Ácidos, bases, electrones y electroquímica

Muchas reacciones no avanzan hasta que un reactivo desaparece por completo. Alcanzan un estado en el que las concentraciones macroscópicas dejan de cambiar aunque las transformaciones microscópicas continúan en ambos sentidos. A ese estado se le llama equilibrio químico. Entenderlo es indispensable para ácidos, bases, corrosión, baterías, solubilidad, síntesis y química atmosférica.

Este capítulo une tres ideas que suelen estudiarse separadas. El equilibrio explica por qué una reacción reversible se estabiliza en una composición. Los ácidos y bases muestran cómo la transferencia de protones o pares electrónicos reorganiza especies. Las reacciones redox muestran cómo la transferencia de electrones cambia estados de oxidación y permite convertir energía química en trabajo eléctrico o viceversa.

30.1. Equilibrio dinámico#

En un sistema cerrado, una reacción reversible puede avanzar en sentido directo e inverso. Al comienzo, si predominan reactivos, la velocidad directa puede ser mayor. A medida que se forman productos, aumenta la posibilidad de la reacción inversa. El equilibrio se alcanza cuando las velocidades directa e inversa se igualan. Las concentraciones permanecen constantes, pero las moléculas no quedan inmóviles.

La constante de equilibrio resume la composición de equilibrio para una reacción dada a una temperatura dada. Para una reacción idealizada:

puede escribirse, en forma simplificada para concentraciones ideales:

Los corchetes representan concentraciones molares y los exponentes proceden de los coeficientes estequiométricos. Esta forma introductoria oculta una precisión importante: en termodinámica rigurosa se usan actividades, no concentraciones desnudas. Para disoluciones diluidas, la aproximación por concentración puede funcionar razonablemente; para sistemas concentrados o no ideales, puede fallar.

El valor de $K$ no dice qué tan rápido se alcanza el equilibrio. Un equilibrio puede favorecer productos y ser lento; otro puede alcanzarse rápido y dejar cantidades apreciables de reactivos. La constante responde a composición final bajo condiciones dadas; la cinética responde a ruta y velocidad.

30.2. Perturbar un equilibrio#

Si un sistema en equilibrio se perturba cambiando concentración, presión o temperatura, puede evolucionar hacia una nueva composición de equilibrio. La formulación conocida como principio de Le Châtelier dice que el sistema responde de manera que contrarresta parcialmente la perturbación. Es una regla cualitativa útil, pero no sustituye el cálculo termodinámico.

Añadir reactivo puede aumentar la formación de productos hasta alcanzar una nueva relación compatible con $K$. Retirar producto puede impulsar más reacción directa. En equilibrios gaseosos, cambiar presión puede favorecer el lado con menor o mayor número de moles de gas, según el caso. Cambiar temperatura modifica el propio valor de la constante, porque la temperatura afecta la termodinámica de la reacción.

Un catalizador no desplaza el equilibrio. Acelera la llegada a él. Esta distinción corrige una interpretación común: si al añadir un catalizador se observa más producto en cierto tiempo, no significa necesariamente que el equilibrio cambió; puede significar que antes el sistema aún no había llegado a equilibrio.

30.3. Ácidos y bases: de sustancias a transferencias#

En una descripción de Brønsted-Lowry, un ácido dona un protón, $H^{+}$, y una base lo acepta. Esta definición no exige que el ácido sea una sustancia corrosiva ni que la base sea resbaladiza; describe un papel en una reacción. El agua puede actuar como base frente a un ácido que le dona un protón, formando $H_3{O}^{+}$; también puede actuar como ácido frente a una base fuerte, donando un protón y formando $O{H}^{-}$.

La fuerza de un ácido se refiere a cuánto favorece la transferencia de protón en un solvente dado. Un ácido fuerte se ioniza prácticamente por completo en agua en el nivel introductorio; un ácido débil establece un equilibrio con su base conjugada. La concentración y la fuerza no son lo mismo. Una disolución diluida de ácido fuerte puede tener menor concentración de $H_3{O}^{+}$ que una disolución concentrada de un ácido débil en ciertas condiciones.

El pH expresa de modo logarítmico la acidez acuosa relacionada con la actividad de $H^{+}$. En tratamientos introductorios se aproxima como:

Esta forma es útil en disoluciones diluidas, pero no debe confundirse con la definición termodinámica completa basada en actividad. La escala logarítmica implica que un cambio de una unidad de pH corresponde aproximadamente a un factor diez en la actividad de protones.

30.4. Neutralización, tampones y solubilidad#

Una reacción ácido-base puede producir agua y una sal, pero «neutralización» no significa siempre pH final exactamente 7. El resultado depende de la fuerza y cantidad relativa de ácido y base, del solvente, de las especies conjugadas y de la temperatura. Mezclar cantidades estequiométricas de un ácido fuerte y una base fuerte en agua puede acercarse a pH neutro; otros pares producen disoluciones ácidas o básicas.

Un tampón resiste cambios de pH porque contiene un ácido débil y su base conjugada, o una base débil y su ácido conjugado, en cantidades comparables. Al añadir pequeñas cantidades de ácido o base, el sistema desplaza equilibrios y consume parte de la perturbación. La capacidad de amortiguación no es infinita; si se supera la cantidad disponible de especies conjugadas, el pH cambia de modo marcado.

