Una vez iniciada cualquier reacción química pueden presentarse dos situaciones diferentes: la reacción se desarrolla hasta el agotamiento de los reactivos o bien transcurrir hasta un punto en el que, aun cuando existan reactivos en cierta cantidad, la reacción, aparentemente, se detiene. Que el comportamiento sea de una u otra forma dependerá de la constante de equilibrio de la reacción, cuando ésta es muy grande y la reacción ocurre hasta el agotamiento del reactivo que se halla en menor proporción, nos hallamos en el caso de las reacciones irreversibles, el segundo caso es el de las reacciones reversibles en el que la reacción llega a un estado de equilibrio.

A pesar de que un sistema químico en equilibrio parece que no se modifica con el tiempo, esto no significa que no está ocurriendo ningún cambio. Inicialmente, los reactivos se combinan para formar los productos, pero llega un momento en que la cantidad de producto es lo suficientemente grande para que estos productos reaccionen entre sí volviendo a formar los reactivos iniciales. De esta manera transcurren simultáneamente dos reacciones: directa e inversa.

El equilibrio se alcanza cuando los reactivos se transforman en productos con la misma velocidad que los productos vuelven a transformarse en reactivos. Velocidad de reacción directa igual a velocidad de reacción inversa.





 ELECTROLITOS

 

Comúnmente, los electrólitos existen como soluciones de ácidos, bases o sales. Más aún, algunos gases puede comportarse como electrólitos bajo condiciones de alta temperatura o baja presión. Las soluciones de electrólitos pueden resultar de la disolución de algunos polímeros biológicos (por ejemplo, ADN, polipéptidos) o sintéticos (por ejemplo, poliestirensulfonato), en cuyo caso se denominan polielectrólito) y contienen múltiples centros cargados.

Las soluciones de electrólitos se forman normalmente cuando una sal se coloca en un solvente tal como el agua, y los componentes individuales se disocian debido a las interacciones entre las moléculas del solvente y el soluto, en un proceso denominado solvatación. Por ejemplo, cuando la sal común, NaCl se coloca en agua, sucede la siguiente reacción:
 

NaCl(s) → Na⁺ + Cl⁻

ÁCIDOS FUERTES Y DÉBILES

 

Se llama ácido fuerte, aquel ácido que se disocia completamente en solución a temperatura y presiones constantes. En esas condiciones, la concentración de un ácido fuerte es igual a la concentración de iones de hidrógeno (Hidronio o H₃O⁺). La ecuación para la completa disociación de un ácido fuerte (HA) es:

HA(aq) → H⁺(aq) + A^-(aq)

en donde el ácido libera iones (H⁺) y una base conjugada (A^-) en concentraciones iguales.

[HA] = [H⁺] = [A^-]; pH = -log[H+].

Por ejemplo,

HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl^-

La constante de disociación de un ácido fuerte en comparación con ácidos débiles es igual al de la concentración de hidronio expresada en el término logarítmico: pK_a < -1.74.

Algunos ácidos fuertes conocidos son el ácido clorhídrico, el ácido sulfúrico, el ácido nítrico y el ácido perclórico.