3.1. Introducción

3.1.1. Aspecto cinético

3.1.2. Aspecto termodinámico

3.2. Principio de Le Chatelier

3.3. Dependencia de K con la temperatura

3.4. Equilibrio molecular

3.5. Cálculos una vez alcanzado el equilibrio

3.6. Equilibrio iónico

3.6.1. Teorías ácido - base

3.6.2. Fortaleza de ácidos

3.6.3. Fortaleza de bases

3.6.4. Autoionización del agua y escala de pH

3.6.5. Cálculos con ácidos y bases débiles

3.6.6. Hidrólisis de sales

3.6.7. Efecto del ión común

3.6.8. Soluciones buffer o amortiguadoras

¿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