Equilibrio iónico

El equilibrio iónico es un tipo especial de equilibrio químico, caracterizado por la presencia de especies químicas en solución acuosa, las cuales producen iones

Las especies que producen en solución cargas son denominadas electrolitos. Un electrolito es cualquier especie que permite la conducción de la corriente eléctrica.

En base a esto, se clasifica a los electrolitos en base a dos criterios:

• Comportamiento en solución: electrolitos ácidos, básicos, y neutros
• Capacidad conductora: electrolitos fuertes y débiles

Conocimientos adicionales recomendados

Procedimientos normalizados de trabajo (PNT) para la comprobación de balanzas

Guía de técnicas básicas de medición en el laboratorio

8 pasos para limpiar una balanza y 5 soluciones para mantenerla limpia

Electrolitos según su fuerza

Cuando una sustancia se disuelve en agua la generación de electrolitos puede ocurrir de forma incompleta o completa.

Cuando la disociación ocurre completamente se habla de electrolito fuerte. Un electrolito fuerte es aquél cuya disociación es prácticamente completa. Cuantitativamente hablando, un electrolito fuerte es aquel cuya constante de equilibrio tiende a infinito

Ejemplo: HCl + H₂O --> H₃O⁺ + Cl^-

Donde:

K_eq=[H₃O⁺][Cl^-]/[HCl]

En el tiempo de equilibrio [HCl] tiende a cero, por ende K_eq tiende a infinito

Cuando la disociación es menor al 100%, se habla de un electrolito débil. Los eletrolitos débiles forman equilibrios verdaderos

Ejemplo: HF + H₂O --> H₃O⁺ + F^-

Donde: K_eq=[H₃O⁺][F^-]/[HF]

Como la disociación no es completa, en el tiempo de equilibrio, [HF], [H₃O⁺] y [F^-] permanecerán constante, por ende estamos en presencia de un equilibrio químico

Autoionización del Agua

Corresponde a la propiedad química del agua donde ésta se autosepara en sus componentes iónicos.

El agua es un electrolito débil, por lo que conduce la corriente eléctrica en una fracción pequeñísima, debido a que se encuentra poco disociada.

H₂O + H₂O = H₃O⁺ + OH^-

Al ser una reacción reversible, podemos expresarla en función de una constante de equilibrio:

K_eq= [H₃O⁺][OH^-]

Al ser el agua una especie pura, no se le considera en al expresión, por ende, la constante de equilibrio del agua queda expresada en función de la presencia de los dos iones formados

Mediante procesos electroquímicos, se pudo comprobar que la constante de equilibrio de esta relación tiene un valor de:

[H₃O⁺] = [OH^-] = 1*10^-7

K_w=1*10^-14

La que se conoce como: Constante de autoionización del agua

Constante de equilibrio para especies ácidas y básicas

Por convención, cuando se trabaja con una especie ácida, a la constante de equilibrio de dicha especie se la denomina constante de acidez, y se designa K_a; y cuando se trabaja con una especie básica, a la constante de equilibrio se la denomina constante de basicidad y se designa K_b.

No obstante, el equilibrio iónico es un tipo especial de equilibrio químico, por ende, a la hora de hacer cálculos, se trata como tal.

Relación entre K_a y K_b

Por la teoría ácido-base de Brønsted-Lowry sabemos que existen pares conjugados ácido-base (un ácido genera una base conjugada y una base genera un ácido conjugado, cuyas fuerzas quedan determinadas por la fuerza opuesta del ácido/base que les dio origen).

Sea HA un ácido débil con K_a < 10^-2

Entonces, la reacción queda determinada por:

HA + H₂O = H₃0⁺ + A^-

La expresión de la constante de acidez queda determinada por la siguiente expresión:

K_a= [H₃0⁺][A^-]/[HA]

Expresando la reacción inversa:

A^- + H₃0⁺ = HA + H₂O

Como A^- es una base, se puede expresar su constante de basicidad:

K_b= [HA]/[H₃0⁺][A^-]

Lo que indicaría que K_a*K_b=1; pero esta relación es válida sólo para la reacción inversa de la reacción inicialmente planteada.

Si se desea determinar la constante de basicidad de la reacción directa que se ha planteado inicialmente, tenemos que considerar al agua.

Se sabe que K_w=[H₃O⁺)[OH^-]

Como la concentración de iones hidronio (H₃O⁺) está determinada para la reacción por K_a, entonces:

K_w=K_a[OH^-]

Y, del mismo modo, la concetración de iones hidróxilo (OH^-), queda determinada por la constante de basicidad de la reacción directa:

K_w=K_ak_b

Se despeja K_b:

K_b=K_w/K_a

Para la reacción de bases en agua se cumplen las mismas condiciones, por ende:

K_a=K_w/K_b

Hidrólisis de Sales

Se define hidrólisis de una sal como el proceso en el cual los componentes iónicos de la sal disuelta en agua son capaces de romper la molécula de agua, generando la presencia de iones H₃O⁺ y/o OH^-

Como se menciona anteriormente, por la teoría de Brønsted-Lowry, un ácido-base genera una base-ácido conjugada de fuerza inversa a la del ácido que le dio origen, esto es, un ácido-base fuerte dará origen a una base-ácido débil y un ácido-base débil dará origen a una base-ácido fuerte

Además también que una sal el producto de la reacción entre un ácido o base, por ejemplo NaCl:

HCl + NaOH ->NaCl + H₂O

Tanto HCl como NaOH son especies muy fuertes (K_a y K_b tienden a infinito respectivamente), por ende sus pares base/ácido conjugados tiene constantes de acidez/basicidad que tienden a cero.

Si disolvemos NaCl en agua, por propiedades de las sales, tendremos que:

NaCl_ac -> Na⁺ + Cl^-

Si hicieramos una medición de pH se esperaría que el pH de la solución fuera neutro. La razón de esto está en que, tanto Na⁺ como Cl^- son los pares conjugados de HCl y NaOH, y son especies que no presentan valores de acidez/basicidad.

Otro caso: el NH₄NO₃ (Nitrato amónico)

NH₄NO₃ es producto de la siguiente reacción:

NH₃+HNO₃ -> NH₄NO₃

HNO₃ es un ácido muy fuerte (K_a tiende a infinito), por ende NO₃^- es una especie con K_b que tiende a cero.

NH₃ es una báse débil (K_b=1,8*10^-5), por ende NH₄⁺ es un ácido fuerte, con una K_a que se desprende de la relación:

K_a=K_w/K_b

Lo que da un valor aproximado de K_a=5,5*10^-10

Ahora, si se disuelve NH₄NO₃ en agua:

NH₄NO₃ -> NO₃^- + NH₄⁺

Como NH₄⁺ es un ácido, generará hidrólisis en una molécula de agua, estableciendo un equilibrio:

NH₄⁺ + H₂O = NH₃ + H₃O⁺

Por estos antecedentes, es de esperar que el pH de la solución sea ácido.

La misma situación es aplicable para sales básicas.

A modo de resumen, podemos decir que para determinar si una sal es ácida, básica o neutra, es necesario hacer el estudio del origen de la sal, de esta forma, se podrá predecir de forma efectiva si ocurrirá hidrólisis o no y el tipo de solución (ácida o básica) que se formará como consecuencia de esto.

Véase también

• Ácido-base
• Ácido
• Base (química)
• PH
• POH
• Equilibrio químico