Tema Universitario

1. UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL
“FRANCISCO DE MIRANDA”
ÁREA DE TECNOLOGÍA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
Ultima revisión: Abril 2009
UNIDAD II: EQUILIBRIO IONICO
1. COMPUESTOS SOLUBLES EN AGUA
a) No Electrolitos
b) Electrolitos
 Electrolitos fuertes
 Electrolitos débiles
2. DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES
a) Según Arrhenius (1884):
b) Según Brønsted y Lowry (1923):
c) Según de Lewis (1923):
3. IONIZACIÓN DEL AGUA
a) pH y pOH. Relación entre ellos.
4. DISOCIACIÓN DE ELECTROLITOS FUERTES
a) Ácidos Fuertes
b) Bases Fuertes solubles
c) Sales.
5. DISOCIACIÓN DE ELECTROLITOS DÉBILES
a) Ácido Débil
b) Base Débil
c) Porcentaje o grado de ionización
6. ÁCIDOS POLIPRÓTICOS
7. LOS IONES COMO ÁCIDOS Y COMO BASES
8. HIDRÓLISIS DE SALES:
a) Sal de base soluble fuerte y ácido fuerte
b) Sal de base fuerte y ácido débil

2. c) Sal de base débil y ácido fuerte
d) Sal de base débil y ácido débil
9. EL EFECTO DEL IÓN COMÚN Y SOLUCIONES REGULADORAS
(AMORTIGUADORAS, BUFFER O TAMPÓN)
a) Para un ácido débil y la sal de su base conjugada
Si se añade un ácido fuerte
Si se adiciona base fuerte
b) Para una base débil y la sal de su ácido conjugado
10. NEUTRALIZACIÓN E INDICADORES DE PH:
a) Curvas de Titulación Ácido-Base
b) Curva de Titulación de un Ácido Fuerte con una Base Fuerte
c) Curva de Titulación de un Ácido Débil con una Base Fuerte
d) Curva de Titulación de una Base Débil con un Ácido Fuerte
11. EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD
a) Procesos de Precipitación
b) Separación de Iones por precipitación Fraccionada
c) Efecto del Ión Común y La Solubilidad
d) El pH y la Solubilidad
12. AUTOEVALUACIÓN.
13. EJERCICIOS PROPUESTOS.
14. ANEXOS

3. Equilibrio Iónico
INTRODUCCIÓN:
Aunque mucha gente lo desconoce, los ácidos y las bases son tan comunes como el
vinagre (ácido acético), la aspirina (ácido acetilsalicílico), la leche de magnesia (hidróxido de
magnesio) y el destapa cañerías (mezcla de carbonato de sodio e hidróxido de sodio). Además
de ser el de principio activo de productos medicinales y domésticos, los ácidos y bases son
importantes en los procesos industriales y fundamentales en los sistemas biológicos.
1. Compuestos solubles en agua
Los compuestos químicos al disolverse en agua dan origen a iones y moléculas.
Un Ion es un átomo o un grupo de átomos que tiene una carga neta positiva (cationes)
o negativa (aniones). Ejemplo: El cloruro de sodio (NaCl), la sal común de mesa, es un
compuesto iónico porque esta formado por cationes y aniones.
NaCl → Na+ + Cl-
Catión Anión
Una molécula es un agregado de, por lo menos, dos átomos en una configuración
única que se mantienen unidos a través de fuerzas químicas (enlaces químicos). Una
molécula puede contener átomos del mismo elemento o átomos de dos o más elementos,
siempre en una proporción fija. Ejemplo: La sacarosa (C12H22O11), azúcar de caña, o
simplemente azúcar.
Los compuestos que existen en forma de moléculas en disolución acuosa no conducen la
corriente eléctrica y se conocen como No electrolitos. Mientras que los compuestos que
se ionizan (o se disocian en sus iones constituyentes) en disoluciones acuosas y conducen
la corriente eléctrica, se denominan Electrolitos, siendo estos el objetivo principal de
estudio en esta guía.
Los electrolitos se clasifican en fuertes y débiles:
 Fuertes: son compuestos que se caracterizan por ser buenos conductores de la
corriente eléctrica, ya que están completamente ionizados en solución acuosa. Forman
parte de estos los ácidos fuertes, bases fuertes y las sales.
El ácido clorhídrico, es un ejemplo de electrolito fuerte:
1

4. Equilibrio Iónico
HCl(ac) + H2O(l) → H3O+(ac) + Cl-(ac))
 Débiles: son los que se disocian sólo parcialmente, razón por la cual son pocos
conductores de la corriente eléctrica.
Un ejemplo de electrolito débil es el ácido acético, (comúnmente conocido en
casa como vinagre)
CH3COOH(ac) + H2O(l) ↔ CH3COO-(ac) + H3O+(ac)
Y el amoniaco
NH3(ac) + H2O(l) ↔ NH4+(ac) + OH(ac)
2. Definiciones de Ácidos y Bases:
a) Según Arrhenius (1884):
 Ácido: es toda sustancia que produce iones hidronio (H3O+, H+) en solución acuosa.
El ácido clorhídrico es un buen ejemplo de ácido de Arrhenius.
HCl(ac) → H+(ac) + Cl-(ac) ó HCl (ac) + H2O(l) → H3O+(ac) + Cl-(ac)
El ión H+, llamado protón, proviene del átomo de Hidrógeno que ha perdido su electrón,
éste interactúa con una molécula de agua para formar el protón hidratado denominado
ión Hidronio (H3O+) logrando mayor estabilidad.
 Base: es toda sustancia que, al disociarse en solución acuosa, produce iones
hidroxilo, OH-, es decir, que el grupo hidroxilo formaba parte de las bases.
El hidróxido de sodio es un buen ejemplo de base de Arrhenius.
NaOH(s) + H2O(l) →Na+(ac) + OH-(ac)
La desventaja de esta teoría es que no abarca otros compuestos que también se
comportan como bases, como el amoníaco, que a pesar de no tener el grupo hidroxilo
2

5. Equilibrio Iónico
en su fórmula química (NH3), si produce estos iones en el agua. Además, se limita a
interpretar el comportamiento de las sustancias en soluciones acuosas.
b) Según Brønsted y Lowry (1923):
 Ácido es una sustancia (ión o molécula) capaz de ceder un protón a otra sustancia
en una reacción ácido-base.
 Base es una sustancia (ión o molécula) capaz de aceptar un protón de un ácido.
Esta teoría explica el comportamiento básico del amoníaco (NH3) y las aminas (RNH2),
que la definición de Arrhenius no lograba explicar, además, amplía los conceptos
formulados por Arrhenius al no limitarse estrictamente al medio acuoso. Según esta
teoría para que un ácido ceda un protón debe estar en presencia de una base. Cuando
un ácido cede el protón da origen a una base conjugada, mientras que una base al
aceptar un protón da origen a un ácido conjugado. De modo que en cualquier reacción
ácido-base siempre habrá un par de ácido y un par de bases.
H+ H+
HA + B ↔ BH+(ac) + A-(ac)
Ácido Base Ácido conjugado Base conjugada
Ácido1 Base 1 Ácido 2 Base2
Se dice entonces que el ácido HA y la base A- (ac) forman un par conjugado ácido-base.
La base B y el ácido BH+ (ac) forman el otro par conjugado ácido-base.
Los pares conjugados son especies que difieren en un protón.
Ejemplos:
CH3COOH(ac) + H2O(l) ↔ CH3COO-(ac) + H3O+(ac)
Ácido 1 Base 1 Base 2 Ácido 2
- +
Pares Conjugados: CH3COOH - CH3COO y H2O - H3O
NH3(ac) + H2O(l) ↔ NH4+(ac) + OH-(ac)
3

6. Equilibrio Iónico
Base 1 Ácido1 Ácido 2 Base2
Pares Conjugados: NH3 / NH+4 y H2O / OH-
Según la teoría de Bronsted-Lowry, un mismo compuesto puede actuar como un ácido o
una base, de acuerdo a los compuestos con que reacciona, debido a este
comportamiento se le da el nombre de Sustancias Anfóteras, Anfotéricas o Anfipróticos.
La razón para tal comportamiento, tiene que ver con la fuerza de los ácidos (capacidad
de donar protones) y de las bases (capacidad de aceptar protones), que actúan en la
reacción dada. Esto se observa en los ejemplos anteriores, en el caso del agua, donde
al reaccionar con el ácido acético actúa como base y con el amoníaco actúa como ácido.
En general: “Mientras más fuerte el ácido, su base conjugada es más débil.
Mientras más débil es un ácido, más fuerte es su base conjugada”.
Figura 1. Fuerza de los pares conjugados ácido-base
c) Según de Lewis (1923):
 Ácido: es una sustancia que recibe o acepta un par de electrones.
 Base: es una sustancia que puede ceder o donar un par de electrones libres.
Según esta definición, se forma un enlace covalente dativo o coordinado entre el ácido y
la base, es decir, no implica que un par de electrones se debe transferir de un átomo a
otro.
4

