EQUILIBRIO Y pH DE SOLUCIONES

Ing. AGRONÓMICA
QMC-101
F.C.A. – U.A.G.R.M.
CINETICA QUÍMICA
I. Cinética química. Es la parte de la química que se ocupa de la determinación de la
velocidad de las reacciones y de la interpretación de estos resultados en relación con el
mecanismo de estas.
II. Velocidad de reacción. La velocidad de una reacción puede definirse como “la
rapidez con que desaparece uno de los reactivos”. Las unidades de la velocidad de
reacción son moles litro por unidad de tiempo.
III. Factores que modifican la velocidad de las reacciones
1. Naturaleza de las sustancias. En términos generales ciertas características de las
sustancias reaccionantes como el estado atómico o iónico, la estructura atómica,
molecular y la clase de enlace influye en la velocidad de reacción.
2. Temperatura. Según la Teoría Cinética, la temperatura aumenta la energía cinética
de las moléculas o iones y por consiguiente el movimiento de estos, con lo cual,
aumenta la posibilidad de choques entre las moléculas o iones de los reactivos,
aumentando la posibilidad de que ocurra la reacción o acelerando una reacción en
desarrollo. La velocidad de una reacción crece, en general, con la temperatura, y se
duplica, aproximadamente, por cada 10 °C que aumenta la temperatura.
3. Catalizadores. Los catalizadores en general son sustancias que sin formar parte de
los productos finales, facilitan o impiden de algún modo la reacción química. En función
al comportamiento de un catalizador estos pueden ser positivos o negativos. Un
catalizador positivo aumenta la velocidad de reacción y un catalizador negativo la
disminuye.
4. Superficie de contacto. En las reacciones en que intervienen los sólidos la reacción
se verifica sobre la superficie del mismo. Cualquier mecanismo que aumente el área de
contacto entre las sustancias reaccionantes aumentará la velocidad de reacción.
5. Concentración de las sustancias reaccionantes. Se ha indicado que la velocidad
de una reacción aumenta con la concentración de los cuerpos reaccionantes.
IV. Ley de acción de masa (LAM). Esta ley establece que la velocidad de una reacción
química es proporcional al producto de las concentraciones de las sustancias
reaccionantes.
V. Equilibrio químico. Con frecuencia los productos de la reacción que se forman se
combinan a su vez entre sí para dar nuevamente las sustancias primitivas a partir de
las cuales se obtuvieron, por lo cual, la transformación química en estos casos será
incompleta, alcanzándose un estado de equilibrio cuando las sustancias reaccionantes
de partida y los productos finales de la reacción se consumen y se forman a la misma
velocidad. Estas reacciones se denominan reversibles y la condición de la actividad
equilibrada se conoce como EQUILIBRIO QUÍMICO.
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Ing. Carlos Martínez Fuentes
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VI. Deducción de la ecuación de la constante de equilibrio (Keq). El estado de
equilibrio de un sistema químico reaccionante viene caracterizado por un equilibrio
dinámico en el que las velocidades de reacción directa e inversa de los dos procesos
opuestos son iguales. Puesto que las velocidades pueden establecerse, según la ley de
acción de masa en función del producto de las concentraciones de los cuerpos que
intervienen en el proceso, se puede encontrar la condición matemática que determina
el equilibrio químico de una reacción cualquiera; ejemplo:
c
vi = Ki |C| . |D|
d
vd = Kd |A|a . |B|b
vi↔vd
aA + bB
Luego:
cC + dD
vi = velocidad inversa
vd = velocidad directa
Ki |C|c . |D|d = Kd |A|a . |B|b
Keq = C|c . |D|d / |A|a . |B|b
En la expresión de la Keq no intervienen las sustancias sólidas y el agua.
VII. Principio de Lechatelier. Este principio se aplica al estado de equilibrio y expresa
lo siguiente: si un sistema químico que esta en equilibrio se somete a la acción de un
agente perturbador del equilibrio, el equilibrio se rompe y el sistema trata de volver
nuevamente a alcanzarlo desplazándose en el sentido de contrarrestar a la acción
perturbadora. Como agente perturbador se tiene la variación de concentraciones, la
variación de presiones, la variación de la temperatura, etc.
