química

1. ¿ Qué es el equilibrio químico?
Se dice que el sistema esta en equilibrio cuando la concentración de reactivos y productos de reacción
permanecen constantes,
Aunque el sistema en equilibrio tenga un aspecto macroscópico estable, es importante recordar que se
siguen produciendo reacciones en ambos sentidos, la reacción en equilibrio existe en estado estable en
el que va la velocidad ala que se forma cualquier especie es igual ala velocidad con que se consume.
¿Cuales son los principales tipos de equilibrio químico?
Equilibrio homogéneo: se aplica en las reacciones en las que todas las especies se expresan en
molaridad (moles por litro) la concentración de reactivos y productos en las reacciones de gases,
también se pueden expresar en términos de sus presiones parciales.
Equilibrio heterogéneo: una reacción reversible en la que intervienen reactivos y productos en
distintas faces.
Equilibrio múltiple: sistema de equilibrio mas complejo en que las moléculas se producen de un
equilibrio parcial a un segundo proceso de equilibrio.
A+B ---------------- C+D
C+D ---------------- E+F
los productos C y D formados en la primera reacción, reaccionan a su vez para formar los productos E
y F.
Disociación del agua: el agua es un electrolito débil y es capas de disociarse en una proporción muy
escasa y originar tanto H como OH, esta se comporta como ácido y como base. Por eso al agua se le
conoce como anfótera o anfolito.
Según la ley de acción de masas (LAM):
Como la concentración del agua no disociada es muy grande (55,5 M) y permanece prácticamente
inalterada, su valor se incluye en la constante, que pasa a llamarse producto iónico del agua (Kw):
El valor de Kw , medido a 24º C es 10-14 moles2 litro-2. Como este valor es constante, las
concentraciones de H+ y OH- guardan una relación inversa: si una de ellas aumenta, la otra disminuye.
En el agua pura ambas concentraciones son iguales:
Como [H2O]= 55,5 M y [H+]=10-7 M, esto quiere decir que en el agua pura una de cada 555 millones

2. de moléculas está disociada.
Ácido ----- Base: ácido y base de bronsted.
Ácido, capas de donar un protón.
Base, capas de aceptar un protón.
Ácido fuerte: son electrólitos fuertes que para fines prácticos se supone que se ionizan completamente
en el agua, la mayoría de los ácidos fuertes son ácidos inorgánicos.
Ácido débil: son aquellos que se ionizan de forma limitada en el agua.
Base fuerte: son electrólito fuertes que se ionizan completamente en el agua los hidróxidos de metales
alcalinos y de los alogenos metales alcalinoterros son bases fuertes.
Base débil: al igual que los ácidos son electrolitos débiles.
Formación de complejos: los cationes pueden ejercer intensas acciones atractivas sobre los grupos
negativos o sobre los extremos negativos de moléculas neutras polares, dando lugar ala formación de
combinación de orden superior, que se denomina complejos, al ion metálico se le denomina ion central
del complejo o de los grupos. TEORIA DE WERNER: los metales de transición tienen una tendencia
particular a formar iones complejos, que a su vez se combinan con otros iones o iones complejos para
formar compuestos de coordinación, un compuesto de coordinación es una especie neutra que contiene
uno o mas iones complejos.
Redox: la oxidación es un proceso en el que una especie pierde uno o mas electrones de forma que
cuando un elemento se oxida su estado, de oxidación toma valores mas positivos. Una especie oxidante
es aquella que gana electrones, reduciéndose durante el proceso. En la reducción hay ganancia de
electrones, el elemento que se reduce toma valores mas negativos de su estado de oxidación. Un agente
reductor es aquel que pierde electrones en una reacción, oxidándose en el proceso, ambos procesos
oxidación y reducción tiene que verificarse simultáneamente.
¿Qué es la constante de equilibrio y como se representa?
En el equilibrio las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en determinadas
condiciones de presión y temperatura. A la relación que hay entre estas concentraciones, expresadas en
molaridad [mol/L], se le llama constante de equilibrio.
El valor de la constante de equilibrio depende de la temperatura del sistema, por lo que siempre tiene
que especificarse. Así, para una reacción reversible, se puede generalizar:
aA + bB cC + dD
[C]c [D]
Keq = ▬▬▬▬
[A]a [B]b

