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EQUILIBRIO IÓNICO
Un caso de equilibrio muy importante es el de las reacciones de disociación electrolítica
que ocurren cuando los ácidos, las bases y las sales se disuelven en agua. Se han propuesto
varias teorías que explican el carácter de una sustancia ácida o básica de acuerdo a alguna
característica común de sus reacciones de disociación.
Teoría de Arrhenius
Según esta teoría, Acido es toda sustancia que en solución libera iones hidrógeno y Base es
toda sustancia que en solución libera iones hidroxilos. Aunque estas definiciones son
satisfactorias para algunos propósitos en soluciones acuosas, son insuficientes para
describir todos los fenómenos observados, bien sea en agua o en solventes no acuosos. Es
claro que sustancias de fórmulas como HCl, H2SO4 y H3PO4 son ácidos y NaOH, Mg(OH)2
y el Al(OH)3 son bases.
Teoría de Bronsted-Lowry
Según esta teoría, Acido es toda sustancia capaz de dar a otra un ión hidrógeno y Base es
toda sustancia que acepta un ión hidrógeno de un ácido. En otras palabras, un ácido es una
sustancia tal que, con carga o sin ella, actúa como donadora de iones hidrógenos y una base
es la que actúa como aceptora de iones hidrógenos. Si HA es la fórmula de un ácido y B es
la fórmula de una base, sus correspondientes reacciones de disociación son
HA ↔ H+ + A-
B ↔ BH+ + OH-
Cualquier interacción entre una base y un ácido debe siempre conducir a la formación de
otro ácido y base diferentes, es decir,
Acido1 + Base2 ↔ Acido2 + Base1
Equilibrio Iónico
150
ó HA + B ↔ BH+ + A-
luego el ácido originado por la base, al captar un protón en dicha reacción corresponde a su
ácido conjugado o BH+ y la base que forma el ácido, al liberar un protón, corresponde a su
base conjugada o A-. El amoníaco, NH3, es una base porque capta un ión hidrógeno atraído
por el par de electrones sin compartir que posee el nitrógeno transformándose en su
correspondiente ácido conjugado, NH4+, o ión amonio
NH3+ + H+ ↔ NH4
+
A un ácido fuerte le corresponde una base débil y a una base fuerte le corresponde un ácido
débil. Las bases de los ácidos orgánicos son fuertes y las de los ácidos inorgánicos son
bases débiles. El amoniaco es una base débil mientras que el ión amonio es un ácido fuerte.
El hidróxido de sodio, NaOH, es una base fuerte mientras que el ión sodio, Na+, es un ácido
débil. El HCl es un ácido fuerte mientras que el ión cloruro es una base fuerte. El ácido
acético, CH3-C00H, es un ácido débil mientras que el ión acetato, CH3-COO-, es una base
fuerte.
Aquellas sustancias que pueden actuar como ácidos y también como bases como, por
ejemplo, el agua se denominan anfóteros, y son muy importantes para el organismo
humano. El agua que contiene un ácido capta el ión hidrógeno liberado por éste y, por lo
tanto, se comporta como una base, mientras que cuando se tiene una base en agua, la base
capta el ión hidrógeno liberado por el agua, actuando entonces como ácido. Las reacciones
de disociación de un ácido y una base incluyendo el agua son las siguientes
HA + H2O ↔ H3O+ + A-
B + H2O ↔ BH+ + OH-
El ión hidrógeno captado por el agua, H3O+, se denomina ión hidronio.
El ión bicarbonato, HCO3-, es un ácido débil, muy presente en todos los procesos
Equilibrio Iónico
151
respiratorios, que al liberar un protón se forma su base conjugada, el carbonato ó C03=.
Cuando actúa como base al captar un protón, su ácido conjugado es el ácido carbónico o
H2CO3.
HCO3 ↔ H+ + CO3=
HCO3 + H+ ↔ H2CO3
El fosfato diácido, H2PO4-, al liberar un protón forma su base conjugada fosfato monoácido
o HPO4=, los cuales son muy importantes en la absorción de energía en las vias
metabólicas. El fosfato diácido al captar un protón forma el ácido fosfórico, H3PO4, su
correspondiente ácido conjugado.
