equilibrio quimico & acidos y bases

EQUILIBRIO QUIMICO.
14.1 El concepto de equilibrio y la constante de equilibrio.
El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes, es un proceso dinámico.
El equilibrio entre dos fases de la misma sustancia se le denomina equilibrio físico y son procesos físicos.
-La constante de equilibrio.
Este proceso puede generalizarse con la ecuación aA + bB cC + dD donde a,b,c y d son coeficientes estequiometricos de las especies reactivas A, B, C y D para la reacción a una temperatura dada.
Donde K es la constante de equilibrio la expresión de la ley de acción de masas establece que para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante K.
14.2 Escritura de las expresiones de las constantes de equilibrio.
-Equilibrios homogéneos.
Se aplica a las reacciones en las que todas las especies reactivas se encuentran en la misma fase. Se deduce que e gases la presión P de un gas esta en relación directa con la concentración mol/L del gas es decir P=(n/V)RT. Así la constante para el procesos en equilibrio se expresa como donde P2 y p1 son presiones parciales de equilibrio en atm la constante de equilibrio Kc esta dada por y la expresión para Kp es donde PA y PB son las presiones parciales de A y B Donde donde V es el volumen del recipiente en litros. Y R es la constante de los gases de 0.0821 L*atm/K*mol






-Constante de equilibrio y unidades.
En termodinámica, K se define en términos de actividades en vez de concentraciones, para un sistema ideal, la actividad de una sustancia es la proporción de su concentración en relación con un valor estándar.
- Equilibrios heterogéneos.
Una reacción reversible en la que interviene reactivos y productos en distintas fases conduce a un equilibrio heterogéneo.
La concentración de un solido igual que su densidad es una propiedad intensiva y no depende de la cantidad de sustancia presente.
La nueva constante de equilibro, queda expresada en términos de una sola concentración y el valores de Kc no depende de la cantidad, siempre y cuando algo de cada uno de estos se encuentre en el equilibrio.
En termodinámica la actividades de un sólido puro es 1 y la de un liquido puro también así un reactivo o producto es liquido puede omitirse en la expresión de la constante de equilibrio. Por lo que se puede expresar como .
- Equilibrios múltiples.
Si una reacción se puede expresar como la suma de dos o mas reacciones, la constante de equilibrio para la reacción global está dada por el producto de las constantes de equilibrio de las reacciones individuales.
-La representación d k y la ecuación de equilibrio
Cuando la ecuación de una reacción reversible se escribe en dirección opuesta la constante de equilibrio es el inverso de la constante de equilibrio original.
Tanto kc son constante de equilibrio validas pero no tiene sentido decir que la constante de equilibrio pare le sistema si no se especifica cómo está escrita la ecuación de equilibrio.
El valor de k también depende de cómo esta balanceada la ecuación de equilibrio cada termino de concentración en la expresión de la constante de equilibrio esta elevado a una potencia igual a su coeficiente estequiometrico si se duplica una ecuación química la constante de equilibrio correspondiente será el cuadrado de su valor original si se triplica la ecuación será el cubo y así sucesivamente.



14.3 Relación entre cinética química y equilibrio químico
La magnitud de k es constante a una temperatura dada y no depende de las variación de cada una de las concentraciones de equilibrio este hecho se entiende si se examina la cinética de las reacciones quimias al mismo tiempo se tiene una idea más clara de los procesos de equilibrio.
Desde el punto de vista de la cinética química se puede observar que la constante de equilibrio de una reacción se expresa como una relación de las constantes de velocidad de las reacciones directa e inversa.
14.4 Información que proporciona la constante de equilibrio.
- Predicción de la dirección de una reacción
Para las reacciones que no han logrado el equilibrio al sustituir las concentración iníciales en la expresión de la constante de equilibrio se obtiene un cociente de reacción en lugar de la constante de equilibrio se comparan los valores de Qc y Kc:
Relación muy pequeña los reactivos deben convertirse en productos y el sistema procede de izquierda a derecha.
El sistema está en equilibrio.
La relación es muy grande los productos deben transformarse en reactivos el sistema procede de derecha a izquierda para alcanzar el equilibrio.