3. En esta ecuación Keq es la constante de equilibrio para la reacción a una temperatura dada. Ésta es una
expresión matemática de la ley de acción de masas que establece: para una reacción reversible en
equilibrio y a una temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de reactivos y
productos tiene un valor constante Keq. En el equilibrio, las concentraciones de los reactivos y
productos pueden variar, pero el valor de Keq permanece constante si la temperatura no cambia.
De esta manera, el valor de la constante de equilibrio a una cierta temperatura nos sirve para predecir el
sentido en el que se favorece una reacción, hacia los reactivos o hacia los productos, por tratarse de una
reacción reversible.
Un valor de Keq > 1, indica que el numerador de la ecuación es mayor que el denominador, lo que
quiere decir que la concentración de productos es más grande, por lo tanto la reacción se favorece
hacia la formación de productos. Por el contrario, un valor de Keq < 1, el denominador es mayor que el
numerador, la concentración de reactivos es más grande, así, la reacción se favorece hacia los reactivos.
Cuando todos los reactivos y productos están en disolución, la constante de equilibrio se expresa en
concentración molar [moles/L]. Si se encuentran en fase gaseosa es más conveniente utilizar presiones
parciales (P). Los sólidos y los líquidos puros no intervienen en la constante, por considerar que su
concentración permanece constante. Generalmente al valor de la constante no se le ponen unidades.
[C]c [D]d
Keq = Kc = ▬▬▬▬
[A]a [B]b
(Pc)c (Pd)d
Keq = Kp = ▬▬▬▬
(Pa)a (Pb)b

4. ¿Cual es el producto iónico del agua?
El estudio de las reacciones ácido ----- base en disoluciones acuosas, la concentración del ion
hidrógeno es muy importante ya que se indica la acidez o la basicidad de una disolución con la
expresión del protón H+ en lugar del H3O, puede escribirse la constante de equilibrio de la
autoionización del agua.
Kc= [H+] [OH-] / [H2O]
debido a que solo una pequeña fracción de moléculas del agua está ionizada, la concentración del
[H2O] permanece prácticamente sin cambio.
La constante del producto iónico, del agua a 25 grados centígrados vale 1X10-14.
En el agua líquida hay una leve tendencia a que un átomo de hidrógeno salte del átomo de oxígeno al
que está unido covalentemente, al otro átomo de oxígeno al que se encuentra unido por un puente de
hidrógenos. En esta reacción se producen dos iones: el ion hidronio (H3O+) y el ion hidróxido (OH-).
En cualquier volumen dado de agua pura se encuentra ionizado de esta forma un número pequeño, pero
constante, de moléculas de agua. El número es constante porque la tendencia del agua a ionizarse se
contrapesa con la tendencia de los iones a reunirse. Así, aunque algunas moléculas están ionizándose,
un número igual de otras moléculas está formándose; este estado se conoce como equilibrio dinámico.
Cuando el agua se ioniza, un núcleo de hidrógeno (o sea, un protón) se desplaza del átomo de oxígeno
al cual se encuentra unido covalentemente, al átomo de oxígeno con el que establece un puente de
hidrógeno. Los iones resultantes son el ion hidróxido cargado negativamente y el ion hidronio cargado
positivamente. En este diagrama, las esferas grandes representan al oxígeno y las pequeñas al
hidrógeno.
¿Cual es la constante de disociación de un ácido?
Una constante de disociación ácida, Ka, (también conocida como constante de acidez, o constante de
ionización ácida) es una medida cuantitativa de la fuerza de un ácido en solución. Es la constante de
equilibrio de una reacción conocida como disociación en el contexto de las reacciones ácido-base. El
equilibrio puede escribirse simbólicamente como:
HA A- + H+
donde HA es un ácido genérico que se disocia dividiéndose en A-, conocida como base conjugada del
ácido, y el ion hidrógeno o protón, H+, que, en el caso de soluciones acuosas, existe como un ion
hidronio solvatado. En el ejemplo que se muestra en la figura, HA representa el ácido acético, y A- el
ion acetato. Las especies químicas HA, A- y H+ se dice que están en equilibrio cuando sus
concentraciones no cambian con el paso del tiempo. La constante de disociación se escribe
normalmente como un cociente de las concentraciones de equilibrio (en mol/L), representado por [HA],
[A-] y [H+]:

