Equilibrios iónicos

Ácidos y bases

• Teoría de Arrhenius (1887):

– Ácido: sustancia que produce protones (H+) en agua

HCl ( g ) 
H 2O
→ H + ( ac ) + Cl − ( ac )
– Base o álcali: sustancia que produce iones hidróxido (OH-) en
agua

NaOH ( s ) 
H 2O
→ Na + ( ac ) + OH − ( ac )

– Limitaciones:
• Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones
hidroxilo, por ejemplo NH3.
• Se limita a disoluciones acuosas.

Se requiere una perspectiva más general

2
 Ácidos y bases

• Teoría de Brønsted y Lowry (1923):

– Ácido: dador de protones
– Base o álcali: aceptor de protones
– Reacción ácido-base: reacción de intercambio de protones

− +
HNO2 (ac) + H 2 O(l ) ⇔ NO2 (ac) + H 3O (ac)
Ácido Base Base Ácido
conjugada conjugado

+
NH 3 (ac) + H 2O(l ) ⇔ NH 4 (ac) + OH − (ac)
Ácido Base
Base Ácido conjugado conjugada

3
 Fuerzas relativas de ácidos y bases

Entre más fuerte es un ácido, más

débil es su base conjugada; entre
más fuerte es una base, más débil
es su ácido conjugado.

4
 Ácidos y bases

• Teoría de Lewis (1923):

– Ácido: aceptor de pares de electrones
– Base o álcali: dador de pares de electrones
– Reacción ácido-base: reacción de intercambio de pares de electrones

ácido base
de Lewis de Lewis
5
Autoionización del agua. Producto iónico del agua

+ -
H O + H O H O H + O H

H H H

[ ][ ]
Kw = H 3O + x OH − = 1,0 x10 −14 a 25°C

Anfótero: sustancia que puede actuar como ácido y como base

Agua pura: [ H 3O + ] = [OH − ] = Kw

a 25ºC: [ H 3O + ] = [OH − ] = 1, 0 ×10−14 = 1, 0 ×10−7 M

Solución ácida Solución neutra Solución básica o alcalina

[ H 3O + ] > [OH − ] [ H 3O + ] = [OH − ] [ H 3O + ] < [OH − ]

6
 pH, pOH y pK

[
pH = − log H 3O + ]
Definición:
pOH = − log OH − [ ]
pKw = − log Kw

[ H 3O + ][OH − ] = K w

− log[ H 3O + ] − log[OH − ] = − log K w

pH + pOH = pK w

25º C ; pH + pOH = 14, 00

7
 pH, pOH y pK

[ H 3O + ] / M pH pOH [OH − ] / M
L L L L
1, 0 ×10−12 12, 00 2, 00 1, 0 ×10−2
1, 0 ×10−11 11, 00 3, 00 1, 0 ×10−3
1, 0 ×10−10 10, 00 4, 00 1, 0 ×10−4

Basicidad
1, 0 ×10−9 9, 00 5, 00 1, 0 ×10−5
Acidez

1, 0 ×10−8 8, 00 6, 00 1, 0 ×10−6
1, 0 ×10−7 7, 00 7, 00 1, 0 ×10−7
1, 0 ×10−6 6, 00 8, 00 1, 0 ×10−8
1, 0 ×10−5 5, 00 9, 00 1, 0 ×10−9
1, 0 ×10−4 4, 00 10, 00 1, 0 ×10−10
1, 0 ×10−3 3, 00 11, 00 1, 0 ×10−11
1, 0 ×10−2 2, 00 12, 00 1, 0 ×10−12
L L L L

8
 Electrolitos fuertes y débiles

Ácido fuerte Ácido débil

[HA] [A–] [H+] [HA] [HA]

[A–] [H+]
 Ácidos y bases fuertes

Tienen el equilibrio de ionización muy desplazado a la derecha. Existen

en disolución acuosa completamente como iones

HCl + H 2O → Cl − + H 3O + NaOH → Na + OH + −

Ácidos fuertes Bases fuertes

HCl HBr HI LiOH NaOH
HClO4 HClO3 KOH RbOH
HNO3 CsOH Ca ( OH )2
H 2 SO4 (sólo la 1ª ionización)
Sr ( OH )2 Ba ( OH )2

10
 Ácidos y bases fuertes
Ejemplo: Disolución HCl(ac) 0,015 M. ¿Cuánto valen las concentraciones molares
de las especies presentes en la disolución y el pH?