-Cálculo de las concentraciones de equilibrio.
Se expresa las concentraciones de equilibrio de todas las especies en términos de las concentraciones iníciales y una solo variable x que represente el cambio de concentración, la expresión de la constante de equilibrio en términos de las concentraciones de equilibrio si se conoce el valor de la constante de equilibrio despejar y obtener el valor de x. una vez conocida x calcular las concentraciones de equilibrio de todos las especies.
14.5 Factores que afectan el equilibrio químico
-Principio de le Chatelier
Se aplica si una tensión externa a un sistema en equilibrio, el sistema se ajusta de tal manera que se cancela parcialmente dicha tensión en la medida que el sistema alcanza una nueva posición de equilibrio, la tensión es un cambio de concentración, presión, volumen o temperatura que altera el estado de equilibrio de un sistema.

- Cambios en la concentración.
La tensión aplicada al sistema en equilibrio es un aumento en la concentración para contrarrestar esta tensión algunos iones reaccionan con toros iones añadidos y el equilibrio se desplaza de derecha a izquierda por lo que la disolución se vuelve más intensa.
- Cambios en el volumen y presión.
Esto se da en gases y una disminución de la presión haría que QcKc y la reacción neta se desplazara hacia la derecha hasta que Qc=Kc por lo que un aumento en la presión favorece la reacción neta que reduce el número total de moles de gases y una disminución en la presión favorece la reacción neta que aumenta el número total de moles de gases para las reacciones en la que no cambia el numero de moles de gases, el cambio de presión no modifica la posición de equilibrio.
-Cambios en la temperatura.
El equilibrio a una temperatura determinada, el efecto térmico neta es cero porque no hay una reacción neta. Se trata el calor como si fuera un reactivo químico entonces una elevación en la temperatura agrega calor al sistema y una caída en la temperatura retira calor del sistema, un incremento en la temperatura favorece la dirección endotérmica y la disminución en la temperatura favorece la dirección exotérmica del sistema.
-Efecto de un catalizador.
Un catalizador aumenta la velocidad de una reacción pero disminuye la energía de activación de la reacción directa y de la reacción inversa en la misma magnitud así que la presencia de un catalizador no modifica la constante de equilibrio y tampoco desplaza la posición de un sistema en equilibrio si un catalizador se añada a una mezcla de reacción que no está en equilibrio solo provocara que la mezcla alcance más rápido el equilibrio.














ACIDOS Y BASES.

15.1 Ácidos y bases de Bronsted.
Un acido de Bronster es una sustancia capaz de donar un protón y una base de Bronsted es una sustancia que acepta un protón.
El par conjugado acido-base es un acido y su base conjugada o como una base y su acido conjugado. La base conjugada de un acido de Bronsted es la especie que resulta cuando el acido pierde un protón. A la inversa, un acido conjugado resulta de la adición de un protón a una base de Bronsted.

15.2 Propiedades acido-base del agua.
El agua es un disolvente único puede actuar como acido o como base el agua es un electrolito débil y un mal conductor de la electricidad pero experimente una ligera ionización, dicha reacción se le conoce como autoionizacion del agua.

- El producto iónico del agua.
La constante de equilibrio para la autoionizacion del agua es Kw = se dice que la disolución acuosa es neutra. En una disolución acida hay un exceso de iones H de modo que hay mas H que OH y en una disolución básica hay un exceso de OH por lo que hay mas OH que H.
15.3 El pH: medida de la acidez.
El pH de una disolución se define como el logaritmo negativo de la concentración del ion hidrogeno. El logaritmo negativo proporciona un número positivo par el pH el cual de otra manera seria negativo por el pequeño valor de H. El pH de una disolución es una cantidad adimensional debido q que el pH solo es una manera de expresar la concentración del ion hidrogeno.
Disoluciones acidas: H
Disoluciones básicas: H
Disoluciones neutras: H



Entonces el pH de una disolución se debe definir como pH=-log aH+
Donde aH es la actividad del ion hidronio. Una vez se conoce la concentración del soluto, hay formas confiables basadas en la termodinámica pero el pH medido por lo general no es el mismo que el calculado debido a que la concentración en molaridad el ion H no es numéricamente igual a su valor de actividad.
Con el logaritmo negativo de la concentración de iones hidroxilo de una disolución se obtiene una escala de pOH por lo que pOH=-log[OH-].
A partir de las definiciones del pHy el pOH se obtiene que pH + pOH= 14.00