EQUILIBRIO IÓNICO ÁCIDO-BASE
I. Ácido. Se caracteriza por su sabor ácido, porque disuelven metales tales como el
hierro, zinc, estaño y otros produciendo hidrógeno molecular.
II. Álcalis ó Base. Estas se caracterizan por que reaccionan con soluciones acuosas de
muchas sales de metales pesados produciendo hidróxidos (precipitados).
III. Teorías de ácidos y bases.
1. Teoría de Arrenius. Definió un ácido como compuesto de hidrógeno que forma iones
hidrógeno (H+) ó (H3O+) en solución acuosa y una base como un compuesto que
contiene oxidrilos y forma iones oxhidrilo (OH-) en solución acuosa.
2. Teoría de Bronsted y Lowry. Ácido es toda sustancia que puede ceder protones y
base toda sustancia que puede ganar protones. Según esta teoría cada ácido y cada
base tiene su conjugado.
HCl +
H2O ↔
ClÁcido
Base
Ácido conjugado
El agua puede actuar tanto como ácido ó como base.
+
H3O+
Base
conjugada
IV. Fuerza relativa de ácidos y bases. La extensión en que un proceso protolítico se
verifica, se caracteriza por la constante de equilibrio de la ecuación reversible
correspondiente. Ejemplo:
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HCN + H2O
expresión:
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↔
CN-
+
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H3O+ la constante de equilibrio viene dada por la
Keq = |H3O+|.|CN-| / |HCN|
Esta constante de equilibrio se conoce como constante de acidez (Ka) para los ácidos
y constante de basicidad (Kb) para las bases. En tabla se encuentra tabulado la
fuerza relativa (Ka) de un cierto número de ácidos y sus bases conjugadas.
V. Autoionización del agua. El agua es un compuesto anfiprótico que se comporta
como ácido y como base y se ioniza según la ecuación:
H2O + H2O ↔
H3O+ + OHKeq=Kw = |H3O+|.|OH-| = 10-14
VI. Potencial de hidrógeno (pH). Es un indicador del equilibrio ácido base dentro de un
sistema y se define como el negativo del logaritmo de la concentración de los iones
hidronio (pH = -log |H3O+|).
VII. Sistema de notación del pH. Para expresar la concentración de iones hidronio en
forma más senilla se realiza mediante una potencia de 10 con exponente negativo y
para que su variación quede dentro de la escala más reducida establecida por
Sorensen.
El valor de pH 7 indica la neutralidad, pH menos a 7 indica el carácter ácido de la
solución y pH mayor de 7 indica el carácter básico de la solución.
VIII. pH de diferentes soluciones.
pH de ácidos fuertes (la concentración del ácido es igual a la concentración del
hidronio), pH de ácidos débiles (buscar concentración de hidronio con la Ka), pH de
bases fuertes (la concentración de la base es igual a la concentración del oxhidrilo), pH
de bases débiles (buscar oxhidrilo con la Kb y determinar pOH), pH de sales catiónicas
(comportamiento como un ácido débil), pH de soluciones amortiguadoras o soluciones
tampón pH = -log Ka + log CB/CA, presencia de la especie ácida y la especie básica en
una misma solución.
Ácidos fuertes
Bases fuertes
pH = -log |CA|
pOH = -log |CB|
Ácidos
débiles
pH = -log |H3O+|
Ka = Constante de acidez
hidrólisis Kb ó Kh = 10-14 / Ka
Bases débiles
pOH = -log |OH-|
Kb ó Kh = Cte. de basicidad ó de
CA = Concentración del ácido
CB= concentración de la base
|H3O+| = √ Ka.CA
|OH-| = √ Kb.CB
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|H3O+|.|OH-| = 10-14
pH + pOH = 14
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