Equilibrio iónico

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)
Ácido 1
HF +
Base 2
H2O
Ácido 2
Base 1
+
F-
+
H3O +
HNO3 +
H2O
H3O +
NO3-
H2SO4 +
H2O
H3O+ +
HSO4-
H2O +
NH3
NH4+ +
OH-
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
10-7 en 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)
Intervalo de pH
Carácter de la solución
1 a 6,9
Ácida
7
Neutra
7,1 a 14
Básica
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)
Ácidos
[H+]
pH
Ejemplo
1 X 100
0
HCl
1 X 10-1
1
Ácido estomacal
1 X 10-2
2
Jugo de limón
1 X 10-3
3
Vinagre
1 X 10-4
4
Soda
1 X 10-5
5
Agua de lluvia
1 X 10-6
6
Leche
Neutral 1 X 10-7
7
Agua pura
1 X 10-8
8
Claras de huevo
1 X 10-9
9
Levadura
10
Tums antiácidos
11
Amoníaco
12
Caliza Mineral Ca(OH)2
13
Drano
14
NaOH
1 X 1010
1 X 1011
Bases
1 X 1012
1 X 1013
1 X 1014
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 1: 2 x 10-4 = 0,0002
Paso 2: Se escribe en la calculadora 0,0002
Paso 3: Se presiona la tecla log. En este caso el valor será -3,698
Paso 4: debido a que el pH es el logaritmo negativo, entonces –(-3,698) pH= 3,7