Equilibrio iónico - Biblioteca virtual FML

Equilibrio iónico
Los ácidos, las bases y las sales pertenecen a un grupo de sustancias llamadas electrolitos, que se
caracterizan porque al disolverse en agua se disocian en iones lo que permite que sean
conductores de la electricidad.
En 1884, Svante Arrhenius un químico sueco,
fue el primero que propuso, dentro de una
teoría que lleva su nombre, que los ácidos
eran sustancias que al ionizarse producían
iones de hidrógeno (H+). Así, el HCl al
ionizarse da lugar a los iones de hidrógeno y
a los iones de cloruro.
Por otra parte según la misma teoría, las bases son
sustancias que en solución acuosa producen iones
hidróxido (OH-)
La reacción entre un ácido y una base, es
una neutralización.
Esta reacción se simplifica indicando sólo la reacción
iónica, donde se combinan los iones H+del ácido con
los OH- de la base para formar moléculas de agua.
Electrolitos fuertes: son aquellos
electrolitos que cuando se disuelven en el
agua, se ionizan totalmente: ejemplo de
estos electrolitos fuertes son HCl, H2SO4,
HNO3, NaOH, KOH
Electrolitos débiles: son los que se ionizan en baja
proporción en solución diluida.
Teoría Protónica de Bronsted – Lowry: la teoría de Arrhenius presentaba algunas fallas, debido
al hecho de no considerar el papel del solvente en la ionización. De allí que unos años más tarde en
1923 surgiera la teoría protónica de J. N. Bronsted y T. M. Lowry, quienes propusieron como
fundamento de su teoría las siguientes definiciones:
•
•
Ácido es una sustancia capaz de ceder un protón.
Base es una sustancia capaz de aceptar un protón.
Así la ionización del HCl gaseoso en agua
tiene ahora otra interpretación: el HCl
transfiere un protón al agua dando origen al
ion hidronio (H3O+) y al mismo tiempo el ion
cloruro. Según las definiciones de Bronsted
y Lowry, el HCl es un ácido porque cedió un
protón y el agua es una base porque aceptó
un protón.
Esta reacción en cierta medida es reversible, así el
hidronio cede un protón al ión cloruro para generar
las sustancias iniciales. En ambos miembros de la
ecuación existen un par de sustancias con las
características de ácidos y bases, esto recibe el
nombre de par conjugado. Mientras más fuerte sea
el ácido, más débil será su base conjugada y
viceversa.
En los siguientes ejemplos el agua aparece como base conjugada de los ácidos fluorhídrico, nítrico
y sulfúrico, mientras que en la última reacción el agua se encuentra como ácido. Respetando así el
concepto de ácido creado por Bronsted y Lowry (ver tabla)
La teoría de Bronsted y Lowry se aplica también a
las reacciones en medios diferentes al acuoso. En la
reacción representada a la izquierda el cloruro de
hidrógeno gaseoso (ácido) transfiere un protón al
amoniaco (base) también en estado gaseoso.
Equilibrio de ácidos y bases débiles: en las
disoluciones de electrolitos fuertes, no
existe el equilibrio, ya que la ionización es
total. Pero para los ácidos y las bases
débiles, existe equilibrio en solución acuosa.
Por lo tanto existe una constante de
equilibrio que recibe el nombre de constante
de acidez (Ka) y una constante de basicidad
(Kb).
Producto iónico del agua: la ionización del agua químicamente pura se describe como sigue:
Se produce un ión hidronio y un ión hidroxilo. Produciéndose un fenómeno conocido como
autoprotólisis.
La constante de equilibrio para la ecuación es la que
se muestra a la derecha.
Pero como la concentración del agua es constante, al
multiplicar este valor constante por la constante de
equilibrio (Ke), se obtiene otra constante (Kw), que
recibe el nombre de producto iónico del agua.
Expresión matemática del producto iónico del agua:
Los experimentos han demostrado que a 25 ºC las concentraciones de H3O+ y OH- son iguales y
que tienen un valor de 1 x 10-7.
El agua es una sustancia neutra gracias a que las concentraciones de iones hidronio e hidroxilo son
iguales. Si se produce una variación de alguna de las concentraciones se observa un
desplazamiento del equilibrio, según el principio de Le Chatelier, lo que mantiene inalterado el
valor del producto iónico del agua (Kw).
Si a un litro de agua pura se le agregan 0,1 moles de ácido clorhídrico, se tiene una concentración
de 1 x 10-1 moles de H3O+, de modo que si se desprecia, por ser una cantidad muy pequeña, la
concentración de iones hidronio del agua pura, la nueva concentración de iones hidroxilo será:
Esto indica que la concentración de iones hidroxilo se ha reducido considerablemente para así
poder mantener constante el valor de Kw. En solución acuosa se pueden presentar los siguientes
casos:
pH: la concentración de hidronio varía de 10-1 a 10-6 en soluciones ácidas. Tiene un valor de 10-7en
soluciones neutras y los valores de 10-8 a 10-14 en soluciones básicas. Los químicos han encontrado
incómoda esta forma de expresar la acidez de una solución y por esto, el bioquímico danés
Sörensen propuso en 1909 una escala para expresar estas concentraciones que se conoce como
escala del pH
Tomando los exponentes de las potencias con base diez de la concentración de iones hidronino y
cambiándoles el signo, se obtiene la escala de pH (ver tabla)
La relación entre pH y (H+) se muestra en la siguiente tabla junto con algunos ejemplos de ácidos
y bases conocidos y manejados cotidianamente. (ver tabla)
Concepto de pH: como los exponentes de
base diez se corresponden con los
logaritmos de las correspondientes
concentraciones de hidronio, se define el pH
como: el logaritmo negativo de la
concentración de iones hidronio. También se
define como el logaritmo del inverso de la
concentración de iones hidronio.
Concepto de pOH: así como la acidez se mide en
términos de pH, la basicidad se mide en términos de
pOH. El pOH se define como el logaritmo negativo
de la concentración de iones OH-. También se define
como el logaritmo del inverso de la concentración de
iones hidroxilo.
Como los valores de hidronio e hidroxilo
están relacionados para manter el valor
constante de Kw en 10-14, los valores de pH
y pOH también se relacionan, de modo que la
suma de ambos sea igual a 14.
Para resolver los ejercicios que se plantean a continuación es muy útil el manejo de la calculadora.
Calcular el pH de una solución cuya concentración de [H+] es de 2 x 10-4.
Paso
Paso
Paso
Paso
1:
2:
3:
4:
2 x 10-4 = 0,0002
Se escribe en la calculadora 0,0002
Se presiona la tecla log. En este caso el valor será -3,698
debido a que el pH es el logaritmo negativo, entonces –(-3,698) pH= 3,7