H2PO4 ↔ H+ + HPO4=
H2PO4 + H- ↔ H3PO4
En forma similar, el fosfato monoácido cuando actúa como ácido forma su base conjugada
fosfato o PO4-3, y cuando actúa como base forma su ácido conjugado, el ión fosfato diácido
HPO4= ↔ H+ + PO4
-3
HPO4= + H ↔ H2PO4
-
Teoría de Lewis
Según esta teoría, Acido es una sustancia que acepta un par de electrones para formar un
enlace y una Base es cualquier sustancia que cede un par de electrones para formar un
enlace. A los ácidos de Lewis se les consideran como especies ávidas o deficientes de
electrones, razón por la cual se les denomina electrófilos, y a las bases de Lewis se les
consideran como especies que por poseer pares de electrones disponibles están ávidas de
núcleos atómicos, razón por la cual se les denomina nucleófilos. Esta teoría no sólo
comprende a los ácidos y bases que establece La Teoría de Bronsted-Lowry, sino a otras
muchas sustancias, que de ordinario no están clasificadas en esta categoría.
Equilibrio Iónico
152
Los cloruros de metales que pueden comportarse también como no metales como el hierro,
el zinc, el aluminio, entre otros, son ejemplos de ácidos de Lewis. El cloruro férrico o
FeC13, es un ácido de Lewis porque de acuerdo a la naturaleza anfótera del hierro, los tres
enlaces que establece con el cloro son de naturaleza covalente, completando con ellos seis
electrones en su último nivel, es decir alcanzando una configuración que está en capacidad
de aceptar un par de electrones adicional para completar la ley del octeto.
El amoníaco es un ejemplo de base de Lewis porque el nitrógeno conserva un par de
electrones que acepta compartir con especies deficientes de electrones o electrófilos. Se
puede considerar la reacción entre cloruro férrico y amoníaco como la atracción entre una
especie electrófila o ácido de Lewis y otra nucleófila o base de Lewis
: NH3 + FeCl3 ↔ H3N : FeCl3
Las sales son electrolitos que al disociarse dan iones diferentes que los del agua. En
general, dan los mismos aniones que los ácidos y los mismos cationes que las bases de
donde provienen. El cloruro de sodio al disociar produce ión sodio e ión cloruro.
Constante de ionización de ácidos y bases
El valor de la constante de equilibrio de la reacción de ionización de un ácido o una base es
una medida de su fuerza ácida o básica, la cual está determinada por la eficiencia con la que
actúa el ácido como donador de protones o la base como aceptora de protones. Entonces,
cuanto más fuerte sea el ácido o la base mas completamente ionizará en agua, y mayor será
el valor de su constante de ionización ácida, Ka, o básica, Kb. En consecuencia, nos
concierne tratar sólo con los equilibrios de ionización de los electrolitos débiles, esto es, la
ionización de ácidos y bases débiles porque el principio de la constante de equilibrio no es
aplicable a la ionización de los electrolitos fuertes por hallarse totalmente ionizados y
aproximarse al infinito los valores de sus constantes de ionización. Las expresiones para las
constantes de ionización son
Equilibrio Iónico
153
Para un ácido: [ ] [ ]
[ ]e e
ae
H AKHA
+ −
=
Para una base: [ ] [ ][ ]
e ea
e
H AKHA
+ −
=
Aplicando el Principio de Chatelier al equilibrio de ionización de electrolitos débiles, se
llega a las mismas conclusiones que hemos estudiado en los equilibrios químicos en
general:
• Al diluir el sistema, este evoluciona tendiendo a dar mas partículas, es decir, se disocia
mas.
• Al añadir iones comunes, la ionización disminuye desplazándose el equilibrio hacia la
izquierda.
• Al añadir una base en exceso, se consumen los hidrogeniones y la ionización aumenta
prácticamente hasta la totalidad
• Al añadir un ácido en exceso, se consumen los hidroxilos y la ionización aumenta
prácticamente hasta la totalidad.
Constantes de ionización de ácidos polipróticos
Los ácidos que poseen mas de un hidrógeno ionizable, se ionizan en tantas etapas como
hidrógenos liberables posean en su fórmula molecular. Así, el ácido carbónico ioniza en
dos etapas por ser un ácido diprótico.
