Equilibrio químico y reacciones ácido-base

Un equilibrio químico es dinámico: la reacción directa y la inversa ocurren a la misma velocidad y las concentraciones ya no cambian. Para aA + bB ⇌ cC + dD, la constante de equilibrio es Kc = [C]^c · [D]^d / ([A]^a · [B]^b), que solo depende de la temperatura. En gases, Kp = Kc · (R · T)^Δn, siendo Δn la variación de moles gaseosos.

El cociente de reacción Q tiene la misma expresión con concentraciones cualesquiera: si Q < K la reacción avanza hacia los productos; si Q > K, hacia los reactivos; si Q = K, está en equilibrio.

Principio de Le Chatelier: si se perturba un equilibrio, el sistema evoluciona para contrarrestar la perturbación. Añadir un reactivo o retirar un producto (gaseosos o en disolución; los sólidos y líquidos puros no influyen) lo desplaza a la derecha; aumentar la presión disminuyendo el volumen lo desplaza hacia donde hay menos moles de gas (añadir un gas inerte a volumen constante no lo desplaza); aumentar la temperatura favorece el sentido endotérmico. Un catalizador no desplaza el equilibrio, solo hace que se alcance antes.

Según Brønsted-Lowry, un ácido cede protones y una base los acepta; cada ácido tiene su base conjugada (NH4+ / NH3). El agua se autoioniza: Kw = [H3O+] · [OH-] = 1,0 · 10^-14 a 25 °C. Se define pH = -log [H3O+] y, a 25 °C, pH + pOH = 14.

Los ácidos fuertes (HCl) se disocian por completo; los débiles (CH3COOH) solo en parte, según su Ka. Las sales también pueden cambiar el pH por hidrólisis: el NH4Cl da disoluciones ácidas y el CH3COONa, básicas.