6.4: Equilibrio ácido-base

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La mayoría de las reacciones ácido-base son reacciones de equilibrio, es decir, los reactivos forman los productos, y los productos reaccionan para volver a formar los reactivos. La reacción se muestra con flechas dobles para indicar que tanto la reacción directa como la inversa ocurren simultáneamente.

Pre-equilibrio y equilibrio

Inicialmente, solo hay reactivos presentes. La concentración de los reactivos disminuye con el tiempo a medida que se convierten en los productos. La velocidad de reacción es proporcional a la concentración de los reactivos. Entonces, la velocidad de la reacción hacia adelante disminuye con el tiempo. Los productos se acumulan con el tiempo. Los productos reaccionan entre sí para volver a formar los reactivos, es decir, la reacción inversa. La velocidad de la reacción inversa aumenta con el tiempo a medida que aumenta la concentración de los productos, hasta que la velocidad de reacción inversa se vuelve igual a la velocidad de la reacción directa, como se ilustra en la Fig. 6.4.1

Al inicio del equilibrio cuando la velocidad de la reacción inversa es más lenta que la velocidad de reacción directa es la fase de preequilibrio.
Las fases de equilibrio comienzan en el punto en que la velocidad de reacción inversa se vuelve igual a la velocidad de la reacción directa

Se ilustran los cambios de concentración durante las fases de preequilibrio y equilibrio de una reacción de equilibrio. — Figura\(\PageIndex{1}\): En el preequilibrio, los reactivos reaccionan y su concentración y, en consecuencia, la velocidad de reacción directa disminuye con el tiempo. La acumulación de productos y la reacción inversa aumenta con el tiempo. Cuando la velocidad de reacción directa se vuelve igual a la velocidad de reacción inversa, se alcanza el equilibrio y la concentración de reactivos y productos no cambia.

En el punto en que la velocidad de reacción inversa se vuelve igual a la velocidad de la reacción directa, el equilibrio ha alcanzado. La concentración de los reactivos y productos no cambia en equilibrio porque se consumen y se vuelven a formar a la misma velocidad, es un equilibrio dinámico.

Las reacciones de equilibrio no se limitan a reacciones ácido-base; son comunes en todo tipo de reacciones químicas. La Fig. 6.4.2 ilustra las concentraciones y velocidades de cambios de las reacciones en las fases de preequilibrio y equilibrio con la ayuda de una reacción de equilibrio químico real entre una reacción de descomposición de un gas incoloro N ₂ O ₄ y su reacción inversa, es decir, una reacción de combinación de color marrón gas NO ₂.

Se muestra el establecimiento del equilibrio químico entre tetróxido de dinitrógeno incoloro y dióxido de nitrógeno de color marrón. — Figura\(\PageIndex{2}\): Fila superior: un tubo sellado que contiene gas incoloro N ₂ O ₄ se oscurece a medida que se descompone para producir gas marrón NO ₂ por la reacción:\(\mathrm{N}_{2} \mathrm{O}_{4} \rightleftarrows 2 \mathrm{NO}_{2}\). La fila del medio: muestra los modelos de las moléculas en la línea de tiempo marcados por las líneas punteadas en las gráficas. Fila inferior: muestra concentración vs tiempo (gráfica izquierda); velocidad de reacción directa por curva azul y velocidad de reacción inversa por curva roja (gráfica derecha). Fuente: OpenStax/CC BY (https://creativecommons.org/licenses/by/4.0)

¿Qué sucede cuando se altera un equilibrio químico?

La concentración de los reactivos y productos no cambia en la mezcla cuando la reacción está en equilibrio debido a que la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa. Cualquier cambio realizado en el equilibrio agrega estrés al equilibrio. El sistema se mueve de una manera para aliviar el estrés. Por ejemplo, si uno de los reactivos se agrega a la mezcla, la velocidad de reacción directa aumenta eliminando el reactivo agregado hasta que se establece un nuevo equilibrio, es decir, el sistema alivia la tensión al eliminar el reactivo agregado.

El principio de Le Chatelier

Si se altera un equilibrio químico, las tasas de reacciones hacia adelante y hacia atrás cambian para aliviar el estrés y restablecer el equilibrio.

Las tensiones pueden ser cambios en la concentración, presión o temperatura, como se explica en la siguiente sección.

Efecto de la concentración sobre un equilibrio químico

Las siguientes son las consecuencias de los cambios de concentración en una reacción química en equilibrio.

Si se agrega un reactivo, la reacción directa aumenta para eliminar el reactivo.
Si se elimina un reactivo, la reacción directa disminuye; en consecuencia, la reacción inversa agrega el reactivo.
Si se agrega un producto, la reacción inversa aumenta para eliminar el producto.
Si se elimina un producto, la reacción inversa disminuye; en consecuencia, la reacción directa agrega el producto.

La Fig. 6.4.3 ilustra los efectos con la ayuda del nivel de agua en dos tanques conectados a través de un conducto en el tanque izquierdo que representa los reactivos y en el tanque derecho que representa productos.

