Conceptos Clave de Química: Equilibrio Ácido-Base y Electroquímica

Conceptos Fundamentales de Química

Definiciones Clave

• Ion Hidronio (H₃O⁺): Es el ácido más fuerte que puede existir en agua.
• Ion Hidróxido (OH⁻).
• Hidrólisis: Proceso que ocurre cuando una sal se disuelve en agua y sus iones reaccionan con el agua para producir iones H₃O⁺ o OH⁻, afectando el pH de la solución. Se relaciona con las constantes de acidez (Ka) o basicidad (Kb) de los iones.
• Punto de Equivalencia: En una titulación ácido-base, es el punto en el que la cantidad de ácido y base son estequiométricamente equivalentes.

Titulaciones Ácido-Base y pH en el Punto de Equivalencia

• Ácido Fuerte-Base Fuerte: El punto de equivalencia se encuentra en pH = 7 debido a la autoionización del agua.
• Ácido Débil-Base Fuerte: El punto de equivalencia se encuentra en pH > 7 debido a la hidrólisis básica del anión del ácido débil.
• Ácido Fuerte-Base Débil: El punto de equivalencia se encuentra en pH < 7 debido a la hidrólisis ácida del catión de la base débil.

Clasificación de Ácidos y Bases Comunes

• Ácidos Fuertes: HCl, HBr, HI, H₂SO₄, HNO₃, HClO₃, HClO₄.
• Bases Fuertes: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂.
• Sustancias Anfóteras (actúan como ácido y base): HCO₃⁻, HPO₄²⁻, H₂PO₄⁻, Al(OH)₃.

Otros Conceptos de Soluciones

• NaClO: Es una sal que se disocia completamente en solución acuosa.
• Solución Amortiguadora (Tampón): Un sistema como NH₃/NH₄Cl genera una solución que resiste cambios de pH.
• Cálculos Estequiométricos: En reacciones, se trabaja con la especie que tiene moles remanentes al final (reactivo en exceso) o con el reactivo limitante para determinar la cantidad de producto.

Equilibrio Iónico del Agua (a 25°C)

• Producto Iónico del Agua (Kw): A 25°C, [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 x 10⁻¹⁴.
• Solución Ácida: [OH⁻] < 1.0 x 10⁻⁷ M y [H₃O⁺] > 1.0 x 10⁻⁷ M.
• Solución Básica: [OH⁻] > 1.0 x 10⁻⁷ M y [H₃O⁺] < 1.0 x 10⁻⁷ M.

Afirmaciones Clave sobre Equilibrio Ácido-Base (a 25°C)

Aseveraciones Correctas

• La suma de pH + pOH = 14.
• El agua pura siempre tiene un valor de pH = 7.
• Existen soluciones acuosas que también tienen un valor de pH = 7 (soluciones neutras).
• El anión de un ácido débil se comporta como una base débil.
• Un ácido aumenta la concentración de iones H₃O⁺ en solución acuosa.
• Independientemente de la temperatura, en agua pura se cumple que [H₃O⁺]eq = [OH⁻]eq.
• En solución acuosa, un ácido siempre reacciona con una base para formar una sal y agua (reacción de neutralización).

Aseveraciones Falsas

• El pH tendrá un mayor valor a mayor concentración de iones [H₃O⁺]. (Falso: A mayor [H₃O⁺], el pH disminuye, indicando mayor acidez).

Principios de Electroquímica

Conceptos de Celdas Electroquímicas

• Cátodo: Electrodo donde ocurre la reducción. En celdas galvánicas, es el polo positivo (+) y la carga del elemento disminuye.
• Ánodo: Electrodo donde ocurre la oxidación. En celdas galvánicas, es el polo negativo (-) y la carga del elemento aumenta.
• Flujo de Electrones: En una celda galvánica, la dirección del flujo de electrones es siempre del ánodo al cátodo.

Celdas Galvánicas

• Notación de Celda Galvánica: Ejemplo: Zn(s) | Zn²⁺(M) || Cu²⁺(M) | Cu(s). El ánodo (oxidación) se escribe a la izquierda y el cátodo (reducción) a la derecha.
• Electrodos y Electrolitos: En el ejemplo anterior, Zn y Cu son los electrodos; Zn²⁺(M) y Cu²⁺(M) son los electrolitos.
• Potencial Estándar de Celda (ΔE°): Si ΔE° > 0, la reacción es espontánea. Si ΔE° < 0, la reacción es no espontánea.
• Constante de Equilibrio (Kc): Se relaciona con el potencial estándar de celda mediante la ecuación: Kc = 10^((n * ΔE°) / 0.0591) (a 25°C), donde 'n' es el número de moles de electrones transferidos.
• Tipos de Celdas Galvánicas: Las celdas galvánicas, incluyendo baterías y pilas, funcionan con ΔE° > 0.

Tipos de Electrodos

• Electrodos Activos: Participan directamente en la reacción electroquímica, sufriendo oxidación o reducción.
• Electrodos Inertes: No sufren cambio químico, solo facilitan la transferencia de electrones (ej. Pt, grafito).

Consideraciones en Cálculos Electroquímicos

• Cuando se tienen volúmenes distintos de soluciones reaccionantes, es crucial calcular los moles de cada especie para determinar las concentraciones finales.
• Si se pregunta por el potencial de celda (ΔE), las diferencias de volumen no afectan directamente si las concentraciones de las especies electroactivas se mantienen.
• Si se pregunta por las concentraciones finales de las especies, los volúmenes distintos sí afectan, ya que el volumen total de la solución cambia.
• En la representación de celdas electroquímicas, el electrodo con el potencial de reducción estándar más bajo se coloca en el ánodo (izquierda).

Afirmaciones Clave sobre Electroquímica

Aseveraciones Correctas

• Una celda funciona como galvánica cuando la reacción química se produce espontáneamente.
• A mayor ΔE°, mayor será la constante de equilibrio (Kc) para la reacción de transferencia de electrones.
• En una celda galvánica y en una celda electrolítica, el ánodo es el electrodo donde se produce la oxidación.
• El voltaje de una celda galvánica depende de la reacción química, las concentraciones de reactivos y productos, y la temperatura (T°).

Aseveraciones Falsas

• Dos celdas que utilizan reacciones de transferencia de electrones distintas no pueden generar el mismo voltaje. (Falso: Podrían generar el mismo voltaje si sus potenciales estándar de celda (ΔE°) son iguales, aunque las reacciones sean diferentes).