UNEFM TECNOLOGIA QUIMICA II

1. UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL
FRANCISCO DE MIRANDA
DEAPARTAMENTO DE QUÍMICA
AREA DE TECNOLOGÍA
APRENDIZAJE DIALOGICO INTERACTIVO
QUIMICA II
Prof. Ing. Norbelis Morillo
Febrero 2009

2. INTRODUCCION
El equilibrio iónico es un tipo especial de equilibrio químico, caracterizado por la
presencia de especies químicas en solución acuosa, las cuales producen
iones, estos pueden ser cationes (iones cargados positivamente) y aniones (
iones cargados negativamente).
Sabemos que para que exista equilibrio las reacciones deben ser reversibles y
las velocidades de la reacción directa e inversa deben ser las mismas.
Cuando una sustancia iónica se disuelve en solventes polares se forman
“iones” en un proceso de “ionización”. Un "ion" es, por tanto, un átomo o grupo
de átomos con carga eléctrica residual positiva o negativa (no neutros).
Si el proceso no es completo, es decir que la disolución es parcial, se establece
un equilibrio dinámico entre reactivos y productos, es decir, entre las sustancias
y los iones disueltos, llamado “equilibrio iónico”.
Una reacción característica es la llamada “ácido-base”. Se las conoció desde la
Edad Media, especialmente a través de las propiedades organolépticas de
esas sustancias: color, olor, sabor, etc.
Entonces:
Veamos algunos conceptos de interés para comprender mejor el equilibrio
iónico:
Electrolito.
Es una sustancia que, al disolverse en agua, conduce la corriente eléctrica,
porque sus moléculas se disocian en iones, es decir, átomos cargados con
electricidad. Se consideran electrolitos a los ácidos, las bases y las sales.
A su vez puede haber electrolitos fuertes (cuando la disociación es
prácticamente total), electrolitos débiles (si se disocia menos del 1% de las
moléculas), y no electrolitos (si no se produce la disociación).
Son electrolitos fuertes, el ácido clorhídrico (HCl), el ácido sulfúrico (H2SO4) y
el ácido nítrico (HNO3); todos los hidróxidos (excepto el hidróxido de amonio
NH4OH) y la mayoría de las sales. Su disociación o ionizacion será por ejemplo
para el HCl de la siguiente manera:
HCl (ac) H+
(ac) + Cl-
(ac)
¿Por qué algunas sustancias con ácidas, otras son
básicas (alcalinas) y otras son neutras?
Ion Hidronio (H+
) y
Cloruro (Cl-
)
Esto ocurre debido a que los iones generados en los electrolitos fuertes por naturaleza
son muy estables en solución y tienen la capacidad de permanecer en la solución sin
combinarse nuevamente por lo tanto la reacción resulta ser irreversible.

3. Son electrolitos débiles los ácidos orgánicos, el ácido acético (CH3COOH) el
ácido carbónico (H2CO3) y el ácido fosfórico H3PO4 (, y bases como el hidróxido
de amonio (NH3).
Veamos la disociación o ionizacion del ácido acético:
CH3COOH (ac) CH3COO-
(ac) + H+
(ac)
¿Observaste la diferencia entre las disociaciones de los dos
tipos de electrolitos? ¿Dime cuál es?
También existen los no electrolitos, ellos no se disocian en iones, y son la
sacarosa, el etanol, el oxígeno gaseoso y el monóxido de carbono, entre otros.
Concepto Acido- base:
Aquí vamos a conocer cuales son los conceptos de un ácido y una base según
ciertos científicos ellos son:
a) Según Arrhenius:
Un ácido es toda sustancia que libera protones hidronio en solución acuosa, y
una base toda sustancia que libera oxidrilo en solución acuosa. Por ejemplo
todos los ácidos débiles y fuertes y las bases fuertes que son los hidróxidos.
b) Según Brönsted:
Esto ocurre debido a que los iones generados en los electrolitos débiles por naturaleza
son muy inestables en solución y no tienen la capacidad de permanecer en la solución
sin combinarse nuevamente sino que tienden a combinarse nuevamente por lo que la
reacción resulta ser reversible. Estos electrolitos tienen constantes de equilibrio, para un
acido se define como Ka (constante de equilibrio de acidez) y para las bases Kb
(Constante de equilibrio de basicidad)
Ion Hidronio (H+
) y
Acetato (CH3COO-
)

4. Los ácidos se definen como compuestos capaces de ceder protones, y las
bases son los compuestos capaces de tomar protones. Aquí tenemos
reacciones ácido bases, es decir los ácidos y las bases se combinan con el
agua.
Como ejemplo se puede ver:
HF (g)+ H2O (L) F-(ac) + H3O+ (ac)
Entonces tenemos que el ácido HF cede un protón a la base H2O.
La base mas comúnmente conocida como débil es el amoniaco o hidróxido de
aonio NH3 y su disociación es:
NH3 (g) + H2O (L) NH4
+
(ac)+ OH-
(ac)
Indique en el ejemplo del amoniaco NH3 quien cede el protón(H+
)
y quien lo recibe.
Teoría de Lewis
En esta teoría se define como ácido una molécula o un ión que acepta un par
solitario de electrones para formar un enlace covalente, y una base como una
molécula o ión que puede donar un par solitario de electrones para formar un
enlace covalente.
Considera las reacciones como “ácido-base” (neutralización) cuando forman
enlaces entre las dos sustancias.
Auto ionización del agua:
El agua es el solvente mas difundido en la naturaleza, Casi todos los procesos
Biológicos, incluyendo el nacimiento y crecimiento de las células vivas,
requieren la presencia del agua. La Reacción de disociación es la siguiente:
H2O (L) H+ (ac)+ OH- (ac)
Tambien se puede escribir asi:
H2O (L) + H2O(L) H3O+(ac) + OH-(ac)

5. Es evidente que un protón, el cual es un núcleo de hidrógeno que tiene carga
positiva, deberá interaccionar con la densidad de carga negativa del átomo de
oxígeno y se forma el ión hidronio.
Así la constante de equilibrio de la autoionización del agua será:
Kw= [H+
]* [OH-
]= 1*10-14
Esta constante es la constante de equilibrio de la
reacción se calcula tal como Kc o Kp por lo que los líquidos no
intervienen en la ecuación de constante debido a que sus actividades se
consideran 1, por ello el agua liquida no se coloco y Kw que vale 1*10-14
resulto ser productos sobre reactivos, pero como los reactivos son
líquidos no so incluyeron.
pH
Para evitar el uso de la notación científica (exponencial) en la expresión de
concentraciones de las sustancias, en 1909 el químico Sorensen postuló la
escala de pH (a veces mal llamada “escala de potencial hidrógeno”), la cual se
define como el logaritmo negativo en base 10 de la concentración molar de
iones hidrogeniones, es decir:
La escala de pH permite conocer el grado de acidez o de basicidad de una
sustancia.
pOH
De manera análoga se puede considerar la escala de pOH, que es el logaritmo
negativo en base 10 de la concentración molar de iones hidroxilos.
pH= - Log [H+
]
pOH= - Log [OH-]

6. Escala de pH: Los valores de pH que se pueden tener y medir van desde 1
hasta 14.
Relación de pH:
¿Te fijaste que podemos tener sustancias acidad, básicas o neutras
como el caso del agua? Vamos a ver unos ejemplos de sustancias comunes
muy utilizadas en la vida cotidiana.
Ejemplos de pH de algunas sustancias
Ácido clorhídrico 1 M – pH 0 Jugo gástrico – pH 1
Jugo de limón – pH 2 Vinagre – pH 3
Jugo de naranja – pH 4 Cerveza – pH 5
Leche – pH 6 Agua pura – pH 7
Sangre – pH 8 Agua jabonosa – pH 9
Leche de magnesia – pH 10 Agua de cal – pH 11
Amoníaco – pH 12 Hidróxido de sodio 0,1 M – pH 13
Hidróxido de sodio 1 M – pH 14
Razona un poco y explica ¿porque será importante medir el pH
de una sustancia (suelo, pavimento, agua)?
Si pH< 7 la solución es ácida
Si pH=7 la solución es neutra
Si pH> 7 la solución es básica
pH +pOH= 14