7. Equilibrio Iónico
La teoría de Lewis es muy útil porque abarca muchas reacciones químicas, que no
encajan en las teorías de Arrhernius o de Bronsted y Lowry, y además, incorpora otras
especies que no tienen protones.
La reacción neta ácido-base de Lewis será:
Ácido + Base → Ácido-Base
Deficiente de electrones Con pares libres Con enlace covalente Dativo
Ejemplo: La reacción de la cal (CaO) con dióxido de azufre es una reacción
importante para la reducción de las emisiones de SO2 de las centrales térmicas de carbón. Esta
reacción entre un sólido y un gas pone de manifiesto que las reacciones ácido-base de Lewis
pueden ocurrir en todos los estados de la materia.
CaO(S) + SO2(g) → CaSO3(s)
3. Ionización del Agua
El agua es un solvente y un electrolito muy débil, ya que al ionizarse produce bajas
concentraciones de iones H+ y OH-, mediante la transferencia de protones de una molécula de
agua a otra molécula igual, dando lugar al equilibrio:
H2O(l) + H2O(l) ↔ H3O+(ac) + OH-(ac)
La autoionización del agua es una reacción ácido – base de acuerdo con la teoría de Bronsted y
Lowry, ya que, una molécula de agua se comporta como un ácido, pues dona un protón a otra
molécula de agua que se comporta como una base, que acepta el protón; por esto se dice que
es una sustancia anfótera. La molécula de agua que dona el protón, se convierte en un ión OH-,
la base conjugada del agua. La molécula de agua que acepta el protón, se convierte en un ión
H3O+, el ácido conjugado del agua. El examen de la reacción inversa (de derecha a izquierda)
muestra que el H3O+ (un ácido) dona un protón al OH- (una base) para formar dos moléculas de
agua.
5

8. Equilibrio Iónico
Producto Iónico de Agua:
La expresión de la constante de equilibrio para el agua pura es:
[ H O ][OH ]
3
+ −
Kc =
[ H 2 O] 2
El agua es un líquido puro por tanto su concentración permanece constante y, por lo tanto, está
incluida en el valor de la constante de equilibrio, quedando la expresión de la siguiente manera:
Kc[H2O]= [
Kw = H 3 O + OH ][ −
]
Donde Kw, es la llamada constante del producto iónico del agua. El valor numérico de esta
constante varía con la temperatura, y se ha determinado experimentalmente que a 25 ºC es
igual a 10-14.
[
Kw = H 3O + OH ][ −
]=10 −14
En el agua pura la concentración de los iones H3O + y OH-, deben ser iguales. La concentración
de cada uno de estos será:
[H 3 ] [
O + = OH − =x ]
[H 3 ][
O + OH ]=
−
10 −14
 x2 = −
10 14  x = 10 −14
 x = −
10 7
Entonces: [H 3 ] [
O + = OH ]=
−
10 −7
M
6

9. Equilibrio Iónico
Si se agrega cualquier sustancia que altere esta igualdad, el producto de los dos nuevos valores
seguirá satisfaciendo el valor de Kw, es decir, si la concentración de uno de estos iones
aumenta, la del otro disminuye y viceversa, de modo que el valor de Kw es siempre igual a 10-
14
. Por esto, al conocer el valor de uno de los iones, el otro se puede calcular por despeje.
Una solución es neutra si: [H 3 ] [
O + = OH − = − M
10 7 ]
Una solución es ácida si: [H 3 ] [
O + > OH − ]
[H 3 ]
O+ > − M
10 7 y [OH ]<
−
10 −
7
M
Una solución es básica si: [H 3 ] [
O + < OH − ]
[H 3 ]
O+ < − M
10 7 y [OH ] >
−
10 −
7
M
La autoionización del agua, contribuye siempre a la concentración del ión hidrónio y el ión
hidroxilo en una solución, en algunos casos esta concentración es importante y en otras no,
pues es despreciable ante el aporte de estos iones por parte de otras sustancias.
a) pH y pOH.
Generalmente, la acidez o basicidad de una solución se describe en función de la
concentración de iones H3O+, aunque se trate de una solución básica; y dado que este
valor de concentración es muy pequeño, es conveniente expresarlo en la escala
logarítmica, que recibe el nombre de pH, y se define como el logaritmo negativo en base
10 de la concentración en mol/L de H3O+ o de H+.
pH = - log [H3O+]
De igual forma, el pOH corresponde al logaritmo negativo en base 10 de la
concentración en mol/L de OH-.
pOH = - log [OH-]
7

10. Equilibrio Iónico
A partir del pH y del pOH, se pueden conocer las concentraciones de H3O+ y OH- en
términos de Molaridad:
[H 3 ]
O + = −pH
10
[OH ] =10 − −pOH
De la expresión de Kw se obtiene una relación entre pH y el pOH.
[H 3 O + OH ][ −
]=10 −14
M
Aplicando logaritmo: [
log H 3 O + +log OH ] [ ]=
−
14
Se multiplica por –1: − [
log H 3 O + −log OH ] [ −
] =−14
Lo que corresponde a: pH +pOH =
14
Las soluciones según el valor de pH o pOH se clasifican en la escala del pH en:
pH pOH
Solución ácida 0-7 14-7
Solución neutra 7 7
Solución básica 7-14 7-0
pH + pOH=14 ⇒ de donde se deduce que los valores positivos de pH y pOH están
limitados al rango de 0 al 14. Si el pH ó pOH es mayor que 14, el otro será negativo. Por
convenio, no se expresa normalmente acidez o basicidad fuera de la escala de pH ó
pOH. Esto no quiere decir que no puedan existir valores inferiores a cero o mayores de
14, sino que no suelen utilizarse, dado que los valores de Ka y Kb para los ácidos y
bases débiles son bastante pequeños.
8

11. Equilibrio Iónico
Figura 2. Métodos para medir el pH en un a solución acuosa
Aplicación: A continuación se presentan los valores de pH para algunos líquidos así
como para fluidos orgánicos corrientes:
9

12. Equilibrio Iónico
Figura 3. Valores de pH de algunas soluciones acuosas familiares
Aplicación: El conocimiento del valor de la concentración de iones H+ y del pH es
indispensable para la industria química, por ejemplo, en la fabricación de productos
lácteos se requiere un pH especifico para el procesamiento de la materia prima; en la
fabricación de jabones y detergentes se debe controlar continuamente el pH. En los
procesos biológicos también es de suma importancia, pues un simple cambio de estos
valores altera el metabolismo de los seres vivos.
Aplicación: un adulto promedio produce diario 2 a 3 litros de jugo gástrico. El jugo
gástrico es un fluido digestivo delgado y ácido, secretado por las glándulas de la
membrana mucosa que envuelve al estómago, entre otras sustancias contiene al ácido
clorhídrico. El pH del jugo gástrico es de aproximadamente 1,5, que corresponde a una
concentración de ácido clorhídrico de 0,03 mol/L. ¡concentración tan alta cómo para
disolver al zinc metálico!. El propósito de un medio tan ácido dentro del estómago es
digerir alimento y activar las enzimas digestivas, comer estimula la secreción de H+. Una
pequeña fracción de estos iones se reabsorbe por la mucosa, lo que provoca diminutas
hemorragias en un proceso normal. Aproximadamente medio millón de células se
renueva cada minuto y un estómago sano se recubre en forma completa cada tres días,
más o menos. Sin embargo si el contenido de ácido es demasiado grande, la influencia
constante de los iones H+ a través de la membrana de regreso al plasma sanguíneo
puede causar dolor, hinchazón, inflamación y sangrado. Una forma de reducir
temporalmente la concentración de H+ en el estómago es tomar antiácido, la función
principal de los antiácidos es neutralizar el exceso de ácido clorhídrico en el jugo
gástrico.
4. Disociación de Electrolitos Fuertes
Existen tres clases de electrolitos fuertes:
a) Ácidos Fuertes: aquellos que se disocian completamente, transfiriendo totalmente sus
protones al agua y no dejan moléculas sin disociar en solución acuosa. Los ácidos
fuertes más comunes son: HClO4, HClO3, HNO3, H2SO4, HCl, HBr y HI.
10

