EQUILIBRIO QUIMICO Y VELOCIDAD DE Y UNA REACCIÓN
VELOCIDAD DE REACCIÓN
La velocidad de reacción se define como la cantidad de sustancia que reacciona por unidad de tiempo. Por ejemplo, la oxidación del hierro bajo condiciones atmosféricas es una reacción lenta que puede tomar muchos años,[pero la combustión del butano en un fuego es una reacción que sucede en fracciones de segundo.
Se define la velocidad de una reacción química como la cantidad de sustancia formada (si tomamos como referencia un producto) o transformada (si tomamos como referencia un reactivo) por unidad de tiempo.
La velocidad de reacción no es constante. Al principio, cuando la concentración de reactivos es mayor, también es mayor la probabilidad de que se den choques entre las moléculas de reactivo, y la velocidad es mayor. a medida que la reacción avanza, al ir disminuyendo la concentración de los reactivos, disminuye la probabilidad de choques y con ella la velocidad de la reacción. La medida de la velocidad de reacción implica la medida de la concentración de uno de los reactivos o productos a lo largo del tiempo, esto es, para medir la velocidad de una reacción necesitamos medir, bien la cantidad de reactivo que desaparece por unidad de tiempo, bien la cantidad de producto que aparece por unidad de tiempo. La velocidad de reacción se mide en unidades de concentración/tiempo, esto es, en moles/s.
La
teoría de colisiones
La teoría de colisiones,
propuesta hacia 1920 por Gilbert N. Lewis (1875-1946) y otros químicos, afirma
que para que ocurra un cambio químico es necesario que las moléculas de la
sustancia o sustancias iniciales entren en contacto mediante una colisión o
choque.
¿De qué depende que una
reacción sea rápida o lenta? ¿Cómo se puede modificar la velocidad de una
reacción? Una reacción química se produce mediante colisiones eficaces entre
las partículas de los reactivos, por tanto, es fácil deducir que aquellas
situaciones o factores que aumenten el número de estas colisiones implicarán
una mayor velocidad de reacción. Veamos algunos de estos factores.
Grado
de pulverización de los reactivos
Velocidad de reacción
La velocidad de
reacción se define como la cantidad de sustancia que reacciona por
unidad de tiempo. Por ejemplo, la oxidación del hierro bajo
condiciones atmosféricas es una reacción lenta que puede tardar muchos años, pero la combustión del
butano en un fuego es una reacción que sucede en fracciones de segundo.
es el
coeficiente estequiométrico para la sustancia
,
es el volumen
de reacción, y
es la
concentración de la sustancia
. Cuando se forman
productos laterales o intermediarios de reacción, la IUPAC2 recomienda el uso de los términos velocidad
de aparición y velocidad de desaparición para los
productos y reactantes, respectivamente.
ESTADO FÍSICO DE LOS REACTIVOS
Si en una reacción interactúan reactivos en distintas fases, su área de contacto es menor y su rapidez también es menor. En cambio, si el área de contacto es mayor, la rapidez es mayor.
Al encontrarse los reactivos en distintas fases aparecen nuevos factores cinéticos a analizar. La parte de la reacción química, es decir, hay que estudiar la rapidez de transporte, pues en la mayoría de los casos estas son mucho más lentas que la rapidez intrínseca de la reacción y son las etapas de transporte las que determinan la cinética del proceso.
USO DE CATALIZADORES
El primer paso en la hidrólisis de los iones
metálicos2 puede ser expresado de dos maneras diferentes
Obtenemos que
y eso conduce
a la aparición de los valores extraños. Por ejemplo, si lgK=4 y lg KW=-14,
lg
= 4 -14 =
-10. En general cuando el producto de la hidrólisis contiene n grupos
hidróxidos lg
= lg K
+ n lg KW.
muestra que cuando una reacción exotérmica (ΔHo es negativa),
entonces K decrece con el aumento de la temperatura, de acuerdo con el principio de le Chatelier.
Esto permite los cálculos de las constantes de equilibrio de las reacciones a
la temperatura T2 si la reacción a T1 constante
es conocida y la entalpía estándar de la reacción puede asumirse como
independiente de la temperatura incluso cuando cada cambio en la entalpía
estándar es definida a la misma temperatura. Sin embargo, esa suposición es
válida solo para pequeñas diferencias de temperatura. De hecho, los argumentos
estándar de la termodinámica pueden ser usados para mostrar que
donde Cp es
la capacidad calorífica a
una presión constante.
