concepto de equilibrio

1. Equilibrio Químico y
Reacciones ácido-base

2. Reacciones químicas
¿Cuánto se produce?
¿Cuánto reacciona?
¿Desprende o absorbe calor?
¿Cuánto calor?
Estequiometría
Termoquímica
Espontaneidad
¿Por qué se produce?
¿En qué dirección?
Equilibrio
¿Cuándo se alcanza?
¿Cómo modificarlo?
Cinética
¿Cómo de rápido va?
¿Cómo acelerarla?
Tipos
Fases
Eq. ácido-base
Eq. redox
Reacción
Energía

3. -Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio
Las reacciones químicas son, generalmente, procesos
reversibles.
aA + bB → cC + dD
cC + dD → aA + bB
inicialmente
cuando aparecen C y D
equilibrio químico
aA + bB
cC + dD
Cuando una reacción química alcanza el estado de equilibrio, las
concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en el
tiempo, sin que se produzcan cambios visibles en el sistema.
Cuando una reacción química alcanza el estado de equilibrio, las
concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en el
tiempo, sin que se produzcan cambios visibles en el sistema.

4. Con el tiempo se alcanzará un nuevo equilibrio en el que las
concentraciones permanecerán constantes aunque de distinto
valor del que tenían inicialmente.
Si añadimos más reactivo A,
la reacción “se desplazará hacia la derecha”
Al aumentar la concentración de A, la velocidad del proceso
directo aumenta, consumiéndose A y B y generándose C y D.
Representación del equilibrio químico
aA + bB cC + dD

5. ”En un equilibrio químico el cociente de masas de la
reacción es una constante”
Esta constante depende sólo de la temperatura y se conoce
como constante de equilibrio K.
La representamos así: K=
[C]c [D]d
eq eq
[A]a [B]b
eq eq

6. “Probablemente no haya otro tipo de equilibrio
tan importante como el de ácidos y bases”
B. M. Mahan y R. J. Myers
Química. Curso Universitario (4ª ed.).

7. DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.
Arrhenius
Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, da H+
HCl  H+ (aq) + Cl (aq)
Base: Sustancia que, en disolución acuosa, da OH
NaOH Na+ (aq) + OH (aq)
Limitaciones:
 Aplicado en procesos disolutivos totales en agua.
 Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones
hidroxilo (p.ej.: NH3 líquido).
 Se limita a disoluciones acuosas.

8. Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H+
Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H+
CH3COOH (aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + CH3COO (aq)
ácido base base
ácido
Transferencia
protónica
NH3 (aq) + H2O (l)  NH4
+ (aq) + OH (aq)
Par ácido-base conjugado
Sustancia anfótera
(puede actuar como
ácido o como base)
Brønsted-Lowry
* Ya no se limita a disoluciones acuosas
* Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3
Ventajas

9. Ácido: Especie que puede aceptar pares de electrones
Base: Especie que puede ceder pares de electrones
Para que una sustancia acepte un H+ debe poseer un par de
electrones no compartidos.
H N:
H
H
+ B F
F
F
base ácido
H N
H
H
B F
F
F
H+ + :N H
H
H
N H
H
H
H
+
Lewis

10. LAAUTOIONIZACIÓN DELAGUA.
ESCALA DE pH.
Equilibrio de autoionización del agua
H2O (l) + H2O (l) H3O+ (aq) + OH (aq)
pH =  log [H3O+]
pOH =  log [OH]
 log 10-14 =  log [H3O+]  log [OH]
14 = pH + pOH
Kw = [H3O+][OH]
Producto iónico del agua
A 25ºC, Kw = 10-14
[Tomando logaritmos y cambiando el signo]

11. Agua pura: [H3O+] = [OH] ; [H3O+] = 10-7  pH = 7
[OH] = 10-7  pOH = 7
DISOLUCIÓN
NEUTRA
[H3O+] = [OH]
pH = 7
DISOLUCIÓN
ÁCIDA
[H3O+] > [OH]
pH < 7
DISOLUCIÓN
BÁSICA
[H3O+] < [OH]
pH > 7
pH
7
ácida básica

12. FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES.
Por lo tanto, la fuerza de un ácido o base será
la tendencia a transferir hacia el agua un protón , o la capacidad de
aceptar un protón del agua.
la tendencia de disolución de los mismos en agua
Medida cuantitativa: constante de equilibrio de su reacción o disolución
con el agua.
El agua desempeña el papel fundamental, ya que puede disolver total o
parcialmente tanto una base o un ácido
Pero también, puede reaccionar con los mismos, dichas reacciones
llevan el nombre de HIDRÓLISIS.
En estas reacciones, cuando hay una base el agua desempeña el papel
de ácido recibiendo protones, y recíprocamente, cuando hay un ácido el
agua desempeña el papel de base

13. FUERZA DE LOS ÁCIDOS.
Mayor fuerza de un ácido: mayor será Ka (menor pKa)
Caso extremo: ácido fuerte (p.ej. HCl, HNO3, HClO4, ...)
se encuentra totalmente disociado
(Ka >> 1, Ka  )
[HA]
]
O
][H
[A
K 3
a



Constante de acidez
(de disociación, de ionización)
pKa=  log [Ka]
HA(aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A (aq)

14. Análogamente con las bases:
B (aq) + H2O (l)  BH+ (aq) + OH (aq)
[B]
]
][OH
[BH
K b



Constante de basicidad
Mayor fuerza de una base: mayor será Kb (menor pKb)
Caso extremo: base fuerte (p.ej. NaOH, KOH, ...)
se encuentra totalmente disociada (Kb >> 1, Kb  )
pKb=  log [Kb]

15. pKb=  log [Kb]
FUERZA DE LAS BASES.
B (aq) + H2O (l) BH+ (aq) + OH (aq)
(hidrólisis) [B]
]
][OH
[BH
Kb



Constante de basicidad
Mayor fuerza de una base: mayor será Kb (menor pKb)
Caso extremo: base fuerte (p.ej. NaOH, KOH) se encuentra totalmente
disociada (Kb >> 1, Kb  )
BOH (aq) B+ (aq) + OH (aq)
(disolución)

16. Son ácidos que realizan una reacción de hidrólisis parcial
(ceden con dificultad su protón al agua), en un proceso
reversible que presenta un equilibrio iónico.
Ácidos débiles
Bases débiles
Son bases que se disocian parcialmente (ceden con dificultad
su hidroxilo al agua) o hacen una reacción de hidrolisis
parcial, en un proceso reversible que presenta un equilibrio
iónico.

17. REACCIONES ENTRE LOS ÁCIDOS Y LAS
BASES
 Los protones no existen en estado libre. Para que un ácido
pueda ceder protones, se necesita que una base esté
presente para fijarlos.
 El intercambio de protones entre el ácido de un par y la
base de otro, lleva el nombre de reacción de
NEUTRALIZACIÓN.
 La consecuencia de esta reacción es la formación de sal y
agua
Se resume esta ecuación de la siguiente forma:
ácido + base → sal + agua

18. Neutralización:
Según el carácter del ácido y de la base
reaccionante se distinguen cuatro casos:
ácido fuerte + base fuerte
ácido débil + base fuerte
ácido fuerte + base débil
ácido débil + base débil

19. ÁCIDO FUERTE + BASE FUERTE
Un ejemplo
HCl (ac) + NaOH (ac)  NaCl (ac) + H2O (liq)
Los ácidos fuertes se disocian completamente, cuando se
disuelven en agua. Ejemplos: H2SO4,
HCl, HNO3, HClO4.
Bases fuertes: se disocian al 100%, dona todos sus OH-.
Son las bases de los metales alcalinos y alcalinotérreos como
NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2
Cuando un ácido fuerte se neutraliza con
una base fuerte, el pH experimenta una
brusca variación justamente en el punto de
equivalencia. (pH 7)

20. ÁCIDO DEBIL + BASE FUERTE
• Los ácidos débiles no se disocian completamente. Entre más pequeña es la
constante de acidez (Ka), más débil es la acidez. y empieza a tener relevancia la
reacción de hidrolisis con el agua.
• Si tenemos un ácido débil, por ejemplo 0,1N de ácido acético, el pH inicial es
2,88 y al añadir una base fuerte (0,1N NaOH) el pH se va aproximando a la
neutralidad sin cambios bruscos, pero una vez neutralizado el ácido basta añadir
unas gotas de base para obtener un incremento brusco en el pH como si sólo
hubiera base libre.