13. Equilibrio Iónico
En una solución acuosa de un ácido fuerte, el ácido es la única fuente importante de
iones H+, por lo que la [H+] es igual a la concentración del ácido y para calcular el pH de
la solución simplemente se sustituye este valor en la fórmula: pH = - log [H+]
Ejemplo:
HCl(ac) → H+ (ac) + Cl-(ac)
0.010 M 0.010 M 0.010 M
pH = - log [0.010] = 2
Ejercicio 1: Calcule el pH de una disolución acuosa de Ácido Clorhídrico (HCl)
1.0*10-3M
Resolución:
a) Debido a que el HCl es un ácido fuerte, se ioniza o disocia completamente en
disolución acuosa:
+ −
HCl( ac ) → ( ac )
H + ( ac )
Cl
b) Las concentraciones de todas las especies se representan de acuerdo a la
estequiometría de la reacción, en este caso como la reacción es 1:1, por cada mol de
HCl se produce un mol de ión hidrógeno (H+) y un mol de ión cloruro (Cl-)
respectivamente:
[H ]= 0 x10
+
1, −
3
mol / L
pH = log( ,0 x10 − )
− 1 3
pH = 0
3,
b) Bases Fuertes solubles: aquellas que se disocian completamente en solución acuosa,
aportando totalmente sus iones OH –. Las bases fuertes más comunes son: LiOH, NaOH,
KOH, RbOH, CsOH, Sr(OH)2.
Para encontrar el pH de una solución de base fuerte, dado que se conoce la [OH-] pues
es dos veces la de la base, se calcula el pOH y luego el pH = 14 - pOH.
Ejemplo:
Sr(OH)2(ac) → Sr2+(ac) + 2OH-(ac)
11

14. Equilibrio Iónico
0,030 M 0,030 M 2 (0,030 M)
pOH = - log [0,060] = 1,22
pH = 14 – 1,22 = 12,78
c) Sales fuertes (sales solubles): Las sales son compuestos iónicos que se forman por
sustitución de uno o más iones hidrógeno de un ácido por un ión positivo diferente. La
mayor parte de las sales son electrolitos fuertes, es decir se disocian completamente. El
comportamiento de las sales en soluciones acuosas se tratará en el punto de Hidrólisis
de sales.
Ejemplo:
NaCl(s)→ Na+(ac) + Cl-(ac)
Aplicaciones químicas de los electrólitos fuertes: el ácido clorhídrico ocupa uno
de los primeros lugares en sustancias más importantes manufacturadas en los estados
unidos, dicho ácido se obtiene como subproducto de la preparación de hidrocarburos
clorados; por ejemplo:
CH4(g) + Cl2(g) → CH3Cl(g) + HCl(g)
El cloruro de hidrógeno gaseoso es separado de la mezcla haciéndolo reaccionar con
agua para formar ácido clorhídrico (todos los otros gases son insolubles en agua). Casi
la mitad del ácido clorhídrico producido se usa para el decapado de metales. Este
proceso implica la eliminación de capas de óxido metálico de las superficies del metal
para prepararlos para el acabado con recubrimientos, el tratamiento del acero constituye
el mayor uso del ácido clorhídrico. Otra de las aplicaciones del ácido clorhídrico es
procesamiento de alimentos y recuperación de petróleo.
5. Disociación de Electrolitos Débiles
Los Electrolitos débiles se clasifican en:
12

15. Equilibrio Iónico
a) Ácido Débil: El proceso de disociación iónica en solución acuosa sólo ocurre
parcialmente, por lo que tiene poca tendencia a ceder un protón, y por tanto se
establece un equilibrio entre las moléculas sin disociar y los iones generados. Algunos
ejemplos comunes son: el HF, HCN, CH3COOH, C6H5COOH y el H2CO3, entre otros.
En forma general, los ácidos débiles se disocian de la siguiente manera:
HA(ac) + H2O(l) ↔ H3O+(ac) + A-(ac)
La [H2O] en la cual se disocia el ácido se omite, pero ésta por ser constante va incluida
en la constante de equilibrio y, la expresión general es:
Ka =
[H O ][A ]
3
+ −
[ HA]
Donde Ka se conoce como la constante de ionización de un ácido débil. Estos
valores están tabulados (Ver Anexos).
Ejemplo: El ácido acético se ioniza de acuerdo a la ecuación:
CH3COOH(ac) + H2O(l) ↔ CH3COO-(ac) + H3O+(ac)
Ka =
[CH COO ][H O ]
3
−
3
+
= 1.8 x 10-5
[CH 3COOH ]
De la misma manera que el pH es una forma abreviada de designar [H3O+], el pK
designa una constante de equilibrio. Es decir, pK= -log K. Así para el ácido acético.
pK = - log Ka = - log(1,8x10-5) = - (- 4,74) = 4,74
Base Débil: estas sustancias reaccionan parcialmente con el agua, pues tiene poca
atracción por el protón y forma el ácido conjugado y el ión OH-. Análogo a los ácidos
débiles, también se da un equilibrio entre las moléculas y los iones disociados. Los
ejemplos más comunes son el NH3 y sus derivados orgánicos, como C6H5NH2, N2H4 y
CH3NH2, entre otros.
Ejemplo:
NH3(ac) + H2O(l) ↔ NH4+(ac) + OH –(ac)
13

16. Equilibrio Iónico
Kb =
[ NH ][OH ]
4
+ −
[ NH 3 ]
Donde Kb se conoce como la constante de ionización de una base débil. Estos
valores están tabulados (Ver Anexos).
Aspectos que se deben tomar en cuenta:
 A menor valor de Ka y Kb, menor será el grado de ionización y más débil será el
ácido o la base, por lo que estas constantes son una medida de la fuerza de un ácido
o una base.
 Al igual que todas las constantes de equilibrio, Ka y Kb varían con la
temperatura, por efecto de solubilidad y el calor asociado a dicha disolución. Los
valores de estas constantes se encuentran tabulados a una temperatura de 25 ºC.
 Como el ácido o la base débil se disocian muy poco, el valor de su
concentración se puede tomar completa (sin disociar), sólo en el caso en que K de
disociación es menor o igual a 10-5, exceptuando las soluciones muy diluidas, con
concentraciones menores de 0.01M.
b) Porcentaje o grado de ionización (α): es la relación que existe entre el ácido o base
débil disociado y la cantidad inicial del mismo, multiplicado por 100.
cantidad disociada
α= *100
cantidad inicial
Ejercicio 3: Calcule el pH y el porcentaje de ionización de una disolución
acuosa de Ácido Fluorhídrico (HF) 0.50M a 25ºC.
Resolución:
a) Debido a que el HF es un ácido débil, se ioniza o disocia parcialmente en disolución
acuosa:
14

17. Equilibrio Iónico
HF( ac ) + H 2O( l ) ↔H 3O +( ac ) + F −( ac )
b) El HF, posee una constante de ionización cuyo valor está tabulado a 25ºC, y se
expresa como el cociente entre la concentración en el equilibrio de los productos
elevada a su coeficiente estequiométrico en la ecuación balanceada, entre la
concentración en el equilibrio de los reactivos elevada a su coeficiente estequiométrico
en la ecuación balanceada:
Ka =
[H O ] ∗[F ] = 7,1x10
3
+ −
−4
[ HF ]
c) Las concentraciones de todas las especies se representan estableciendo el inicio,
cambio y equilibrio:
HF(ac) + H2O(l) ⇔ H3O+(ac) F-(ac)
Inicio (mol/L) 0,50 0 0
Cambio (mol/L) -X +X +X
Equilibrio (mol/L) 0,50-x +X +X
Recordando que un cambio positivo representa un aumento y un cambio negativo
representa una disminución en la concentración.
d) Las concentraciones de todas las especies en el equilibrio expresadas en función
de la incógnita X, se sustituyen en la expresión de la constante de ionización:
Ka =
[ X ] ∗[ X ] =7,1x10 −4
[0,50 −X ]
Ka =
[X ] 2
=7,1x10 −4
[0,50 − X ]
X 2
=, x10 − * (0,50 − )
71 4
X
X 2
=6 x10 − − x10 −X
3, 4
7,1 4
e) La expresión reordenada queda: X 2
+ x10 −X −6 x10 − =
7,1 4
3, 4
0
, esta es una
ecuación de segundo grado; cuando se trate de constantes inferiores al orden de 10-5,
se desprecia el valor de X (que sume o reste a otra concentración inicial ), debido a que
se considera que este valor de X es tan pequeño que no hace variar a la concentración
15

18. Equilibrio Iónico
inicial; sin embargo para nuestro caso la K a = .1 ∗ −
7 10 4 ,y es necesaria la resolución
de la ecuación de segundo grado :
f) Se sustituyen los valores de la expresión y queda:
aX 2
+bX − =
c 0
X 2
+ x10 −X −6 x10 − =
7,1 4
3, 4
0
−b ± b 2 − 4( a ∗c )
X =
2 ∗a
X =
−7,1x10 − ±
4
(7,1x10 ) − 2
4
(
−4 1* ( − ,6 x10 − )
3 4
)
2∗1
X = 019 mol / L
0.
g) De este modo se obtiene el valor de X y las concentraciones de todas las especies
en el equilibrio son:
[HF ]= ,50 − 019 )
(0 0, mol / L
[HF ]=,48mol
0 / L
Debido a que la relación molar de iones hidrogeno y fluoruro es 1:1
[H ] = ,019 mol / L
+
0
[F ]= ,019mol / L
−
0
El pH de la disolución es:
pH = log ( ,019 )
− 0
pH =
1 72
,
El porcentaje de ionización será entonces:
cantidad .ionizada
%α = ×100%
cantidad .inicial
0,019
%α = ×100%
0,50
%α 3,8%
=
16

19. Equilibrio Iónico
6. Ácidos Polipróticos: Son sustancias capaces de donar más de un protón al agua por
molécula. Estos ácidos se ionizan de manera sucesiva, esto es, pierden un protón cada vez, por
lo que para cada etapa interviene una expresión propia de la constante de equilibrio y a cada
una le corresponde una constante de acidez Ka1, Ka2,.... Para calcular las concentraciones o el
pH de una disolución de estos ácidos, se debe tomar en cuenta todas estas constantes; sin
embargo, se obtiene una aproximación considerando sólo Ka1, pues es mucho mayor que las
posteriores, es decir la mayor concentración de iones H3O+ proviene de la primera disociación.
Por Ejemplo: Sea H2A de concentración C, un ácido que tiene dos átomos de H ionizables,
ácido diprótico cualquiera. Se ioniza en dos etapas, para cada una de las cuales se puede
escribir una ecuación de ionización y su respectiva constante de ionización Ka con su valor
característico.
Primera etapa de ionización: En este momento las especies importantes en la
disolución son el ácido H2A no ionizado, los iones H3O+ y la base conjugada HA-. Se
puede considerar X como la concentración de iones H3O+ y HA- en el equilibrio en mol/L,
que se resume en la siguiente tabla
H2A(ac) + H2O(l) ↔ HA-(ac) + H3O+(ac)
Inicio (M) C 0 0
Cambio (M) -X +X +X
Equilibrio (M) (C – X) X X
K a1 =
[ HA ][H O ]
−
3
+
[ H 2 A]
X *X
K a1 =
C −X
Reordenando se obtiene: X 2
+ a1 X − a1C =
K K 0
X se calcula resolviendo la ecuación de segundo grado
Cuando se ha alcanzado el equilibrio de la primera etapa de ionización, las concentraciones
son:
[HA-]= X M
[H3O+]= X M
[H2A]= (C – X) M
Segunda etapa de ionización: En este momento las especies principales son HA-, que
actúa como ácido en la segunda etapa de ionización, H3O+ y la base conjugada A2-. Se
puede considerar Y como la concentración de iones H3O+ y A2- en el equilibrio en mol/L,
que se resume en la siguiente tabla
HA-(ac) + H2O(l) ↔ A2-(ac) + H3O+(ac)
17

20. Equilibrio Iónico
Inicio (M) X 0 X
Cambio (M) -Y +Y +Y
Equilibrio (M) (X – Y) Y X+Y
Ka2 =
[ A ][H O ]
2− +
[ HA ]
3
−
Y ( X +Y )
Ka2 =
X −Y
Si suponemos que X+Y≅ X y X-Y≅ X se obtiene que Y= Ka2
Cuando se ha alcanzado el equilibrio, las concentraciones son:
[H2A]= (C – X) M
[HA-]= (X –Y) M= X M
[H3O+]= (X+Y) M= X M
[A2-]= Y M= Ka2
pH = -log[H3O+] = -log X
Un caso algo diferente: H2SO4
Ejercicio 4: Calcular el pH de una disolución acuosa de H2SO4 0,010M
En la 1era Ionización: se comporta como ácido fuerte.
H2SO4(ac) + H2O(l) → H3O+(ac) + HSO4 -(ac)
0,010M 0,010M 0,010M
En la 2da etapa de ionización, se tiene la disociación de un electrolito débil:
HSO4-(ac) + H2O(l) ↔ H3O+(ac) + SO42-(ac)
Inicio (M) 0,010 0,010 0
Cambio (M) -X +X +X
Equilibrio (M) (0,010 – X) (0,010+X) X
[ H O ][ SO ] = 1,3x10
+ 2−
−2
Ka =
[ HSO ]
3 4
−
4
x (0.01 +x)
= ,3 x10 −
1 2
0.010 −x
18

21. Equilibrio Iónico
Ka es grande por lo que no se desprecia “x”, reordenando
X2 + 0,023X-0,00013=0
Resolviendo la ecuación de segundo grado:
−b ± b 2 − 4( a ∗c )
X =
2 ∗a
−0,023 ± (0,023)2 −4(1* (− ,3 +10 −3 ) )
1
X = =4,69 *10−3
2∗1
X = 4,69x10-3M
La concentración total del ión H+ es la suma de las concentraciones producidas por ambas
etapas de ionización (0,010 + 4,69x10 -3)M
[H+] = 0,0147M pH = -log[H+] = -log 0,0147 pH=1,83
7. Los iones como ácidos y como bases
En muchas tablas de constantes de ionización solo se incluyen valores de Ka o Kb, tanto para
moléculas neutras como para iones. Los valores de sus conjugados deben ser calculados
utilizando para ello la relación que existe entre el producto de la constante de disociación ácida
(para un ácido) y la constante de disociación básica (para su base conjugada), que no es más
que la constante del producto iónico del agua.
Podemos calcular Kb para la base conjugada de cualquier ácido si conocemos Ka; del mismo
modo podemos calcular Ka para el ácido conjugado de una base débil, si conocemos Kb.
Ka (ácido) x Kb (su base conjugada) = Kw
Kb (base) x Ka (su ácido conjugado) = Kw
8. Hidrólisis de Sales
Las sales, al disolverse en agua, se ionizan completamente en aniones y cationes, que pueden
reaccionar con los iones H+ u OH- del agua, produciendo una variación en el pH de la solución,
pues puede volverse ácida o básica. Cuando se da este tipo de reacción se dice que la sal está
hidrolizada; por lo tanto, la hidrólisis, es el proceso de reacción de los iones de las sales con
los iones del agua. Generalmente, se aplica a la reacción entre el agua y las bases conjugadas
de los ácidos débiles (aniones) y los ácidos conjugados de las bases débiles (cationes).
Se debe recordar que, según la teoría de Bronsted y Lowry, los aniones de los ácidos fuertes
son bases extremadamente débiles, mientras que los aniones de los ácidos débiles son bases
19

22. Equilibrio Iónico
más fuertes. De igual manera, los cationes de las bases fuertes son ácidos muy débiles,
mientras que los cationes de las bases débiles, son ácidos más fuertes. Donde la fuerza indica
la capacidad de ceder o aceptar H+.
Según la capacidad de los iones de las sales para aceptar H+ u OH- del agua, éstas se
clasifican en 4 tipos:
- Sal de base soluble fuerte y ácido fuerte
- Sal de base soluble fuerte y ácido débil
- Sal de base débil y ácido fuerte
- Sal de base débil y ácido débil
a) Sal de Base Soluble Fuerte y Ácido Fuerte: cuando se disuelve esta sal en agua
produce una solución neutra, debido a que mientras más fuertes son las especies sin
ionizar más débiles son los iones que estas producen, de modo que el catión de la sal
es un ácido tan débil que no reacciona con el anión del agua (OH-) y el anión de la sal es
una base tan débil que no reacciona con el catión del agua (H3O+), es decir no se
hidroliza.
Sal de Base fuerte / Ácido fuerte  Solución Acuosa Neutra
Ejemplo: Formación de la sal: NaOH(ac) + HCl(ac) → NaCl(ac) + H2O(ac)
Solución neutra: H2O(l) + H2O(l) ↔ OH-(ac) + H3O+(ac)
NaCl(ac) → Na+(ac) + Cl-(ac)
b) Sal de Base Fuerte y Ácido Débil: Cuando se disuelve esta sal en agua, el anión que
proviene del ácido débil es una base fuerte que acepta el H+ del agua para formar iones
OH-, por lo que la solución resultante es básica.
Sal de Base fuerte / Ácido débil  Solución Acuosa Básica
Ejemplo: CH3COONa, sal de una base fuerte NaOH y el ácido débil CH3COOH.
El acetato de sodio se disocia en los iones acetato y sodio
20

23. Equilibrio Iónico
CH3COONa(ac) → CH3COO-(ac) + Na+(ac)
El ión sodio, como proviene de un electrolito fuerte no sufre hidrólisis, en cambio, el ión
acetato que proviene de un ácido débil, se hidroliza según la reacción:
CH3COO-(ac) + H2O(l) ↔ CH3COOH(ac) + OH-(ac)
La constante de equilibrio para esta reacción se llama Constante de Hidrólisis básica o
Constante de la base conjugada Kb, y se obtiene a partir de la relación entre Ka y Kb vista
anteriormente: Kb = Kw/Ka
Kb=[ CH3COOH] [ OH-] / [ CH3COO-]
c) Sal de base débil y ácido Fuerte: Cuando se disuelve esta sal en agua, el catión que
proviene de la base débil, es un ácido más fuerte que dona un H+ al agua, para formar
moléculas no ionizadas de base débil, por lo que, las soluciones resultantes siempre son
ácidas.
Sal de Base débil / Ácido fuerte  Solución Acuosa Ácida
Ejemplo: NH4Cl sal de una base débil NH3 y el ácido fuerte HCl.
NH4Cl(s) → NH4+(ac) + Cl-(ac)
NH4+(ac) + H2O(l) ↔ NH3(ac) + H3O+(ac)
La constante de equilibrio para esta reacción se llama Constante de Hidrólisis ácida o
Constante del ácido conjugado Ka, y se obtiene a partir de la relación entre Ka y Kb vista
anteriormente: Ka = Kw/Kb
Ka = [NH3] [H3O+] / [NH4+]
d) Sal de base débil y ácido débil: Cuando se disuelve esta sal en agua, tanto el catión
como el anión reaccionan con los iones del agua para formar ácido y base sin disociar, y
produce soluciones que pueden ser ácidas, básicas o neutras, dependiendo de las
fuerzas relativas del ácido débil y la base débil de los que derive dicha sal, es decir, del
valor de Ka y Kb. Entonces se presenta los 3 casos siguientes:
21

24. Equilibrio Iónico
 Si Kb = Ka. La solución es neutra, esto se debe a que el catión de la base como el
anión del ácido produce la misma concentración de iones, es decir, [H3O+] = [OH-].
 Kb > Ka La solución es básica porque el anión que proviene del ácido débil se
hidroliza en un mayor grado, por ser una base conjugada más fuerte que el catión que
proviene de la base más fuerte, generando mayor cantidad de OH-.
 Ka > Kb La solución es ácida porque el catión de la base más débil se hidroliza en
mayor grado, por ser un ácido conjugado fuerte, que el anión que proviene del ácido
más fuerte, generando mayor cantidad de H+.
Ejercicio 5: Calcule el pH y porcentaje de hidrólisis para una disolución acuosa
de Benzoato de sodio (C6H5COONa) 0,15 mol/L .
Resolución:
a) En primer lugar es necesario es realizar la ionización de la sal.
C6H5COONa(s) → C6H5COO-(ac) + Na+(ac)
(mol/L) 0,15 0,15 0,15
b) A continuación, se establece la hidrólisis de la sal, tabulando los cambios que ocurren
al inicio, en el cambio y en el equilibrio. Para esto, es necesario tener en cuenta que el
ión sodio, por provenir de un electrolito fuerte no se hidroliza. Se establece entonces la
hidrólisis del ión acetato, que proviene de la especie con características débiles.
C6H5COO-(ac) + H2O(l) ⇔
C6H5COOH(ac) + OH-(ac)
Inicio (mol/L) 0,15 0 0
Cambio (mol/L) -X +X +X
Equilibrio (mol/L) 0,15-X +X +X
c) Por tratarse de una sal en solución acuosa básica se establece Kb, cuyo valor se
calcula por medio de la siguiente relación:
Kw = Ka*Kb → Kb= Kw/ Ka =1x10-14/1,8x10-5 =5,5x10-10
Kb =
[ C6 H 5COOH ] * [OH − ]
[C H COO ]
6 5
−
22

25. Equilibrio Iónico
Si se considera X<<0.15mol/L , la expresión queda:
X2
5,5x10-10 = 0,15
,
mol
X= 5,5x10 -10 * 0,15 = 9,13x10 -6
L
mol
X = [OH-] = 9,13x10 -6
L
d) Se procede entonces a calcular el pOH
pOH= - log [OH-] = - log 9,13x10-6 = 5,04
e) El pH se determina por diferencia con el pOH:
pH= 14 - pOH =14 - 5,04 = 8,96
f) Por último se calcula el porcentaje de hidrólisis:
Conc. hidrolizada 9,13 x10 −6
% Hidrolisis
= Conc.inicial
* 100% = 0,15
*100% = 6,09*10-3 %
9. El Efecto del Ión Común y Soluciones Reguladoras (Amortiguadoras, Buffer o
Tampón)
En muchos procesos biológicos y químicos, es necesario mantener el pH prácticamente
constante, a pesar de la adición de ácidos o bases. Esto va a depender del comportamiento de
una solución donde un mismo ión es producido por dos compuestos diferentes (que presenten
ión común). En general, según el Principio de Le Chatelier, la disociación de un electrolito débil,
sea un ácido o una base, disminuye al agregar a la solución un electrolito fuerte que tenga un
ión común con el electrolito débil. Este desplazamiento de la posición de equilibrio que ocurre
cuando adicionamos un ión común, que es uno de los componentes de una reacción en
equilibrio, es lo que se llama efecto del ión común.
Por ejemplo: una solución que contiene CH3COOH (electrolito débil) y CH3COONa (electrolito
fuerte)
CH3COOH(ac) + H2O(l) ↔ CH3COO –(ac) + H3O+(ac)
Ión común
23

26. Equilibrio Iónico
CH3COONa(ac) → CH3COO –(ac) + Na+(ac)
La adición de CH3COO- proveniente de la sal CH3COONa, hace que el equilibrio se desplace
hacia la izquierda, disminuyendo la [H3O+] y por ende aumenta el valor de pH, es decir, se
vuelve menos ácida.
Entonces, las soluciones reguladoras se obtienen mezclando un ácido o base débil y una sal
de su respectiva base o ácido conjugado, y son aquellas que tienen la capacidad de mantener
la concentración de iones H3O+, o el pH, de la solución dentro de cierto rango, aún cuando se
agregue pequeñas cantidades de un ácido o base fuerte. La resistencia al cambio en el pH es
debido a que contienen una especie ácida que neutraliza a los iones OH- de la base fuerte, y
una especie básica que neutraliza los iones H3O+ del ácido fuerte. Este efecto, se pierde si la
cantidad de ácido o base que se agrega sobrepasa las concentraciones de la base o del ácido
conjugado, por lo que la capacidad amortiguadora, es la cantidad de ácido o base que puede
neutralizar antes de que el pH cambie en grado significativo.
El cálculo de [H3O+] o del pH para los 2 tipos de soluciones reguladoras se hace así:
a) Para un ácido débil (HA) y la sal de su base conjugada (NaA).
NaA →Na + +A −
Ecuación de disociación de la sal: C1 C1 C1
HA + H 2O ↔ A− + H 3O +
C2 0 0
Ecuación de disociación del ácido débil:
-x +x +x
C2 - x C1 + x x
La expresión de la constante: Ka =
[ A ][H O ] = (C
−
3
+
1 + x )( x )
[ HA] (C2 − x )
Como la sal impide la ionización del ácido débil (HA), es de esperar que [H3O+] = x sea
muy pequeña, por lo tanto C2 – x ≈ C2 y C1 + x ≈ C1
Se despeja [H3O+] de la expresión anterior:
[H O ] = Ka * [[HA]] = Ka * C
3
+
A C −
2
1
En donde C2=[ácido] y C1=[sal]
24