Todas las constantes y la entropía absoluta,
, requieren de la
evaluación de
, como los valores
de G298 K y S298 K para muchas especies que se
encuentran fácilmente en los libros sobre el tema.
Teniendo en cuenta que la concentracion molar del agua pura es
es solo
de
, es decir
una cantidad despreciable frente a 55.5 M se puede considerar que la molaridad del agua es una constante que puede ser
incorporada en una constante “mayor” que incluya también a
y que es
conocida como producto iónico del agua,
. El valor de
(el
subíndice
proviene
de water palabra en inglés que significa agua) se calcula
teniendo en cuenta que las mediadas experimentales de la extensión de la
disociación de las moléculas de agua las cuales muestran que la concentración
de
(en forma de
iones hidronio) en agua pura es de
M a 25 ºC. Ya
que la reacción de disociación del agua produce igual concentración de
iones
que iones
hidroxilo
la
concentración molar de
en agua pura
será también de
a 25 ºC. Esto es:
a 25 ºC
Producto iónico del agua 
/
Neutra:
Pero no todos los choques son iguales. El choque que
provoca la reacción se denomina choque eficaz y debe cumplir
estos dos requisitos:
- Que el choque genere la suficiente energía para romper los enlaces
entre los átomos.
- Que el choque se realice con la orientación adecuada para formar la
nueva molécula.
Los choques que no cumplen estas condiciones y, por
tanto, no dan lugar a la reacción, se denominan choques ineficaces.
A veces, el paso de reactivo a producto se realiza
mediante la formación de un compuesto intermedio ocomplejo activado que
se transformará posteriormente en los productos.
La energía de activación ( )
en química es la energía que necesita
un sistema antes de poder iniciar un determinado proceso. La energía
de activación suele utilizarse para denominar la energía mínima necesaria para
que se produzca una reacción química dada. Para que ocurra una
reacción entre dos moléculas, éstas deben colisionar en la orientación correcta
y poseer una cantidad de energía mínima.
Factores
que afectan a la velocidad de una reacción química
Si los reactivos están en estado líquido o sólido,
la pulverización, es decir, la reducción a partículas de menor tamaño, aumenta
enormemente la velocidad de reacción, ya que facilita el contacto entre los
reactivos y, por tanto, la colisión entre las partículas.
Por ejemplo, el carbón arde más rápido cuanto más
pequeños son los pedazos; y si está finamente pulverizado, arde tan rápido que
provoca una explosión.
Naturaleza
química de los reactivos que intervienen en la reacción
Dependiendo del tipo de reactivo que intervenga, una
determinada reacción tendrá una energía de activación:
- Muy alta, y entonces será muy lenta.
- Muy baja, y entonces será muy rápida.
Así, por ejemplo, si tomamos como referencia la
oxidación de los metales, la oxidación del sodio es muy rápida, la de la plata
es muy lenta y la velocidad de la oxidación del hierro es intermedia entre las
dos anteriores.
Concentración
de los reactivos
Si los reactivos están en disolución o son gases
encerrados en un recipiente, cuanto mayor sea su concentración, más alta será
la velocidad de la reacción en la que participen, ya que, al haber más
partículas en el mismo espacio, aumentará el número de colisiones.
El ataque que los ácidos realizan sobre algunos
metales con desprendimiento de hidrógeno es un buen ejemplo, ya que este ataque
es mucho más violento cuanto mayor es la concentración del ácido.
La variación de la velocidad de reacción con los
reactivos se expresa, de manera general, en la forma:
v = k [A]α [B]β
Donde α y β son
coeficientes que no coinciden necesariamente con los coeficientes
estequiométricos de la reacción general antes considerados. La constante de
velocidad k, depende de la temperatura
Catalizadores
Los catalizadores son sustancias que facilitan la
reacción modificando el mecanismo por el que se desarrolla. En ningún caso el
catalizador provoca la reacción química; no varía su calor de reacción.
Los catalizadores se añaden en pequeñas cantidades y
son muy específicos; es decir, cada catalizador sirve para unas determinadas
reacciones. El catalizador se puede recuperar al final de la reacción, puesto
que no es reactivo ni participa en la reacción.
