Impacto del pH en el principio de LeChatelier

Definición del principio de Le Chatelier

Hagamos un poco de química de perros. Imagina la siguiente ecuación:

Reacción de mushing de perro

En esta reacción, el perro y el arnés son los reactivos y el perro de trineo es el producto . Note la doble flecha en la ecuación. Esto denota que la reacción puede ir hacia adelante y hacia atrás. En otras palabras, la reacción hacia adelante es un perro + un arnés que se convierte en un perro de trineo. La reacción inversa es un perro de trineo que se convierte en un perro normal y un arnés.

Podemos describir esta reacción como una que está en equilibrio , lo que significa que la concentración de productos y reactivos sigue siendo la misma, y ​​la reacción directa y la inversa están sucediendo al mismo tiempo.

¿Te imaginas algunos factores más que podrían cambiar la reacción de nuestro perro al mushing? ¿Y si agregamos más arneses? ¿O si quitamos algunos perros? Para comprender qué sucede con las reacciones que están en equilibrio, está el Principio de Le Chatelier , que establece que si se altera una reacción en equilibrio, el equilibrio cambiará para contrarrestar ese cambio.

Por ejemplo, digamos que aumenta los reactivos o la cantidad de perros y arneses. Según el principio de Le Chatelier, esto cambiaría la reacción para favorecer los productos. Esto tiene sentido, porque si tienes muchos más perros y muchos más arneses, obtendrás más perros de trineo.

¿Qué es el pH?

Ahora que está más familiarizado con el principio de Le Chatelier y el concepto de equilibrio, exploremos el pH. Quizás recuerde que el pH representa cuántos iones de hidrógeno hay en una solución. Si una solución tiene muchos iones de hidrógeno, tendrá un pH bajo y se considerará ácida. Por otro lado, si una solución tiene una cantidad baja de iones de hidrógeno, tiene un pH alto y se considera básica. La concentración de iones de hidrógeno es inversamente proporcional a la concentración de iones de hidróxido. Entonces, en otras palabras, a medida que aumenta la concentración de iones de hidrógeno, la concentración de iones de hidróxido disminuye, y viceversa.

pH y el principio de Le Chatelier

¿Recuerda lo que sucedió cuando aumentamos la cantidad de reactivos en nuestro ejemplo de mushing para perros? Se desplazó hacia el lado de los productos con más perros de trineo. Y si agregamos más perros de trineo, la reacción cambiaría hacia los reactivos, o arneses y perros. Esto se debe al principio de Le Chatelier, que siempre trata de contrarrestar el cambio.

En las reacciones de pH, ocurre lo mismo. Para entender esto, repasemos algunos ejemplos.

Ejemplo 1

Exploremos qué sucede si aumenta el pH. Cuando aumente el pH, lo hará más básico agregando iones de hidróxido.

Eche un vistazo a la reacción en nuestro primer ejemplo anterior. Nuestro primer desafío es ver si podemos encontrar iones de hidróxido en esta ecuación. Si echa un vistazo al lado del producto, verá algunos iones de hidróxido, o OH – . Al aumentar el pH, aumentamos el número de iones de hidróxido. Según el principio de Le Chatelier, esto hará que el equilibrio cambie para contrarrestar eso. Por tanto, se desplaza hacia los reactivos. Esto equivale a agregar más perros de trineo y el equilibrio se desplaza hacia el arnés y el perro.

Ahora, digamos que aumenta los iones H + , reduciendo así el pH. Los iones H + en realidad están representados por H 3 O + . Al agregar iones H 3 O + , los iones OH – se ‘gastan’ en la reacción para producir agua. Por lo tanto, dado que están “agotados”, en realidad hay menos en el lado del producto. Según el principio de Le Chatelier, el equilibrio se contrarrestará para hacer frente a este cambio. Por lo tanto, se desplazará hacia el lado del producto.

¿Cómo te sientes al respecto? Hagamos dos más.

Ejemplo # 2

Veamos esta reacción:

Digamos que disminuimos el pH agregando iones H 3 O + . Si observa el lado del producto, puede ver que hay iones H 3 O + . Incrementarlos significa más iones H 3 O + en el lado del producto, por lo que el equilibrio se desplazará hacia el lado del reactivo.

Ahora aumentemos el pH agregando más iones OH – . En este caso, estos iones “consumirán” los iones de hidrógeno y producirán agua, por lo que se reducirá el número de iones H 3 O + . Por lo tanto, se desplazará hacia el lado del producto.

Resumen de la lección

Las reacciones que están en equilibrio significan que la concentración de productos y reactivos permanece igual, y que las reacciones directas y reverentes están sucediendo al mismo tiempo. Podemos usar el principio de Le Chatelier , que establece que si se altera una reacción en equilibrio, el equilibrio cambiará para contrarrestar ese cambio. Usamos el Principio para comprender cómo ciertos factores influyen en estas reacciones.

Nuestro enfoque aquí fue cómo el pH , o cuántos iones de hidrógeno hay en una solución, afectará el equilibrio. Agregar iones H 3 O + reducirá el pH, haciendo que la sustancia sea más ácida. Agregar más iones OH – aumenta el pH y hace que la sustancia sea más básica.

Para reacciones que tienen iones OH – en el lado del producto:

• El aumento del pH aumentará el número de iones OH – , por lo que el equilibrio se desplazará hacia la izquierda.
• Disminuir el pH aumentará el número de iones H 3 O + . Ellos ‘consumirán’ los iones OH – , desplazando así el equilibrio hacia la derecha.

Para reacciones que tienen H 3 O + en el lado del producto:

• Aumentar el pH aumentará la cantidad de iones OH – , que ‘consumirán’ los iones H 3 O + . Esto desplazará el equilibrio hacia la derecha.
• Disminuir el pH aumentará el número de iones H 3 O + . Esto aumentará los iones H 3 O + en el lado del producto, por lo que el equilibrio se desplazará hacia la izquierda.