Equilibrio Ionico

1. Equilibrio iónico
Realizado por:
Br. Yilibeth Guanipa
C.I. 20.795.610

2. EQUILIBRIO
IONICO
Es una aplicación del
equilibrio químico a las
reacciones donde participan
soluciones acuosas de
especies iónicas.
Además se puede
aplicar para:
Sales poco
solubles
Ácidos y bases
Hidrolisis

3. Sales poco solubles
 Sales poco solubles
Solubilidad: cantidad de soluto presente en
una cantidad dada de disolvente, cuando la
solución esta saturada. Sus unidades son
las de concentración (mol/L).
Se denomina poco soluble a las sales con
concentración 0,1M.

4. Ácidos y bases
Arrhenius
 Acido:
sustancia que
libera protones
en solución
acuosa.
 Base: sustancia
que libera
oxidrilo en
solución acuosa.
Bronsted
 Acido: compuestos capaces
de ceder protones. Para un
acido la constante de
concentración es Ka
(constante de disociación
del acido).
 Base: compuesto capas de
tomar protones. Para una
base la constante es Kb
(constante de disociación de
la base.
G.N. Lewis
En soluciones acuosas
todos los ácidos Lewis
interaccionan con el
solvente para dar un acido
de Bronsted.
Sabiendo que existe Ka y
Kb
Kw=Ka.Kb=1x10’(-14)
Conociendo Ka o Kb se
puede calcular la constante
de disociación de su base o
acido conjugado respectivo.

5. Clasificación
de los ácidos
 Según la cantidad de protones que
tienen para liberar en soluciones
acuosas que son los ácidos
monoproticos que liberan un protón
y los ácidos poliproticos que liberan
mas de un protón.
 Capacidad de disociación del acido:
Ácidos fuertes: que se disocian
totalmente. Ácidos débiles: que se
disocian parcialmente.
 Concentración del acido en solución:
para realizar el calculo de la
concentración protónica se evalúa si
el acido es fuerte o débil (Ka) y
también se considera si la solución es
concentrada o diluida (ca).