Para la reacción aA + bB que da rR+ sS, la velocidad
de reacción es la rapidez con que se forman R y S (lo que es igual que la
rapidez con la que desaparecen A y B)
Para
la reacción
La
velocidad de reacción es la rapidez con la que A y B se transforman en R y S
Para
la reacción rR+ sS que da aA + bB, la velocidad de reacción es la rapidez con
que se forman A y B (lo que es igual
que la rapidez con la que desaparecen R y S).
Para
la reacción
La velocidad de reacción es la rapidez con la que R
y S se transforman en A y B
Los productos se encuentran en el numerador para que
la magnitud de la constante indique la magnitud del desplazamiento de la
reacción hacia la derecha.
Corrosión del hierro - una reacción química con una velocidad de reacción lenta.
Madera ardiendo - una reacción química con una velocidad de reacción rápida.
La cinética química es la parte de la fisicoquímica que estudia las velocidades de reacción, la dinámica química estudia los orígenes de las diferentes
velocidades de las reacciones. El concepto de cinética química se aplica en
muchas disciplinas, tales como la ingenieria química, enzimología e ingeniería ambiental.
Definición formal de velocidad de reacción
Considérese una reacción química típica:
aA + bB → pP + qQ
Las letras minúsculas (a, b, p, y q) representan los coeficientes estequiométricos, mientras que las letras mayúsculas representan a
los reactivos (A y B) y los productos (P y Q). De acuerdo a la definición del Libro Dorado de
la IUPAC la velocidad instantánea de reacción v (también r o R)
de una reacción química que se da en un sistema cerrado bajo condiciones de volumen constante, sin que
haya acumulación de intermediarios de reacción,
está definida por:
(NOTA:La velocidad de reacción es siempre
positiva. El signo '-' está presente en los términos que involucran a los
reactivos porque la concentración de reactante disminuye en el tiempo.) La
IUPAC2 recomienda que la unidad de tiempo siempre
deba ser el segundo. En tal caso, la velocidad de reacción difiere de la
velocidad de aumento de la concentración de un producto P por un factor
constante (el recíproco de su número
estequiométrico)
y por un reactante A por menos el recíproco del número estequiométrico.
Generalmente, la velocidad de reacción tiene las unidades mol·L−1·s−1.
Es importante tener en cuenta que la definición
previa es válida sólo para una sola reacción, en un sistema
cerrado de volumen constante. Esta suposición muy
frecuentemente implícita debe ser explicitada, de lo contrario la definición es
incorrecta: si se agrega agua a un recipiente conteniendo agua salada, la
concentración de la sal disminuye, aunque no haya reacción química.
Para cualquier sistema en general, debe tomarse en
cuenta el balance de masas completo: ENTRANTE
- SALIENTE + GENERACIÓN = ACUMULACIÓN.
Cuando se aplica al caso más simple señalado
previamente, esta ecuación se reduce a:
Para una sola reacción en un sistema cerrado de
volumen variable, puede usarse la denominada velocidad de conversión,
con el fin de evitar la manipulación de concentraciones. La velocidad de
conversión está definida como la extensión de reacción con
respecto al tiempo.
Las velocidades de reacción también pueden ser
definidas usando una base diferente al volumen del reactor. Cuando se usa
un catalizador, la velocidad de reacción puede ser expresada en
base al peso del catalizador (mol g−1 s−1) o área de
la superficie del mismo (mol m−2 s−1). Si se toma
como base un sitio específico de un catalizador que puede ser contado
rigurosamente por un método específico, la velocidad puede ser expresada en
unidades de s−1, por lo que se le denomina frecuencia de cambio, o
de conversión.
EQUILIBRIO QUÍMICO
¿Qué
es el Equilibrio Químico?
Es un estado de cualquier sistema en el que exista
al menos una reacción reversible y la concentración de cada especie no cambie
conforme pase el tiempo.
Para que la concentración de cada especie que está
presente en el sistema no cambie a pesar de la existencia de una o más
reacciones, en cada reacción reversible la velocidad de la reacción que se
desplaza hacia la izquierda debe ser igual a la velocidad de reacción que se
desplaza hacia la derecha.
¿Por
qué se da el equilibrio?
