Este documento trata sobre el equilibrio químico. Explica que un equilibrio químico ocurre cuando una reacción no se completa, sino que ocurre en ambos sentidos, formando reactivos y productos. Cuando las concentraciones de todas las sustancias involucradas se estabilizan, se alcanza el equilibrio químico. También discute conceptos como la constante de equilibrio y el significado de sus valores, así como ejemplos de equilibrios ácido-base y valoraciones ácido-base.

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

22. Valoración de ácido fuerte con base fuerte Ejemplo: Valoración de 100 ml de HCl 0.1 M con NaOH 0.1 M P.E. 100 200 10 -7 7 H + =OH - = 10- 7 P.E

23. Valoración de base fuerte con ácido fuerte Los cálculos de los puntos de la curva serían similares y la representación tendría aire inverso: Conclusiones El salto se ve afectado por el valor de las concentraciones enfrentadas Disminución [valorante] Disminución [analito] El intervalo óptimo es 0.5-0.1 M

26. AH A - + H + K a [A - ] x [H + ] K a = [AH] [A - ] x [H + ] K a x [AH] = lg ([A - ] x [H + ]) lg (K a x [AH]) = lg [A - ] + lg [H + ] lg K a + lg [AH] = -lg [H + ] = - lg Ka + lg [A - ] - lg [AH] pH = pKa + lg [A - ] [AH] Ecuación de Henderson-Hasselbach Para un ácido débil Si [A - ] = [AH], pH = pKa. El PKa es el pH al que están disociadas la mitad de las moléculas del ácido

32. Selección del indicador El pH requerido para la conversión de color aproximada exige una proporción: 1/10 entre las concentraciones de las formas conjugadas del indicador en equilibrio. Partiendo de la forma ácida del indicador: Partiendo de la forma básica del indicador: Por lo que el intervalo óptimo de pH de viraje del indicador, sería: ¡Expresión que permite seleccionar el indicador de viraje en zona ácida o básica de acuerdo con su pK A !

33. Ejemplos de Indicadores Fenoftaleina Azul de bromotimol Rojo de metilo