Pregrado
  1. Química general  1.1. Introducción a la Química  1.2. Estructura atómica  1.2.1. Partículas subatómicas  1.2.2. Modelo Atómico  1.2.3. Números cuánticos  1.2.4. Configuración Electrónica  1.2.5. Tendencias periódicas  1.2.6. Isotopes and their applications  1.3. Enlace químico  1.3.1. Enlace iónico  1.3.2. Enlaces covalentes  1.3.3. Enlace Metálico  1.3.4. Hibridación  1.3.5. Geometría molecular y teoría VSEPR  1.3.6. Polaridad del enlace y momento dipolar  1.4. Estequiometría  1.4.1. Concepto de mol  1.4.2. Fórmula empírica y molecular  1.4.3. Reactante limitante y reactante en exceso  1.4.4. Porcentaje de Rendimiento y Pureza  1.4.5. Cálculo de dilución  1.5. Estados de la materia  1.5.1. Leyes de los Gases  1.5.2. Materia y Fuerzas Intermoleculares  1.5.3. Estructuras Sólidas y Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma y fluido supercrítico  1.6. Reacciones químicas  1.6.1. Tipos de Reacciones Químicas  1.6.2. Balanceo de ecuaciones químicas  1.6.3. Reacciones termoquímicas  1.6.4. Perfiles de energía de reacción  1.7. Soluciones y mezclas  1.7.1. Unidades de concentración  1.7.2. Propiedades del síndrome  1.7.3. Solubilidad y Reglas de Solubilidad  1.7.4. La ley de Henry y la ley de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partición  1.8. Equilibrio químico  1.8.1. La ley de acción de masas  1.8.2. El principio de Le Chatelier  1.8.3. Cociente de reacción  1.8.4. Para usar esta calculadora en línea para la constante de equilibrio, ingrese la constante de equilibrio (Eq.) y presione el botón de calcular. Aquí es cómo se puede explicar el cálculo de la constante de equilibrio con los valores de entrada dados -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Equilibrio ácido-base  1.9. Ácidos y bases  1.9.1. Definiciones de Arrhenius, Brønsted–Lowry y Lewis  1.9.2. pH y pOH  1.9.3. Titulación ácido-base  1.9.4. Solución Buffer  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Polyprotic Acids and Bases  1.10. Electroquímica  1.10.1. reacciones redox  1.10.2. Celdas Galvánicas y Electrolíticas  1.10.3. Ecuación de Nernst  1.10.4. Electrólisis  1.10.5. Leyes de Faraday de la electrólisis  1.11. Termodinámica  1.11.1. Leyes de la Termodinámica  1.11.2. Entalpía, entropía y energía libre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidad de las reacciones  1.11.4. Ciclos termodinámicos (Ley de Hess, ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. La ley de velocidad y el orden de reacción  1.12.2. Energía de Activación y Catalizador  1.12.3. Teoría de colisiones  1.12.4. Mecanismo de reacción  1.12.5. Teoría del estado de transición
  2. Química orgánica  2.1. Estructura y relaciones  2.1.1. Hibridación en Compuestos de Carbono  2.1.2. Resonancia y aromatización  2.1.3. Orbitales moleculares  2.1.4. Efectos inductivo y mesomérico  2.2. Hidrocarburos  2.2.1. Hidrocarburos  2.2.2. Alqueno  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compuestos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos y Conformación  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Alcoholes y fenoles  2.3.2. Éteres y epóxidos  2.3.3. Aldehídos y cetonas  2.3.4. Ácidos carboxílicos y derivados  2.3.5. Aminas  2.3.6. Ésteres y amidas  2.3.7. Tioles y sulfuros  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomería en Estereoquímica  2.4.2. Quiralidad y actividad óptica  2.4.3. Análisis estructural  2.4.4. Diastereómeros y Enantiómeros  2.5.1. Reacciones de sustitución  2.5.2. Reacciones de eliminación  2.5.3. Reacciones de adición  2.5.4. Reacciones radicales  2.5.5. Reacciones de reordenamiento  2.5.6. Reacciones Pericíclicas  2.6. Espectroscopía y análisis estructural  2.6.1. Espectroscopía Infrarroja  2.6.2. Espectroscopía por resonancia magnética nuclear  2.6.3. Espectrometría de masas  2.6.4. Espectroscopia UV-visible  2.6.5. Cristalografía de rayos X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adición y Condensación  2.7.2. Mecanismo de polimerización  2.7.3. Polímero biodegradable  2.7.4. Polímeros conductores e inteligentes
  3. Química inorgánica  3.1. Química de coordinación  3.1.1. Ligandos y compuestos de coordinación  3.1.2. Teoría del campo cristalino  3.1.3. Teoría de Orbitales Moleculares en Compuestos de Coordinación  3.1.4. Distorsión de Jahn–Taylor  3.2. Química del grupo principal  3.2.1. Metales alcalinos y alcalinotérreos  3.2.2. Halógenos y Gases Nobles  3.2.3. Los metales de transición y sus complejos  3.2.4. Lantánidos y Actínidos  3.3. Solid state chemistry  3.3.1. Redes cristalinas y celdas unitarias  3.3.2. Defectos en sólidos  3.3.3. Propiedades eléctricas y magnéticas  3.3.4. Superconductividad  3.4. Química bioinorgánica  3.4.1. Iones metálicos en biología  3.4.2. Reacciones enzimáticas con metales  3.4.3. Intoxicación por metales y desintoxicación  3.4.4. Metaloproteínas y Metaloenzimas
  4. Química física  4.1. Química Cuántica  4.1.1. Dualidad onda-partícula  4.1.2. Ecuación de Schrödinger  4.1.3. Números Cuánticos y Orbitales  4.1.4. Espectroscopía atómica y molecular  4.2. Mecánica estadística  4.2.1. Distribución de Maxwell–Boltzmann  4.2.2. Funciones de partición  4.2.3. Estadísticas de Bose-Einstein y Fermi-Dirac  4.3. Termodinámica química  4.3.1. Energía Libre de Gibbs  4.3.2. Transición de fase  4.3.3. Eficiencia termodinámica  4.4. Química de superficies  4.4.1. Absorción y Catálisis  4.4.2. Coloides y Emulsiones
  5. Química Analítica  5.1. Métodos clásicos  5.1.1. Análisis Gravimétrico  5.1.2. titrímetro  5.2. Métodos instrumentales  5.2.1. Cromatografía  5.2.2. Espectroscopía  5.2.3. Métodos electroanalíticos  5.2.4. Difracción de rayos X
  6. Química Industrial  6.1. Petroquímica  6.2. Principios de ingeniería química  6.3. Química Verde  6.4. Farmacéuticos y Síntesis de Medicamentos
  7. Bioquímica  7.1. Carbohidratos  7.2. Proteínas y enzimas  7.3. Lípidos y membranas  7.4. Ácidos nucleicos  7.5. Metabolismo y Bioenergética  7.6. Cinética enzimática y mecanismo