7. Cálculo de pH de sustancias acidas y básicas: Veamos unos ejemplos de
casos donde se pide calcular el pH o las constantes de los ácidos y bases
dedos los mismos.
Ejercicio 1: Calcule la concentración de Hidronio H+
y el pH de una solución
que se preparó disolviendo 10 moles de ácido bromhídrico HBr en 4 litros de
agua. Considerar el volumen de la solución igual al volumen de agua.
HBr (ac) H+
(ac )+ Br –
(ac)
Solución del problema:
Primeramente para se debe identificar la sustancia si es un acido o
base, en este caso es un ácido de naturaleza fuerte.
[HBr]= L
mol
Litros
moles
/
5
,
2
4
10
=
Luego como la reacción es directa quiere decir que todo el ácido que se
disuelve se disocia o ioniza en sus iones constituyentes por lo tanto la
concentración del H+
es:
HBr (ac) H+
(ac )+ Br –
(ac)
Inicio: 2,5 mol/L 0 0
Cambio: -2,5 mol/L 2,5 mol/L 2,5 mol/L
Final : 0 2,5 mol/L 2,5mol/L
Y para el pH se aplica la formula de pH= -Log [H+
], sustituyendo los
valores se obtendrá un pH de:
pH= - log (2,5)= 0,397 Solución ácida.
Para determinar la concentración del hidronio debemos
encontrar la concentración inicial del ácido ya que es
ácido fuerte.

8. Ejercicio 2: Calcule la concentración de oxidrilo OH-
y el pH de una solución
que es 0,1 mol por litros de hidróxido de calcio Ca(OH)2.
Solución del problema:
Se debe formular la reacción de disociación de la base:
Ca(OH)2(ac) Ca+ 2
(ac )+ 2OH–
(ac)
Inicio: 0,1 mol/L 0 0
Cambio: -0,1 mol/L 0,1 mol/L 2*(0,1 mol/L)
Final : 0 0,1 mol/L 0,2 mol/L
En este caso como la sustancia es una base para encontrar el pH se
debe calcular primero el pOH debido a que directamente la sustancia no
genera Hidronios por lo tanto:
pOH= - log [OH-] Sustituyendo en esta ecuación resulta ser:
pOH= - log( 0,2)=0.698
Luego se utiliza la escala de pH con el pOH que es:
Sustituyendo resulta ser: pH=14- pOH= 14-0.698= 13.30
Ejercicio 3: Una muestra de jugo de manzana preparado, tiene un pH de 3.76
calcular [ H3O+
] .
Solución:
Como el pH está entre 3 y 4 sabemos inmediatamente que [ H3O +
]
estará entre 10 –3
y 10 –4
M. A partir de la ecuación que define pH,
tenemos:
pH = - log [ H3O +
] = 3.76
log [ H3O +
] = -3.76
Para encontrar [ H3O +
] necesitamos determinar el antilog de – 3.76
pH + pOH= 14

9. [ H3O +
] = 10 – 3.76
= 1.7 x 10 –4
Ejercicio 4: Calcular el pH de una solución 0.20 M de HCN cuya constante es
Ka = 4.9 x 10 -10.
Solución:
El primer paso para resolver cualquier problema de equilibrio es escribir
la ecuación para la reacción en equilibrio.
La expresión de la constante de equilibrio es:
En seguida tabulamos las concentraciones de las especies
comprendidas en la reacción de equilibrio, dejando que x = [ H3O +
].
Inicial 0.20 M 0 0
Cambio - x M + x M + x M
Equilibrio (0.20 - x) M x M x M
Sustituyendo las concentraciones apropiadas en la expresión de la
constante se equilibrio, tenemos
En seguida simplificamos suponiendo que x, la cantidad de ácido que se
disocia, es pequeña en comparación con la concentración inicial de
ácido; es decir; 0.20 –x = 0.20. Así:
Despejando x tenemos:

10. A partir del valor calculado para x vemos que nuestra aproximación y
simplificación es muy razonable. Este tipo de aproximación se puede
utilizar siempre que las condiciones de una solución sean tales que sólo
se ionice una fracción pequeña del ácido. Como regla general, si la
cantidad x, que se resta a la concentración inicial del ácido, es mayor
que el 5% del valor inicial.
El porcentaje de disociación del ácido es
.
(9.9 x 10 -6
M)
100 % = 4.95 x 10 –3
%
(0.2 M)
Ahora el pH resulta ser:
pH = - log [ H3O +
] = - log (9.9 x 10 –6
) = 5.00
Ejercicio de práctica:
Calcule el pH y la concentración de hidronio del ácido acético CH3COOH 0.25
mol/litros. La constante de acidez es Ka= 1,8*10-5
CH3COOH (ac) H+
(ac )+CH3COO –
(ac)
Ejercicio 5: Calcular la concentración de OH –
en una solución 0.15 M de NH3.
Solución:
Utilizaremos el mismo procedimiento empleado para resolver problemas
que se referían a la disociación de ácidos. El primer paso es escribir la
reacción de ionización y la correspondiente expresión de la constante de
equilibrio.

