descripción del equilibrio quimico

1. Equilibrio químico

3. Equilibrio de moléculas (H 2 + I 2  2 HI)

4. Variación de la concentración con el tiempo (H 2 + I 2  2 HI) Equilibrio químico Concentraciones (mol/l) Tiempo (s) [HI] [I 2 ] [H 2 ]

5. Reacción: H 2 + I 2  2 HI

8. Significado del valor de K c tiempo K C ≈ 10 0 concentración tiempo K C > 10 5 concentración K C < 10 -2 concentración tiempo

9. CONCEPTO DE EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE El estudio de los equilibrios ácido-base constituye el fundamento de las valoraciones ácido-base o volumetrías de neutralización. CONCEPTO DE ÁCIDOS Y BASES Ácido Especie que puede producir un protón transformándose en una base (carácter protogénico) PAR CONJUGADO ÁCIDO/BASE El ácido y la base son mutuamente dependientes en este equilibrio: SISTEMA CONJUGADO K b = cte. de basicidad K a = cte. de acidez Especie capaz de aceptar un protón transformándose en un ácido (carácter protofílico) Base ACIDO + H 2 O BASE + H 3 O + BASE + H 2 O ACIDO + OH - K b = OH - ACIDO BASE ACIDO K a = H 3 O + BASE

11. Una vez disociada el catión o el anión de la sal puede reaccionar con el agua: Son electrolitos fuertes que en disolución acuosa se disocian completamente: Sal de ácido fuerte y base fuerte: NaCl Sal de ácido fuerte y base débil: NH 4 Cl Sal de ácido débil y base fuerte: NaAc Sal de ácido débil y base débil: NH 4 Ac Ejemplos: Ac – + H 2 O HAc + OH – K b NaAc Na + + Ac – c c c NH 4 Cl NH 4 + + Cl – NH 4 + + H 2 O NH 4 OH + H 3 O + K a Producto de reacción de un ácido con una base. Sal

12. El agua tiene carácter ANFIPRÓTICO , puede comportarse como ácido y como base: H 2 O Base frente a ácidos Ácido frente a bases Reacción de autoprotólisis El valor de K w aumenta con la Tª pK w = - log K w K W = 1,00 . 10 -14 a 25 ºC En agua pura: H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH – (ácido 1) (base 1) (base 2) (ácido 2) CTE DE AUTOPROTOLISIS DEL AGUA PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA K W = H 3 O + OH – H 3 O + = OH – = √K w = 10 –7 M

13. Concepto y escala de pH Sörensen (1929) Según la IUPAC: “ El pH es igual al menos logaritmo decimal de la actividad del protón” Escala de pH pH + pOH = pK W Escala de 14 unidades a 25 ºC pH = - log a H 3 O + = - log H 3 O + pOH = - log OH – H 3 O + = 10 - pH OH – = 10 -pOH pH disolución 1,00 M en H 3 O + pH disolución 1,00 M en OH - ÁCIDO NEUTRO BÁSICO 7

14. pH de varias sustancias Bicarbonato sódico Lago Ontario Orina humana Saliva, pH 5,7-7,1 ALCALINO ÁCIDO Lechada de magnesia Amoniaco Lejía Agua de mar Sangre humana Zumo de tomate Zumo de limón Manzanas pH medio del agua de lluvia Toronto, febrero 1979 Leche Agua de lluvia teóricamente “pura”, pH 5,6 pH NEUTRO pH letal para la mayoría de los peces, pH 4,5-5,0 Vinagre La lluvia más ácida registrada en USA Ácido de una batería

15. FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES FUERZA La facilidad de un ácido para ceder un protón y la de una base para aceptarlo Cuando un ácido o una base se disuelve en agua se disocia o se ioniza: TOTALMENTE: ácidos o bases FUERTES Ka o Kb ∞ PARCIALMENTE: ácidos o bases DÉBILES Ka o Kb finita Ácido fuerte Ácido débil Base fuerte Base débil Cede fácilmente un protón Acepta fácilmente un protón Cede con dificultad un protón Acepta un protón con dificultad Ejemplos: HCl, HClO 4 , HNO 3 , H 2 SO 4 NaOH, KOH, Ba(OH) 2 , Ca(OH) 2 CH 3 COOH, H 2 CO 3 , HCN, HF NH 3 ,C 6 H 5 NH 2 , CH 3 NH 3 Cl

16. Relación entre K a y K b de un par ácido-base conjugado K a . K b = H 3 O + HA A - . OH - HA A - = H 3 O + . OH - = K W Cuanto mayor es K a menor es K b Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada y viceversa K a . K b = K W pK a + pK b = pK W K a = H 3 O + HA A - K b = OH - HA A - HA+ H 2 O A – + H 3 O + A - + H 2 O HA + OH –

17. En el caso de un ácido diprótico: K a 1 K b 2 K W A = + H 2 O A = + H 3 O + HA - + H 2 O HA - + OH – K a 2 K b 1 K W H 2 O + H 2 A HA – + H 3 O + HA - + H 2 O H 2 A + OH – 2 H 2 O H 3 O + + OH – K a 1 . K b 2 = K W 2 H 2 O H 3 O + + OH – K a 2 . K b 1 = K W