Pregrado → Química general → Equilibrio químico ↓


Equilibrio ácido-base


La química ácido-base es una parte importante de la química, especialmente al analizar equilibrios químicos en solución. Este concepto gira en torno a la idea de que un ácido dona protones (iones H +), mientras que una base acepta protones. Comprender estas interacciones y condiciones de equilibrio es esencial para predecir cómo se comportan los ácidos y las bases en varios contextos. Esta lección explora el equilibrio ácido-base explicando conceptos fundamentales y proporcionando ejemplos visuales y de texto para ilustrar el tema.

1. Conceptos básicos de ácidos y bases

Según la teoría de Bronsted-Lowry, un ácido es una sustancia que puede donar un protón (H +), y una base es una sustancia que puede aceptar un protón. Esta teoría extiende la definición anterior de Arrhenius al incluir solventes no acuosos y reacciones que no involucran directamente iones hidróxido.

Dependiendo de la fuerza de su capacidad para donar o aceptar protones, los ácidos y las bases se clasifican como fuertes o débiles. Un ácido fuerte como el ácido clorhídrico (HCl) se disocia completamente en agua:

HCl + H 2 O → H 3 O + + Cl -

En contraste, un ácido débil como el ácido acético ( CH3COOH ) solo se disocia parcialmente:

CH 3 COOH ⇌ H 3 O + + CH 3 COO -

2. El concepto de equilibrio químico

Cuando una reacción ocurre en un sistema cerrado, eventualmente alcanza un estado donde las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes con el tiempo. Esto se llama equilibrio químico. Para las reacciones ácido-base, la posición de equilibrio determina si el ácido o la base predominará en la solución.