Ilustración del principio de Le Chatelier mediante el uso de tanques de agua. — Figura\(\PageIndex{3}\): Ilustración del principio de Le Chatelier usando dos tanques de agua conectados a través de un conducto; 1) en equilibrio la velocidad de las reacciones directa e inversa son iguales (la más alta), 2) cuando se aumenta cualquier reactivo, la velocidad de reacción directa aumenta (centro izquierda), 3) cuando cualquier producto es aumentó los aumentos de la velocidad de reacción inversa (centro a la derecha), 4) cuando se disminuye cualquier reactivo, la velocidad de reacción directa disminuye (abajo a la izquierda), y 5) cuando se disminuye cualquier producto, la reacción inversa disminuye (abajo a la derecha)

La Fig 6.4.4 demuestra el efecto del cambio de concentración sobre el equilibrio químico entre iones dicromato marrón e iones cromato amarillo:

Una solución en equilibrio entre iones dicromato marrón e iones cromato amarillo — Figura\(\PageIndex{4}\): Demostración del efecto del cambio de concentración sobre el equilibrio químico:\(\mathrm{Cr}_{2} \mathrm{O}_{7}^{2-}(\mathrm{aq}, \text { brown })+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{I}) \rightleftarrows 2 \mathrm{CrO}_{4}^{2-}(\mathrm{aq} \text {, yellow })+2 \mathrm{H}^{+}(\mathrm{aq})\). La adición de H ⁺ al tubo de la izquierda al agregar HNO ₃ desplaza el equilibrio hacia la izquierda haciendo más de Cr ₂ O ₇ ² marrón ^- mostrado en el tubo medio. La eliminación de H ⁺ mediante la adición de una base de NaOH desplaza la reacción hacia la derecha haciendo más de Yellew CrO ₄ ² ^- mostrado en el tubo más a la derecha. Fuente: NCSSMDistanceed/CC BY (https://creativecommons.org/licenses/by/3.0)

Una solución en equilibrio entre los iones dicromato marrón y los iones cromato amarillos se altera añadiendo un producto dando como resultado que se forma más reaccionante marrón — Figura\(\PageIndex{4}\): Demostración del efecto del cambio de concentración sobre el equilibrio químico:\(\mathrm{Cr}_{2} \mathrm{O}_{7}^{2-}(\mathrm{aq}, \text { brown })+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{I}) \rightleftarrows 2 \mathrm{CrO}_{4}^{2-}(\mathrm{aq} \text {, yellow })+2 \mathrm{H}^{+}(\mathrm{aq})\). La adición de H ⁺ al tubo de la izquierda al agregar HNO ₃ desplaza el equilibrio hacia la izquierda haciendo más de Cr ₂ O ₇ ² marrón ^- mostrado en el tubo medio. La eliminación de H ⁺ mediante la adición de una base de NaOH desplaza la reacción hacia la derecha haciendo más de Yellew CrO ₄ ² ^- mostrado en el tubo más a la derecha. Fuente: NCSSMDistanceed/CC BY (https://creativecommons.org/licenses/by/3.0)

\ begin {ecuación}
\ mathrm {Cr} _ {2}\ mathrm {O} _ {7} ^ {2-} (\ mathrm {aq},\ text {marrón}) +\ mathrm {H} _ {2}\ mathrm {O} (\ mathrm {I})\ rightleftarrows 2\ mathrm {cRO} _ {4} ^ {2-} (\ mathrm {aq}\ texto {, amarillo}) +2\ mathrm {H} ^ {+} (\ mathrm {aq})\ nonumber
\ end {ecuación}

La adición de ácido al tubo de ensayo de la izquierda aumenta H ⁺ en el sistema, aumentando la reacción inversa, lo que se puede observar por el aumento de color marrón en el tubo de ensayo medio. Después, la adición de una base elimina H ⁺ del sistema mediante una reacción ácido-base:\(\mathrm{H}^{+}+\mathrm{OH}^{-} \rightarrow \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}\). La disminución en H ⁺ desplaza el equilibrio hacia el lado del producto, lo que se puede observar por el aumento del color amarillo en el tubo de ensayo de la derecha.

Un ejemplo práctico del efecto de la concentración en un equilibrio químico es la unión del oxígeno (O ₂) con la hemoglobina (Hb) durante el proceso de respiración.

\ begin {ecuación}
\ mathrm {Hb} (\ mathrm {aq}) +\ mathrm {O} _ {2} (\ mathrm {~g})\ rightleftarrows\ mathrm {HbO} _ {2} (\ mathrm {aq})\ nonumber
\ end {ecuación}

La concentración de oxígeno es mayor en las estocadas que desplazan el equilibrio hacia el lado del producto, uniendo más oxígeno con la hemoglobina. Cuando la sangre llega a los tejidos, la concentración de oxígeno es menor en los tejidos, provocando que el equilibrio se desplace hacia el lado reactivo, liberando el oxígeno.

