1. LA LEY DE ACCION DE LAS MASAS
• La ley: la velocidad de una reacción química es
proporcional a las masas de los reactivos (conc. M)
• Equilibrio químico: reacciones reversibles
Condiciones de equilibrio de reacciones reversibles:
* Velocidades: Vf = Vd
* ΔG=0 (energía Gibbs)
• Const.de equilibrio (Keq): varia con tº , P, naturaleza del
solvente
PRINCIPIO DE LE CHATELIER
• Si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio
de tº, P o C, el sistema se desplazará en la dirección que
contrarreste al mínimo dicha perturbación, lográndose
un nuevo estado de equilibrio.

3. DISOCIACION ELECTROLITICA
• Clasificación de soluciones:
No iónicas : C6H12O6 (molecular)
Iónicas: NaCl
• Disociación se caracteriza por el grado de disociación (α):
fracción molar del soluto disociado
• Clasificación de especies:
Electrolito débil : disociación parcial (NH3, HOAc, H2S)
Electrolito fuerte: total disociación (HCl, NaCl, KCl,
NaOH, H2SO4)
C x α 2
K = ----------- ley de dilución de Ostwald
1- α
Mas diluido es analito, mas disociado esta

4. DISOLVENTES ANFIPROTICOS
• Ácidos / Bases fuertes, aquellos que experimentan
ionización total
• ANFIPROTICOS: solventes capaces aceptar / donar los H+
• APROTICOS: solvente incapaz donar / aceptar
• Sufren proceso de autoprotolisis (autoionización):
HA + H2O === A- (b.c.) + H3O +
B + H2O === BH + (a.c.) + OH-
• Los poliionicos se disocian gradualmente (equilibrios
varios): K1 > K2 > K3

5. FORMACION DE COMPLEJOS
• C. son electrolitos débiles: K de inestabilidad
• COMPLEJOS: átomo central (a.L.) + ligandos (b.L)
• NUMERO DE COORDINACION: 2,4,6….(nº pares)
E.D.T.A. : agente complejante mas común
1 1
Kf (βn) = ------- Kd = -----------
Kd Kf
K formación es >1, K disociación es <1

6. ELECTROLITOS
• EFECTO INTERIONICO, tres tipos:
a) Atracción eléctrica (ley de Coulomb):
- proporcional a sus cargas
- mas cerca, mas se atraen (concentración facilita la cercanía)
b) Efecto de asimetría: nube iónica de carga opuesta
c) Efecto de hidratación = estabilización del ion
Concentración real vs. Actividad (moles/l ) correlaciona los iones
activos.
COEFICIENTE DE ACTIVIDAD (f < 1): tanto menor, cuanto mayor es la
concentración iónica. Depende:
-la naturaleza del ion
- su concentración
- la carga

7. ELECTROLITOS
A = C x f
f : es el mismo en soluciones diluidas con la misma
fuerza iónica
• FUERZA IONICA (I) vs. ACTIVIDAD (A) (ec. Debye-Hückel) para
tº=20º:
- Soluciones diluidas : 0,01N- 0,05N
- Soluciones concentradas : 0,1N – 0,5N
I (fuerza iónica): ½(conc.1x Z1
2 + conc.2x Z2
2 +…)
• INFLUENCIA e. fuerte en la disociación de e. débiles:
a) Efecto de ion común: disociación e. débil 
b) Efecto salino: disociación 

8. • PROBLEMA:
Determinar f H+ y f OH- en una solución que es
0,05M de HCl y 0,06M de Ca(NO3)2 a 25ºC.
Se acepta que la disociación es total
DATOS ADICIONALES (tablas):
A = 0,5085
B = 0,3281
d H+ = 9 A
d OH- = 3 A
Z H+ = +1
Z OH- = -1

9. REACCIONES ACIDO-BASE
1. Teoría de Arrhenius.
2. Teoría de Brönsted y Lowry
3. Teoría de Lewis
Acidos y Bases: no hay acido si no esta presente una base
EQUILIBRIO DE AGUA : autoprotolisis
Base: disminuye concentración de iones H+
Acido: aumenta los iones de protonio

10. EL pH DE SOLUCIONES
pH es potencial de hidrogeno
pH = 7
pH < 7
pH > 7

12. IONIZACION DE ACIDOS Y BASES
Ka : constante de acidez
Mayor es Ka mayor es la fuerza de del acido
Kb: constante de basicidad
Mayor es Kb mayor es la fuerza de la base

13. FUERZAS DE ACIDOS / BASES
• Se determina con dos criterios:
- Aspecto estructural: mas fácil cede el H+ / OH - y
su disociación es completa (electrolitos fuertes)
- Aspecto termodinámico : energía de la formación
Ácidos fuertes: mas fuerte mientras menos es la
intensidad eléctrica del enlace
Bases fuertes: provenientes de metales alcalinos y
alcalino-térreos.

14. FUERZAS DE ACIDOS / BASES
1. ACIDOS HIDRÁCICOS:
Gr. 1: HF HCl HBr HI
Gr. 2: H2O H2S H2Se H2Te
Carga =
Radio 
Intensidad de enlace 
2. ACIDOS OXACIDOS :
HClO HClO2 HClO3 HClO4
Carga =
Radio 
Intensidad de enlace 
3. BASES:
Gr. 1 (provienen de met. Alcalinos):
CsOH > RbOH > KOH > NaOH > LiO
Gr. 2 (provienen de met. Alcalino-térreos): Ca, Sr, Ba, Be, Mg

15. FUERZA DE ACIDOS y BASES
1. Ácidos fuertes: disociación total, Ka > 108 ,su base conjugada es débil.
Si disolvente es H2O, su a.c. siempre será H3O +
2. Ácidos débiles: Ka < 10 -3 : establecen equilibrio, su base conjugada A-
relativamente mas fuerte que el agua.
3.Bases fuertes: disociación total, , su b.c. es OH-
4. Bases débiles: forman equilibrios.
Kw
Ka = --------------
Kb