15.4 Fuerza de los ácidos y las bases.
Los ácidos fuertes son electrolitos fuertes que se ionizan completamente en el agua, la mayor parte de los acido son ácidos débiles por que se ionizan solo de forma limitada en el agua; las bases fuertes son electrolitos fuertes que se ionizan completamente en agua, los metales alcalinos y los de algunos metales alcalinotérreos son bases fuertes, los hidróxidos de estos metales no son bases de Bronsted porque son incapaces de aceptar un protón.
Las bases débiles son electrolitos débiles. Los pares conjugado acido base son si un acido es fuerte, la fuerza de su base conjugad no puede medirse pero un acido fuerte produce una base muy débil, el H3O es el acido más fuerte en disolución acuosa. Los ácidos mas fuertes que el H3O reaccionan con el agua para producir H3O y sus bases conjugadas.
Los ácidos más débiles que el H3O reaccionan con el agua en una proporción mucho menor para formar H3O. El ion OH es la base mas fuerte que puede existir en disolución acuosa. Las bases más fuertes que el OH reaccionan con agua par producir OH y sus ácidos conjugados correspondientes, por eso el ion oxido no existe en disoluciones acuosas.
15. Ácidos débiles y la constante de ionización de un acido
Ka es la constante de ionización de un acido, es la constante de equilibrio par la ionización de un acido. A cierta temperatura, la fuerza del acido se mide cuantitativamente mediante la magnitud, cuanto mayor sea el valor de Ka el acido será más fuerte ya que es mayor la concentración de iones H en el equilibrio.
Si se conoce el pH de una disolución de un acido débil y su concentración inicial es posible determinar su Ka


Para los problemas de ionización de acido débiles se debe identificar las especies principales que puede afectar el pH de la disolución. En la mayoría de los caso es posible despreciar la ionización del agua y se omite el ion hidroxilo.
Se expresa las concentraciones de equilibrio de las especies en función de la concentración inicial del acido y una solo incógnita x que representa el cambio en la concentración. Se escribe la ionización del acido débil y expresa la constante de ionización Ka en función de las concentraciones de equilibrio de H y después de obtener el valor de x se calculan las concentraciones de equilibrio de todos las especies y el pH de la disolución.
- Porcentaje de ionización.
Cuanto más fuerte es un acido mayor será su porcentaje de ionización, para un acido monoprótico la concentración del acido que se ioniza es igual a la concentración de iones H o la concentración de iones A en el equilibrio.
La proporción en que se ioniza un acido débil depende de su concentración inicial. Cuanto más diluida sea la disolución, mayor será el porcentaje de ionización. Cuando se diluye un acido se reduce el número de partículas por unidad de volumen, para contrarrestar esta perturbación del equilibrio se desplaza desde el acido no ionizado hacia la formación de H y su base conjugada par producir mas partículas.
15.6 Bases débiles y la constante de ionización de una base.
Se consumen muy pocas moléculas de aguo pro lo que se trata como una constante de ionización de una base que es la constante de equilibro par la reacción de ionización
15.7 Relación entre las constantes de ionización de los ácidos y sus bases conjugadas.
La base conjugada suministrad por una disolución reacciona con el agua y la constante de ionización de la base se escribe, el producto de estas dos contantes de ionización se da por Kw entonces se suma Ka y Kb dando como resultado Kw la auto ionización del agua, por lo que se define como:
Ka*Kb=Kw
15.8 Ácidos diproticos y poliproticos.
Estos ácidos se ionizan por etapas ya que pierden un protón cada vez. Se puede escribir una expresión de la constante de ionización para cada etapa de ionización, entonces conforme avanza la base conjugada de la primera etapa de ionización se convierte en el acido de la segunda etapa, y la primera constante de ionización es mucho mayor que la segunda ya que es más sencillo quitar un ion H de una molécula neutra que un ion H cargado negativamente de la misma molécula.
15.9 Estructura molecular y fuerza de los ácidos.
Hay dos factores que determina el grado de ionización del acido, uno es la fuerza de enlace, cuanto más fuerte sea el enlace, será más difícil que la molécula se rompa y por lo tanto el acido será más débil, el otro factor es el de la polaridad del enlace ya que la diferencia de electronegatividades tiene como resultado un enlace polar, dicho enlace si tiene gran polaridad tendera a romperse por lo que formara un acido fuerte.
- Ácidos halogenhidricos.
Los halógenos formas ácidos binarios, con base en la entalpia de enlace el HI es el acido mas fuerte debido a que su enlace es le mas fácil de romper y de formar iones, por lo que el Hf es un acido débil ya que la entalpia de enlace es muy fuerte y no se puede romper tan fácilmente el enlace.
-Oxácidos.
Z como átomo central, es un elemento electronegativo o con un estado de oxidación alto, atraerá a los electrones, haciendo que el enlace con el oxigeno se mas covalente y el enlace oxigeno-hidrogeno sea más polar por lo que es más fácil donar el ion hidrogeno es más fácil quitarlo.
Se pueden dividir los oxácidos en 2 grupos, uno es los que tiene diferentes átomos centrales que pertenecen al mismo grupo de la tabla periódica y que tiene el mismo numero de oxidación, en este grupo se aumenta ala fuerza de los ácidos a medida que incrementa la electronegatividad del átomo central.
El otro grupo seria cuando tiene el mismo átomo central pero diferente número de grupos unidos a él, dentro de este grupo la fuerza del acido se incrementa a media que aumenta el número de oxidación del átomo central.
- Ácidos carboxílicos.
La fuerza de estos ácidos depende de la naturaleza del grupo R, la densidad electrónica hacia el grupo R lo hace al enlace o-H mas polar por lo que el acido tiene mayor tendencia a ionizarse. El anión carboxilato puede presentar resonancia.
Se le atribuye estabilidad del anión por su capacidad de dispersar o deslocalizar la densidad electrónica sobre varios átomos, cuanto mayor sea el alcance más estable será el anión y mayor será la tendencia del acido a experimentar ionización.



