Equilibrio Iónico

El equilibrio iónico se diferencia del equilibrio molecular por el

tipo de partículas presentes en la mezcla en equilibrio, así:
• En el equilibrio molecular tenemos la presencia únicamente
de moléculas, es decir, tanto los reactivos como los productos
se encuentran en estado molecular.
• En el equilibrio iónico tenemos la presencia tanto de
moléculas como de partículas iónicas en la mezcla en
equilibrio.
En esta sección vamos a estudiar la participación de las
siguientes sustancias:
• ácidos y bases en solución acuosa
• el agua
• sales en solución acuosa
 La importancia de los ácidos, las bases y las sales (producto
de la reacción de un ácido y una base) es amplia:
• Sin ácidos y bases no se podría fabricar una multitud de
sustancias entre las que figuran fertilizantes, pigmentos, sales,
productos del petróleo, fibras sintéticas, vidrio, etc.
• Los ácidos, las bases y las sales son indispensables en la
agricultura, pues muchas plantas requieren un medio
ligeramente ácido para crecer.
• La acidez y la basicidad desempeñan un papel fundamental en
el comportamiento de ciertos sistemas químicos, biológicos y
geológicos.
• Algunos medicamentos, como el ácido ascórbico y la
penicilina, son estables en medios ácidos, pero no en medios
básicos.
 Teorías ácido – base
Analizaremos dos de las definiciones de los ácidos y bases,
teniendo en cuenta su comportamiento al disolverlos en agua
pura.
Teoría de Arrhenius
• Un ácido es una sustancia que cuando se disuelve en agua
libera iones hidrógeno, H+.
• Una base es una sustancia que al disolverse en agua, libera
iones hidroxilo, OH–.
Por ejemplo, cuando el cloruro de hidrógeno gaseoso, HCl, se
disuelve en agua, se disocia en iones hidrógeno, H+, y iones
cloruro, Cl–:

Los ácidos orgánicos contienen el grupo carboxilo, -COOH, el cual

libera el ion hidrógeno, H+. Por ejemplo, para el ácido acético,
CH3COOH, (componente principal del vinagre):

Cuando el hidróxido de sodio, NaOH, se disuelve en agua, se

disocia en iones sodio, Na+ y iones hidroxilo, OH–:
 Teoría de Brönsted – Lowry
• Un ácido es una sustancia (molécula o ion) que puede
transferir un protón, H+, a otra sustancia.
• Una base es una sustancia que puede aceptar un protón.
El agua puede comportarse como ácido en algunos casos y en
otros como base, por eso se dice que es un anfótero.
La teoría de Brönsted – Lowry permite ampliar el rango de
sustancias que pueden clasificarse como bases, por ejemplo
el amoníaco, NH3:

A una base y un ácido que difieren sólo en la presencia o

ausencia de un protón, se les conoce como par conjugado
ácido-base:
Fortaleza de ácidos
• La fuerza de los ácidos está determinada por su capacidad
para disociarse en iones en disolución acuosa. Se dice que un
ácido es fuerte si está totalmente disociado y es débil si la
disociación es parcial:
• ácido fuerte:
HX + H2O → H3O+ + X-
. ácido débil:
Como vemos, los ácidos débiles forman un sistema en equilibrio
cuando se disuelven en agua. La expresión de la constante de
equilibrio, en términos de concentraciones se denomina Ka,
constante de disociación ácida:
 Observando la expresión de Ka podemos concluir que:
• conforme se incrementa la [H3O+], aumentará el valor de Ka y
el del grado de ionización, α.
• cuanto mayor es el valor de α, el ácido será menos débil, y
en consecuencia, mayor es el valor de Ka.
A mayor valor de Ka ⇒ menos débil o relativamente más
fuerte es el ácido.
Ácidos Fuertes
• HCl ácido clorhídrico
• HBr ácido bromhídrico
• HI ácido yodhídrico
• HNO3 ácido nítrico
• H2SO4 ácido sulfúrico
• H3ClO4 ácido perclórico
Ácidos débiles:
- Acido fluorhídrico - Acido fórmico
- Acido nitroso - Acido benzoico
- Acido acetilsalicílico - Acido cianhídrico
- Acido acético
Fortaleza de bases
• Los hidróxidos metálicos contienen iones OH– en sus redes
cristalinas, luego todos son bases potencialmente fuertes. La
fuerza de los hidróxidos está determinada por la
concentración de iones OH– en la disolución.
• Las bases fuertes están conformadas por los hidróxidos de los
metales de las familias 1A y 2A de la tabla periódica (excepto
Be y Mg):
Base fuerte:

Base débil:

