EQUILIBRIO QUÍMICO Y ÁCIDOS Y BASES

EQUILIBRIO QUÍMICO Y ÁCIDOS Y BASES

1. OBJETIVOS

• Comprender qué significa equilibrio químico y la manera en que se relaciona con las velocidades de reacción.
• Escribir la ecuación de equilibrio para cualquier reacción.
• Manipular la constante de equilibrio para reflejar los cambios en la ecuación química.
• Calcular una constante de equilibrio a partir de datos de concentración y presión.
• Comprender cómo las modificaciones de las concentraciones, la presión, el volumen o la temperatura de un sistema en equilibrio influye en la posición de equilibrio.
• Definir e identificar los ácidos y las bases según Arrhenius y Bronsted-Lowry.
• Describir la autoionización del agua y comprender como están relacionadas con [H3O+] y [OH-]
• Calcular el pH de soluciones de ácidos y bases fuertes y de ácidos y bases débiles.
• Calcular las constantes Ka o Kb para un ácido débil o base débil dada su concentración y el pH de la disolución.

1. MARCO CONCEPTUAL

1. EQUILIBRIO QUÍMICO

Hay reacciones que transcurren hasta completarse, es decir, hasta consumirse totalmente uno de los reactivos. Tales reacciones se dice que son irreversibles. En ellas separamos los reactivos de los productos por una flecha, como por ejemplo:

2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O,

la reacción entre el butano y el oxígeno progresa hasta que alguno de estos reactivos se consume totalmente. Es decir, las cantidades de CO2 y H2O no dejan de aumentar mientras no se agote el C4H10 o el O2.

Por el contrario, otras reacciones transcurren solo de manera limitada, sin que ninguno de los reactivos se consuma totalmente. Así, el hidrógeno y el yodo contenidos en un matraz reaccionan formando yoduro de hidrógeno, pero sin llegar a consumirse del todo. En estos casos se consigue un equilibrio entre reactivos y productos. Dicho equilibrio se alcanza tanto a partir de los reactivos como a partir de los productos. Por esta razón a este tipo de reacciones se les denomina reversibles, y en ellas separamos reactivos de productos con una doble flecha:

H2 + I2                     2 H[pic 2]

El equilibrio químico se presenta cuando las reacciones opuestas ocurren con velocidades iguales: la velocidad a la que se forman los productos a partir de los reactivos es igual a la velocidad a la que se forman los reactivos a partir de los productos. Como resultado, las concentraciones dejan de cambiar, lo que hace que parezca que la reacción se detuvo.

Los equilibrios químicos tienen que ver en muchos fenómenos naturales, y desempeñan funciones importantes en muchos procesos industriales. Es importante tener en cuenta las siguientes conceptos importantes respecto al equilibrio químico:

• En el equilibrio, las concentraciones de los reactivos y productos ya no cambian con el tiempo.
• Para que se establezca el equilibrio, ni los reactivos ni los productos pueden salir del sistema.
• En el equilibrio, una relación específica de los términos de la concentración son una constante.
• Los equilibrios químicos son dinámicos, las moléculas están reaccionando constantemente aunque la composición global de la mezcla no cambia.

En 1864 los químicos noruegos Cato Guldberg y Peter Waage, establecen la ley de acción de masas la cual enuncia: “para una reacción reversible en equilibrio y a temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante Kc” (la constante de equilibrio). Las concentraciones pueden variar pero el valor de K permanece constante, siempre y cuando la reacción esté en el equilibrio y la temperatura sea estable. Así la constante de equilibrio se define como un cociente cuyo numerador se obtiene de multiplicar las concentraciones molares (M) en el equilibrio de los productos, cada uno de los cuales está elevado a una potencia igual a su coeficiente estequiométrico en la ecuación balanceada. El denominador se obtiene aplicando el mismo mecanismo anterior pero con la concentración en equilibrio de los reactivos.[pic 3]

                                aA + bB                    cC + dD                              [pic 4]

La constante de equilibrio es útil porque permite calcular las concentraciones de equilibrio de los reactivos y productos, y sólo depende de la estequiometría de la reacción y de la temperatura.

Cuando los reactivos y productos de una reacción química son gases, podemos formular la expresión de la constante de equilibrio en términos de presiones parciales, en lugar de hacerlo con las concentraciones molares. Cuando se utilizan presiones parciales en atmósferas en la expresión de la contante de equilibrio, designamos la constante de equilibrio como Kp. Para la reacción general, la expresión de Kp es:[pic 5]

                                aA + bB                    cC + dD         [pic 6]

Para una reacción dada, el valor numérico de Kc en general es diferente al valor numérico de Kp. Por lo tanto debemos indicar, por medio de un subíndice c o p, cuál de las constantes de equilibrio estamos utilizando. Sin embargo, es posible calcular una a partir de la otra mediante la ecuación del gas ideal para convertir entre concentración (en molaridad, M) y presión (en atm):

Kp = Kc (RT)Δn              Kc = Kp (RT)-Δn              Δn = (moles producto gaseoso) – (moles de reactivo gaseoso)

Las constantes de equilibrio pueden variar de muy grandes a muy pequeñas. La magnitud de la constante nos proporciona información importante acerca de la composición de una mezcla de equilibrio.

• Si  K >>> 1 (K grande): el equilibrio está desplazado a la derecha y predominan los productos.
• Si K <<< 1 (K pequeña): el equilibrio se desplaza a la izquierda; predominan los reactivos

NOTA: La constante de equilibrio de una reacción en el sentido inverso es la inversa de la constante de equilibrio de la reacción en el sentido directo.

1. TIPOS DE EQUILIBRIO

Existen los equilibrios homogéneos que se aplican a las reacciones en las que todas las especies reactivas se encuentran en la misma fase, como ejemplo tenemos:

N2O4(g)                      2 NO2(g)[pic 7]

Los equilibrios heterogéneos son en los que intervienen los reactivos y productos en distintas fases, ejemplo:

CaCO3(s)                    CaO(s) + CO2(g) [pic 8]

Al observar la reacción anterior, podemos notar que el sistema consiste de un sólido en los reactivos y de un sólido y un gas en los productos. Si escribimos la expresión de la constante de equilibrio para este proceso, encontramos un problema que no habíamos tenido en cuenta: ¿cómo se expresa la concentración de una sustancia sólida? Aunque es posible expresar la concentración de un sólido en términos de moles por unidad de volumen, no es necesario hacerlo para escribir la contante de equilibrio. Siempre que un sólido o líquido puro esté involucrado en un equilibrio heterogéneo, su concentración no se incluye en la expresión de la constante de equilibrio de la reacción. Entonces, la expresión de la constante de equilibrio para la reacción anterior es:

Kc = [CO2]

La omisión de los sólidos y líquidos puros de las expresiones de las constantes de equilibrio se puede explicar de la siguiente manera: en la expresión de equilibrio solo se incluyen las concentraciones que pueden cambiar durante la reacción, y debido a que la concentración de los líquidos y sólidos no cambian durante la reacción pueden omitirse de la expresión de equilibrio.

1.  APLICACIONES DE LAS CONSTANTES DE EQUILIBRIO

La constante de equilibrio, además de permitirnos conocer, de acuerdo a su magnitud, en qué sentido se encuentra desplazado el equilibrio (hacia los reactivo o hacia los productos), también nos permite:

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