H2CO3 ↔ H+ + HCO3- 3
12 3
[ ] [ ][ ]
e e
e
H HCOKH CO
+ −
=
HCO3- ↔ H+ + CO3
= 32
3
[ ] [ ][ ]
e e
e
H COKHCO
+ =
−=
mientras que el ácido fosfórico ioniza en tres etapas por ser un ácido triprótico
Equilibrio Iónico
154
H3PO4 ↔ H+ + H2PO4- 2 4
13 4
[ ] [ ][ ]
e e
e
H H POKH PO
+ −
=
H2PO4- ↔ H+ + HPO4
= 42
2 4
[ ] [ ][ ]
e e
e
H HPOKH PO
+ =
−=
HPO4= ↔ H+ + PO4
-3 3
43
4
[ ] [ ][ ]
e e
e
H POKHPO
+ −
==
En cualquier ácido poliprótico, la ionización primaria es más completa que la segunda y
ésta a su vez mas completa que la tercera y así sucesivamente. Cada estado constituye un
verdadero equilibrio con una constante de ionización. Observando los valores numéricos de
las constantes de ionización encontramos que para una cierta concentración de ácido, la
extensión de la ionización de cada estado disminuye marcadamente del primer paso hacia
delante, es decir que para un ácido triprótico, por ejemplo, K1 > K2 > K3.
Potencial de la constante de ionización de un ácido o una base, pKa y pKb
El pK es una medida de la fuerza electrolítica del ácido o base y se define,
matemáticamente, como el logaritmo del inverso de la constante de ionización de un ácido
o una base.
1log loga aa
pK KK
= = −
1log logb bb
pK KK
= = −
Entre mas fuerte es el ácido, mayor es el valor de su constante de ionización y menor el
valor de su pK. Igual relación se cumple para las bases. Un ácido diprótico tiene dos pK, y
un ácido triprótico tiene tres pK. El agua se considera como un ácido muy débil de pK igual
a catorce, a veinticinco grados centígrados.
Equilibrio Iónico
155
Constante producto iónico del agua, KW
La constante producto iónico del agua es el producto de las concentraciones de los iones del
agua e indica que en cualquier solución acuosa, los iones hidrógeno e hidroxilos deben
encontrarse presentes y que el producto de sus concentraciones es constante, es decir:
[H+]e[OH-]e = KW
El valor de la constante producto iónico del agua aumenta apreciablemente con la
temperatura, debido a que la reacción de ionización del agua es endotérmica, y si bien se
mantiene en valores enormemente bajos; a 25°C, por ejemplo, es igual a uno por diez a la
menos catorce, KW = 1 x 10-14.
La ecuación del producto iónico del agua permite relacionar los valores de las
concentraciones de los iones hidrógeno e hidroxilo en las soluciones acuosas. Por ejemplo,
en agua pura y en cualquier solución neutra, las concentraciones de estos iones son iguales
a uno por diez a la menos siete molar; pero si se adiciona ácido se aumenta la concentración
del ión hidrógeno, a un valor mayor que uno por diez a la menos siete molar, el equilibrio
iónico se desplaza hacia la izquierda con el consiguiente consumo de iones hidroxilos hasta
ajustar el producto de las concentraciones al valor de la constante producto iónico del agua.
Análogamente, si se aumenta la concentración de hidroxilos, por adición de una base a la
solución neutra, el equilibrio iónica se desplaza hacia la izquierda disminuyendo la
concentración de iones hidrógeno a un valor menor que uno por diez a la menos siete molar
hasta que se ajuste el producto de las concentraciones al valor de la constante producto
iónico del agua.
Para una solución neutra: [H+] = 1 x 10-7M o [OH-] = 1 x 10-7M
Para una solución ácida: [H+] > 1 x 10-7M o [OH-] < 1 x 10-7M
Para una solución básica: [H+] < 1 x 10-7M o [OH-] > 1 x 10-7M
Equilibrio Iónico
156
Potencial de iones hidrógeno en una solución, pH
Para dar un medio conveniente de expresión a la concentración de los iones hidrógeno sin
tener que utilizar exponentes negativos, Soren Sorensen, un químico danés, sugirió el uso
de la escala potencial de iones hidrógenos o pH. El pH, matemáticamente, se define como
el logaritmo decimal del inverso de la concentración de los iones hidrógeno y su valor
cuantifica la concentración de iones hidrógenos libres en solución y determina, por lo tanto,
el carácter ácido, básico o neutro de una solución.
