Equilibrio químico.

El equilibrio químico es el estado final de una reacción reversible, en el cual las reacciones son constantes. Este puede ser: homogéneo, cuando todas las sustancias están en el mismo estado físico; heterogéneo, cuando el equilibrio se presenta para más de una fase; molecular, cuando en el sistema se involucran las moléculas; y en solución, cuando el equilibrio tiene lugar en soluciones acuosas.

Factores que afectan el equilibrio:

Cambios de concentración.

Efecto de la temperatura.

Cambios de presión.

En equilibrio químico es muy importante tener en cuenta los conceptos de reacción directa (la reacción va de reactivos a productos); reacción inversa (la reacción va de reactivos a productos) y reacción en equilibrio (la concentración de los reactivos y productos es constante). También la  Ley de Acción de Masas (LAM), la cual establece que ''en una reacción química reversible en equilibrio a temperatura constante, una relación determinada de reactivos y productos, tienen un valor constante'',  la cual está dada por  la multiplicación de las concentraciones de los productos elevados a el coeficiente estequiométrico que las acompaña, sobre la multiplicación de las concentraciones de los reactivos elevados a la potencia indicada por los coeficientes del balanceo.

Tomado de: https://es.wikipedia.org/wiki/Ley_de_masas

aA + bB --> cC +dD

             <--

            

Kc= [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b

[ ] -> concentración.

Si las cantidades están en equilibrio, LAM no varía.

Para el equilibrio en los gases:

Kp= [PjC]^c [PjD]^d / [PjA]^a [PjB]^b

LAM_[c]= Kc

LAM_[p] = Kp

Para relacionar Kc y Kp, se utilizó la ley de Dalton (ley de las presiones parciales): PjVt = RTnj

[j] = nj/ Vt

Pj = RT nj/Vt

Pj = RT[j]

Para hallar Kp, es necesario tener las concentraciones de cada uno de los gases y la temperatura.

Cuando LAM[c] > Kc, quiere decir que hay mas productos que reactivos, y se favorece la reacción inversa.

Cuando LAM[c] = Kc, quiere decir que la reacción está en equilibrio.

Cuando LAM[c] < Kc, quiere decir que hay más reactivos que productos y se favorece la reacción directa.

Si la reacción no ha iniciado, LAM = 0, por ello las constantes son positivas y se favorece la reacción directa.

Equilibrio químico en soluciones acuosas.

Electrolitos fuertes.

- Los ácidos inorgánicos, es decir, los que no poseen carbono (C) en su fórmula molecular, se disocian al 100 % (excepto el H₃PO_{4),  y se conocen como ácidos fuertes.}
- Las bases metálicas se disocian al 100 %, y se conocen como bases fuertes.
- Todas las sales se disocian al 100%

Electrolitos débiles.

- Los ácidos que posee carbono (C) en fu fórmula molecular son débiles y no se disocian al 100 %
- Las bases inorgánicas, como NH₄OH, son débiles y no se disocian al 100%

El agua es un electrolito débil, capaz de disociarse y originar tanto _H+como OH-, por ello se comporta como ácido y como base, y es conocida como una sustancia anfótera.

Tomado de: http://www.ehu.eus/biomoleculas/ph/disocia.htm

_{Para las soluciones acuosas, es muy importante tener en cuenta el pH y el pOH, que mide la concentración de los iones hidronio (H}+) y la concentración de los iones hidroxilo (OH-), respectivamente.

pH = -log [_H+]
pOH = -log [OH-]

Kw= [_H+][OH-] = 1 x 10^-14

 [_H+]2= 1 x 10^-14
 [_H+]= 1 x 10^-7

pH= -log [1 x 10^-7 ]= 7                       pH + pOH= 14


La relación entre un ácido y una base se denomina neutralización. Según el carácter reaccionante del ácido y la base, se distinguen cuatro casos:

- Ácido fuerte + base fuerte: el pH experimenta una variación brusca en el punto de equivalencia.

- Ácido fuerte + base débil:  el pH se mantiene muy bajo, en el punto de equivalencia el pH< 7.

- Ácido débil + base fuerte:  el pH se va a aproximando a la neutralidad sin cambios bruscos, en el punto de equivalencia el pH > 7.

- Ácido débil + base débil:  no se producen variaciones bruscas en el pH

Tomado de: http://www.ehu.eus/biomoleculas/ph/neutra.htm#n1

Por medio de este link podrán ver una práctica de titulación casera, que consiste en determinar el pH de varias sustancias a partir de el extracto del repollo morado, el cual es un indicador natural, gracias a las antocianinas,  pigmentos presentes en éste.

https://www.youtube.com/watch?v=CI5VzcRcTDo

Y en este link podrán observar la realización de un ejercicio de equilibrio químico, en el que se pide hallar la concentración de  _H+ en el ácido cianhídrico (HCN).

https://www.youtube.com/watch?v=QP1fbKLU6us&feature=youtu.be

Además, les brindamos ayudas virtuales para que adquieran más conocimientos y evalúen lo aprendido:

http://rincones.educarex.es/fyq/index.php/equilibrio-quimico/actividades/530-como-afectan-diversos-factores-al-equilibrio-quimico
http://www.edured2000.net/fyq/selectividad/quimica/cinetica%20y%20equilibrio.htm

Soluciones.

Las soluciones son mezclas homogéneas de dos o más sustancias puras que no reaccionan entre sí; estas sustancias son llamadas soluto y solvente.

Por lo general, el soluto es quien se encuentra en menor cantidad, y el solvente en mayor proporción, pues éste es quien disuelve al soluto.

Las soluciones pueden ser: 

• Diluidas: es aquella en donde la cantidad de soluto que interviene está en mínima proporción en un volumen determinado.

• Concentradas: tiene una cantidad considerable de soluto en un volumen determinado.

• Insaturada: no tiene la cantidad máxima posible de soluto para una temperatura y presión dadas.

• Saturada: tienen la mayor cantidad posible de soluto para una temperatura y presión dadas. En ellas existe un equilibrio entre el soluto y el disolvente.

• Sobresaturada: contiene más soluto del que puede existir en equilibrio a una temperatura y presión dadas. 

Tomado de: https://es.wikipedia.org/wiki/Disoluci%C3%B3n

https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/4/48/Ejemplo_de_concentraci%C3%B3n_en_disoluci%C3%B3n.svg/530px-Ejemplo_de_concentraci%C3%B3n_en_disoluci%C3%B3n.svg.png

La concentración de una solución es la cantidad de soluto que existe en una cantidad determinada de solvente. Ésta se puede expresar en unidades físicas y químicas.

Unidades físicas: son aquellas cuyo valor no depende de la naturaleza de las sustancias y pueden ser:

%peso/peso: masa soluto (gr) / masa solución (gr) * 100%

%peso/volumen: masa soluto (gr) / volumen solución (mL) * 100%

%volumen/volumen: volumen soluto (mL) / volumen solución (mL) * 100%

partes por millón (ppm): masa soluto (gr) / masa solución (gr) * 10⁶

Unidades químicas: son aquellas cuyo valor depende de la naturaleza de las sustancias y pueden ser:

Molaridad (M): moles de soluto / Litros de solución

Normalidad (N): #Equivalente - gramo de soluto / Litros de solución

#Eq - gr: gramos de soluto / peso equivalente

Peso equivalente: peso molecular de soluto / E

E: Ácidos -> # de Hidrógenos ácidos; por ejemplo, H₂SO_{4 tiene 2 hidrógenos ácidos, por lo tanto E=2}

     _{Bases -> # de OH; por ejemplo, NaOH tiene 1 OH, por lo tanto E= 1}

    _{Sales -> suma de los estados de oxidación; por ejemplo:} Fe⁺³ Cl₃^-1

                 ^{por lo tanto E= 3}

    ^{Iones -> # de cargas; por ejemplo} SO₄ ^-2  

                 _{por lo tanto E= 2}

Si se tiene la Molaridad, la Normalidad puede calcularse así: M * E

Si se tiene la Normalidad, la Moralidad puede calcular así: N/E

Molalidad (m) : moles de soluto / kilogramos de solvente

Fracción molar: Xsoluto: moles de soluto / moles de solución

                         Xsolvente: moles solvente / moles solución

 

Xsoluto + Xsolvente = 1

Dilución: consiste en rebajar la cantidad de soluto por unidad de volumen de solución. Se logra adicionando más diluyente a la misma cantidad de soluto: se toma una poca porción de una solución alícuota y después esta misma se introduce en más solvente.

Tomado de: https://es.wikipedia.org/wiki/Diluci%C3%B3n_(qu%C3%ADmica)

C₁V₁= C₂V₂

C: concentración

V: volumen

Por medio de estos links podrán realizar ejercicios y evaluar sus conocimientos; también podrán entender el tema con simulaciones, esperamos sean de su ayuda:

https://phet.colorado.edu/sims/html/concentration/latest/concentration_en.html

http://web.educastur.princast.es/proyectos/jimena/pj_franciscga/3eso/3esot3.htm