"Equilibrio quimico"

CARACTERIZACIÓN CUANTITATIVA DEL EQUILIBRIO QUÍMICO

Recordemos, con la matriz de análisis, los aspectos más sobresalientes del ejemplo de presentación de la situación de equilibrio químico que vimos en la unidad anterior.



Se observa que a partir del momento inicial y en cada instante, las velocidades directa e inversa varían conforme a lo expresan sus respectivas leyes de velocidad. Esto es, si las reacciones directa e inversa quedan expresadas por la ecuación generalizada siguiente y además son elementales ( Estado Transición de un choque)

a A + b B = c C + d D

velocidad instantánea directa = kd [ A ]a [ B ]b disminuye pues [ A ] y [ B ] disminuyen.

velocidad instantánea inversa = ki [ C ]c [ D ]d aumenta pues [ C ] y [ D ] aumentan.

Estas variaciones cesan cuando las velocidades se igualan en valor absoluto y se alcanza la situación de equilibrio en el instante te. De allí en adelante en el tiempo las velocidades no cambian ni tampoco cambian las concentraciones de las especies involucradas en las reacciones.

velocidad instantánea directa = velocidad instantánea inversa ( a partir de te )

kd [ A ]ea [ B ]eb = ki [ C ]ec [ D ]ed (*)

La ecuación (*) sugiere que existe una constante, la constante del equilibrio, K eq, asociada al mismo y que definimos mediante la siguiente expresión:

Al plantear el asunto como definición nos alejamos de consideraciones acerca de mecanismos de las reacciones directa o inversa.

Así y recordando que la expresión muestra concentraciones molares o Molaridades ( moles /L) y si V es el Volumen del sistema :

EQUILIBRIOS QUE COMPROMETEN AL SOLVENTE.

Cuando una reacción involucra al solvente o medio en que se realiza la reacción este no aparece en la constante de equilibrio pues la variación de su concentración como consecuencia de la reacción es irrelevante frente al valor normal de su concentración . Recordemos que el agua pura de densidad 1g/mL o 1000 g/L es 1000/18 moles/L o 55,55 Molar

Ejemplo:


EQUILIBRIOS QUE PRESENTAN COMBINACIÓN DE EXPRESIONES ESPECIALES.

Observemos que la siguiente reacción presenta la combinación de varios casos de situaciones especiales de expresión de constante de equilibrio.


PRINCIPIO DE LE CHATELIER

"Cuando un sistema que se encuentra en la situación de equilibrio químico es sometido a una modificación (por ejemplo una variación de temperatura, variación de la concentración de una de las especies presentes en el equilibrio, variación de la presión u otra ), busca una nueva posición de equilibrio y al hacerlo contrarresta la modificación"



Un sistema varía su temperatura o varía la energía cinética de sus moléculas cuando intercambia ésta energía al interior de las moléculas a la forma de energía potencial o bien la intercambia con el medio ambiente a la forma de calor.

Las diferentes situaciones respecto,

a) del carácter endotérmico o exotérmico de las reacciones,

b) del calentamiento o enfriamiento del sistema en equilibrio,

c) de la conversión de energía potencial en cinética o viceversa al interior del sistema a fin de contrarrestar la modificación de la temperatura y

d) del desplazamiento de la posición del equilibrio con el correspondiente enriquecimiento de los reactivos o productos se indican en el siguiente diagrama.



LOS ACIDOS Y LAS BASES

Ya hemos estudiado varias veces la identidad de los ácidos y las bases y sus reacciones, principalmente las que ocurren en medios acuosos. Repasemos.

Mejor que un nuevo tipo de compuestos habría que señalar que son compuestos que poseen una propiedad relacionada a la reacción de disociación del agua y a los iones que allí son liberados:

H2O

H2O = H + + OH – ión hidrógeno ión hidroxilo

ACIDOS son sustancias de fórmula general HA que se disocian en agua liberando el ión hidrógeno (Definición de Arrehenius)

H2O

HA = H + + A –

ácido ión hidrógeno anión del ácido.


Definición de ácidos y bases según Bronsted y Lowry.

Según estos autores: un ácido es una sustancia que cede H+ y

base es una sustancia que capta H+

luego existen PARES ácido y base CONJUGADOS.

1) ACIDO1H = H+ + BASE1 (Par 1)

2) ACIDO2H = H+ + BASE2 (Par 2)

Así las reacciones reversibles de intercambio de H+ son reacciones de intercambio de H+ entre estos pares ácido base conjugados.

Sumando ramas izquierdas y ramas derechas de la 1) y la 2) invertida y luego cancelando el H+

ACIDO1H = H+ + BASE1

H+ + BASE2 = ACIDO2H

________________________________

ACIDO1H + H+ + BASE2 = H+ + BASE1 + ACIDO2H

ACIDO1H + BASE2 = BASE1 + ACIDO2H


EL pH , EL GRADO α Y EL PORCENTAJE DE DISOCIACIÓN

DE ACIDOS Y BASES DEBILES

Acidos y bases débiles, al igual que las sales insolubles o muy poco solubles, son aquellas que alcanzan la posición de equilibrio a muy poco andar de la reacción de disociación. Los valores de las constantes son 10-2 y menores y los x, grados y % disociación son muy pequeños.


SOLUCIONES REGULADORAS DEL pH O DE EFECTO DE UN IÓN COMÚN

Este un caso donde concurren al menos tres situaciones de las ya estudiadas en este capítulo de equilibrio.

En primer lugar de trata de un caso de disociación de un ácido débil HA cuya constante de disociación se conoce.

Este primer caso se combina con la disolución de una sal completamente soluble de Na+ o K+ pero cuyo anión es el mismo anión que el que tiene el ácido débil , o sea la sal es NaA o KA completamente soluble.

Por tratarse del mismo anión se produce el efecto del ión común cual es desfavorecer la disociación del ácido.

Por último se forma un sistema capaz de resistir, en virtud del principio de Le Chatelier y con gran capacidad, las variaciones del pH inducidas externamente.