1log log[ ][ ]
pH HH
++= = −
La escala pH toma valores entre cero y catorce. Valores de pH menores que siete
corresponden a soluciones ácidas mientras que pH mayores que siete corresponden a
soluciones básicas. Las soluciones neutras tienen pH igual a siete. En el intervalo ácido a
menor valor de pH mayor acidez mientras que en el intervalo básico a menor valor de pH
menor basicidad.
Para una solución neutra: pH = 7 Para una solución ácida: pH < 7
Para una solución básica: pH > 7
Algunos pH de interés fisiológico son: Plasma sanguíneo, 7.4; Fluido intersticial, 7.4; Jugo
gástrico, 1.5 - 3.0; Jugo pancreático, 7.8 – 8.0; Leche humana, 7.4; Saliva, 6.4 - 7.0; Orina,
5,0 - 8.0.
Análogamente, se define la escala potencial de iones hidroxilos o pOH, como el logaritmo
decimal del inverso de la concentración de los iones hidroxilos cuyo valor también
cuantifica el carácter ácido, básico o neutro de una solución.
1log log[ ][ ]
pH OHOH
−−= = −
Equilibrio Iónico
157
Valores de pOH menores que siete corresponden a soluciones básicas mientras que pOH
mayores que siete corresponden a soluciones ácidas. Un pOH de siete corresponde a una
solución neutra.
Para una solución neutra: pOH = 7 Para una solución ácida: pOH > 7
Para una solución básica: pOH < 7
A partir de la constante producto iónico del agua, se puede demostrar que, para una
solución, la suma de los valores del pH y pOH totalizan catorce, es decir,
pH + pOH = 14
Ejercicios Propuestos
Ejercicio 1. Calcular del pH de una solución de un ácido fuerte, HA, de concentración 0.1
M
Considerando al ácido fuerte de un grado de disociación del 100 %, la concentración de
iones hidrógenos libres en la solución es igual a la del ácido, es decir
[H+ ] = 0.1 M
El pH de la solución se calcula como el negativo del logaritmo de la concentración de iones
hidrógenos, es decir
pH = - log 0.1 = 1
Ejercicio 2. Calcular el pH de una solución de una base fuerte, B, de concentración 0.08 M
Considerando a la base fuerte de un grado de disociación del 100 %, la concentración de
Equilibrio Iónico
158
iones hidroxilos libres en la solución es igual a la de la base, es decir
[OH-] = 0.08 M
El pOH de la solución se calcula como el negativo del logaritmo de la concentración de
iones hidroxilos, es decir
pOH = - log 0.08 = 1.1
y el pH se calcula restando el valor del pOH de 14, es decir
pH = 14 - pOH = 14 - 1.1 = 12.9
Ejercicio 3. Calcular el pH de una solución de ácido débil, HA, de concentración 0.1 M y
constante de ionización 3.5 x 10-5
Siendo un ácido débil, se establece un equilibrio entre los iones y el ácido sin disociar, es
decir
HA ↔ H+ + A-
sobre la base de un litro de solución y considerando que disocian "x" moles de ácido, las
concentraciones en equilibrio son
[HA] = 0.1 – x
[H+] = x
[A-] = x
al aplicar la ecuación para la constante de la reacción de ionización del ácido, resulta la
siguiente ecuación
Equilibrio Iónico
159
2
53.5 100.1
xx
−= ×−
si se desprecia el valor de "x" con respecto al valor 0.1, se simplifica la ecuación anterior a
la forma 2
53.5 100.1x −= ×
de tal manera que despejando y extrayendo raíz cuadrado resulta que el valor de "x" o la
concentración de iones hidrógenos libres en la solución es
x = 1.85 x 10-3 M
el pH se calcula con el negativo del logaritmo de la concentración de iones hidrógenos
libres, es decir
pH = - log 1.85 x 10-3 = 2.73
Ejercicio 4. Calcular el pH de una solución de base débil, B, de concentración 0.1 M y
constante de ionización 1 x 10-5