La existencia de las reacciones reversibles es la
causa del Equilibrio Químico, no es posible entender este concepto sin
comprender el fenómeno de reversibilidad.
Reacciónes
reversibles
Son dos reacciones en las que intervienen los mismos
compuestos. Los reactivos de una reacción son los productos de la segunda.
Para que existan reacciones químicas, las moléculas
deben chocar unas con otras, estos choques pueden unir a más de una molécula o
pueden "desunirla" para dar lugar a la molécula original. Esta
explicación es un acercamiento a la teoría de las colisiones, que es la que
mejor describe la causa del por qué de las reacciones reversibles.
SIMULTÁNEAS.
Las dos reacciones se llevan a cabo al mismo tiempo, normalmente una reacción
es más rápida que la otra y por eso no se aprecia la simultaneidad ni el
equilibrio.
La mayoría del curso consiste en resolver problemas
numéricos, el caso de "Equilibrio Químico" no es la excepción. Esta
página contiene las generalidades sobre las expresiones del equilibrio.
Para la reacción
la constante de equilibrio se escribe:
PRINCIPIO
DE LE CHÂTELIERE
ste principio establece que si una reacción en
equilibrio es perturbada desde el exterior, el sistema evoluciona en el sentido
de contrarrestar los efectos de dicha perturbación.Con las palabras del propio
Le Châtelier:“Si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de
temperatura, presión o concentración de uno de sus componentes, el sistema
desplazará su posición de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de
la perturbación”Según la concentración de reactivos o productos:Si aumentamos
la concentración de un sistema que se encontraba originalmente en equilibrio
químico, el equilibrio se desplazará hacia el lado contrario de la ecuación que
ha sido afectado mientras que si la disminuimos ésta se desplazará hacia el
lado de la ecuación que ha sido afectado. Así que:Según la
temperaturaExotérmica Aumenta hacia la izquierda y disminuye hacia la
derechaEndotérmicaAumenta hacia la derecha y disminuye hacia la izquierdaSegún
el volumenDisminuyeAumentaSegún la presiónAl aumentar la presión del sistema
hace que el equilibrio se desplace hacia el lado de la ecuación química que
produce menos cantidad de moles gaseosos. En el proceso contrario, al disminuir
la presión el equilibrio se desplaza hacia el lado que produce la mayor
cantidad de moles gaseosos.
EJEMPLO DEL
PRINCIPIO DE CHÂTELIERCON RESPECTO A LA PRESION Y AL VOLUMENCO (g) + CI 2 (g)
<------> COCI 2 (g)2
volúmenes 1
volumen
Al aumentar la presión en este sistema de
equilibrio, se desplazara hacia la derecha, es decir donde existe menos
volumen. En sentido contrario, si existiera una disminución de presión, el
equilibrio se ira donde hay mas volumen, o sea hacia los reactantes, y
estableciéndose un nuevo equilibrio seguidamente.
FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN
QUÍMICA Y EL EQUILIBRIO QUÍMICO Y EFECTOS DE CADA UNO
TEMPERATURA
Por norma general, la rapidez de reacción aumenta
con la temperatura porque al aumentarla incrementa la energía cinética de las
moléculas. Con mayor energía cinética, las moléculas se mueven más rápido y
chocan con más frecuencia y con más energía. Para un buen número de reacciones
químicas la rapidez se duplica aproximadamente cada diez grados centígrados
Si en un equilibrio químico se aumenta la temperatura, el sistema se opone al cambio desplazándose en el sentido que haya absorción de calor, esto es, favoreciendo la reacción endotérmica. Por el contrario, al disminuir la temperatura se favorece el proceso que genera calor; es decir, la reacción exotérmica.
Si en un equilibrio químico se aumenta la temperatura, el sistema se opone al cambio desplazándose en el sentido que haya absorción de calor, esto es, favoreciendo la reacción endotérmica. Por el contrario, al disminuir la temperatura se favorece el proceso que genera calor; es decir, la reacción exotérmica.
ESTADO FÍSICO DE LOS REACTIVOS
Si en una reacción interactúan reactivos en distintas fases, su área de contacto es menor y su rapidez también es menor. En cambio, si el área de contacto es mayor, la rapidez es mayor.
