Equilibrio iónico

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HCl + H2O --> H3O+ + Cl-

Donde:

Keq=[H3O+][Cl-]/[HCl]

En el tiempo de equilibrio [HCl] tiende a cero, por ende Keq tiende a infinito

Cuando la disociación es menor al 100%, se habla de un electrolito débil. Los eletrolitos débiles forman equilibrios verdaderos

Ejemplo: HF + H2O <==> H3O+ + F-

Esta reacción no se completa, alcanza cierto equilibrio, con cierta constante, por eso debe llevar dos medias flechas en direcciones opuestas (flecha doble)

Donde: Keq=[H3O+][F-]/[HF]

Como la disociación no es completa, en el tiempo de equilibrio, [HF], [H3O+] y [F-] permanecerán constante, por ende estamos en presencia de un equilibrio químico

Autoionización del Agua[editar]

La autoionización del agua es la reacción química en la que dos moléculas de agua reaccionan para producir un ion hidronio (H3O+) y un ion hidróxido (OH):

2 H2O (l) está en equilibrio con H3O+ (aq) + OH (aq)

El agua es un electrolito débil, por lo que conduce la corriente eléctrica en una fracción pequeñísima, debido a que se encuentra poco disociada.

H2O + H2O = H3O+ + OH-

Al ser una reacción reversible, podemos expresarla en función de una constante de equilibrio:

Keq= [H3O+]·[OH-]

Al ser el agua una especie pura, no se le considera en la expresión, por ende, la constante de equilibrio del agua queda expresada en función de la presencia de los dos iones formados.

Mediante procesos electroquímicos, se pudo comprobar que la constante de equilibrio de esta relación tiene un valor de:

[H3O+] = [OH-] = 1·10-7
Kw=1·10-14

que es conocida como Constante de autoionización del agua

Constante de equilibrio para especies ácidas y básicas[editar]

Por convención, cuando se trabaja con una especie ácida, a la constante de equilibrio de dicha especie se la denomina constante de acidez, y se designa Ka; y cuando se trabaja con una especie básica, a la constante de equilibrio se la denomina constante de basicidad y se designa Kb.

No obstante, el equilibrio iónico es un tipo especial de equilibrio químico, por ende, a la hora de hacer cálculos, se trata como tal.

 Constante de Ionización de Ácido  y Base débiles a 25 ° C 
Nombre Reacción Constante
Ácidos débiles Ka
Ácido acético CH3COOH ⇌ H++CH3COO- 1,8x10-5
Ácido benzoico C6H5COOH ⇌ H++C6H5COO- 6,4x10-5
Ácido cloroacetico CH2CLOOH ⇌ H++CH2CLOO- 1,4x10-3
Ácido fórmico HCOOH ⇌ H++HCOO- 1,8x10-4
Ácido cianhídrico HCN ⇌ H++CN- 4,9x10-10
Ácido fluorhídrico HF ⇌ H++F- 6,7x10-14
Ácido iódico HIO3 ⇌ H++IO3- 0,17
Ácido nitroso HNO2 ⇌ H++NO2- 4,5x10-4
Ácido propiónico C2H5COOH ⇌ H++C2H5COO- 1,3x10-5
Ácido sulfhídrico H2S ⇌ H++HS- K1= 1,0x10-7
HS ⇌ H++S- K2= 1,2x10-13
Ácido carbónico H2CO3 ⇌ H++HCO3- K1= 4,2x10-7
HCO3 ⇌ ⇌H++CO3= K2= 6,0x10-11
Ácido fosfórico H3PO4 ⇌ H++H2PO4- K1= 7,5x10-3
H2PO4 ⇌ H++HPO4= K2= 6,2x10-5
HPO4 ⇌ H++PO4 K3= 1,0x10-12
Ácido sulfuroso H2SO3 ⇌ H++HSO3- K1= 1,25x10-5
HSO3 ⇌ H++SO3= K2= 5,6x10-8
Bases débiles Kb
Amoníaco NH3+H2O ⇌ NH4++OH- 1,8x10-5
Anilina C6H5NH2+H2O ⇌ C6H5NH3++OH- 4,0x10-10
Etilamina C2H5NH2+H2O ⇌ C2H5NH3++OH- 4,3x10-4
Piridina C2H5N+H2O ⇌ C2H5NH++OH- 1,7x10-9
Metilamina CH3NH2+H2O ⇌ CH3NH3++OH- 4,4x10-4

Relación entre Ka y Kb[editar]

Por la teoría ácido-base de Brønsted-Lowry sabemos que existen pares conjugados ácido-base (un ácido genera una base conjugada y una base genera un ácido conjugado, cuyas fuerzas quedan determinadas por la fuerza opuesta del ácido/base que les dio origen).

