Equilibrios múltiples ( SEGUNDO DE BGU REGULAR) REALICE LA TAREA PROPUESTA

 

Equilibrios múltiples

Habilidades para desarrollar

• Describir ejemplos de sistemas involucrando dos (o más) equilibrios químicos simultáneos
• Calcular concentraciones de reactivos y productos para sistemas de equilibrios múltiples
• Comparar la disolución y la formación de los electrolitos débiles

Algunas veces cuando una reacción de equilibrio no puede adecuadamente describir el sistema siendo estudiado. A veces tenemos más de un tipo de equilibrio ocurriendo al mismo tiempo ( por ejemplo, una reacción de ácido-base y una reacción de precipitación).

El océano es un ejemplo único de un sistema con equilibrios múltiples, o múltiples estados de equilibrio de solubilidad trabajando simultáneamente. El dióxido de carbono en el aire se disuelve en el agua del mar y forma el ácido carbónico (H2CO3). El ácido carbónico se ioniza para formar los iones de hidrógeno y los iones de bicarbonato (HCO−3)$({\text{HCO}}_3^{-})$, que se puede ionizar aun mas en iones de hidrógeno y carbonato (CO2−3)$({\text{CO}}_3^{2-})$:

CO2(g)⇌CO2(aq)(15.3.1)$$\begin{array}{}\text{(15.3.1)}& {\text{CO}}_2^{}(g)\rightleftharpoons {\text{CO}}_2^{}(aq)\end{array}$$

CO2(aq)+H2O⇌H2CO3(aq)(15.3.2)$$\begin{array}{}\text{(15.3.2)}& {\text{CO}}_2^{}(aq)+{\text{H}}_2^{}\text{O}\rightleftharpoons {\text{H}}_2^{}{\text{CO}}_3^{}(aq)\end{array}$$

H2CO3(aq)⇌H+(aq)+HCO−3(aq)(15.3.3)$$\begin{array}{}\text{(15.3.3)}& {\text{H}}_2^{}{\text{CO}}_3^{}(aq)\rightleftharpoons {\text{H}}^{+}(aq)+{\text{HCO}}_3^{-}(aq)\end{array}$$

HCO−3(aq)⇌H+(aq)+CO2−3(aq)(15.3.4)$$\begin{array}{}\text{(15.3.4)}& {\text{HCO}}_3^{-}(aq)\rightleftharpoons {\text{H}}^{+}(aq)+{\text{CO}}_3^{2-}(aq)\end{array}$$

El exceso de iones de H+ hace que el agua de mar sea más ácida. Un aumento en la acidificación del océano puede tener un impacto negativo en los la formación de arrecifes de coral, porque no pueden absorber el carbonato de calcio que necesitan para crecer y mantener sus esqueletos (Figura 15.3.1$\mathrm{15.3.}1$). En turno, esto interrumpe el biosistema local que depende en el arrecife de coral para sobrevivir. Si se ven afectados suficientes arrecifes de coral, las interrupciones de vida marina se pueden sentir globalmente. Los océanos del mundo se encuentran en medio de un período de intensa acidificación, que se cree que comenzó a mediados del siglo XIX, y que ahora se está acelerando a un ritmo más rápido que cualquier cambio en el pH oceánico en los últimos 20 millones de años.

Figura 15.3.1$\mathrm{15.3.}1$: Los arrecifes de coral saludables (a) sustentan una variedad densa y diversa de vida marina a lo largo de la cadena alimentaria oceánica. Pero cuando los corales no pueden adecuadamente construir y mantener sus esqueletos de carbonita de calcio debido al exceso de acidificación del océano, el arrecife insalubre (b) solo es capaz de albergar una pequeña fracción de las especies como antes, y la cadena alimentaria local comienza a colapsar. (crédito a: modificación del trabajo de NOAA Photo Library; crédito b: modificación del trabajo de “prilfish” / Flickr).

Aprenda mas sobre la acidificación del mar y como afecta otras criaturas marinas.

Los sólidos un poco solubles derivados de los ácidos débiles generalmente se disuelven en los ácidos fuertes, a menos que sus productos de solubilidad sean muy pequeños. Por ejemplo, podemos disolver el CuCO3, FeS y Ca3(PO4)2 en HCl porque sus aniones básicos reaccionan para formar ácidos débiles (H2CO3, H2S y H2PO−4${\text{H}}_2^{}{\text{PO}}_4^{-}$). La disminución resultante en la concentración del anión da como resultado un desplazamiento de las concentraciones de equilibrio hacia la derecha de acuerdo con el principio de Le Chatelier.