15.10 Propiedades acido-base de las sales.
Las sales son electrolitos fuertes que se disocian por completo para formar iones en agua, la hidrolisis de una sal es la reacción de un anión o un catión de una sal o de ambos con el agua y esta afecta el pH la solución.
-Sales que produces disoluciones neutras.
Son sales que contiene un ion de un metal alcalino o alcalinotérreo excepto el Be y la base conjugada de un acido fuerte no se hidrolizan en una medida apreciable y sus disoluciones se consideradas neutras, por lo que una disolución que contenga Na es neutra.
-Sales que producen disoluciones básicas.
Es la disolución de una sal derivada de una base fuerte y un acido débil es básica. Y al juntarse producen iones OH.
- Sales que producen disoluciones acidas.
Resulta cuando se disuelve en agua una sal derivada de un acido fuerte y una base débil ya que todos los iones metálicos reaccionan con el agua para producir una disolución acida, pero debido a la proporción de hidrólisis es mayor para los cationes metálicos pequeños y con carga elevada por lo que se recomienda despreciar la interacción con el agua de los iones de los metales alcalinos y de la mayoría de los alcalinotérreos ya que es relativamente pequeña.
- Sales en las que se hidrolizan tanto el catión como el anión.
La disolución debe ser básica porque el anión se hidrolizara en mayor proporción que el catión. En el equilibrio habrá más iones OH que H
La disolución será acida porque la hidrólisis del catión será mayor que la hidrolisis del anión.
La disolución será casi neutra.
15.11 Propiedades acido-base de los óxidos y los hidróxidos.
Todos los óxidos de los metales alcalinos y alcalinotérreos con excepción del BeO son básicos, el oxido de berilio y algunos óxidos metálicos de los grupos 3ª y 4ª son anfóteros; los óxidos no metálicos de los elementos representativos con número de oxidación altos son ácidos peor los óxidos de estos mismos elementos representativos con numeró de oxidación bajo no muestran propiedades acidas, no se conocen óxidos no metálicos que tengan propiedades básicas. Los óxidos metálicos básicos reaccionan con el agua proa formar hidróxidos metálicos.
Las reacciones que ocurren entre los óxidos ácidos y las bases, así como las que se presentan entre los óxidos básico y los ácidos se parecen a las reacciones acido-base ordinarias en la que los productos son una sal y agua.
Algunos óxidos de los metales de transición en los que el metal tiene un numeró oxidación alto actúan como oxido ácidos.
-Hidróxidos básicos y anfóteros.
Los hidróxidos de los metales alcalinos y alcalinotérreos tiene propiedades básicas, estos son anfóteros: Be(OH)2, Al(OH)3, Sn(OH)2, Pb(OH)2, Cr(OH)3, Cu(OH)2, Zn(OH)2 y Cd(OH)2.
Todos los hidróxidos anfóteros son insolubles.
15.12 Ácidos y bases de Lewis.
Es una base de Lewis la sustancia que puede donar un par de electrones, y un acido de Lewis una sustancia capaz de aceptar un par de electrones; ya que la primer etapa implica la donación de uno de los pares electrónicos libres del átomo, y un orbital para acomodar al electrón libre.
La hidratación de los iones metálicos en disolución es, en sí mismo una reacción acido-base de Lewis, y se habla comúnmente de un acido y de una base en término de la definición de Bronsted ya que la de Lewis se utiliza para sustancias que pueden aceptar un par de electrones pero que no contienen átomos de hidrogeno ionizables.