La concentración de oxígeno disminuye a medida que aumenta la altitud. Los alpinistas pueden experimentar hipoxia, es decir, suministro inadecuado de oxígeno al cuerpo debido a que el menor nivel de oxígeno a gran altitud puede desplazar el equilibrio hacia la derecha, resultando en una menor unión de oxígeno con la hemoglobina en los pulmones. El cuerpo reacciona produciendo más hemoglobina, pero el cuerpo tarda unos 10 días en reajustar el nivel de hemoglobina en la sangre. Los pueblos que viven a mayores altitudes suelen tener un mayor nivel de hemoglobina en su sangre por las razones descritas anteriormente.

Efecto de la presión sobre un equilibrio químico

Los cambios en la presión no afectan la concentración de sólidos y líquidos. Sin embargo, un incremento en la presión disminuye el volumen y, en consecuencia, aumenta la concentración de gases, como se ilustra en la Fig. 6.4.5.

Figura\(\PageIndex{5}\): La ilustración del aumento de presión provoca disminución en el volumen y aumento en la concentración de moléculas de gas. Fuente: Olivier Cleynen/CC0

Si un equilibrio químico involucra gases, un aumento en la presión tiene el mismo efecto que los aumentos en el reactivo gaseoso o producto, el equilibrio cambia en la dirección donde hay menos moles de gases.

La Fig. 6.4.6 demostró este efecto para el equilibrio entre gas N ₂ O ₄ incoloro y gas de color marrón NO ₂:

\ begin {ecuación}
\ mathrm {N} _ {2}\ mathrm {O} _ {4} (\ mathrm {~g},\ texto {incoloro})\ rightleftarrows 2\ mathrm {NO} _ {2} (\ mathrm {~g},\ texto {marrón})\ nonumber
\ end {ecuación}

El color se vuelve claro al pasar de una jeringa a la derecha a la jeringa en el medio. Se puede explicar con base en que la concentración de gases disminuyó al aumentar el volumen como consecuencia de una disminución de la presión. Entonces el color se vuelve más oscuro con el tiempo, como lo muestra la jeringa de la derecha. El color más oscuro indica que el equilibrio se ha desplazado hacia el lado del producto donde hay más moles de gas, para aliviar el estrés.

Un tetraoxiuro de dinitrógeno de color menos en equilibrio con dioidióxido de nitrógeno marrón — Figura\(\PageIndex{6}\): Disminución de la presión en el equilibrio:\(\mathrm{N}_{2} \mathrm{O}_{4}(\mathrm{~g}, \text { colorless }) \rightleftarrows 2 \mathrm{NO}_{2}(\mathrm{~g}, \text { brown })\), Jeringa media → jeringa a la derecha, aumenta la reacción hacia delante para liberar el estrés. Fuente: NCSSMDistanceed/CC BY (https://creativecommons.org/licenses/by/3.0)

Un color menos tetraoxiuro de dinitrógeno en equilibrio de color marrón de dioidióxido de nitrógeno disminuyó debido a la dilución en un volumen mayor cuando se reduce la presión — Figura\(\PageIndex{6}\): Disminución de la presión en el equilibrio:\(\mathrm{N}_{2} \mathrm{O}_{4}(\mathrm{~g}, \text { colorless }) \rightleftarrows 2 \mathrm{NO}_{2}(\mathrm{~g}, \text { brown })\), Jeringa media → jeringa a la derecha, aumenta la reacción hacia delante para liberar el estrés. Fuente: NCSSMDistanceed/CC BY (https://creativecommons.org/licenses/by/3.0)

Efecto de la temperatura sobre un equilibrio químico

La reacción exotérmica libera calor, es decir, el calor es uno de los productos. Si la reacción directa es exotérmica, la reacción inversa debe ser endotérmica en la misma cantidad y viceversa.

Cuando una reacción reversible en equilibrio se altera al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplaza en la dirección endotérmica de la reacción para eliminar el calor y viceversa.

En el equilibrio entre N ₂ O ₄ incoloros y gases NO ₂ de color marrón, la reacción es endotérmica en la dirección hacia adelante:

\ begin {ecuación}
\ mathrm {N} _ {2}\ mathrm {O} _ {4} (g,\ texto {incoloro}) +\ texto {Calor}\ rightleftarrows 2\ mathrm {NO} _ {2} (g,\ texto {marrón})\ nonumber
\ end {ecuación}

Un incremento en la temperatura desplaza el equilibrio en la dirección endotérmica para aliviar el estrés, como se demuestra en la Fig. 6.4.7.

El aumento de la temperatura desplaza el equilibrio en la dirección endotérmica produciendo más dióxido de nitrógeno coloreado en un aquilibrium con tetraóxido de dinitrógeno incoloro. — Figura\(\PageIndex{7}\): Aumento de temperatura desplaza el equilibrio en la dirección endotérmica produciendo más del NO ₂ coloreado en el siguiente equilibrio:\(\mathrm{N}_{2} \mathrm{O}_{4}(g, \text { colorless })+\text { Heat } \rightleftarrows 2 \mathrm{NO}_{2}(g, \text { brown })\). Un recubrimiento del mismo 99.9% puro NO ₂ /N ₂ O ₄ sellado en una ampolla. De izquierda a derecha -196 °C, 0 °C, 23 °C, 35 °C, 50 °C. Fuente: Eframgoldberg/CC BY-SA (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0)