La solubilidad de muchos compuestos se trata también como equilibrio. Un sólido poco soluble puede coexistir con sus iones en disolución. Añadir un ion común puede reducir la solubilidad aparente al desplazar el equilibrio. Cambiar pH puede aumentar o disminuir la solubilidad si alguno de los iones reacciona con protones o hidróxidos.

30.5. Redox: oxidación, reducción y electrones#

Una reacción redox implica cambio en estados de oxidación. En la descripción clásica, oxidación es pérdida de electrones y reducción es ganancia de electrones. Ambas ocurren juntas: si una especie pierde electrones, otra debe aceptarlos. La especie que dona electrones se oxida y actúa como agente reductor; la que acepta electrones se reduce y actúa como agente oxidante.

Los estados de oxidación son una contabilidad formal, no siempre cargas reales. En compuestos covalentes, asignar electrones al átomo más electronegativo permite llevar cuenta de cambios. Esa contabilidad ayuda a balancear ecuaciones y reconocer transferencia electrónica, pero no implica que todos los enlaces sean iónicos.

El hierro que se corroe, una pila que entrega corriente y una reacción de combustión pertenecen al dominio redox. En cada caso hay cambios de estados de oxidación y transferencia de electrones, aunque el mecanismo concreto sea distinto. En una celda electroquímica, separar espacialmente oxidación y reducción permite que los electrones viajen por un circuito externo, produciendo corriente eléctrica.

30.6. Potenciales y espontaneidad redox#

La tendencia de una semirreacción a reducirse se expresa mediante potenciales de reducción bajo condiciones especificadas. Comparar potenciales permite estimar qué combinación de semirreacciones puede producir una celda espontánea. La relación entre potencial eléctrico y energía libre conecta química y trabajo eléctrico:

donde $n$ es el número de moles de electrones transferidos por mol de reacción, $F$ la constante de Faraday y $E$ el potencial de celda. Si $E$ es positivo bajo la convención usada, $\mathrm{\Delta }G$ resulta negativo y la reacción de celda es favorable en esas condiciones.

Los potenciales estándar no describen cualquier situación real. Cambian con concentración, presión, temperatura y actividad. La ecuación de Nernst introduce esas dependencias para sistemas electroquímicos, pero su uso detallado pertenece a un tratamiento más avanzado. Para este capítulo basta la idea: redox cuantifica no sólo qué electrones se transfieren, sino con qué fuerza termodinámica bajo condiciones definidas.

30.7. Límites de los modelos introductorios#

Los modelos de equilibrio, ácido-base y redox son poderosos, pero cada uno tiene límites. Usar concentraciones en lugar de actividades funciona en disoluciones ideales o diluidas; falla en medios concentrados. Hablar de $H^{+}$ en agua es una abreviatura: los protones se asocian con moléculas de agua y forman especies hidratadas. Asignar estados de oxidación simplifica la distribución electrónica real.

Estos límites no invalidan los modelos. Indican cómo usarlos. Un modelo introductorio debe permitir razonar sin ocultar que hay versiones más precisas. El error no consiste en usar $pH\approx -\log [H_3{O}^{+}]$ en un primer cálculo; consiste en olvidar que es una aproximación y aplicarla sin condiciones a cualquier medio.

El capítulo siguiente se centrará en el carbono. Allí reaparecerán equilibrio, ácido-base y redox, pero como herramientas para entender familias orgánicas, grupos funcionales y macromoléculas sin invadir la biología que vendrá después.

Preguntas de transferencia#

Equilibrio no significa reposo#

Ejemplo construido. En un recipiente cerrado, las concentraciones de A y B ya no cambian. Alguien concluye que la reacción se detuvo. ¿Qué alternativa debe considerarse?

Ácido fuerte y concentración#

Ejemplo construido. Dos disoluciones acuosas: una es ácido fuerte muy diluido y otra es ácido débil concentrado. ¿Puede la segunda tener pH menor?

Catalizador en equilibrio#

Ejemplo construido. Se añade catalizador a una reacción reversible y se observa producto antes. ¿Qué medición distinguiría rapidez de desplazamiento del equilibrio?

Estado de oxidación formal#

Ejemplo construido. En una molécula covalente, se asigna estado de oxidación positivo a un átomo. ¿Significa que ese átomo posee literalmente esa carga completa?

Fuentes y lecturas del capítulo#

IUPAC. Compendium of Chemical Terminology, Gold Book. Terminología de equilibrio, actividad, ácido, base, oxidación, reducción y potencial electroquímico. (Gold Book)

OpenStax. Chemistry 2e. Presentación introductoria de equilibrio químico, ácido-base, solubilidad y electroquímica. (OpenStax Chemistry 2e)

NIST. Chemistry WebBook. Datos de especies químicas que permiten contextualizar constantes y propiedades en condiciones definidas. (NIST Chemistry WebBook)

BIPM. The International System of Units, SI Brochure. Marco para unidades de cantidad de sustancia, energía, temperatura y electricidad. (SI Brochure)

IUPAC. Green Book: Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry. Referencia para magnitudes fisicoquímicas y notación, accesible desde el portal de libros de color. (IUPAC Color Books)

Bibliografía de la parte IV · Bibliografía general

Última revisión editorial

28 de septiembre de 2026

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28 de septiembre de 2026