Siendo una base débil, se establece un equilibrio entre los iones y la base sin disociar, es
decir
B ↔ BH+ + OH-
sobre la base de un litro de solución y considerando que disocian "x" moles de base, las
concentraciones en equilibrio son
[B] = 0.1 – x [BH+] = x
[OH-] = x
Equilibrio Iónico
160
al aplicar la ecuación para la constante de la reacción de ionización de la base, resulta la
siguiente ecuación
2
51 100.1
xx
−= ×−
si se desprecia el valor de "x" con respecto al valor 0.1, se simplifica la ecuación anterior a
la forma
2
51 100.1x −= ×
de tal manera que despejando y extrayendo raíz cuadrado resulta que el valor de "x" o la
concentración de iones hidroxilos libres en la solución es
x = 1 x 10-3 M
el pOH se calcula con el negativo del logaritmo de la concentración de iones hidroxilos
libres, es decir
pOH = - log 1 x 10-3 = 3
y el pH se halla restando el valor del pOH de 14, es decir
pH = 14 - pOH = 14 - 3 = 11
Reacción de neutralización
Reacción de neutralización es la interacción entre cualquier ácido y cualquier base, en la
cual el ácido transfiere un ión hidrógeno a la base. Se puede considerar como la formación
de agua por la asociación de iones hidrógeno liberados por el ácido, con los iones
hidroxilos liberados por la base.
Equilibrio Iónico
161
H+ + OH- ↔ H2O
En textos elementales, todavía se define la reacción de neutralización como la interacción
entre un ácido y una base para producir sal y agua.
Acido + Base → Sal + Agua
Se puede resumir que la neutralización se lleva a cabo cuando se mezclan igual número de
equivalentes-gramo de un ácido y una base, es decir que
No. de eq-g de ácido = No. de eq-g de base
Para un volumen Va de una solución ácida de normalidad Na que es neutralizada por un
volumen Vb, de una solución básica de normalidad Nb, la anterior igualdad se puede
escribir mediante la siguiente ecuación
VaNa = VbNb
Se entiende de lo anterior que, si al mezclar una solución ácida con una solución básica es
diferente el número de eq-g de ácido al número de eq-g de base la mezcla resultante es del
carácter que corresponde al que esté en exceso, es decir que si
No. de eq-g de ácido > No. de eq-g de base o VaNa > VbNb, la mezcla es ácida y si
No. de eq-g de ácido < No. de eq-g de base o VaNa < VbNb, la mezcla es básica
Ejercicio 5. Calcular la normalidad de una solución ácida que al neutralizar 25 ml de ella,
se requiere 50 ml de hidróxido de sodio 0.1 N
Para la neutralización se requiere que el número de eq-g de NaOH sea igual al número de eq-g de
ácido, por lo tanto aplicamos la ecuación correspondiente
Equilibrio Iónico
162
(50 )(0.1 ) 0.2(25 )
b ba
a
V N ml NV NN ml
= = =
Ejercicio 6. Calcular el pH de la solución que resulta al mezclar 50 ml de HCl 0.2 N con
100 ml de NaOH 0.16 N, considerando que la sal producida en la neutralización es una sal
neutra
No. meq-g HCI = (50 ml)(0.2 meq-g HCl / ml) = 10
No. meq-g NaOH = (100 ml)(0.16 meq-g NaOH / ml) = 16
Se observa un exceso de 6 meq-g de NaOH en los 150 ml de solución, por lo tanto la
solución es básica de una concentración igual a
6 meq-g NaOHNormalidad de la mezcla básica = 0.04150 ml de soluci[on
=
La concentración de NaOH es igual a la concentración de iones hidroxilos, por lo tanto, el
pOH es igual a
pOH = - log 0.04 = 1.4 y
pH = 14 – 1.4 = 12.6
Curvas de neutralización
Las curvas de neutralización son una representación de la forma en que cambia el pH
cuando se neutraliza una solución acuosa de un ácido con una base, y viceversa,
proporcionando así, un mejor conocimiento de la naturaleza del proceso.