HCl + H 2O → Cl − + H 3O +
(−c0 ) +c0 + c0
2 H 2 O ⇔ H 3O + + OH − [ H 3O + ][OH − ] = K w
+w +w

[Cl − ] = c0 = 0, 015M
015M 1

[ H 3O + ] = c0 + w ≅ c0 = 0, 015M 2
[OH − ] = w = 6, 7 ×10−13 M 3

3 • [H3O+] y [OH-] deben ser consistentes con Kw 4

[OH − ] = K w [ H 3O + ] pH = − log 0, 015 = 1,82

= 1, 0 ×10−14 0, 015
= 6, 7 ×10−13 M
11
 Ácidos débiles
• Ejemplo: Calcular el pH de una solución de HCN 0,2 M [HCN: Ka=4,9x10-10]

12
 Ácidos débiles

Se hace la aproximación
simplificada de que x, la
cantidad de ácido que se
disocia, es pequeña en
comparación con la
concentración inicial de
ácido, es decir, 0.20 - x ≅
0.20.

9,9x10 -6 es mucho menor que el 5% de 0.20. Por consiguiente,

la aproximación simplificadora es apropiada (α < 5% )

13
 Grado de ionización
(de un ácido o de una base débiles)

HA + H 2 O ⇔ A − + H 3O + [ A− ][ H 3O + ]
= Ka
−x +x +x [ HA]

Molaridad de ácido ionizado

Porcentaje de ionización = ×100%
Molaridad de ácido inicial
[ A− ] x
α= =
c0 c0
Ácido fuerte
[ HA] = c0 − x = c0 (1 − α ) 1
[ A− ] =x = c0α α
[ H 3O + ] = x = c0α
0,5

c02α 2 c0α 2
= Ka = Ka Ácido débil
c0 (1 − α ) (1 − α ) 0
c0

14
Propiedades ácido
ácido--base de las disoluciones de
sales. Hidrólisis
• Hidrólisis:: Es la reacción de los iones de una sal con el
agua. Sólo es apreciable cuando estos iones proceden de
un ácido o una base débil.
Tipos de hidrólisis

• Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.

Ejemplo: NaCl pH = 7
• Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
Ejemplo: NaCN pH > 7
• Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.
Ejemplo: NH4Cl pH < 7
• Sales procedentes de ácido débil y base débil.
Ejemplo: NH4CN pH depende de Ka y Kb 15
Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.

• Ejemplo: NaCl
• NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS. ya que tanto el Na+ que
es un ácido muy débil como el Cl– que es una base muy
débil apenas reaccionan con agua. Es decir los
equilibrios::
equilibrios

• Na+ + 2 H2O NaOH + H3O+

• Cl– + H2O HCl + OH–
están muy desplazados hacia la izquierda.
izquierda.

HAY HIDRATACIÓN
Disolución neutra
Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
• Ejemplo: Na+CH3–COO–

• SE PRODUCE HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el Na+ es

un ácido muy débil y apenas reacciona con agua (se
hidrata), pero el CH3–COO– es una base fuerte y
reacciona con ésta de forma significativa:
• CH3–COO– + H2O CH3–COOH + OH–
lo que provoca que el pH > 7.
Disolución básica

Kw = Ka Kb
Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.

• Ejemplo: NH4Cl
• SE PRODUCE HIDRÓLISIS ÁCIDA ya que el NH4+ es
un ácido relativamente fuerte y reacciona con agua
mientras que el Cl– es una base débil y no lo hace de
forma significativa (se hidrata):
hidrata):

• NH4+ + H2O NH3 + H3O+

lo que provoca que el pH < 7. Disolución ácida

Kw = Ka Kb válida para todo par conjugado ácido-

ácido-base en
solución acuosa
Sales procedentes de ácido débil y base débil.

• Ejemplo: NH4CN
• En este caso tanto el catión NH4+ como el anión CN– se
hidrolizan y la disolución será ácida o básica según qué
ion se hidrolice en mayor grado.
• Como Kb(CN–) = 2 · 10–5 y
Ka(NH4+) = 5,6 · 10–10 ,
en este caso, la disolución es básica ya que Kb(CN–) es
mayor que Ka(NH4+)

• Si Ka (catión) > Kb (anión) = Disolución ácida.

• Si Ka (catión) < Kb (anión) = Disolución básica.
• Si Ka (catión) = Kb (anión) = Disolución neutra.
 Disoluciones amortiguadoras o reguladoras
(tampón)

• Son capaces de mantener el pH después de añadir pequeñas

cantidades tanto de ácido como de base. Están formadas
por un par conjugado ácido-
ácido-base débil:

• Disoluciones de ácido débil + sal de dicho ácido débil con

catión neutro:
– Ejemplo: ácido acético + acetato de sodio.