21. ÁCIDO FUERTE + BASE DÉBIL
• Cuando un ácido fuerte como el HCl se neutraliza con una base débil
(NH3), el pH se mantiene muy bajo mientras aún existe ácido libre y
después de alcanzar la neutralidad bruscamente.
• Luego de llegar a neutralidad, el ligero exceso de NH3 eleva
paulatinamente el pH, sin provocar cambios bruscos.

22. ÁCIDO DÉBIL + BASE DÉBIL
• Al reaccionar un ácido débil (acético) con una
base débil (NH3), no se producen variaciones
bruscas en el pH.

23. [p.ej.: NH4Cl]
NH4Cl (s)
H2O
NH4
+ (aq) + Cl (aq)
Procede de una base débil (NH3). Se hidroliza
Procede de un ácido fuerte (HCl).
No se hidroliza
Disolución ácida
NH4
+ (aq) + H2O (l) NH3 (aq) + H3O+ (aq)
Sales procedentes de ácido fuerte y base débil

24. [p.ej.: NaCl, KCl, NaNO3]
NaCl (s)
H2O
Na+ (aq) + Cl (aq)
Procede de una base fuerte (NaOH).
No se hidroliza
Procede de un ácido fuerte (HCl).
No se hidroliza
Disolución neutra
Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte

25. [p.ej.: CH3COONa]
CH3COONa (s)
H2O
CH3COO (aq) + Na+ (aq)
Procede de un ácido débil (CH3COOH). Se hidroliza
Procede de una base fuerte (NaOH).
No se hidroliza
Disolución básica
CH3COO (aq) + H2O (l) CH3COOH (aq) + OH (aq)
Sales procedentes de ácido débil y base fuerte

26. [p.ej.: NH4CN]
NH4CN (s)
H2O
NH4
+ (aq) + CN (aq)
Procede de una base débil (NH3). Se hidroliza
Procede de un ácido débil (HCN). Se hidroliza
Si Kh (catión) > Kh (anión)  Disolución ácida
Si Kh (catión) < Kh (anión)  Disolución básica
Si Kh (catión) = Kh (anión)  Disolución neutra
[Para el NH4CN: disolución básica]
Sales procedentes de ácido débil y base débil

27. Para muchos procesos (biológicos, ambientales, etc)
el control del pH resulta fundamental
Disoluciones amortiguadoras (o tampón): Disoluciones que
mantienen un pH aproximadamente constante cuando se agregan
pequeñas cantidades de ácido o base o cuando se diluyen.
Composición
Cantidades sustanciales de un ácido débil y de su base conjugada
(o una base débil y su ácido conjugado). (p.ej.: CH3COOH/CH3COONa)
P.ej.: * si añado 0.001 moles de HCl a un 1 L de agua, el pH pasa de 7 a 3.
* si añado 0.001 moles de HCl a un 1 L de disolución que contiene 0.7 moles de
acético y 0.6 moles de acetato sódico, el pH pasa de 4.688 a 4.686.
Características importantes de una disolución amortiguadora:
* Su pH  depende de Ka y de las concentraciones
* Su capacidad amortiguadora: cantidad de ácido o base que se puede agregar a un
tampón antes de que el pH comience a cambiar de modo apreciable.
DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS.

28. Indicadores: Ácidos o bases débiles cuyas formas ácido/base
conjugadas presentan colores diferentes.
HInd (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + Ind (aq)
Color A Color B
Cuando a una disolución le añadimos un indicador,
estarán presentes las dos especies HInd e Ind.
[HInd]
]
O
][H
[Ind
(HInd)
K 3
a



INDICADORES.

29. Intervalos de viraje de indicadores