Curva neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte
En la curva de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte se observa el aumento
Equilibrio Iónico
163
pausado del pH con la adición de la base y el cambio brusco que experimenta el pH al
acercarse al punto de equivalencia (punto en que el número de equivalentes de ácido y base
son iguales).
Figura 1. Curva de neutralización de ácido fuerte con una base fuerte
Curva de neutralización de una base fuerte con un ácido fuerte
En la curva de neutralización de una base fuerte con un ácido fuerte se observa la
disminución pausada del pH con la adición del ácido y el cambio brusco que experimenta el
pH al acercarse al punto de equivalencia.
Hidrólisis de sales
El fenómeno de la hidrólisis de una sal es la tendencia que ésta muestra a reaccionar con el
agua en que se disuelven y por esa razón a invertir el proceso de neutralización de su
formación.
Equilibrio Iónico
164
Figura 2. Curva de neutralización de una base fuerte con un ácido fuerte
Si la reacción entre un ácido fuerte como el clorhídrico y una base fuerte como el hidróxido
de sodio es completa, la neutralización exacta dará una solución neutra; es decir, sin exceso
de iones hidrógeno e hidroxilos. Sin embargo, cuando un ácido débil como el acético se
neutraliza con una base fuerte como el hidróxido de sodio, se encuentra que la solución
final no es neutra sino básica; y cuando una base débil se neutraliza con un ácido fuerte, la
solución final es ácida. La basicidad de la solución final en un caso y la acidez en otro se
deben a las hidrólisis de las sales formadas.
Al considerar la conducta de hidrólisis de varias sales, podemos distinguir cuatro clases de
sales según que el ácido y la base sean fuertes y /o débiles.
Las sales de ácidos y bases fuertes son las producidas por la interacción de un ácido fuerte
con una base fuerte. Sus iones son insignificantemente ácidos o básicos que no alcanzan a
hidrolizar y dan lugar a una solución acuosa de pH neutro. El cloruro de sodio es un
ejemplo de este tipo de sal.
Las sales de ácidos débiles y bases fuertes se forman por la neutralización de un ácido débil
con una base fuerte. Uno de sus iones es la base conjugada significativamente fuerte del
Equilibrio Iónico
165
ácido débil paterno y la otra será significativamente ácido débil. El acetato de sodio es una
sal de ácido débil y base fuerte.
CH3-COONa → CH3-COO- + Na
El pH de esta solución será alcalino debido a la aceptación de protones del agua por ión
básico.
CH3-COO- + H2O ↔ CH3-COOH + OH-
Se puede demostrar que la constante de equilibrio de la reacción de hidrólisis de una sal de
ácido débil con base fuerte se calcula con la siguiente ecuación
Wh
a
KKK
=
siendo Kw el producto iónico del agua y Ka la constante de ionización del ácido débil de
donde proviene la sal.
Ejercicio 7. Calcular el pH de una solución de acetato de sodio 0.01 M si la constante de
ionización del ácido acético es 1.76 x 10-5
La sal acetato de sodio hidroliza de tal manera que su ión acetato es significativamente
fuerte y atrae un ión hidrógeno de una molécula de agua aumentando con ello la
concentración de iones hidroxilos
La constante de hidrólisis de dicha sal es
14
105
1 10 5.68 101.76 10hK
−−
−
×= = ×
×
Equilibrio Iónico
166
La expresión para la constante de hidrólisis del ión acetato es
3
3
[ ] [ ][ ]
e eh
e
CH COOH OHKCH COO
−
−
−=
−
Considerando que un litro de solución hidrolicen "x" moles de ión acetato, las
concentraciones en equilibrio de la reacción de hidrólisis son
[CH3-COO-]e = 0.01 - x
[CH3-COOH]e = [OH-]e = x
Sustituyendo en la expresión para la constante de hidrólisis resulta que
2
105.68 100.01
xx
−= ×−
Despreciando el valor de "x" con respecto al valor 0.01, despejando y extrayendo raíz
cuadrada, encontramos el valor de "x", es decir el valor de la concentración de iones
hidroxilos
[OH-]e = 2.38 x 10-6 M
de donde, pOH = - log 2.38 x 10-6 = 5.62 y
el pH= 14 - 5.62 = 8.38
Las sales de ácido fuerte y base débil se forman por la interacción entre una base débil y un
ácido fuerte. Uno de sus iones es el ácido conjugado significativamente fuerte de la base
débil paterna y el otro será la base conjugada infinitamente débil del ácido fuerte paterno.