5. Debido a los muchos órdenes de magnitud que pueden abarcar los valores de K a, en la práctica se suele
expresar la constante de acidez mediante una medida logarítmica de la constante de acidez, el pKa, que
es igual al -log10, y que también suele ser denominada constante de disociación ácida:
A mayor valor de pKa, la extensión de la disociación es menor. Un ácido débil tiene un valor de pKa en
un rango aproximado de −2 a 12 en agua. Los ácidos con valores de pKa menores que
aproximadamente −2 se dice que son ácidos fuertes, un ácido fuerte está casi completamente disociado
en solución acuosa, en la medida en que la concentración del ácido no disociado es indetectable.
¿Cual es la constante de disociación de la base?
Históricamente, la constante de equilibrio Kb para una base se ha definido como la constante de
asociación para la protonación de la base, B, a la forma ácida conjugada, HB+. Normalmente se obtiene
a partir del valor de Ka.
B + H2O HB+ + OH−
Utilizando un razonamiento similar al usado anteriormente:
En agua, la concentración del ion hidróxido, [OH−], se relaciona con la concentración del ion
hidrógeno mediante Kw = [H+] [OH−], por tanto:
La sustitución de la expresión de [OH−] en la expresión de Kb da:
Cuando Ka, Kb y Kw se determinan en las mismas condiciones de temperatura y fuerza iónica, se sigue,
tomando logaritmos que pKb = pKw - pKa. En solución acuosa a 25 °C, pKw es 13.9965. así pKb ~ 14 -
pKa. En efecto, no hay necesidad de definir pKb de forma separada de pKa, pero se hace aquí porque los
valores de pKb pueden encontrarse en la literatura antigua.

6. Escala del pH.
Puesto que la concentración de iones H+ y OH- en disoluciones acuosas con frecuencia son números
muy pequeños y por lo tanto es difícil trabajar con ellos SOREN propuso en 1909 una medida mas
practica denominada pH, el pH es denominada como una disolución, se define como el logaritmo
negativo de la concentración del ion hidrógeno.
pH= -log [H+].
pH es una medida de la acidez o la alcalinidad. La escala de el pH va desde 0 a 14. El punto medio de
la escala del pH es 7, aquí hay un equilibrio entre la acidez y alcalinidad. Dicha solución seria neutral.
Las normas del pH empiezan con una definición de pH. La p viene de la palabra poder. La H por
supuesto es el símbolo de el elemento hidrógeno. Juntos el término pH significa hidrión exponente
iónico. A medida que el potencial de liberar iones de hidrógeno incrementan en una sustancia el valor
del pH sera menor. Es así como a mayor grado de acidez la lectura del pH será más baja.
La escala del pH es logarítmica, significando que los valores separando cada unidad no son iguales en
la escala por el contrario incrementan de manera proporcional a la distancia a la que se encuentren de la
mitad de la escala el punto de equilibrio entre acidez y alcalinidad.

7. Bibliografía:
* Química.
Raymond Chang.
* Química.
Gregory R. Choppin.
* Fundamentos de química analítica.
Douglas A Skoog.
Donald M. West.
*Química analítica.
Rodolfo Álvares.
*Química analítica moderna.
David Harvey.