11. Después, tabulamos las concentraciones implicadas en el equilibrio:
Inicial 0.15 M - 0 0
Cambio - x M - + x M + x M
Equilibrio (0.15 - x) M - x M x M
Sustituyendo las concentraciones apropiadas en la expresión de la
constante se equilibrio y considerando que x es pequeño, tenemos.
Ahora vamos a ver otros puntos importantes del tema:
Pares de Ácidos y Bases Conjugados
En cualquier equilibrio ácido – base, ambas reacciones, la que va hacia delante
(a la derecha) y la reacción inversa (a la izquierda) comprende transferencia de
protones. Por ejemplo, considere de nuevo la reacción del NH3 y el H2O:
En la dirección hacia adelante, el H2O dona un protón al NH3. Por consiguiente,
H2O es el ácido y NH3 es la base. En la dirección inversa, NH4
+
dona un protón
al OH-
.En este caso, NH4
+
es el ácido y OH-
la base.
Un ácido y una base como el H2O y OH-
que solo difieren por la presencia o
ausencia de un protón, se denominan par ácido – base conjugada.
Todo ácido tiene asociado a él una base conjugada, formada al añadir un
protón a la base. Por ejemplo, OH-
es la base conjugada del H2O. En forma
similar, cualquier base tiene asociada a ella un ácido conjugado, formado al
añadir un protón a la base; NH4
+
es el ácido conjugado de NH3.

12. Ácidos polipróticos
Muchas sustancias son capaces de donar más de un protón al agua. Las
sustancias de este tipo se llaman Ácidos polipróticos. Por ejemplo, el ácido
sulfuroso, H2SO3, puede reaccionar con el agua en dos etapas sucesivas
Los valores para Ka en cada caso muestran que ambos, el H2SO3 y HSO3
–
son ácidos débiles. El menor valor de Ka en la segunda reacción muestra que
la pérdida del segundo protón se lleva a cabo con mucha menor facilidad que la
del primero. Esta tendencia es razonable intuitivamente; con base en las
atracciones electrostáticas podemos esperar que el protón con carga positiva
se pierda más fácilmente de la molécula neutra de H2SO3 que del ion con
carga negativa el HSO3
-
.
Las sucesivas constante de disociación de los ácidos polipróticos, algunas
veces se denominan Ka1, Ka2 , etc. Esta notación se simplifica muy a menudo a
K1, K2 , etc. Por ejemplo, la constante de equilibrio para la pérdida de un protón
del HSO3
–
, se puede nombrar como Ka2 o K2 , porque este protón es el
segundo en ser removido del ácido neutro H2SO3.
Tabla 1. Constantes de disociación ácido de algunos ácidos polipróticos
comunes.
Ácido Fórmula
molecular
Ka1 Ka2 Ka3
Ascórbico H2C6H6O6 8 x 10-5
1.6 x 1012
Carbónico H2CO3 4.3 x 10-7
5.6 x 10-11
Cítrico H3C6H5O7 7.4 x 10-4
1.7 x 10-5
4 x 10-7
Oxálico H2C2O4 5.9 x 10-2
6.4 x 105
Fosfórico H3PO4 7.5 x 10-3
6.2 x 10-8
4.2 x 10-13
Sulfuroso H2SO3 1.7 x 10-2
6.4 x10 -8

13. Como pudimos ver el equilibrio iónico lo encontramos muy a menudo en la vida
cotidiana de allí que todo ingeniero deberá adquirir un conocimiento básico del
mismo.
Espero les haya gustado esta parte del tema,
la próxima guía de estudio tratara de hidrólisis y soluciones amortiguadoras.
Bibliografía.
Brown Lemay. Quimica La ciencia central.
WHitten . Química Básica.
Bibliografía Electrónica:
http://es.wikipedia.org/wiki/Equilibrio_i%C3%B3nico
http://www.google.co.ve/search?hl=es&q=EQUILIBRIO%20IONICO&ie=UTF-
8&sa=N&tab=iw.