El cloruro de amonio es una sal de ácido fuerte y base débil.
NH4Cl → NH4 + Cl
Las soluciones acuosas de estas sales son ácidas, dependiendo del pH tanto de la
Equilibrio Iónico
167
concentración de sal presente, como del valor del pKa del ión ácido.
NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+
La Constante de hidrólisis de una sal determina el grado en que la base conjugada o ácido
conjugado, según el tipo de sal, reaccionará con el agua para formar ácido e hidroxilo, base
o ion hidrógeno. Se puede demostrar que la constante de equilibrio de la reacción de
hidrólisis de una sal de ácido fuerte con base débil se calcula con la siguiente ecuación
Wh
b
KKK
=
siendo Kw el producto iónico del agua y Kb la constante de ionización de la base débil de
donde proviene la sal.
Ejercicio 8. Calcular el pH de una solución de cloruro de amonio 0.01 M si la constante de
ionización del amoniaco es 1.76 x 10-5
La sal cloruro de amonio hidroliza de tal manera que su ión amonio es significativamente
fuerte y libera un ión hidrógeno que es atraído por una molécula de agua aumentando con
ello la concentración de iones hidrógenos.
La constante de hidrólisis de dicha sal es
14
105
1 10 5.68 101.76 10hK
−−
−
×= = ×
×
La expresión para la constante de hidrólisis del ión acetato es
3
4
[ ] [ ][ ]
e eh
e
NH HKNH
+
+=
Equilibrio Iónico
168
Considerando que un litro de solución hidrolicen "x" moles de ión amonio, las
concentraciones en equilibrio de la reacción de hidrólisis son
[NH4+]e = 0.01 – x
[NH3]e = [H+]e = x
Sustituyendo en la expresión para la constante de hidrólisis resulta que
2
55.68 100.01
xx
−= ×−
Despreciando el valor de "x" con respecto al valor 0.01, despejando y extrayendo raíz
cuadrada, encontramos el valor de "x", es decir el valor de la concentración de iones
hidrógenos
[H+]e = 2.38 x 10-6 M
de donde, pH = - log 2.38 x 10-6 = 5.62
Las sales de ácidos y bases débiles se forman por la interacción de un ácido débil y una
base débil. Su disolución en agua puede tener un pH ácido, neutro o alcalino, dependiendo
de la fuerza relativa de los iones ácido y básico. Por ejemplo, en el acetato de amonio la
fuerza ácida del ion amonio (pKa = 9.26) contrarresta perfectamente la fuerza básica del
ión acetato (pKb = 9.26), por lo que la neutralización mutua de estos iones significa que
una disolución acuosa diluida de acetato de amonio tendrá un pH neutro cualquiera que sea
su concentración real.
CH3-COONH4 → CH3-COO - + NH4+
CH3-COO - + NH4+ + H2O ↔ CH3-COOH + NH3
Se puede demostrar que la constante de equilibrio de la reacción de hidrólisis de una sal de
ácido y base débiles se calcula con la siguiente ecuación
Equilibrio Iónico
169
WW
a b
KKK K
=
Indicadores de pH
Suelen ser ácidos o bases débiles que se caracterizan porque su molécula neutra tiene un
color diferente del que da la forma iónica.
La fenolftaleína, por ejemplo, se comporta como un ácido débil que cuando se agrega en un
medio ácido tiende a consumir los iones hidrógenos en exceso, predominando la fórmula
molecular ácida de la fenolftaleína (incolora); mientras en medio alcalino los hidroxilos
libres consumen los iones hidrógeno apareciendo la forma básica de la fenolftaleína (color
roja).
