Unidad 3: Equilibrio químico

¿Qué ocurre cuando se consumen los reactivos de una reacción química?, ¿quiere decir que ésta ha terminado?, ¿que ya no hay más transformaciones a nivel molecular? ¡¡Podríamos estar equivocados!!

Conforme transcurre el tiempo después de iniciada la reacción, se va incrementado la cantidad de moléculas de productos, los choques entre éstas se vuelven más probables y en consecuencia, puede ocurrir una reacción en el sentido inverso, donde nuevamente se forman los reactivos originales.

Analicemos la primera característica del estado de equilibrio: dos reacciones que se producen simultáneamente, en sentidos opuestos y a la misma velocidad: el aspecto cinético del equilibrio.

Veamos ahora la segunda característica del estado de equilibrio: las cantidades de reactantes y de productos presentes en el equilibrio, permanecen constantes: aspecto termodinámico del equilibrio.

Para una reacción en condiciones no estándar:

ΔG = ΔG° + RT ln Q

Como hemos visto, el equilibrio químico representa un balance entre las reacciones directa e inversa. Las  variaciones en las condiciones experimentales pueden alterar este balance y desplazar la posición de equilibrio, haciendo que se forme mayor o menor cantidad del producto deseado.

La variación de uno o varios de los siguientes factores pueden alterar la condición de equilibrio:

A partir de nuestros conocimientos de Termodinámica podemos recordar que:

• ΔG° = – RT lnK
• ΔG° = ΔH° – TΔS°
• Los valores de ΔH° y ΔS° no varían en ciertos rangos de temperatura.
• El valor de la constante de equilibrio depende de la temperatura de reacción.

El equilibrio molecular es aquel en el que todas las sustancias participantes son moleculares. Éste puede ser de dos tipos, homogéneo y heterogéneo.

Equilibrio Homogéneo

Conocida la constante de equilibrio, K, a determinada temperatura, para una reacción específica, se pueden calcular las concentraciones de los componentes de la mezcla en equilibrio, a partir de las concentraciones iniciales, como lo veremos en los siguientes ejercicios.

Ejercicio 1:

El equilibrio iónico se diferencia del equilibrio molecular por el tipo de partículas presentes en la mezcla en equilibrio, asi:

• En el equilibrio molecular tenemos la presencia únicamente de moléculas, es decir, tanto los reactivos como los productos se encuentran en estado molecular.
• En el equilibrio iónico tenemos la presencia tanto de moléculas como de partículas iónicas en la mezcla en equilibrio.

Teorías ácido – base

En este capitulo analizaremos dos de las definiciones de los ácidos y bases, teniendo en cuenta su comportamiento al disolverlos en agua pura.

Teoría de Arrhenius

Fuerza de Ácidos

La fuerza de los ácidos está determinada por su capacidad para disociarse en iones en disolución acuosa. Se dice que un ácido es fuerte si está totalmente disociado y es débil si la disociación es parcial:

Fuerza de Bases

Los hidróxidos metálicos contienen iones OH^– en sus redes cristalinas, luego todos son bases potencialmente fuertes. La fuerza de los hidróxidos está determinada por la concentración de iones OH^– en la disolución.

Las bases fuertes están conformadas por los hidróxidos de los metales de las familias 1A y 2A de la tabla periódica (excepto Be y Mg):

El agua como ácido y como base

El agua pura es neutra, no muestra las propiedades de un ácido ni de una base. Sin embargo, esta neutralidad no quiere decir que en el agua pura no existan iones H₃O⁺ ni OH^–.

Recordemos que en la definición de Brönsted-Lowry vimos que el agua puede comportarse ya sea como ácido o como base, dependiendo de la especie con la que interactúa:

Resolución de problemas de equilibrio de ácidos y bases débiles

Los cálculos en el equilibrio iónico, en particular con ácidos y bases débiles, es similar al empleado en el equilibrio molecular, solo que como trabajamos con partículas iónicas en disoluciones acuosas, debemos trabajar con concentraciones, en términos de molaridad, M.

Como resultado de una reacción de neutralización entre un ácido y una base, se obtiene una sal, según la reacción general:

ácido   +   base     →    sal   +   agua

Una sal es un compuesto iónico que contiene un catión que no es H⁺ y un anión que no es OH^–:

En los tres procesos de disociación que hemos visto (de ácidos, bases y sales) hemos considerado un solo soluto cada vez. Analizaremos ahora el caso de disoluciones donde están presentes dos solutos que contienen un mismo ion (catión o anión), denominado ion común.

Algunas veces es necesario preparar y guardar una solución con un pH constante. La preservación de dicha solución es aún más difícil que su preparación:

• si la solución entra en contacto con el aire, absorberá dióxido de carbono, CO₂, y se volverá más ácida.
• si la solución se guarda en un recipiente de vidrio, las impurezas alcalinas “desprendidas” del vidrio pueden alterar el pH.