Equilibrio iónico

HCl + H₂O --> H₃O⁺ + Cl^-

Donde:

K_eq=[H₃O⁺][Cl^-]/[HCl]

En el tiempo de equilibrio [HCl] tiende a cero, por ende K_eq 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: K_eq=[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

Artículo principal: Autoionización del agua

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)

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:

K_eq= [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

K_w=1·10^-14

que es conocida como Constante de autoionización del agua

Constante de equilibrio para especies ácidas y básicas

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 K_a; y cuando se trabaja con una especie básica, a la constante de equilibrio se la denomina constante de basicidad y se designa K_b.

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		K_a
Ácido acético	CH₃COOH ⇌ H⁺+CH₃COO^-	1,8x10^-5
Ácido benzoico	C₆H₅COOH ⇌ H⁺+C₆H₅COO^-	6,4x10^-5
Ácido cloroacético	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		K_b
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 K_a y K_b

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 K_a < 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:

K_a= [H₃0⁺][A^-]/[HA]

Expresando la reacción inversa:

A^- + H₃0⁺ = HA + H₂O

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

K_b= [HA]/[H₃0⁺][A^-]

Lo que indicaría que K_a*K_b=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 K_w=[H₃O⁺)[OH^-]

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

K_w=K_a[OH^-]

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

K_w=K_ak_b

Se despeja K_b:

K_b=K_w/K_a

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

K_a=K_w/K_b

Hidrólisis de sales

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 (K_a y K_b 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:

NaCl_ac -> 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 (K_a tiende a infinito), por ende NO₃^- es una especie con K_b que tiende a cero.

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

K_a=K_w/K_b

Lo que da un valor aproximado de K_a=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

Datos: Q5835020

Autoionización del agua

Constante de equilibrio para especies ácidas y básicas

Relación entre Ka y Kb

Hidrólisis de sales

Véase también

Relación entre K_a y K_b