el equilibrio, la Kc = [CO₂] y la Kp = P CO₂. Si un reactivo o producto es líquido o sólido, lo podemos omitir en la expresión de la constante de equilibrio.

Principio de Le Châtelier y Factores que Afectan el Equilibrio Químico

• Ayuda a predecir en qué dirección se desplazará una reacción en equilibrio cuando hay un cambio de concentración, presión, volumen o temperatura.
• «Si se presenta una perturbación externa sobre un sistema en equilibrio, el sistema se ajustará de tal manera que se cancele parcialmente dicha perturbación en la medida que el sistema alcanza una nueva posición de equilibrio.»
• «Perturbación» se refiere a un cambio de concentración, presión, volumen o temperatura.

Factores que Afectan el Equilibrio:

1. Cambios en la concentración: Cuando la concentración de una de las sustancias en un sistema en equilibrio se cambia, el equilibrio varía de tal forma que pueda compensar este cambio. Por ejemplo, si se agrega más reactivos la reacción se desplazará hacia la derecha hasta que se reestablezca el equilibrio. Si se remueven los productos (como quitar agua del lado derecho del tubo) La reacción se desplazará hacia la derecha hasta que se reestablezca el equilibrio.
2. Cambios en el volumen y la presión:
   • Los cambios de presión normalmente no alteran las concentraciones de las especies reactivas en fase condensada, ya que los líquidos y los sólidos son prácticamente incompresibles. En cambio, las concentraciones de los gases son muy susceptibles a los cambios de presión.
   • En general, un aumento en la presión (disminución de volumen) favorece la reacción neta que reduce el número total de moles de gases (en este caso, la reacción hacia la izquierda), y una disminución en la presión (aumento de volumen) favorece la reacción neta que aumenta el número total de moles de gases (aquí, la reacción hacia la derecha). Para las reacciones en las que no cambia el número de moles de gases, el cambio de presión (o de volumen) no modifica la posición de equilibrio.
3. Cambios en la temperatura: La reacción es endotérmica si ΔH° > 0 (el equilibrio se desplazará a la derecha) y exotérmica si ΔH° < 0 (el equilibrio se desplazará a la izquierda)
4. La presencia de un catalizador: no modifica la constante de equilibrio, y tampoco desplaza la posición de un sistema en equilibrio. Lo único que hace es aumentar la rapidez de la reacción al reducir la energía de activación.

De las cuatro, sólo un cambio en la temperatura modifica el valor de la constante de equilibrio. Los cambios en concentración, presión y volumen pueden cambiar las concentraciones de equilibrio en la mezcla de reacción, pero no modifican la constante de equilibrio, en tanto que la temperatura no cambie. Un catalizador puede acelerar el proceso, pero no tiene efecto sobre la constante de equilibrio o sobre las concentraciones en equilibrio de las especies reactivas.

Ácidos y Bases

Los ácidos y bases tienen propiedades macroscópicas:

• Sabor: ácidos = agrios y bases = amargos
• Tacto: bases resbaladizas

Ácidos y Bases Comunes:

• Los indicadores ácido-base cambian de color dependiendo de con qué se mezcle (+ común: tornasol)
• Los ácidos reaccionan con materiales más activos que el H⁺; mientras que las bases no reaccionan con metales.
• Otra forma de identificarlos es con su reacción con el ion carbonato (CO₃^2-); las bases no reaccionan con carbonatos.
• Un ácido es una sustancia que produce iones hidronios (H₃O⁺) cuando se disuelve en agua.
• Los átomos de H⁺ que se puedan transferir se llaman hidrógenos ácidos, un ácido puede tener más de uno por molécula.
• Podemos saber que un hidrógeno es no ácido cuando tiene un enlace no polar.