Reactivos Productos balance K A

Para cualquier disociación de un ácido débil en agua, el equilibrio puede describirse con una constante de equilibrio, más específicamente llamada la constante de disociación ácida (K a). Cuanto mayor es el valor de K a, más fuerte es el ácido, ya que refleja un mayor grado de ionización.

3. Cálculo del pH

La escala de pH se utiliza para medir la acidez o alcalinidad de una solución. Se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones de hidrógeno:

pH = -log[H + ]

Un pH menor a 7 se considera ácido, mientras que un pH mayor a 7 se considera alcalino. Una solución con un pH de 7 se considera neutra, como es el caso del agua pura.

Cálculo de ejemplo

Considere una solución con una concentración de iones de hidrógeno 1.0 × 10 -3 M Utilice la fórmula:

pH = -log(1.0 × 10 -3 ) = 3.0

Esta solución es ácida porque su valor de pH es menor a 7.

0 7 14 Escala de pH

4. Solución buffer

Las soluciones buffer resisten grandes cambios en el pH cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base. Estas soluciones generalmente están compuestas por un ácido débil y su base conjugada o una base débil y su ácido conjugado.

Ejemplos comunes incluyen ácido acético y acetato de sodio para buffers ácidos o amoníaco y cloruro de amonio para buffers básicos. Los buffers son importantes en sistemas biológicos donde un pH estable es necesario para enzimas y otros procesos bioquímicos.

Ecuación de Henderson–Hasselbalch

La ecuación de Henderson–Hasselbalch proporciona una manera de calcular el pH de soluciones buffer:

pH = pK a + log 10 ([A - ]/[HA])

donde [A - ] es la concentración de la base conjugada, [HA] es la concentración del ácido, y pK a es el logaritmo negativo de la constante de disociación ácida.

Cálculo de ejemplo

Para un sistema buffer con ácido acético y acetato de sodio, con concentraciones [CH 3 COOH] = 0.1 M y [CH 3 COO - ] = 0.1 M, y pK a = 4.76, el pH puede calcularse como:

pH = 4.76 + log(0.1/0.1) = 4.76

Este sistema buffer mantendrá un pH casi constante de 4.76 incluso con pequeñas cantidades de ácidos o bases.

5. Principio de Le Chatelier en equilibrios ácido-base

El principio de Le Chatelier predice cómo los cambios en las condiciones (como concentración, presión o temperatura) afectarán el equilibrio de una reacción. En el contexto del equilibrio ácido-base, el cambio en las concentraciones de reactivos o productos desplazará el equilibrio para oponerse al cambio.

Escenario de ejemplo

Considere el equilibrio:

HA + H 2 O ⇌ H 3 O + + A -

Si se añade más H 3 O +, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda, resultando en una formación aumentada de HA para reducir el estrés en el sistema. Por el contrario, la eliminación de H 3 O + desplazará el equilibrio hacia la derecha, llevando a un aumento en la disociación de HA.

6. Aplicación práctica

Sistemas biológicos

El equilibrio ácido-base es esencial en biología. Las enzimas funcionan en rangos específicos de pH, donde los sitios activos mantienen su integridad estructural. Por ejemplo, la sangre humana se mantiene a un pH casi constante de alrededor de 7.4 por sistemas buffer de bicarbonato y fosfato.

Aplicaciones industriales

En la industria, controlar el pH es importante para procesos como la fabricación de productos farmacéuticos, alimentos y bebidas, y el tratamiento de agua. El equilibrio ácido-base regula estos procesos asegurando que las reacciones ocurran en condiciones óptimas.

7. Conclusiones

Comprender el equilibrio ácido-base es importante para los químicos y profesionales afines, ayudándoles a predecir resultados de reacciones y controlar condiciones eficazmente. Desde el cálculo de pH y capacidades de buffer hasta el uso de principios como el de Le Chatelier, estos conceptos forman la base de gran parte de la química práctica y teórica.


Pregrado → 1.8.5


U
username
0%
completado en Pregrado

← Anterior (1.8.4)
Para usar esta calculadora en línea para la constante de equilibrio, ingrese la constante de equilibrio (Eq.) y presione el botón de calcular. Aquí es cómo se puede explicar el cálculo de la constante de equilibrio con los valores de entrada dados -> 0.05 = 0.05/0.
Siguiente (1.9) →
Ácidos y bases

Comentarios 



Equilibrio ácido-base

https://www.chemistryelite.com/ug/1.8.5?ceal=es