Sea HA un ácido débil con Ka < 10-2

Entonces, la reacción queda determinada por:

HA + H2O = H30+ + A-

La expresión de la constante de acidez queda determinada por la siguiente expresión:

Ka= [H30+][A-]/[HA]

Expresando la reacción inversa:

A- + H30+ = HA + H2O

Como A- es una base, se puede expresar su constante de basicidad:

Kb= [HA]/[H30+][A-]

Lo que indicaría que Ka*Kb=1; pero esta relación es válida sólo para la reacción inversa de la reacción inicialmente planteada.

Si se desea determinar la constante de basicidad de la reacción directa que se ha planteado inicialmente, tenemos que considerar al agua.

Se sabe que Kw=[H3O+)[OH-]

Como la concentración de iones hidronio (H3O+) está determinada para la reacción por Ka, entonces:

Kw=Ka[OH-]

Y, del mismo modo, la concetración de iones hidróxilo (OH-), queda determinada por la constante de basicidad de la reacción directa:

Kw=Kakb

Se despeja Kb:

Kb=Kw/Ka

Para la reacción de bases en agua se cumplen las mismas condiciones, por ende:

Ka=Kw/Kb


Hidrólisis de Sales[editar]

Se define hidrólisis de una sal como el proceso en el cual los componentes iónicos de la sal disuelta en agua son capaces de romper la molécula de agua, generando la presencia de iones H3O+ y/o OH-

Como se menciona anteriormente, por la teoría de Brønsted-Lowry, un ácido-base genera una base-ácido conjugada de fuerza inversa a la del ácido que le dio origen, esto es, un ácido-base fuerte dará origen a una base-ácido débil y un ácido-base débil dará origen a una base-ácido fuerte

Además también que una sal es el producto de la reacción entre un ácido o base, por ejemplo NaCl:

HCl + NaOH ->NaCl + H2O

Tanto HCl como NaOH son especies muy fuertes (Ka y Kb tienden a infinito respectivamente), por ende sus pares base/ácido conjugados tiene constantes de acidez/basicidad que tienden a cero.

Si disolvemos NaCl en agua, por propiedades de las sales, tendremos que:

NaClac -> Na+ + Cl-

Si hicieramos una medición de pH se esperaría que el pH de la solución fuera neutro. La razón de esto está en que, tanto Na+ como Cl- son los pares conjugados de HCl y NaOH, y son especies que no presentan valores de acidez/basicidad.

Otro caso: el NH4NO3 (Nitrato amónico)

NH4NO3 es producto de la siguiente reacción:

NH3+HNO3 -> NH4NO3

HNO3 es un ácido muy fuerte (Ka tiende a infinito), por ende NO3- es una especie con Kb que tiende a cero.

NH3 es una báse débil (Kb=1,8*10-5), por ende NH4+ es un ácido fuerte, con una Ka que se desprende de la relación:

Ka=Kw/Kb

Lo que da un valor aproximado de Ka=5,5*10-10

Ahora, si se disuelve NH4NO3 en agua:

NH4NO3 -> NO3- + NH4+

Como NH4+ es un ácido, generará hidrólisis en una molécula de agua, estableciendo un equilibrio:

NH4+ + H2O = NH3 + H3O+

Por estos antecedentes, es de esperar que el pH de la solución sea ácido.

La misma situación es aplicable para sales básicas.

A modo de resumen, podemos decir que para determinar si una sal es ácida, básica o neutra, es necesario hacer el estudio del origen de la sal, de esta forma, se podrá predecir de forma efectiva si ocurrirá hidrólisis o no y el tipo de solución (ácida o básica) que se formará como consecuencia de esto.

Véase también[editar]