Como observamos, las bases débiles también forman un sistema

en equilibrio cuando se disuelven en agua:
Bases débiles:
- Amoniaco NH3
- Piridina C5H5N
- Anilina C6H5NH2
- Urea H2NCONH2
- Cafeína C8H10N4O2
- Metilamina CH3NH2
La expresión de la constante de equilibrio, en términos de
concentraciones, se denomina Kb, constante de disociación
básica:

conforme se incrementa la [OH–], aumentará el valor de Kb y el

del grado de ionización, α. Cuanto mayor es el valor de α, la
base será menos débil, y en consecuencia, mayor es el valor
de Kb.
Ciertas bases son mejores aceptoras de protones que
otras. Cuanto más fuerte es una base, más débil es su ácido
conjugado.
A mayor valor de Kb ⇒ menos débil o relativamente más fuerte
es la base
Autoionización del agua y escala de pH
El agua como ácido y como base
El agua pura es neutra, no muestra las propiedades de un ácido
ni de una base. Sin embargo, esta neutralidad no quiere decir
que en el agua pura no existan iones H3O+ ni OH–.
Recordemos que en la definición de Brönsted-Lowry vimos que
el agua puede comportarse ya sea como ácido o como base,
dependiendo de la especie con la que interactúa:
• tiene átomos de hidrógeno capaces de ser cedidos a otra
especie.
• el átomo de oxígeno tiene pares libres capaces de aceptar un
protón.
 Si consideramos dos moléculas de agua, donde una se
comporta como ácido y la otra como base, tendremos:

En este caso, la constante en términos de concentraciones, se

denomina Kw, constante del producto iónico del agua:
Kw = [H3O+] [OH-]
De la ecuación de equilibrio de la autoionización del agua
podemos deducir que, en el agua pura la [H3O+] es igual a la
[OH-]:

Cuando al agua se le añade un ácido, la concentración de iones

H3O+ se incrementa, a la vez que la concentración de los iones
OH- disminuye, de manera que el producto [H3O+] [OH-] se
mantenga constante. Esto provoca que dominen las
propiedades ácidas, o sea que la concentración de H3O+ sea
mayor que la de los iones OH–.
Por el contrario, si se añade una base al agua, es la
concentración de iones OH– la que aumenta, mientras que la
de los iones H3O+ disminuye, tornándose la solución en
básica, donde la concentración de iones H3O+ es menor que la
de los iones OH–, de manera que el producto [H3O+] [OH-] se
mantiene constante.
A 25 °C, Kw = 1 x 10–14, por lo tanto en el agua pura:
[H3O+] = [OH-] = 1 x 10–7 M
• [H3O+] = [OH-] agua pura y soluciones neutras
• [H3O+] > [OH-] soluciones ácidas
• [H3O+] < [OH-] soluciones básicas
La escala de PH
• Expresar la concentración de los iones H3O+ y OH– en números
tan pequeños resulta engorroso, por lo que en 1909 se definió
la escala de pH, del francés pouvoir hidrogene, poder del
hidrógeno. La definición matemática de pH es:
pH = – log [H3O+]

• y se acostumbra definir también: pOH = – log [OH–]

• y análogamente: pKw = – log Kw
pKa = – log Ka
pKb = – log Kb
 Como la [H3O+] se relaciona con la [OH–], a través de Kw, se
cumple que:
pH + pOH = pKw
y a 25 °C: pH + pOH = 14
• Como la escala de pH es logarítmica, una diferencia de una
unidad implica un cambio en la acidez de 10 veces.
• El pH indica la acidez de una disolución, mientras que la
fuerza del ácido está caracterizada por su porcentaje de
disociación.
• Cuando el pH se incrementa, el pOH disminuye.
Cálculos con ácidos y bases débiles
• Los cálculos en el equilibrio iónico, en particular con ácidos y bases
débiles, es similar al empleado en el equilibrio molecular, solo que como
trabajamos con partículas iónicas en disoluciones acuosas, debemos
trabajar con concentraciones, en términos de molaridad, M.
• Identifica las especies principales presentes en la solución.
• Selecciona la especie que puede producir iones H+ o iones OH–, según sea
el caso y escribe la reacción de ionización.
• Escribe la expresión de la constante de equilibrio.
• Tabula las concentraciones iniciales y en el equilibrio.
• Escribe las concentraciones en el equilibrio en términos de x.
• Sustituye en la expresión de equilibrio, las concentraciones en equilibrio,
en términos de x.
• Resuelve para x, recuerda que puedes aplicar la “forma aproximada”.
• Calcula [H+] o [OH–] según corresponda, el grado de ionización y el pH.
Recuerda que: