Equilibrio ionico

1. Realizado por:
Gómez S. Héctor
C.I.27999726
Escuela: Ingeniería Química (49)
Instituto Universitario Santiago Mariño
Ampliación Maracaibo
Cátedra: Química
Prof: Ing Loreny Belandria
Maracaibo, 6/12/2021
Equilibrio Iónico

2. 1. Equilibrio iónico (Concepto)
El equilibrio químico son procesos reversibles, o sea que
los productos resultante de una reacción pueden, en parte, volverse
a combinar y originar de nuevo las sustancias iniciales hasta
alcanzar un estado de equilibrio. Donde el cambio de energía libre
es igual a cero (0).
El equilibrio iónico no es mas que un tipo de equilibrio
químico pero específicamente estudia los sistemas en disolución
acuosa entre especies iónicas debido a su importancia en diversas
aéreas de la química: industrial, análisis químico o en bioquímica.

3. 2. Características
•Es un tipo de equilibrio químico.
•Los ejemplos más comunes de equilibrio iónico son aquellos que involucran ácidos
y bases en solución acuosa.
•Una solución se clasifica como electrolito fuerte por la gran cantidad de especies
iónicas liberadas en la solución.
•Un electrolito débil tiene un número reducido de iones.
•El equilibrio se mide por la constante de equilibrio y el grado de equilibrio. Para
que esto ocurra, la temperatura debe ser constante y el sistema no tiene intercambio
con el medio ambiente.

4. •El equilibrio iónico se diferencia del
equilibrio molecular, pues en el iónico
tenemos la presencia tanto de moléculas
como de partículas iónicas en la mezcla en
equilibrio.
• Para un equilibrio iónico deben existir los electrolitos (aquellos que tienen la
capacidad de conducir corriente eléctrica).
•Los electrolitos fuertes son aquellos que su concentración predomina.
• Los electrolitos débiles son donde los 2 componentes no se disocian por completo.
•También existen los no electrolitos.

5. •Ácido es un compuesto covalente que se
ioniza en agua y libera H+ en solución,
formando iones hidronio H3El+ . Base es un
compuesto iónico que se disocia en agua y
libera iones OH–”Teoría de Bronsted y Lowry”.
•Existen sustancias que no contienen iones
hidrogeno y se comportan como ácidos por
ende, acido es toda sustancia molecular o
iónica capaz de aceptar un par de electrones
para compartirlos. “Teoría de Lewis”.
•Los ácidos reaccionan con las bases
fácilmente obteniendo al neutralizarse las
sales.
CO2+CaO CaCO3
Acido base sal.
Ej:
Ej:
HA + B BH+ + A-
Acido base
H+

6. •La teoría de equilibrio iónico dice que si
una base es capaz de captar protones, en ese
instante y al lado de los productos, y en esa
misma reacción, se convierte en acido ya que
posee un protón que puede ceder y este es el
concepto de “acido conjugado”…
•…A su vez cuando un protón en esa misma
reacción y al otro lado, en los productos se
convierte en base ya que seria capaz de
aceptar el mismo protón que rechazo, esta es
la definición de “base conjugada del acido”.
Estos dos pares son los llamados “pares
acido-base conjugados”.
Ecuación general acido-base
HA + B BH+ + A-
Acido1 base2 Acido2 base1
H+

7. El acido es fuerte cuando tiene una gran tendencia a ceder un protón a otra molécula.
La base es fuerte cuando la gran tendencia es a captarlo.
La tendencia a captar o recibir protones es relativa, depende de la sustancia frente a la que
actúan…
…Por esta razón se toma el agua como sustancia de referencia.
Todos los acidos clasicos (HCl, HNO3, H2SO4) son dadores de protones asi como los iones
NH+4, HSO-4, etc…
Acido1 Base2 Base1 Acido2
HNO3 H2O NO-3 H3O+
NH+4 OH- NH3 H2O
HSO-4 OH- SO4 H2O
2H3O+ S= 2H2O H2S
H2O HCO-3 OH- H2CO3
+ +