27. Equilibrio Iónico
[H O ] = Ka * [ácido]
3
+
[sal ]
Aplicando logaritmos y resolviendo, se obtiene la ecuación de Henderson-Hasselbach,
donde se calcula directamente el pH de la solución amortiguadora:
pH = pKa +log
[ Sal ]
[ Ácido]
La ecuación anterior es valida si cumple con las siguientes condiciones:
0,1 <
[ sal ] <10
1. La razón [sal]/[ácido] debe ser: [ácido]
2. La molaridad de ambos componentes en la solución reguladora supera el valor de Ka
[ sal ] ≥ 100 [ ácido] ≥ 100
al menos en un factor de 100, es decir: Ka
y Ka
Importante: Las soluciones que contienen un ácido débil con la sal de su par
conjugado son siempre menos ácidas que las soluciones que contienen la
misma concentración del ácido débil solamente.
La resistencia a los cambios de pH, al añadir pequeñas cantidades de ácido o base
fuerte, se explica como sigue:
 Si se añade un ácido fuerte, no disminuye considerablemente el pH, porque la
reacción del ácido débil se desplaza a la izquierda, neutralizando parte del H+ con la
base conjugada que forma parte del amortiguador y formando ácido: HA ← H+ + A-,
esto hace que aumente la concentración del ácido y disminuya la concentración de la
sal.
Ejemplo: Si se agrega una pequeña cantidad de un ácido a la solución
amortiguadora compuesta por CH3COOH - CH3COONa, la adición de iones H3O+ es
amortiguada por los iones [CH3COO -], la [CH3COOH] aumenta, pero la [CH3COONa]
disminuye, por lo que la relación [CH3COO -] / [CH3COOH] permanece casi constante
y el pH varía muy poco.
25

28. Equilibrio Iónico
 Si se adiciona base fuerte, no aumenta considerablemente el pH, pues la base (OH-)
se neutraliza con algo del ácido de la solución reguladora: OH- + HA ↔ H2O + A- ,
esto causa que la concentración del ácido disminuya y la de la sal aumente.
Ejemplo: Si se añade una base al sistema amortiguador [CH3COO-] / [CH3COOH]
el ácido neutraliza los iones OH - , la reacción será:
CH3COOH(ac) + OH-(ac) ↔ CH3COO –(ac) + H2O(l)
Si se agrega una cantidad grande de la base, la [CH3COOH] disminuye al reaccionar
con el OH– y la [CH3COO-] aumenta, por lo tanto la relación de concentraciones
[CH3COO-] /[CH3COOH] aumenta ligeramente.
b) Para una base débil (NH3) y la sal de su ácido conjugado (NH4Cl)
Ecuación de disociación de base débil: NH3(ac) + H2O(l) ↔ NH4+(ac) + OH –(ac)
Al hidrolizar el ácido conjugado NH4+ se tiene: NH4+(ac) + H2O(l) ↔ NH3(ac) + H3O+(ac)
[ NH 3 ][ H 3O + ]
Luego de la expresión de la constante de hidrólisis ácida: Ka =
[ NH ]4
+
Se despeja [H3O+]:
[ H O ] = Ka * [[NH ]]
+
+ 4
3
NH 3
Tomando en cuenta las mismas consideraciones que en el caso anterior, la expresión
queda:
[H O ] = Ka * [ [Sal ] ]
3
+
Base
y la ecuación de Henderson-Hasselbach, adaptada para este tipo de solución
amortiguadora:
pH = pKa +log
[ Base]
[ Sal ]
26

29. Equilibrio Iónico
Kw
donde Ka =
Kb
 Importante: Las soluciones que contienen una base débil con su sal de
base débil son siempre menos básicas que las soluciones que contienen la
misma concentración de la base débil solamente.
La resistencia a los cambios de pH, al añadir pequeñas cantidades de ácido o base
fuerte, es análoga al caso anterior.
10. Reacciones de Neutralización y Curvas de Valoración:
La reacción entre un ácido y una base se conoce como neutralización, y se representa en
forma general como: Ácido +
Base → Agua
Sal +
HA +BOH → + 2 O
BA H
La sal producida BA será un compuesto de naturaleza iónica y se forma entre la base
conjugada del ácido, A-, y el ácido conjugado de la base, B+.
Las valoraciones son métodos de análisis en los cuales intervienen una solución de
concentración exactamente conocida (solución patrón) que se coloca generalmente en la bureta
y otra de concentración desconocida (solución problema) que se coloca en un matraz o fiola. Si
la reacción entre la solución patrón y la solución problema es de neutralización, entonces la
valoración será ácido-base. Cuando el ácido se añade desde la bureta sobre la base que se
encuentra en la fiola se le conoce como acidimetría y cuando la base se añade sobre el ácido
se le conoce como alcalimetría.
27

30. Equilibrio Iónico
Figura 4. Ilustración de una valoración ácido-base
La solución patrón se añade a la solución problema, primero rápidamente y luego gota a gota
hasta que sean químicamente equivalentes entre si. Este momento se conoce como Punto de
Equivalencia de la Valoración y tiene una existencia solamente teórica, es decir, no puede
determinarse experimentalmente. En este punto los miliequivalentes del ácido son iguales a los
miliequivalentes de la base representado por la ecuación: Va . Na = Vb . Nb
Donde:
Va y Vb: volúmenes de ácido y base empleados en la titulación respectivamente.
Na y Nb: normalidades de la solución de ácido y base.
En el laboratorio se determina El punto final de la valoración, este se aprecia por un cambio
brusco de alguna propiedad de la disolución, generalmente un cambio de color que se ve a
simple vista. Para que se produzca este cambio, es preciso agregar a la disolución una
pequeña cantidad de una sustancia llamada Indicador Ácido-Base. Este último, tiene la
propiedad de cambiar de coloración según el pH del medio en que encuentre. Si se desea
encontrar la concentración de un ácido, como en la representación gráfica anterior, se agrega la
base de concentración conocida; después de haber añadido cantidad suficiente de este
reactivo, llegará un instante en que la solución analizada (la que contiene el ácido y el indicador)
cambiará de color, eso ocurre en el punto final de la titulación. En ese punto la base ha logrado
neutralizar por completo al ácido, y se procede con el cálculo de la concentración desconocida.
28

31. Equilibrio Iónico
Lo ideal es que el punto final coincida con el de equivalencia, debido que el punto final se
obtiene cuando la concentración de la base sobrepasa la concentración del ácido produciendo
el cambio de color del indicador.
No siempre se puede usar el mismo indicador para diferentes tipos de valoraciones, esto se
debe a que el pH en el punto de equivalencia en una reacción ácido-base, depende de las
fuerzas relativas del ácido y de la base que intervienen, entonces según el intervalo de pH que
hay cerca del punto de equivalencia, (rango en el que la solución cambia con rapidez de ácido a
base), se procederá a determinar cuál es el indicador más apropiado.
Existen muchos indicadores ácido-base, a continuación se muestran distintos indicadores con
su respectivo rango de pH de cambio de color.
Figura 5. Indicadores ácido-base y su rango de viraje
9.1. Curvas de Valoración Ácido-Base:
Los cambios químicos que tienen lugar durante una valoración pueden visualizarse a través de
Una Curva de Valoración. Las curvas de valoración ácido-base son representaciones gráficas
del cambio de pH a medida que se añade ácido o base a una disolución. Ellas muestran cómo
varía el pH cerca del punto de equivalencia, y difieren según la naturaleza o la fuerza del ácido
y la base empleada; así se pueden encontrar:
a) Curva de Valoración de un Ácido Fuerte con una Base Fuerte:
29

32. Equilibrio Iónico
Al añadir una solución de base fuerte como NaOH, a una solución de un ácido fuerte como
HCl, el pH de la solución será inicialmente bajo y se elevará gradualmente al irse
neutralizando el ácido. El cambio de pH con la adición es tan grande cerca del punto de
equivalencia, (se eleva cuando menos seis unidades de pH al agregar una sola gota más de
base), que se puede utilizar un gran número de indicadores. Cualquier indicador, cuyo rango
de cambio de color quede dentro de los valores de pH en la parte vertical de la curva de
titulación es aceptable. El punto de equivalencia real, queda en el pH de 7, ya que en este
punto la solución contiene sólo una sal neutra, como el NaCl; puede utilizarse la
fenolftaleína como indicador.
Valoración de 40 mL de HCl
0,1 M con NaOH 0,1 M
Figura 6. Curva de valoración ácido fuerte-base fuerte
Ejercicio 7: Se Valoran 30 mL de Ácido Iodhídrico (HI) 0,15 mol/L con una solución
de Hidróxido de Potasio (KOH) a 0,15 mol/L. Construya la Curva de Neutralización,
realizando los cálculos necesarios para tal fin:
Resolución:
Lo primero que se debe hacer, es determinar el volumen de base necesario para
alcanzar el punto de equivalencia, para ello se utiliza la ecuación de neutralización.
Debido a que en el punto de equivalencia las cantidades de ácido y base son
químicamente equivalentes:
30

