Química: Cinética, Equilibrio, Solubilidad y Ácido-Base

Teoría de colisiones

Para que tenga lugar una reacción, los reactivos deben chocar entre sí, pero no solo las partículas con una energía y dirección determinadas producen reacción (choques eficaces).

Complejo activado

Cuando las moléculas chocan, se deforman y se forma un agregado con una energía muy alta que dura poco tiempo. Este estado es el complejo activado, y la energía necesaria para llegar a esa situación se llama energía de activación (Ea). Solo las moléculas que alcanzan el complejo activado reaccionan (Ea > 0; ↓Ea = ↑velocidad).

Velocidad de reacción

Rapidez con la que desaparecen los reactivos o se forman los productos. Está determinada por la constante K, cuya relación con T fue determinada por Arrhenius (k = A·e^(-Ea/RT)); ↑T = ↑K.

Factores que afectan a la velocidad

• Naturaleza de los reactivos: Los enlaces covalentes son diferentes de romper, por lo que su reacción será lenta; en cambio, las reacciones iónicas son rápidas, porque en disolución ya tienen sus enlaces rotos.
• Temperatura: ↑T = ↑v, porque ↑Ec de partículas = ↑nº de choques eficaces y ↑v de reacción.
• Concentración de reactivos: ↑[R] = ↑nº de partículas = ↑p(choque) = ↑v de reacción.
• Catalizador: Modifica el complejo activado, ya que ↓Ea = ↑v (se recupera). Hay catalizadores que ↓v (inhibidores o catalizadores negativos).

Factores que afectan al equilibrio

• Presión/volumen (solo si Δn ≠ 0): Se desplaza hacia donde haya ↓n. Si Δn > 0 (↑p = ↓v = eq ←). Si Δn < 0 (↑p = eq →).
• Temperatura: Hacia donde se absorbe calor. Si es exotérmica (ΔH < 0): ↑T = eq ←. Si es endotérmica (ΔH > 0): ↑T = eq →.
• Concentración: Para que K no varíe. Si ↑ núm. = eq ←.
• Catalizador: Solo ↑v de reacción, por lo que el equilibrio no se ve afectado.

Principio de Le Chatelier-Braun

Si se modifica una condición de un sistema en equilibrio, este se desplaza en el sentido que contrarreste dicha modificación.

Factores que afectan a la solubilidad

• Entropía (S): En una disolución quedan iones libres, por lo que ↑S. Las disoluciones suelen ser endotérmicas (ΔH > 0), por lo que para ser espontáneas (ΔG < 0) debe ↑T = ↑solubilidad.
• Energía reticular (U): Cuanto ↓ la estabilidad de la red, más fácil será romper su estructura → ↓U = ↑solubilidad.
• Hidratación: Son buenos disolventes de compuestos iónicos aquellos cuya constante dieléctrica (εr) y momento dipolar son grandes. Esto impide que los iones se unan por fuerzas electrostáticas, y hace que cada uno se rodee de dipolos de H₂O, desprendiendo ↑E (energía de solvatación) → en H₂O = hidratación.

Precipitación fraccionada

Si en una disolución hay varios cationes o aniones distintos, podemos separarlos añadiendo un agente precipitante, siempre que los Kps sean diferentes. El que tenga el menor Kps precipitará primero.

Efecto del ion común

Cuando tenemos una sustancia poco soluble y añadimos una disolución con un ion común, se vuelve más insoluble, porque ↑[un ion] y ↓[del otro] para contrarrestar la Kps.

Disolución de precipitados

Métodos para ↓[iones] = ↑solubilidad:

• Formación de ácido débil: Los precipitados con aniones que los forman se disuelven con un ácido fuerte, ya que proporciona H⁺, que se une al anión formando un ácido débil y retirando aniones de la disolución (eq →).
• Formación de base débil: Se disuelven algunos hidróxidos cuyo Kps no es muy pequeño. Se añaden iones a una disolución de una base débil, retirando iones OH^- (eq →).
• Formación de complejo estable: Disolver precipitados con cationes de transición o postransición, que al unirse con aniones o moléculas neutras forman iones estables (eq →).

Características de los ÁCIDOS

Saben ácido, colorean de rojo el tornasol, son incoloros, atacan rocas carbonatadas produciendo efervescencia, reaccionan con metales desprendiendo H₂ (redox), neutralizan a las bases y reaccionan con bases para producir sales.

Características de las BASES

[Común ácido-base]: Sus disoluciones concentradas son cáusticas y, en disolución acuosa, permiten el paso de la corriente eléctrica.

Saben a lejía, colorean de amarillo, rojo, azul..., reaccionan con grasas para formar jabón, producen precipitado con disoluciones de sales (genera OH^- insoluble), neutralizan a los ácidos y reaccionan con ácidos para producir sales.

Teorías ÁCIDO-BASE

Arrhenius (solo moléculas)

Ácido = sustancia que en H₂O cede H⁺: HA (disol) → A^- (aq) + H⁺ (aq).
Base = sustancia que en H₂O cede iones: BOH (disol) → B⁺ (aq) + OH^- (aq).

Brönsted y Lowry (moléculas e iones)

Ácido = sustancia que cede protones: HA → A^- + H⁺. Si el disolvente es H₂O, produce ión hidronio: H⁺ + H₂O → H₃O⁺, es decir, HA + H₂O → A^- + H₃O⁺.

Base = sustancia que acepta protones: B + H⁺ → BH⁺. Si el medio es acuoso, produce iones OH^-: B + H₂O → BH⁺ + OH^-.

Estos conceptos son relativos: una sustancia se comporta como ácido siempre y solo si está frente a otra que es más base que ella (y viceversa). El ácido debe tener base conjugada, y la base un ácido conjugado: HA (ácido₁) + B (base₂) → A^- (base₁) + BH⁺ (ácido₂) [reversible].

*SUSTANCIAS ANFIPRÓTICAS: actúan como ácido o base.

Lewis

Ácido = sustancia capaz de aceptar un par de electrones (tiene orbitales atómicos vacíos).
Base = sustancia capaz de ceder un par de electrones (tiene pares de electrones libres).

Fuerza relativa de ácidos y bases

• Arrhenius: ácidos/bases fuertes cuando en disolución acuosa están totalmente disociados. Si α es muy pequeño = débiles.
• Brönsted y Lowry: La fortaleza depende de frente a quién esté. Se toma como referencia el H₂O. Si ácidos/bases son débiles, están poco disociados y la reacción se escribe como un equilibrio (⇌), ya que producen ácidos y bases conjugadas fuertes, haciendo que la reacción sea reversible.

Ka = fortaleza del ácido. Constante de acidez (si es grande = fuerte).

Kb = fortaleza de la base. Constante basicidad.

Ácidos fuertes

Inorgánicos (HCl, HI), HXO (HNO₃, H₂SO₄, H₃PO₄, HClO₄ > HIO₄ > HBrO₄).

Ácidos débiles

Orgánicos (metanoico = H-COOH, acético (etanoico) = CH₃COOH, propanoico, benzoico).

Bases fuertes (B.F)

OH de grupos 1 y 2.

Bases débiles (B.D)

Compuestos con N.

1.er Principio de la Termodinámica

Si sobre un sistema cerrado que se encuentra en el estado A se le comunica Q y realiza un W, pasando a B, se produce una variación en la U del sistema, igual a la diferencia entre Q suministrado y W realizado: ΔU = Q − W.