8. •Para obtener la constante de equilibrio iónico: *
Constante de disociación acida; para los ácidos, se usa la
constante de ionización, que se define a partir de Ka. Cuanto
mayor sea su valor mas desplazado estará el equilibrio hacia la
derecha y mas fuerte será el acido.
*Constante de disociación básica:
para las bases, se utiliza la constante de disociación, que se define
a partir de Kb. Ejemplo:
En una reacción de acido tipo HA:
HA + H2O A- + H3O+
La expresión de la constante es K=[A-].[H3O+]/[HA].[H2O]
Debido a que la concentración de agua es prácticamente constante la incluimos
en la constante de equilibrio:
Ka= K .[H2O] = [A-].[H3O+]/[HA]

9. La importancia de los ácidos, las bases y las sales
(producto de la reacción de un ácido y una base) es amplia:
Sin ácidos y bases no se podría fabricar una multitud de
sustancias entre las que figuran fertilizantes, pigmentos, sales, productos
del petróleo, fibras sintéticas, vidrio, etc.
Por ejemplo los ácidos, las bases y las sales son indispensables en
la agricultura, pues muchas plantas requieren un medio ligeramente
ácido para crecer.
La acidez y la basicidad desempeñan un papel fundamental en
el comportamiento de ciertos sistemas químicos, biológicos y geológicos.
Algunos medicamentos, como el ácido ascórbico y la penicilina,
son estables en medios ácidos, pero no en medios básicos.
3. Utilidad a nivel industrial

10. Algunos ejemplos de este tipo de sustancias fabricados en la industria
química y que encontramos y usamos en nuestra vida diaria son:
De ácidos: vinagre, cerveza

11. De bases: jabones, antiácidos,
detergentes…

12. De sales: sal, antiácidos,
fertilizantes…

13. 4. Utilidad a nivel de laboratorio
La utilidad se le da para conocer la escala de PH de las sustancias. El valor del PH de
una disolución tiene una gran influencia en muchos procesos químicos y biológicos
por lo que su conocimiento es muy valioso. Se mide con un “pehachimetros” aunque
también directamente.
El agua en su disociación actúa como acido y base.
H2O + H2O OH- + H3O+
Acido1 base2 base1 acido2
La constante de equilibrio de auto-ionización del agua es Kw (producto iónico), que es el
producto de Ka, constante de acidez y entre Kb, constante de basicidad.
Experimentalmente se ha comprobado que su valor a 25 ºC es 10-14
Si el agua es neutra : Ka=10-7y Kb=10-7
Si el agua es acida: Ka es mayor que 10-7.
Si es básica: Kb es mayor que 10-7. Kw = [OH-].[H3O+]

14. 1.Conociendo la constante de disociación acida del acido acético (Ka=1,8x 10-5) calcular
la constante de disociación Kb de su base conjugada el ion acetato. Solución
Las reacciones con el agua del CH3-COOH y del CH3-COO- son respectivamente:
CH3 - COOH + H2O CH3 - COO- +H3O+
Ka= 1,8x10-5
CH3 – COO- + H2O CH3 – COOH + OH-
Kb=?
De las expresiones Ka= [CH3 - COO-]. [H3O+]/ [CH3 – COOH] y
Kb= [CH3 – COOH]. [OH-]/ [CH3].[COO-] deducimos inmediatamente que Ka.Kb=
CH3 - COO-]. [H3O+]/ [CH3 – COOH] x [CH3 – COOH]. [OH-]/ [CH3].[COO-] =
[H3O+].[OH-] =Kw; Ka.Kb=Kw= 10-14. Como en el caso que tenemos conocemos el valor
de Ka y queremos Kb:
Kb= Kw/Ka = 10-14/1,8x 10-5 =5,5x 10-10
Ejercicios y soluciones
5. Reacciones de Equilibrio Iónico:

15. 2.Calcular la concentración de H3O+ de una
disolución de PH= 8,5.
Solución:
8,5= -log [H3O+]; log [H3O+]=-8,5=0,5-9
De la propia definición de logaritmo decimal
tenemos que: 100,5-9= [H3O+]; 100,5 x 10-9 = [H3O+];
[H3O+]= 3,2 x 10-9
Reacción del agua