33. Equilibrio Iónico
Va * C a = b * Cb
V
Se despeja el volumen necesario de base para alcanzar el punto de equivalencia
Va * Ca
Vb =
Cb
0,15mol / L * 30mL
Vb = =30mL
0,15mol / L
Para la construcción de la curva es necesario considerar 4 regiones que permitan
analizar el pH de la solución durante la valoración:
 Antes de adicionar la base (Antes de titular):
Antes de titular sólo se tiene presencia del ácido el Vb = 0 mL, por tratarse de un ácido
fuerte este se disocia completamente, por lo que se considera las concentraciones
iónicas iguales al ácido por tener una estequiometría 1:1.
HI(ac) + H2O(l) →
H3O+(ac) + I-(ac)
0,15mol/L 0,15mol/L 0,15mol/L
pH= -log [H3O+] =-log 0,15 =0,82
 Antes del punto de equivalencia. Adición de 15 mL de KOH:
Al comenzar la adición, se encuentran en la disolución las dos especies, predominando el
ácido por encontrarse en mayor proporción; se tabulan los moles y las concentraciones
de todas las especies involucradas en la valoración y con el exceso del ácido fuerte se
determina el pH, según la reacción:
Para calcular las concentraciones se considera:
M: mol/L=mmol /mL
mol HI= Ma* Va =0,15 mol/L *0,030 L = 4,5*10-3 mol
mol KOH= Mb*Vb =0,15 mol/L* 0,015 L= 2,25*10-3 mol
Volumen total = Va + Vb = 30 mL + 15 mL = 45 mL = 0,045L
HI(ac) + KOH(ac) →
KI(ac) + H2O(l)
31

34. Equilibrio Iónico
Inicio (mol) 4,5* 10-3 2,25* 10-3 0
Reacciona (mol) -2,25* 10-3 -2,25* 10-3 +2,25* 10-3
Final (mol) 2,25* 10-3 0 2,25* 10-3
Concentraciones 0,05 0 0,05
Finales (mol/L)
Se considera que toda la concentración del ión hidronio lo aporta el ácido fuerte; como se
ha añadido cierta cantidad de la base, las concentraciones ya no son iguales, y se calcula
la nueva concentración del ácido que ha quedado sin reaccionar:
[HI] = mmol exceso del ácido/ volumen total (mL)= 2,25 mmol/ 45 mL= 0,05 mmol/mL
[HI]= [H3O+] =0,05 mmol/mL
pH = -log [H3O+] = - log 0,05 =1,3
 En el punto de equivalencia. V = 30 mL
Para calcular las concentraciones se considera:
M: mol/L= mmol /mL
mol KOH= Mb*Vb = 0,15M* 0,030L= 4,5 mol
Volumen total = Va + Vb = 30 mL + 30 mL = 60 mL= 0,060 L
HI(ac) + KOH(ac) →
KI(ac) + H2O(l)
Inicio (mol) 4,5* 10-3 4,5* 10-3 0
Reacciona (mol) -4,5* 10-3 -4,5* 10-3 +4,5* 10-3
Final (mol) 0 0 4,5* 10-3
Concentraciones 0 0 0,075
Finales (mol/L)
En este punto la base ha neutralizado completamente al ácido para formar una sal neutra,
es decir que no sufre hidrólisis, para determinar el pH se utiliza la constante del agua:
Kw = [H3O+].[OH-] =1x10-14 ; [H3O+] = [OH-] =1x10-7
32

35. Equilibrio Iónico
pH = -log [H3O+] = - log 1x10-7 = 7
 Después del punto de equivalencia. Adición de 50 mL de KOH
El exceso de la base fuerte, determina el carácter básico de la solución, por lo que el pH
se calcula con la concentración en exceso de solución patrón, se considera que la [OH-] =
[KOH]. Para los cálculos se considera:
mol KOH= Mb*Vb =0,15 M* 0,050 L= 7,5 *10-3mol
Vol total = Va+ Vb = 30 mL + 50 mL =80 mL= 0,080L
HI(ac) + KOH(ac) →
KI(ac) + H2O(l)
Inicio (mol) 4,5* 10-3 7,5* 10-3 0
Reacciona (mol) -4,5* 10-3 -4,5* 10-3 +4,5* 10-3
Final (mol) 0 3*10-3 4,5* 10-3
Concentraciónes 0 0,038 0,056
Finales (mol/L)
Se calcula la concentración en exceso de la solución patrón:
KOH]= mol exceso de la base/ volumen Total = 3*10-3mol/ 0,080 L= 0,038 M
[OH-] = 0,038 mol/L
pOH= - log [OH-] = - log 0,038 = 1,42
pH = 14 – 1,42 = 12,58
La curvaCurva de Valoración de 30deLla siguiente manera:
Figura 7. de valoración queda m HI 0,15 M
con KOH 0,15 M
Volumen
pH
14 Solución Patrón
13
12 (mL)
11 0 0,82
10
9
8 5 0,97
pH
7
6 15 1,3
5
4 20 1,52
3
2
28 2,27
1
0
0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 55 33
Volum en de KOH (m L)

36. Equilibrio Iónico
30 7
32 11,68
40 12,33
50 12,58
b) Curva de Valoración de un Ácido Débil con una Base Fuerte:
Existen varias diferencias importantes entre la valoración de un ácido débil con una base
fuerte y un ácido fuerte con una base fuerte, pero hay una característica invariable
cuando se comparan las dos valoraciones: el volumen de base para valorar el ácido
hasta el punto de equivalencia es independiente de la fuerza del ácido, siempre y
cuando sean iguales los volúmenes de ácido empleados y sus concentraciones.
Un ejemplo de esta situación corresponde a la valoración de 50,00 mL de
CH3COOH 0,100 M con NaOH 0,100 M. Para el trazado de esta curva es necesario
calcular el pH de la solución en las siguientes regiones:
a) V=0 mL (Antes de añadir la base)
b) 0<V<50 mL (Antes del punto de equivalencia)
c) V= 50 mL (Punto de equivalencia)
d) V>50 mL (Después del punto de equivalencia)
Resolución:
 Antes de adicionar la base (Antes de valorar):
Antes de titular sólo se tiene presencia del ácido el Vb= 0 mL. Por tratarse de un ácido
débil, este se disocia parcialmente según la reacción:
CH3COOH(ac) + H2O(l) ↔ CH3COO-(ac) + H3O+(ac)
El ácido acético, posee una constante de ionización cuyo valor está tabulado a 25ºC
(1,8*10-5), y se expresa como el cociente entre la concentración (en el equilibrio) de los
iones, entre la concentración (en el equilibrio) del ácido:
34

37. Equilibrio Iónico
Ka =
[CH COO ] * [ H O ]
3
−
3
+
[CH 3COOH ]
Las concentraciones de todas las especies, se determinan a partir de:
[CH3COOH] [CH3OO-] [H3O+]
Inicio 0,100M 0 0
Cambio -x +x +x
Equilibrio 0,100-x x x
Sustituyendo se tiene:
x2
Ka =
( 0,100 − x )
x2
⇒ ,8 ∗10 −5 =
1
(0,100 − x )
X 2
+ x10 −
18
, 5
1 8 10 − =
X − x
, 6
0
Resolviendo la ecuación de segundo grado:
−b ± b 2 − 4( a ∗c )
X =
2 ∗a
X =
− ,8 x10 − ±
1 5
(1,8 x10 )
−5 2
(
−4 1* (− ,8 x10 − )
1 6
) =1,34 x10 −3
2∗1
pH = -log [H3O+] = - log X= - log 1,34*10-3=2,87
 Antes del punto de equivalencia (0<V<50)
Importante: se recomienda que V no sea inferior al 10 % ni superior al 90 % del
volumen en el punto de equivalencia para asegurar la validez de la ecuación de
Henderson utilizada para calcular el pH en las soluciones amortiguadoras.
Adición de 40 mL de NaOH:
35