Al encontrarse los reactivos en distintas fases aparecen nuevos factores cinéticos a analizar. La parte de la reacción química, es decir, hay que estudiar la rapidez de transporte, pues en la mayoría de los casos estas son mucho más lentas que la rapidez intrínseca de la reacción y son las etapas de transporte las que determinan la cinética del proceso.
USO DE CATALIZADORES
Los catalizadores aumentan o disminuyen la rapidez
de una reacción sin transformarse. Suelen empeorar la selectividad del proceso,
aumentando la obtención de productos no deseados. La forma de acción de los
mismos es modificando el mecanismo de reacción, empleando pasos elementales con
mayor o menor energía de activación.
Los catalizadores también pueden retardar reacciones, no solo acelerarlas, en este caso se suelen conocer como retardantes o inhibidores, los cuales impiden la producción.
Los catalizadores también pueden retardar reacciones, no solo acelerarlas, en este caso se suelen conocer como retardantes o inhibidores, los cuales impiden la producción.
Constante de equilibrio
En una reacción química en general:
la constante de equilibrio puede
ser definida como
donde {A} es la actividad (concentración molar x coeficiente de actividad) y α el coeficiente estequiométrico de la sustancia química A
y así sucesivamente. Es solo una convención el poner las actividades de
los productos como numerador y de los reactivos como denominadores.
Para el equilibrio en los gases, la actividad de un componente
gaseoso es el producto de los componentes de la presión parcial y del coeficiente
de fugacidad.
Para el equilibrio en una solución, la actividad es el producto de la concentración y el coeficiente de
actividad. Es una práctica común el determinar las constantes de equilibrio en
un medio de fuerzas iónicas altas. Bajo esas circunstancias, el cociente de los
coeficientes de actividad son constantes efectivamente y la constante de
equilibrio es tomada para ser un cociente de concentración.
Todas las constantes de equilibrio dependen solo de
la temperatura y son independientes a
las concentraciones de productos o reactivos.
El conocimiento de las constantes de equilibrio es
esencial para el entendimiento de muchos procesos naturales como la
transportación de oxígeno por la hemoglobina en la sangre o la homeostasis ácido-base en el cuerpo
humano.
Las constantes de estabilidad, constantes de
formación, constantes de enlace, constantes de asociación y disociación son todos tipos de constantes de equilibrio
Tipos de constantes de equilibrio
Constantes
de asociación, disociación y presión
En la química organica y en la bioquímica se acostumbra a usar el valor pKa para
el equilibrio de disociación.
donde Ka es la constante de disociación ácida.
Constantes
de Brønsted
Si, al determinar la constante de equilibrio, el pH
es medido por significado de un electrodo de vidrio, una constante de equilibrio
mezclada, también conocida como la constante de Brønsted, que puede resultar
Todo esto depende de como el electrodo esta
calibrado en referencia a las soluciones de actividad conocida o concentración conocida. En último de los casos, la constante
de equilibrio podría ser un cociente de concentración. Si el electrodo esta
calibrado en términos de concentración de iones hidrógeno conocidas, podría ser
mejor escribir p[H] en vez de pH, pero esto no se ha adoptado del todo. y pugo
es la riata :*
Constantes de Hidrólisis
En una solución acuosa, la concentración de los iones hidr'oxilos esta relacionada a la concentración de los
iones hidrógeno así:
Obtenemos que
 |
Constantes de solubilidad
La constante de solubilidad se ha
determinado experimentalmente para un gran número de compuestos y las tablas
están disponibles fácilmente. Para un compuesto iónico la constante se denomina producto de solubilidad,
y se representa como Kps. La unidad de concentración se asume que es la molaridad a menos que se indique lo contrario. La
solubilidad suele aparecer en unidades de masa en gramos (disueltos) por cada
litro de agua.
Algunos valores3 a 25 °C:
- Carbonato de Bario: 2.60×10−9
- Cloruro de Cobre (I): 1.72×10−7
- Sulfato de Plomo (II): 1.81×10−8
- Carbonato de Magnesio: 1.15×10−5
- Cloruro de Plata: 1.70×10−10
- Bromuro de Plata: 7.7×10−13
- Hidróxido de calcio: 8.0×10−6
Dependencia de la temperatura
La ecuación de Van't Hoff
La constante de equilibrio es asociada al cambio en
la energía de Gibbs estándar de una reacción así
donde ΔGo es el cambio en la
energía de gibbs estándar de la reacción, R es la constante de los gases y T es
la temperatura absoluta.
