Equilibrio Químico y Teorías Ácido-Base: Factores, Conceptos y Aplicaciones
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Efectos de la Presión y el Volumen en el Equilibrio
Estos factores solo afectan si en la ecuación intervienen gases, ya que, como se comportan idealmente, P = (n/V) RT. En consecuencia, un aumento de la presión provoca una disminución del volumen y, por lo tanto, aumenta la concentración de las sustancias. Por lo tanto, un aumento de presión o disminución del volumen hace que el sistema en equilibrio se desplace en la dirección en que se produce menos número de moles gaseosos; y si el número de moles de gases es igual para reactivos y productos, un aumento de presión o disminución de volumen no afecta al equilibrio.
Variación en la Concentración de Reactivos o Productos
Si se agrega más cantidad de reactivos o productos, el equilibrio se desplazará en el sentido de consumir parte de lo agregado. Por lo tanto, se debe calcular QC y compararlo con KC, y así se determinará el sentido en que se desplazará la reacción.
Ácidos y Bases
Teoría de Arrhenius
Ácido es toda sustancia que en agua libera iones hidrógeno (H+), también llamado catión hidrógeno o protón.
Base es toda sustancia que en agua libera iones hidróxido, hidroxilo u oxhidrilo (OH-).
Teoría de Bronsted y Lowry
Ácido es toda sustancia que en agua libera iones hidrógeno, o sea, que un ácido es una sustancia dadora de iones hidrógeno.
Base es toda sustancia o ión que capta iones hidrógeno. Esta definición es más amplia, ya que permite considerar bases a sustancias como el amoniaco que en agua captan el ión H+.
Por lo tanto, según esta teoría, un ácido es un dador de protones y una base es un aceptor de protones.
Las reacciones ácido-base de Bronsted-Lowry se pueden describir en términos de pares conjugados de ácidos y bases. Los pares conjugados de ácidos y bases son especies que difieren en un ión hidrógeno (H+).
Teoría de Lewis
Ácido es cualquier especie que pueda captar o formar una unión con un par de electrones.
Base es cualquier especie que pueda donar o formar un enlace a partir de un par de electrones que no estaban enlazados.
El agua es un electrolito débil.
Autoionización del Agua
2H2O ⇌ OH- + H3O+
Producto Iónico del Agua
Kw = (OH-) x (H3O+) = 10-14
(OH-) = Kw / (H3O+)
(H3O+) = Kw / (OH-)
pH = -log (H3O+)
pOH = -log (OH-)
14 = pH + pOH
(OH-) = 10-pOH
(H3O+) = 10-pH
Si en agua se disuelve una sustancia neutra, la concentración de (H3O+) y (OH-) será igual a la del agua pura. Por lo tanto, como (H3O+) = (OH-).
En solución neutra a 25ºC: (OH-) = (H3O+) = 10-7M; pH = 7
Al disolver un ácido en agua, éste se ioniza en el agua generando una mayor concentración de iones hidrógeno (H3O+). Como (H3O+) aumentará a expensas de una disminución en la concentración de iones (OH-) de tal forma que el producto de ambas permanezca constante e igual a Kw. Así se obtiene una solución resultante con características ácidas, que poseen gusto agrio, reaccionan con los metales liberando gas hidrógeno y neutralizan las bases o hidróxidos formando sales.
En una solución ácida (H3O+) > (OH-) (a 25ºC) (H3O+) > 10-7M; pH < 7.00
Si se disuelve una sustancia básica, al disociarse y liberar iones oxidrilo ocurrirá exactamente lo inverso, o sea, la concentración de (OH-) aumentará a expensas de una disminución en la concentración de iones (H3O+) de tal forma que el producto de ambas permanezca constante e igual a Kw. La solución resultante tendrá características básicas que son jabonosas al tacto, tienen sabor amargo y neutralizan a los ácidos formando sales.
En una solución básica (H3O+) < (OH-) (a 25ºC) (H3O+) < 10-7M; pH > 7.00