10.5: Equilibrios que involucran ácidos y bases
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Considera un sistema químico simple que esté en equilibrio, como el tetroxido de dinitrógeno: dióxido de nitrógeno. La Ley de Acción de Masas establece que cuando este sistema alcanza el equilibrio, la relación de los productos y reactivos (a una temperatura dada) se definirá por la constante de equilibrio, K. Ahora imagina que, después de que se haya alcanzado el equilibrio, se introduce más tetroxido de dinitrógeno en el contenedor. Para que la relación permanezca constante (según lo define K) algunas de las\(\ce{N2O4}\) que agregaste deben convertirse a NO 2. La adición de reactivos o productos a un sistema en equilibrio se conoce comúnmente como “estrés”. La respuesta del sistema a este estrés viene dictada por el Principio de Le Chatelier.
El Principio de Le Chatelier establece que, si se aplica un “estrés” a una reacción química en equilibrio, el sistema se reajustará en la dirección que mejor reduzca la tensión impuesta al sistema. Nuevamente, el estrés se refiere a un cambio en la concentración, un cambio en la presión o un cambio en la temperatura, dependiendo del sistema que se esté examinando. Si se cambia la presión o la temperatura, el valor numérico K cambiará; si solo están involucrados cambios de concentración, K no cambia.
Consideraremos los efectos de temperatura y presión en Química General, pero por ahora, recuerde; en una reacción en equilibrio, la introducción de más productos desplazará el balance de masas hacia más reactivos, pero la relación de Productos/Reactantes (como se define por la expresión de equilibrio) sí no cambia, de ahí que K no cambie.
En el Capítulo 8, aprendimos que un “ácido débil” solo estaba parcialmente disociado en solución, mientras que un “ácido fuerte” estaba completamente disociado. Ahora que entendemos mejor el concepto de equilibrio, estas dos clases de ácidos de Brønsted simplemente pueden diferenciarse en función de sus constantes de equilibrio. Para un ácido,\(\ce{BH}\), que se disocia en agua para formar\(\ce{B^{–}}\) e ion hidronio:
\[\ce{BH(aq) + H2O(l) <=> B^{–}(aq) + H3O^{+}(aq)} \nonumber\]
podemos escribir una expresión de equilibrio simple, de la siguiente manera:
\[K_{C}=\frac{[H_{3}O^{+}][B^{-}]}{[BH]}=''K_{a}'' \nonumber \]
Deberían anotar dos cosas en esta ecuación. Debido a que la actividad del agua, como disolvente, se define como que tiene un valor de 1, la actividad para el agua no afecta el valor de la constante de equilibrio (recuerde, los sólidos y líquidos y solventes todos tienen una actividad de 1, y así no afectan el valor de K) y la constante de equilibrio para K C se escribe como K a para denotar que se trata de un equilibrio de disociación ácida. Ahora bien, como aprendimos en el Capítulo 8, un ácido fuerte está “completamente disociado”, lo que simplemente significa que [BH] es muy, muy pequeño, así K a para un ácido fuerte es muy, muy grande. Un ácido débil solo está “parcialmente disociado” lo que significa que hay concentraciones significativas tanto de BH como de B, en solución, por lo que K a para un ácido débil es “pequeño”. Para los ácidos débiles más comunes, los valores para K a estarán en el rango de 10 -3 a 10 -6.
Considera el ácido acético (el componente ácido del vinagre) donde K a = 1.8 × 10 -5.
\[\ce{CH3COOH(aq) + H2O(l) <=> CH3COO^{–}(aq) + H3O^{+}(aq)} \nonumber\]
Solución
\[K_{a}=\frac{[H_{3}O^{+}][CH_{3}COO^{-}]}{[CH_{3}COOH]}=1.8\times 10^{-5} \nonumber \]
- Una serie de ácidos tienen los siguientes valores de K a: clasificar estos en orden descendente del ácido más fuerte al ácido más débil.
A. 6.6 × 10 —4 B. 4.6 × 10 —4 C. 9.1 × 10 —8 D. 3.0 × 10 2
- A 25.0 o C, las concentraciones de H 3 O + y OH — en agua pura son ambas 1.00 × 10 -7 M, haciendo K c = 1.00 × 10 -14 (recordemos que esta constante de equilibrio se denomina
generalmente K w). A 60.0 o C, K w aumenta a 1.00 × 10 -13. ¿Cuál es el p H de una muestra de agua pura a 60.0 o C?