Si la constante de equilibrio ha sido determinada y
la entalpía de la reacción estándar ha sido también determinada, por un calorímetro por ejemplo, esta ecuación permite el cambio
en la entropía estándar para la reacción realizada.
Una
formulación más compleja
Los cálculos de KT2 de la KT1 conocida
puede ser propuesta como sigue si las propiedades termodinámicas estándar están disponibles. El efecto de la temperaura en constante equilibrio es equivalente al
efecto de la temperatura en la energía de Gibbs ya que:
donde /_\ G reacción es la energía
de la reacción estándar de Gibbs que es la suma de las energías estándar de
Gibbs de los productos de la reacción menos la suma de las energías de los
resultantes.
Aquí el término estándar denota el
comportamiento ideal y una concentración hipotética estándar de 1 mol/kg. Esto
no implica que cualquier otra temperatura o presión sea más conveniente al describir sistemas
acuosos que a otros rangos de temperatura o presión.4
La energía estándar de Gibbs (de cada especie o de
toda la reacción) puede ser representada (de la definición de base)
así:
así:
En esta ecuación, los efectos de la temperatura en
la energía de Gibbs (y así de la constante de equilibrio) es descrita
enteramente por la capacidad calorífica.
Para evaluar las integrales en esta ecuación, la forma de la dependencia de la
capacidad calorífica en la temperatura necesita ser conocida.
Ahora, si se expresa la capacidad calorífica
estándar
como una
función de temperatura absoluta usando correlaciones en una de las siguientes
formas:5
- Para sustancias puras (sólido, liquído, gas):
- Para especies iónicas a T < 200 °C:
entonces las integrales pueden evaluarse y la
siguiente forma es obtenida finalmente:
Constante de ionización
La constante de ionización es la constante de
equilibrio de una disociación iónica, definida inmediatamente por la ecuación
de la constante de equilibrio en función de las concentraciones molares
correspondientes. Por tanto, la constante de ionización es igual al producto de
las concentraciones iónicas dividido por a concentración de la sustancia sin
disociar. Todas las sustancias se expresan en la forma convencional de moles
por litro, pero las unidades de concentración no se ponen normalmente en forma
implícita.
Las constantes de ionización
varían apreciablemente con la temperatura. A menos que se diga otra cosa se
sobrentenderá que lo temperatura es de 25°C. También se sobrentenderá que el
disolvente es el agua a menos que se establezca otra cosa.
La constante de ionización
de un ácido débil se representa normalmente por Ka. El equilibrio para el ácido
acético puede escribirse de la siguiente forma:
HC 2 H 3 O 2? H + C 2 H 3 O
2 Ka= [H] + [C 2 H 3 O 2]
[HC 2 H 3 O 2]
Constante del producto Iónico del agua
Una de las propiedades más importantes propiedades
del agua es su capacidad para actuar como un ácido o como una base, i,e, de funcionar como una molécula anfiprótica (del
griego anfi, ambos). Solo las moléculas o iones anfipróticos pueden
sufrir autoprotolisis. En presencia de un ácido el agua actúa como base,
mientras que en presencia de una base el agua actúa como un ácido. No es
sorprendente por lo tanto que en agua pura una molécula pueda donar un protón a
otra en una reacción el la cual el agua actúa tanto como ácido como base al
mismo tiempo. Así, el agua pura se encuentra autoionizada (autoprotolisis)
en una pequeñísima proporción según el proceso reversible:
En una reacción de transferencia de
un protón desde una molécula de agua otra; el ión oxonio H3O+ , cuando está
solvatado (en disolución acuosa, hidratado) se llama ión hidronio
. La reacción se
puede escribir de forma sencilla utilizando la concentración de iones
hidrógeno
La constante de equilibrio para este equilibrio
químico a una determinada temperatura es:
Luego:
Este valor se mantiene constante, siempre que la
temperatura sea de 25 ºC , no importa que otras sustancias estén presentes en
la disolución.