38. Equilibrio Iónico
Al comenzar la adición, se encuentran en la disolución las dos especies, predominando el
ácido por encontrarse en mayor proporción; se tabulan los moles y las concentraciones
de todas las especies involucradas en la valoración y con el exceso del ácido fuerte se
determina el pH, según la reacción:
CH3COOH(ac) + NaOH(ac) → CH3COONa(ac) + H2O(l)
Inicio (mol) 5* 10-3 4* 10-3 0
Reacciona (mol) -4* 10-3 -4* 10-3 +4* 10-3
Final (mol) 1* 10-3 0 4* 10-3
Concentraciones 1,11*10-2 0 4,44*10-2
Finales (mol/L)
Para calcular las concentraciones se considera:
M: mol/L
mol CH3COOH= Ma* Va =0,100 mol/L *0,050 L = 5*10-3 mol
mol KOH= Mb*Vb =0,100 mol/L* 0,040 L= 4*10-3 mol
Vol total = Va+ Vb = 50 mL + 40 mL =90mL = 0,090L
El pH queda determinado por la cantidad de ácido acético que quedó sin reaccionar.
Como esta es una solución amortiguadora, por estar presente un ácido débil (CH3COOH)
y la sal de la base conjugada de ese ácido (CH3COONa); el pH se calcula utilizando la
ecuación de Henderson – Hasselbach,
pH = pKa + log [Sal] / [Ácido]; sustituyendo.
pH = - log (1,8x10-5) + log (4,44*10-2/1,11*10-2) = 5,34
pH = 5,34
 En el punto de equivalencia. (Adición de 50 mL de NaOH):
Para calcular las concentraciones se considera:
36

39. Equilibrio Iónico
M: mol/L
mol KOH= Mb*Vb =0,100M* 0,050L= 5*10-3 mol
Vol total = Va+ Vb = 50 mL + 50 mL =100 mL= 0,100L
CH3COOH(ac) + NaOH(ac) → CH3COONa(ac) + H2O(l)
Inicio (mol) 5* 10-3 5* 10-3 0
Reacciona (mol) -5* 10-3 -5* 10-3 +5* 10-3
Final (mol) 0 0 5* 10-3
Concentraciones 0 0 5*10-1
Finales (mol/L)
Como puede apreciarse en el cuadro anterior, en el punto de equivalencia, tanto el ácido
como la base se han consumido por completo. Sólo queda la sal formada, la cual se
disocia según la reacción:
CH3COONa(ac) + H2O(l) → CH3COO-(ac)+ Na+(ac)
Como la sal formada no es neutra, el ión que proviene del electrolito débil se hidroliza:
CH3COO-(ac) + H2O(l) ↔ CH3COOH(ac) + OH-(ac)
Kb =
[ C6 H 5COOH ] * [OH − ]
[C H COO ]
6 5
−
Las concentraciones de todas las especies, se determinan a partir de:
[CH3OO-] [CH3OOH] [OH-]
Inicio 0,5M 0 0
Cambio -x +x +x
Equilibrio 0,5-x x x
37

40. Equilibrio Iónico
Sustituyendo se tiene:
x2
Kb =
( 0,5 − x )
El valor de la constante de hidrólisis básica se determina a partir de:
Kw = Ka*Kb → Kb= Kw/ Ka =1x10-14/1,8x10-5 =5,55x10-10
Como el valor de la constante es muy pequeño se desprecia la “x” del denominador:
X2
5,55x10-10 = 0,5
,
mol
X= 5,55x10 -10 * 0,5 = 1,66x10 -5
L
mol
X = [OH-] = 1,66x10 -5
L
Se procede entonces a calcular el pOH:
pOH= - log [OH-] = - log 1,66x10-5 = 4,78
El pH se determina por diferencia con el pOH:
pH= 14-pOH =14-4,78 = 9,22
 Después del punto de equivalencia. (Adición de 60 mL de NaOH):
En este punto, el ácido débil se ha consumido por completo y es el exceso de base
añadido el que determina el pH:
CH3COOH(ac) + NaOH(ac) → CH3COONa(ac) + H2O(l)
Inicio (mol) 5* 10-3 6* 10-3 0
Reacciona (mol) -5* 10-3 -5* 10-3 +5* 10-3
Final (mol) 0 1*10-3 5* 10-3
Concentraciones 0 9,09*10-3 4,54*10-2
Finales (mol/L)
38

41. Equilibrio Iónico
Para calcular las concentraciones se considera:
M: mol/L
mol NaOH= Mb*Vb =0,100 mol/L* 0,060 L= 6*10-3 mol
Vol total = Va+ Vb = 50 mL + 60 mL =110mL = 0,110L
NaOH(ac) + H2O(l) → Na+(ac) + OH-(ac)
Por ser un electrolito fuerte, se disocia por completo, lo que implica que:
[NaOH] = [OH] = 9,09*10-3
Se procede entonces a calcular el pOH:
pOH= - log [OH-] = - log 9,09x10-3 = 2,04
El pH se determina por diferencia:
pH= 14-pOH =14- 2,04 = 11,96
Con estos valores se construye la curva de valoración:
Volumen
Solución Patrón pH
(mL)
0 2,9
5 3,8
10 4,1
15 4,4
20 4,6
25 4,7
Figura 8. Curva de Valoracion 50 m L Acido Acetico
30 4,9 0,1 M con NaOH 0,1 M
35 5,1
40 5,3 13,0
45 5,7 12,0
11,0
46 5,8 10,0
9,0
47 5,9 8,0
7,0
pH
48 6,1 6,0
5,0
49 6,4 4,0
3,0
49,2 6,5 2,0
49,4 6,7 1,0
0,0
49,6 6,8 0 10 20 30 40 46 48 49,249,6 50 52 54 56 58
49,8 7,1
Volum en de NaOH (m L)
50 8,7
51 11,0
52 11,3
53 11,5
54 11,6
39

42. Equilibrio Iónico
55 11,7
56 11,8
57 11,8
58 11,9
Las principales características de la curva de valoración ácido debil- base fuerte son las
siguientes:
• Como el ácido es débil, el pH al principio de la valoración será ligeramente más
elevado (menos ácido) de lo que sería con un ácido fuerte de la misma molaridad
(el ácido débil está parcialmente ionizado).
• Al comienzo de la valoración hay un aumento inicial brusco del pH. El anión
formado en la neutralización del ácido débil es un ion común que reduce la
ionización del ácido.
• En un amplio intervalo de la curva, antes del punto de equivalencia, el pH varia
levemente (Región amortiguadora).
• En el punto medio de la neutralización, pH= pKa, porque [Ácido Acético] =
[Acetato de sodio].
• En el punto de equivalencia el pH > 7 (la base conjugada del ácido débil se
hidroliza, produciendo OH-).
• Después del punto de equivalencia, la curva de valoración es idéntica a la de un
ácido fuerte con una base fuerte.
• La selección de los indicadores adecuados está más limitado que en una
valoración ácido fuerte-base fuerte. Debido a que la parte más pendiente de la
curva, cerca del punto de equivalencia, corresponde a un intervalo de pH
relativamente pequeño.
c) Curva de Titulación de una Base Débil con un Ácido Fuerte:
Un ejemplo de este tipo de sistema lo constituye la titulación del amoníaco con ácido
clorhídrico, la reacción ácido-básica es:
NH3 + HCl → NH4Cl
40

43. Equilibrio Iónico
La solución de NH3 es inicialmente básica. El pH disminuye durante la titulación, con un
descenso más pronunciado al pasar por el punto de equivalencia. La solución en el punto
de equivalencia contiene sólo cloruro
de amonio y es ácida debido a la
presencia del ión NH4+. El pH en el
punto de equivalencia es
aproximadamente de
5, y el rojo de metilo sería un buen
indicador en el punto final.
Figura 9. Curva de valoración base débil-ácido fuerte
Ejercicio 9: Se valoran 25 mL de Amoniaco (NH3) 0,10 mol/L con una solución de
Ácido Clorhídrico (HCl) 0,05 mol/L. Para el trazado de esta curva es necesario
calcular el pH de la solución en las siguientes regiones:
a) V=0 mL (Antes de añadir el ácido)
b) 0<V<50 mL (Antes del punto de equivalencia)
c) V= 50 mL (Punto de equivalencia)
d) V>50 mL (Después del punto de equivalencia)
Resolución:
41