Figura 15.3.2$\mathrm{15.3.}2$: Aquí se muestra el cristal del mineral hidroxiapatita, Ca5(PO4)3OH. La apatita pura es blanca, pero como muchos otros minerales, esta muestra está coloreada debido a la presencia de impurezas.

Para nosotros es de particular relevancia la disolución de la hidroxiapatita, Ca5(PO4)3OH, en ácido. Las apatitas son una clase de minerales de fosfato de calcio (Figura 15.3.2$\mathrm{15.3.}2$); una forma biológica de la hidroxiapatita se encuentra como mineral principal en el esmalte de nuestros dientes. Una mezcla de hidroxiapatita y agua (o saliva) contiene una mezcla en equilibrio de Ca5(PO4)3OH sólido y iones de Ca2+ disueltos, PO3−4${\text{PO}}_4^{3-}$ y los iones de OH–:

Ca5(PO4)3OH(s)⟶5Ca2+(aq)+3PO3−4(aq)+OH−(aq)$$\begin{array}{}\text{(15.3.5)}& {\text{Ca}}_5^{}{({\text{PO}}_4^{})}_3^{}\text{OH}(s)⟶5{\text{Ca}}^{2+}(aq)+3{\text{PO}}_4^{3-}(aq)+{\text{OH}}^{-}(aq)\end{array}$$

Cuando se exponen al ácido, los iones de fosfato reaccionan con los iones de hidronio para formar iones de fosfato de hidrógeno y últimamente al ácido fosfórico:

PO3−4(aq)+H3O+⇌H2PO2−4+H2O(15.3.6)$$\begin{array}{}\text{(15.3.6)}& {\text{PO}}_4^{3-}(aq)+{\text{H}}_3^{}{\text{O}}^{+}\rightleftharpoons {\text{H}}_2^{}{\text{PO}}_4^{2-}+{\text{H}}_2^{}\text{O}\end{array}$$

PO2−4(aq)+H3O+⇌H2PO−4+H2O(15.3.7)$$\begin{array}{}\text{(15.3.7)}& {\text{PO}}_4^{2-}(aq)+{\text{H}}_3^{}{\text{O}}^{+}\rightleftharpoons {\text{H}}_2^{}{\text{PO}}_4^{-}+{\text{H}}_2^{}\text{O}\end{array}$$

H2PO−4+H3O+⇌H3PO4+H2O(15.3.8)$$\begin{array}{}\text{(15.3.8)}& {\text{H}}_2^{}{\text{PO}}_4^{-}+{\text{H}}_3^{}{\text{O}}^{+}\rightleftharpoons {\text{H}}_3^{}{\text{PO}}_4^{}+{\text{H}}_2^{}\text{O}\end{array}$$

El ion de hidróxido reacciona para formar el agua:

OH−(aq)+H3O+⇌2H2O$$\begin{array}{}\text{(15.3.9)}& {\text{OH}}^{-}(aq)+{\text{H}}_3^{}{\text{O}}^{+}\rightleftharpoons 2{\text{H}}_2^{}\text{O}\end{array}$$

Estas reacciones disminuyen las concentraciones de los iones de fosfato e hidróxido, y la hidroxiapatita adicional se disuelve en una solución ácida de acuerdo con el principio de Le Chatelier. Nuestros dientes desarrollan caries cuando los residuos ácidos producidos por las bacterias que crecen en ellos hacen que la hidroxiapatita del esmalte se disuelva. Las pastas dentales con fluoruro contienen fluoruro de sodio, NaF o fluoruro estannoso [más apropiadamente llamado el fluoruro de estaño (II)], SnF2. Funcionan por dreemplazando el io de n OH– en la hidroxiapatita con el ion de F–, produciendo fluorapatita, Ca5(PO4)3F:

NaF+Ca5(PO4)3OH⇌Ca5(PO4)3F+Na++OH−(15.3.10)$$\begin{array}{}\text{(15.3.10)}& \text{NaF}+{\text{Ca}}_5^{}{({\text{PO}}_4^{})}_3^{}\text{OH}\rightleftharpoons {\text{Ca}}_5^{}{({\text{PO}}_4^{})}_3^{}\text{F}+{\text{Na}}^{+}+{\text{OH}}^{-}\end{array}$$

El Ca5(PO4)3F que resulta es un poco menos soluble que el Ca5(PO4)3OH, y F– es una base más débil que el OH–. Ambos factores hacen que la fluorapatita sea más resistente al ataque de los ácidos que la hidroxiapatita. Para obtener más información, consulte el artículo Química en la vida cotidiana sobre el papel del flúor en la prevención de la caries dental.

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