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CAPÍTULO 6 

CONCEPTOS GENERALES DE EQUILIBRIO QUÍMICO

Los catalizadores son muy importantes para el químico analítico en reacciones que 

normalmente son demasiado lentas para ser útiles en forma analítica. Un ejemplo es el uso 

de catalizador de tetróxido de osmio para acelerar la reacción de titulación entre arsénico(III) 

y cerio(IV), cuyo equilibrio está muy favorecido pero su rapidez es demasiado baja para 

ser útil en titulaciones. En realidad, se puede usar la medición del cambio en la rapidez 

de una reacción cinéticamente lenta en presencia de un catalizador para determinar la 

concentración de este último.

6.9  Finalización de las reacciones

Si el equilibrio de una reacción se ubica lo suficientemente a la derecha como para que la 

cantidad remanente de sustancia que se está determinando (reactivo) sea demasiado pequeña 

para medirse por la técnica de medición que se utiliza, se considera que la reacción ha 

llegado a su finalización. Si el equilibrio no está tan favorecido, entonces se puede aplicar 

el principio de Le Châtelier para hacerlo favorable. Se puede aumentar la concentración 

de un reactivo o disminuir la concentración de un producto. Asimismo, promover la for-

mación de más producto: 1) permitiendo que escape un producto gaseoso; 2) precipitando 

el producto; 3) formando un complejo iónico estable del producto en solución, o 4) me-

diante extracción preferencial.

Por lo anterior, es evidente que el principio de Le Châtelier es el concepto dominante 

detrás de la mayor parte de las reacciones químicas en el mundo real. Es en especial im-

portante en las reacciones bioquímicas, y los factores externos como la temperatura pueden 

tener efecto significativo en los equilibrios biológicos. Los catalizadores (enzimas) desem-

peñan también un papel importante en muchas reacciones biológicas y fisiológicas, como 

se verá en el capítulo 22.

6.10   Constantes de equilibrio para especies que se disocian 

o se combinan: electrólitos débiles y precipitados

Cuando una sustancia se disuelve en agua, a menudo se disocia o ioniza parcial o totalmente. 

Los electrólitos disociados parcialmente se llaman electrólitos débiles, y los disociados 

totalmente  electrólitos fuertes. Por ejemplo, el ácido acético se ioniza sólo parcialmente 

en agua y por tanto es un electrólito débil, pero el ácido clorhídrico se ioniza por completo, 

y en consecuencia se trata de un electrólito fuerte (las disociaciones de ácidos en agua son 

en realidad reacciones de transferencia de protones: HOAc 

  H

2

É  H

3

O



 

 OAc



). 

Algunas sustancias se ionizan por completo en agua, pero tienen solubilidad limitada; a 

éstas se les llamará sustancias ligeramente solubles. Las sustancias se pueden combinar 

en solución para formar un producto disociable, por ejemplo un complejo. Un ejemplo de 

esto es la reacción del cobre(II) con amoniaco para formar la especie Cu(NH

3

)

4

2



.

La disociación de electrólitos débiles o la solubilidad de sustancias ligeramente so-

lubles se puede describir de manera cuantitativa mediante las constantes de equilibrio. Las 

constantes para electrólitos por completo disueltos y disociados son efectivamente infinitas. 

Considérese la especie disociante AB:

 AB 

É A 

 B 

(6.11)

La constante de equilibrio para una disociación así se puede escribir como

 

[A][B]



[AB]

 

K

eq

 (6.12)

Véase el capítulo 22 para usos 

analíticos de los catalizadores 

enzimáticos.

Las constantes de equilibrio son 

finitas cuando las disociaciones 

son menores a 100%.

Para el análisis cuantitativo, los 

equilibrios deben estar por lo 

menos 99.9% a la derecha para 

mediciones precisas. Una reac-

ción que está 75% a la derecha 

todavía es una reacción “com-

pleta”.

Un electrólito débil se disocia 

sólo en forma parcial. Una sus-

tancia ligeramente soluble es un 

electrólito fuerte porque la por-

ción que se disuelve se ioniza 

por completo.

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