El cambio de color que experimenta una misma sustancia al variar el pH, se atribuye a la
transformación interna de la molécula por cambios tautoméricos debido a que la pérdida de
un hidrogenión provoca una reorganización interna de los enlaces. Por lo general, una
estructura bencénica se transforma en otra quinónica, de color diferente, de ordinario mas
fuerte.
Se entiende por pK de un indicador aquel pH en el que están en equilibrio proporciones
iguales de sus formas ácidas y básicas, y se denomina zona de viraje al intervalo de pH en
el cual se observa variación en el color y está comprendido entre el valor correspondiente al
pK menos uno y el valor correspondiente al pK mas uno.
Los indicadores se usan, con frecuencia, en análisis volumétrico de determinación de
concentraciones de soluciones ácidas mediante una solución estándar básica (acidimetría) y
viceversa (alcalimetría). Al realizar una de estas valoraciones se selecciona un indicador
cuyo pK sea casi igual al pH en el punto de equivalencia para obtener un punto final
ajustado.
Algunos indicadores con sus valores de pK y sus coloraciones en medio ácido y básico son:
Equilibrio Iónico
170
Indicador Color ácido Color alcalino pK Zona de viraje
Fenolftaleina Incoloro Rojo 9.4 8.3 - 10
Azul de timol Rojo Amarillo 1.51 1.2 - 2.8
Naranja de metilo Rojo Amarillo 3.7 11 - 4.4
Azul de bromofenol Amarillo Azul 3.98 3.0 - 4.6
Rojo de metilo Rojo Amarillo 5.1 4.2 - 6.3
Rojo de clorofenol Amarillo Rojo 5.98 4.8 - 6.4
Azul de bromotimol Amarillo Azul 7.0 6.0 - 7.6
Í Rojo de cresol Amarillo Rojo 8.3 7.2 - 3.8
Producto de solubilidad
Cuando una sal poco soluble en agua como el sulfato de bario, se agita en agua hasta la
saturación, se establece un equilibrio entre la fase sólida y los iones de la sal totalmente
disociada. Se denomina Constante producto de solubilidad o simplemente Producto de
Solubilidad al producto de las concentraciones de los iones de la sal disociada.
BaSO4 ↔ Ba+2 + SO4 -
Kps = [Ba+2]e[SO4-2]e
El producto de solubilidad permite estimar la máxima concentración de iones de una sal en
solución y, también para predecir si al mezclar dos soluciones que reaccionan se puede
formar un precipitado. El procedimiento consiste en encontrar las concentraciones de cada
ion en la mezcla final y calcular el producto iónico, si éste es menor que el producto de
solubilidad no se producirá, pero, si en cambio, rebasa el producto de solubilidad, entonces
si se producirá precipitación.
Ejercicio 9. Calcular la concentración máxima de iones sulfato y bario en una solución,
sabiendo que la constante producto de solubilidad del sulfato de bario es 1.21 x 10-10
Equilibrio Iónico
171
Haciendo que "x" sea la concentración de iones bario y sulfato en solución y de acuerdo a
la expresión para el producto de solubilidad tenemos que
x2 = 1.21 x 10-10
de donde, x = 1.1 x 10-5 M
de modo que la concentración máxima de sulfato de bario en agua es 1.1 x 10-5 M
Ejercicio 10. Calcular la concentración de iones bario y sulfato presentes en una solución
formada al mezclar volúmenes iguales de una solución de cloruro de bario, BaC12, 0.02 M
con otra solución de sulfato de sodio, Na2SO4, 0.0004 M. ¿Se formará precipitado?
Al mezclarse volúmenes iguales, la solución resultante tendrá un volumen el doble, lo que
hace que las concentraciones de los iones bario y sulfato sean las mitades de los valores
enunciados, es decir
+2 0.02[Ba ] = = 0.01 M2
-24
0.0004[SO ] = = 0.0002 M2
El producto de solubilidad para el sulfato de bario se halla multiplicando las
concentraciones de sus iones, es decir
Kps = (0.01)(0.0002) = 2 x 10-6
Este resultado es mayor que el valor del producto de solubilidad del sulfato de bario, por lo
tanto se concluye que si hay precipitación porque supera el valor máximo de solubilidad de
dicha sal.
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