Constante de equilibrio

En una reacción química en general:

\alpha A+\beta B...\rightleftharpoons \sigma S+\tau T...

la constante de equilibrio puede ser definida como^[1]

K={\frac {{\{S\}}^{\sigma }{\{T\}}^{\tau }...}{{\{A\}}^{\alpha }{\{B\}}^{\beta }...}}

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.

K_{c}={\frac {{[S]}^{\sigma }{[T]}^{\tau }...}{{[A]}^{\alpha }{[B]}^{\beta }...}}

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 orgánica y en la bioquímica se acostumbra a usar el valor pK_a para el equilibrio de disociación.

pK_{a}=-\log K_{a}=\log(1/K_{a})\,

donde K_a es la constante de disociación ácida. por ello se suma los productos

Constantes de Brønsted

El pH está definido en términos de la actividad de los iones de hidrógeno

pH=-\log\{H^{+}\}\,

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

HL\rightleftharpoons L+H:pK=-\log \left({\frac {[L]\{H\}}{[HL]}}\right)

Constantes de Hidrólisis

Artículo principal: Equilibrio iónico

En una solución acuosa, la concentración de los iones hidroxilos está relacionada a la concentración de los iones hidrógeno así:

K_{W}=[H][OH]:[OH]=K_{W}[H]^{-1}\,

El primer paso en la hidrólisis de los iones metálicos^[2] puede ser expresado de dos maneras diferentes

$M(H_{2}O)\rightleftharpoons M(OH)+H:[M(OH)]=\beta ^{*}[M][H]^{-1}$
$M+OH\rightleftharpoons M(OH):[M(OH)]=K[M][OH]=KK_{W}[M][H]^{-1}$

Obtenemos que $\beta *=KK_{W}$ . Las constantes de hidrólisis son usualmente reportadas en la forma $\beta *$ y eso conduce a la aparición de los valores extraños. Por ejemplo, si lgK=4 y lg K_W=-14, lg $\beta ^{*}$ = 4 -14 = -10. En general cuando el producto de la hidrólisis contiene n grupos hidróxidos lg $\beta ^{*}$ = lg K + n lg K_W.

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 valores^[3] a 25 °C:

Carbonato de bario: 8.1×10⁻⁹
Cloruro de cobre (I): 1.2×10⁻⁶
Sulfato de plomo (II): 1.6×10⁻⁸
Carbonato de magnesio: 1.15×10⁻⁵
Cloruro de plata: 1.8×10⁻¹⁰
Bromuro de plata: 5×10⁻¹³
La base de datos extensa publicada por la IUPAC de las constantes de equilibrio (en inglés)

Base de batos estándar de referencia NIST

Base de datos de los pKa

Referencias

↑ F.J,C. Rossotti and H. Rossotti, The Determination of Stability Constants, McGraw-Hill, 1961.
↑ C.F. Baes and R.E. Mesmer, The Hydrolysis of Cations, Wiley, 1976
↑ H.P.R. Frederikse, David R. Lide (ed.). CRC Handbook of Chemistry and Physics. ISBN 0-8493-0478-4.

Enlaces externos

[1] F.J,C. Rossotti and H. Rossotti, The Determination of Stability Constants, McGraw-Hill, 1961.

[2] C.F. Baes and R.E. Mesmer, The Hydrolysis of Cations, Wiley, 1976

[3] H.P.R. Frederikse, David R. Lide (ed.). CRC Handbook of Chemistry and Physics. ISBN 0-8493-0478-4.

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