La relación entre las moléculas de agua disociadas
frente a las no disociadas es aproximadamente de 2 a
, un número muy
pequeño:
/
Hay dos aspectos importantes en la dinámica del
equilibrio de la disociación del agua. Primero, las reacciones directa y
reversa son rápidas; las moléculas de
, iones
y
se
interconvierten rapidamente por transferencia protónica de una especie a otra.
Segundo la posición del equilibrio está desplazado hacia la izquierda de la
ecuación según está escrita, en cualquier instante dado solo una pequeña
fracción de las moléculas de agua están disociadas en
y
. La vasta mayoría
de las moléculas de agua están sin disociar.
Así se puede distinguir las soluciones acuosas como
ácidas, neutras y básicas por los valores relativos de la concentración de
iones (oxonio) hidronios
y iones
hidroxilo
, esto es:
Ácida:
Neutra:
Básica:
Una disolución se considera neutra cuando
; ácida
cuando
y básica
cuando la
. Por otra
parte las correspondientes concentraciones del ión hidróxido
se pueden
calcular fácilmente mediante el producto iónico del agua.
SOLUCIONES AMORTIGUADORAS Y CONTROL
DE pH
Soluciones amortiguadoras son aquellas soluciones cuya
concentración de hidrogeniones
varía muy poco al añadirles ácidos o bases fuertes. El
objeto de su empleo, tanto en técnicas
de laboratorio como en la finalidad funcional del plasma,
es precisamente impedir o amortiguar las variaciones de pH y, por eso, suele decirse
que sirven para mantener constante el pH. Los mas sencillos están formados por
mezclas binarias de un ácido débil y una sal del mismo ácido con base fuerte,
por ejemplo, una mezcla de ácido acético y acetato de sodio; o bien una base
débil y la sal de esta base con un ácido fuerte, por ejemplo, amoníaco y
cloruro de amonio.
La aplicación más importante de esta teoría de los
amortiguadores es, para los fisiólogos, el
estudio de la regulación del equilibrio ácido-base. Para
dar una idea de la importancia de los amortiguadores de la sangre, recordemos
que la concentración de hidrogeniones del agua pura experimenta una elevación
inmediata cuando se añade una mínima cantidad de un ácido cualquiera, y crece
paralelamente a la cantidad de ácido añadido. No ocurre así en la sangre, que
admite cantidades del mismo ácido, notablemente mayores, sin que la concentración
de hidrogeniones aumente de una manera apreciable.
Mecanismo de la acción amortiguadora
Supongamos un amortiguador constituido de ácido acético y
acetato de sodio. El ácido estará parcialmente disociado estableciendo un
equilibrio entre las partículas de ácido sin disociar los iones hidrógenos y
los iones de base conjugada. El acetato de sodio, como todas las sales, está
disociado completamente y, por esta causa, el ión acetato procedente de la sal
desplaza el equilibrio hacia la formación de ácido, disminuyendo la
concentración de hidrogeniones libres. La presencia conjunta de la sal y el
ácido hace decrecer la acidez libre. Si las cantida desde sal y ácido son del
mismo orden de magnitud, la concentración de iones hidrógenos se regulará por
la reacción de equilibrio del ácido, es decir
CH3-COOH ↔ CH3-COO -
+ H+Soluciones
Amortiguadoras
Si añadimos al sistema un ácido fuerte, por ejemplo ácido
clorhídrico, se produce un aumento instantáneo de la concentración de iones
hidrógenos, los cuales son neutralizados por la base conjugada del ácido
liberando así, una cantidad equivalente de ácido débil. Si añadimos al sistema
una base fuerte, por ejemplo hidróxido de sodio, los iones hidroxilos consumen
rápidamente iones hidrógenos del sistema para formar agua, lo que provoca la transformación
de una parte del ácido acético libre en acetato que es una base menos fuerte que
el hidróxido de sodio.
La utilidad de las mezclas amortiguadoras en la
regulación del equilibrio ácido-base del plasma sanguíneo, estriba precisamente
en la posibilidad de mantener la concentración de iones hidrógeno dentro de
límites estrechos, que con razón puede considerarse invariable.
El pH se puede mantener muy aproximadamente al nivel que
convenga, escogiendo las mezclas adecuadas. Por un ejemplo, con un determinado
amortiguador el pH de una cierta reacción puede ser tres, y con otro
amortiguador la misma reacción se puede estudiar a pH ocho.
No hay comentarios:
Publicar un comentario