• Disoluciones de base débil + sal de dicha base débil con

anión neutro:
– Ejemplo: amoniaco y cloruro de amonio.
Acción amortiguadora

21
Cálculo del pH de una disolución amortiguadora

22
 Ecuación de Henderson-
Henderson-Hasselbach

pH = pKa + log
[sal ]
[ácido]

pOH = pKb + log

[sal ]
[base]

23
 Ejemplo

• ¿Cuál es el pH de una disolución que se preparó

añadiendo 0,30 mol de ácido acético y 0,30 mol de
acetato de sodio en suficiente agua para obtener 1 L de
solución? CH COOH(ac) H+(ac) + CH COO-(ac)
3 3

Como Ka es pequeña, asumimos

que x es pequeña comparada con
las concentraciones originales de
CH3COOH y CH3COO−

24
 • Utilizando la ecuación de Henderson
Henderson--Hasselbach:

pH = pKa + log
[sal ] = 4,74 + log
(0,30)
= 4,74
[ácido] 0,30
• Calcular el pH de esta disolución, después de agregar
0,02 moles de NaOH
CH3COOH(ac) + OH -(ac) CH3COO-(ac) + H2O(l)

Antes de
la 0,30 0,02 0,30
reacción
Después
de la 0,280 0 0,320
reacción

pH = pKa + log
[sal ] = 4,74 + log
(0,320)
= 4,80
[ácido] 0,280 25
Cálculo del pH de una disolución amortiguadora
después de la adición de un ácido o una base

26
Variación del pH al añadir pequeñas
cantidades de NaOH o HCl
 Equilibrios de solubilidad

• Disoluciones de sales
– Disolución saturada (de una sal): aquella que no admite que se
disuelva más cantidad de sal en ella
• Se establece un equilibrio entre el soluto puro (la sal) y la disolución
saturada (los iones de la sal): Equilibrio de solubilidad
– Solubilidad de una sal, s: concentración de la sal en una
disolución saturada de la misma
• solubilidad molar: solubilidad en M, o mol/L
• g/L
– Sales solubles (en un disolvente): las de alta solubilidad
– Sales insolubles o poco solubles (en un disolvente): las de baja
solubilidad

disolución saturada (de concentración s)

soluto puro
28
 Constante del producto de solubilidad Kps

AgCl (s) ⇔ Ag+(ac) + Cl-(ac) Kps= [Ag+][Cl-]

PbI2 (s) ⇔ Pb+2(ac) + 2I-(ac) Kps= [Pb+2][I-]2

Ag2SO4 (s) ⇔ 2Ag+(ac) + SO4-2(ac) Kps= [Ag+]2[SO4-2]

Mg3(PO4)2 (s) ⇔ 3Mg+2(ac) + 2PO4-3(ac) Kps= [Mg+2]3[PO4-3]2

Para condiciones de no equilibrio, se usa el

Producto Iónico “Q” Por ejemplo;
consideremos el AgCl: Q = [Ag+]o [Cl-]o
Donde, [Ag+]o [Cl-]o son concentraciones
iniciales y no de equilibrio. 29
• Para las sales poco solubles se pueden presentar las tres
situaciones siguientes:

• Q < Kps Disolución insaturada (No precipita)

• Q = Kps Disolución saturada “equilibrio” (No precipita)
• Q > Kps Disolución sobresaturada (Precipita)

30
 Efecto del pH sobre la solubilidad

Fe(OH ) 2 ( s ) ⇔ Fe +2 (ac) + 2OH − (ac) Kps = 1,6 x10 −14

s 2s

[ ][
Kps = Fe +2 x OH − ] 2
= ( s ) x(2 s ) 2 = 4s 3 = 1,6 x10 −14
−5
s = 1,6 x10 mol / L [OH ] = 2s = 2 x1,6 x10
− −5
= 3,2 x10 −5 mol / L

pOH = 4,5 y pH = 14-4,5 = 9,5

Por lo tanto, en un medio que tenga un pH < 9,5 la

solubilidad del Fe(OH)2 debe aumentar, ya que aumenta
[H+] y disminuye [OH− ]. En consecuencia la [Fe+2]
aumenta. Por la misma razón al aumentar el pH de la
solución la solubilidad del Fe(OH)2 debe disminuir.

31