Clasificación de Ácidos

• Estos sufijos indican el número de hidrógenos ácidos que posee cada ácido.
• Los electrolitos son sustancias que conducen electricidad en agua, ya que al disolverse en esta forman iones. Este proceso se llama ionización.
• Los ácidos son electrolitos, y su formación de iones se denomina ionización ácida.
• Los ácidos varían en su productividad para formar iones y conducir energía.
• Los ácidos y bases fuertes son electrolitos fuertes porque se disocian por completo al disolverse en el agua.
• Los ácidos y bases débiles son electrolitos débiles ya que no se disocian por completo.
• Las bases son sustancias que producen iones hidróxidos (OH^–)
• Las bases producen OH^– por dos mecanismos diferentes:
• Las bases más sencillas/hidróxidos metálicos: son compuestos iónicos, solubles en agua, que contienen el OH^– como el ion negativo. Ej.: NaOH → Na⁺ + OH^–
• Bases que aceptan H⁺: compuestos covalentes que forman OH^– por ionización, cuando se disuelven en agua. Ej.: NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH^–
• La ecuación general de bases covalentes es:
• B + H₂O → BH⁺ + OH^–
• Al formar iones cuando se mezclan con agua, las bases conducen electricidad y por ende son electrolitos.
• Diferentes bases tienen diferentes capacidades de producir iones.
• Según el modelo Brønsted-Lowry:
• Si dona o cede un ion de hidrógeno es un ácido.
• Si recibe un ion de hidrógeno es una base.
• Según el modelo Lewis (basado en electrones):
• La base es una sustancia que puede donar electrones.
• El ácido es una sustancia que puede recibir o aceptar electrones.
• Compuestos que tienen relación y actúan como ácidos y bases, pero no encajan en sus definiciones, son los óxidos.
• Los óxidos son oxígeno unido a otro elemento, estos se llaman anhídridos, lo que significa que no tienen agua.
• Los anhídridos se dividen en:
• Anhídridos ácidos: Los óxidos de los no metales que reaccionan con agua para formar ácidos.
• El anhídrido ácido más común es el CO₂, que con agua forma el ácido carbónico H₂CO₃.
• Los óxidos de azufre se forman a través de la hulla que contiene azufre de plantas de energía, que liberan SO₂ y en la atmósfera al combinarse con más oxígeno forma SO₃.
• La mayor fuente de óxido nitrogenado son los automóviles, al reaccionar a altas temperaturas y aumentar la formación de óxidos.
• La lluvia ácida se da al diluir el CO₂ del ambiente en el agua lluvia, y es de interés ambiental cuando en esta dilución se encuentran niveles más altos de CO₂ de lo normal u otros no metales como los antes mencionados.
• Anhídridos básicos: Los óxidos de los metales que reaccionan con agua para formar bases.
• Los óxidos metálicos iónicos son sólidos incluso en altas temperaturas, son el componente principal de las cenizas, lo que queda cuando se termina el fuego.
• Históricamente se mezclaban las cenizas con grasa animal y un compuesto llamado lejía para fabricar jabones.
• Las propiedades de los ácidos y bases están determinadas por las interacciones submicroscópicas entre la base o ácido y el agua.
• Los ácidos y bases fuertes se ionizan por completo, producen el número máximo de iones en agua, mientras que los débiles solo se ionizan parcialmente.

Ácidos y Bases Fuertes y Débiles

• La mayoría de los ácidos y bases se consideran débiles, pero es muy importante considerar su comportamiento porque débil no es insignificante.
• Fuerte y débil no son lo mismo que concentrado y diluido, una base débil puede estar concentrada y un ácido fuerte puede estar diluido.
• pH es una escala que ayuda a expresar la concentración de iones hidronios de una solución con una escala del 0 al 14 en vez de entre intervalos de 10⁰ a 10^-14, 0 siendo el más ácido y 14, el más básico.
• En las soluciones neutras de pH 7 tienen la misma concentración de hidronio e hidróxido.

Escala de pH

• Cuando el pH disminuye, la concentración de iones hidronio aumenta, y la de iones hidróxidos disminuye, y viceversa.
• El agua pura es una sustancia exactamente neutra con un pH de 7.
• Los indicadores de pH son tiras con colorantes que miden el nivel de pH de diferentes sustancias.
• Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base donde el producto da agua y una sal.
• Las sales son compuestos iónicos formados por la parte negativa de un ácido y la positiva de una base, ej.: NaCl, KCl, NH₄NO₃, etc.
• Existen 4 tipos de reacciones ácido-base:

Tipos de Reacciones Ácido-Base

• En algunas reacciones están los iones espectadores, quienes están en la misma forma de reactivo y producto, mas forman parte de la reacción.

Ecuaciones Importantes