Eq Iónicos

Equilibrios Iónicos
• Electrolitos y no-electrolitos
• Electrolitos fuertes y débiles
• Acidos y bases
• Autoionización del agua
• pH, pOH
Electrolitos y no electrolitos
Un electrolito es una sustancia que en solución

acuosa se disocia parcial o totalmente en iones
y por lo tanto conduce la corriente eléctrica.
Ej: las sales, los ácidos y los hidróxidos.
Un no-electrolito es una sustancia que no se

disocia en solución acuosa, y por lo tanto no
conduce la corriente eléctrica.
Ej: sacarosa, urea, glucosa.
Electrolitos fuertes y débiles
Un electrolito fuerte es una sustancia que en
solución acuosa se disocia totalmente en iones
Ej: las sales, algunos ácidos e hidróxidos
(NaCl, HCl, NaOH).
Un electrolito débil es una sustancia que en

solución acuosa se disocia parcialmente en
iones (existe un equilibrio entre la especie sin
disociar y sus iones).
Ej: la mayoría de los ácidos y bases orgánicas.
Ácidos y Bases. Criterio de Arrhenius
• Ácidos: sustancias que aumentan la [H+] en

solución acuosa.
Ej: HCl → H+ + Cl-
• Bases: sustancias que aumentan la [OH-] en
solución acuosa.
Ej: NaOH → Na+ + OH-
PROBLEMA: hay sustancias que se comportan
como bases (reaccionan con ácidos) y no tienen
OH- en su molécula.
Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
• Un ácido es una especie química que dona H+ y
una base es una especie química que acepta H+.
• Las bases de Brønsted-Lowry no necesitan
contener OH-.
HCl + H2O  H3O+ + Cl-
NaOH + H2O → Na+(H2O) + OH-
NH3 + H2O → NH4+ + OH-

• El agua es anfótera: puede actuar como ácido o
como base.
HA + H2O ↔ H3O+ + A-
HA + B ↔ BH+ + A-
Par ácido-base conjugado
Ácido 1 + Base 2 ↔ Ácido 2 + Base 1
Par ácido-base conjugado

Fuerza relativa de
ácidos y bases
• Cuanto más fuerte es el
ácido, más débil es la
base conjugada.
• H+ es el ácido más fuerte
que existe en equilibrio
en solución acuosa.
• OH- es la base más fuerte
que existe en equilibrio
en solución acuosa.
Autoionización del H2O. Producto iónico
• En agua pura, se establece el siguiente equilibrio:

H2O + H2O ↔ H3O+ + OH-
• a 25 C
 -
[H 3O ][OH ]

-
K[H 3O ][OH ] 2
Kc  c
[H2 2 O]
[H 2 O]

K c [H2 2 O]2  [H  3 O ][ OH -
]
K c [H 2 O]  [H 3O ][OH ] -
 14
K w  [H  3O ][ - OH ]  1,0
-
1410
K w  [H 3O ][OH ]  1,0 10
Escala de pH y pOH
pH = -log[H+] = -log[H3O+]
pOH = -log[OH-]
• En agua pura a 25 C:
[H+]= [OH-] = 1,00 10-7 M
pH = pOH = 7,00
• En soluciones ácidas:
[H+] > 1,00  10-7, pH < 7,00.
• En soluciones básicas:
[H+] < 1,00  10-7, pH > 7,00.
La escala de pH
Otras escalas “p”
• En general, para un número X: pX   log X
• Por ej: pKw = -log Kw.
 14
K w  [ HK
3 O ][ OH -
]  
1,0 
 [H O ][OH ]  1,0 10
10 - 14
 
w 3
 

pK w   log [H 3O ][OH- ]  14
 ,00
pK w   log [H 3O- ][OH ]  14,00
-
  log[ H O ]  log[ OH ]  14,00
3

pH  pOH  14,00   log[ H 3O ]  log[ OH ]  14
-
pH  pOH  14,00
Escala de pH: Indicadores
Ácidos Fuertes
Son electrolitos fuertes, totalmente ionizados en
solución:
AH → A- + H+
HNO3(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + NO3-(aq)
HNO3(aq)  H+(aq) + NO3-(aq)
• HCl • HClO3
• HBr • HClO4
• HI • H2SO4 (primera disociación)
• HNO3
Bases Fuertes
Son electrolitos fuertes, totalmente ionizados
en solución:
• La mayoría de los hidróxidos iónicos son bases
fuertes (p.ej. NaOH, KOH, RbOH, CsOH,
Ca(OH)2 Mg(OH)2 , Ba(OH)2
• Bases muy fuertes que no contienen OH-:
O2-(aq) + H2O(l)  2OH-(aq)
H-(aq) + H2O(l)  H2(g) + OH-(aq)
N3-(aq) + H2O(l)  NH3(aq) + 3OH-(aq)
Ácidos débiles
• Parcialmente ionizados en solución.
HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq)
[H 3O  ][A- ]
Ka 
[HA]
HA(aq) H+(aq) + A-(aq)
[H  ][A- ]
Ka 
[HA] A > Ka → más fuerte es el ácido
Ácidos débiles
Ácidos débiles. Grado de disociación
- • A mayor α, más fuerte es el
[A ]
 ácido.
[HA ]0 • α disminuye a medida que
aumenta la concentración
inicial del ácido.
• Ej:
AcH 0,05 M → α = 0,02
AcH 0,15 M → α = 0,01
Porcentaje de disociación:  x 100

Ácidos débiles. Ácidos polipróticos
• Tienen más de un protón ionizable.
• La disociación se realiza en pasos:
H2SO3(aq) H+(aq) + HSO3-(aq) Ka1 = 1.7 x 10-2
HSO3-(aq) H+(aq) + SO32-(aq) Ka2 = 6.4 x 10-8

• La remoción del primer protón es siempre más fácil
que la de los restantes.
• Ka1 > Ka2 > Ka3 …
• La mayor parte de la [H+] en equilibrio corresponde a
la primera ionización del ácido. (Ka1).
Ácidos débiles polipróticos
Escala de pH: Indicadores
Bases débiles
• Existe un equilibrio en la base y el ácido conjugado:
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)
[ NH4 ][OH- ]
Kb   1,8 105
[ NH3 ]
ClO-(aq) + H2O(l) HClO(aq) + OH-(aq) Kb = 3.3 x
Kb  3,3 107
Bases débiles
Relación entre Ka y Kb
 -
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + -
OH (aq) K b  [ NH 4 ][OH ]
[ NH3 ]
NH4 + H2O ↔ NH3(aq) + H3 O+ [ NH3 ][H 3O  ]

(aq) + Ka  
[ NH4 ]
• Para un par ácido-base conjugado:

Ka  Kb = Kw
• Por lo tanto, cuanto más fuerte es el ácido, más
débil es la base conjugada, y viceversa.
Propiedades ácido-base y estructura química.
Factores que afectan la fuerza del ácido H-X:

HX  H+ + X-
•Polaridad del enlace.
(> Polaridad > acidez).
•Energía de disociación del enlace.
(> Energía < acidez).
•Estabilidad de la base conjugada, X-.
(> estabilidad > acidez).
Fuerza de Ácidos Binarios
Oxiácidos
• Estructura general: Y-O-H.
• La fuerza del ácido depende de “Y” y de los átomos
unidos a él.
– Si Y fuera un metal: no sería un oxiácido sino un hidróxido.
– Si la electronegatividad de Y es intermedia o alta, se trataría
de un ácido débil.
– A mayor número de átomos de O unidos a Y, mayor
polaridad del enlace O-H  mayor acidez.
– A igualdad de número de átomos de O, a mayor
electronegatividad de “Y”, mayor acidez.
HOCl HClO2 HClO3 HClO4

Estructura Oxiácidos
Ácidos Carboxílicos
• Ácidos orgánicos que contienen el grupo funcional
carboxilo: COOH
O O
C C + H+
R OH R O R
O O
C C
R O R O
Ácidos y bases de Lewis
• Un ácido de Brønsted-Lowry es un donante de H+.
• Desde el punto de vista electrónico: un ácido de B-L es
un aceptor de pares de electrones.
• Ácido de Lewis: es un aceptor de pares de electrones.
• Base de Lewis: es un donante de pares de electrones.
H+ + :NH3 [ H:NH3]+
BF3 + :NH3 F3B:NH3

Ácidos y bases de Lewis
• Los metales de transición son generalmente ácidos de
Lewis.
• Los ácidos de Lewis deben tener un orbital vacío para
alojar los electrones que van a captar.
Propiedades ácido-base de soluciones salinas
• Prácticamente todas las sales son electrolitos fuertes:
totalmente disociadas en sus iones en solución.
• Los iones provenientes de ácidos o bases fuertes no
reaccionan con el agua: soluciones neutras.
Ej: NaCl, Ca(NO3)2
• Los iones provenientes de ácidos o bases débiles
reaccionan con el agua: soluciones ácidas, neutras o
alcalinas.
• Hidrólisis: es la reacción de un ión, proveniente de un
ácido o de una base débil, con el agua. La reacción
provoca la formación de H+ u OH-.
Soluciones de sales derivadas de:
 Ácido fuerte + Base fuerte: Neutro
NaCl Na+ + Cl-
 Ácido débil + Base fuerte: Básico
NaOCl  Na+ + ClO-
ClO- + H2O ↔HClO + OH-
 Ácido fuerte + Base débil: Ácido
NH4Cl  NH4+ + Cl-
NH4+ + H2O ↔ NH4OH + H+
 Ácido débil + Base débil: Ácido, Básico o Neutro,
dependiendo de las constantes de equilibrio
Titulación
Titulación: procedimiento por el cual se determina la

concentración de una sustancia “A” en solución haciendo
reaccionar un cierto volumen de la misma con otra solución,
de concentración conocida, de una sustancia “B” que
reaccione con ella.
En la titulación ácido-base interviene un ácido (p.ej. HCl,

AcH) con una base (p.ej. NaOH)
AH + BOH → AB + H2O
Titulación
• Punto de equivalencia: es el punto en el cual las cantidades

de A y B se encuentran en cantidades estequiométricas.
• Punto final: es el punto en el cual se da por finalizada la
titulación. Se detecta mediante algún cambio que ocurre en
las cercanías del punto de equivalencia (p. ej., cambio de
color de un indicador, salto de pH medido con un electrodo,
aparición de un precipitado, cambio de un parámetro
eléctrico, etc.)
Curva de titulación ácido-base
Ácido fuerte con base fuerte
Titulación ácido-base
Ácido débil-base fuerte

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Equilibrios Iónicos

Un electrolito es una sustancia que en solución

Un no-electrolito es una sustancia que no se

Un electrolito débil es una sustancia que en

• Ácidos: sustancias que aumentan la [H+] en

NaOH + H2O → Na+(H2O) + OH-

NH3 + H2O → NH4+ + OH-

Par ácido-base conjugado

Ácido 1 + Base 2 ↔ Ácido 2 + Base 1

Par ácido-base conjugado

• En agua pura, se establece el siguiente equilibrio:

HA(aq) H+(aq) + A-(aq)

Porcentaje de disociación:  x 100

HSO3-(aq) H+(aq) + SO32-(aq) Ka2 = 6.4 x 10-8

• Existe un equilibrio en la base y el ácido conjugado:

NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)

ClO-(aq) + H2O(l) HClO(aq) + OH-(aq) Kb = 3.3 x

NH4 + H2O ↔ NH3(aq) + H3 O+ [ NH3 ][H 3O  ]

• Para un par ácido-base conjugado:

Factores que afectan la fuerza del ácido H-X:

HOCl HClO2 HClO3 HClO4

BF3 + :NH3 F3B:NH3

Titulación: procedimiento por el cual se determina la

En la titulación ácido-base interviene un ácido (p.ej. HCl,

• Punto de equivalencia: es el punto en el cual las cantidades

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