EQUILIBRIO IÓNICO

Un caso de equilibrio muy importante es el de las reacciones de disociación electrolítica

que ocurren cuando los ácidos, las bases y las sales se disuelven en agua. Se han propuesto

varias teorías que explican el carácter de una sustancia ácida o básica de acuerdo a alguna

característica común de sus reacciones de disociación.

Teoría de Arrhenius

Según esta teoría, Acido es toda sustancia que en solución libera iones hidrógeno y Base es

toda sustancia que en solución libera iones hidroxilos. Aunque estas definiciones son

satisfactorias para algunos propósitos en soluciones acuosas, son insuficientes para

describir todos los fenómenos observados, bien sea en agua o en solventes no acuosos. Es

claro que sustancias de fórmulas como HCl, H2SO4 y H3PO4 son ácidos y NaOH, Mg(OH)2

y el Al(OH)3 son bases.

Teoría de Bronsted-Lowry

Según esta teoría, Acido es toda sustancia capaz de dar a otra un ión hidrógeno y Base es

toda sustancia que acepta un ión hidrógeno de un ácido. En otras palabras, un ácido es una

sustancia tal que, con carga o sin ella, actúa como donadora de iones hidrógenos y una base

es la que actúa como aceptora de iones hidrógenos. Si HA es la fórmula de un ácido y B es

la fórmula de una base, sus correspondientes reacciones de disociación son

HA ↔ H+ + A-

B ↔ BH+ + OH-

Cualquier interacción entre una base y un ácido debe siempre conducir a la formación de

otro ácido y base diferentes, es decir,

Acido1 + Base2 ↔ Acido2 + Base1

Equilibrio Iónico

150

ó HA + B ↔ BH+ + A-

luego el ácido originado por la base, al captar un protón en dicha reacción corresponde a su

ácido conjugado o BH+ y la base que forma el ácido, al liberar un protón, corresponde a su

base conjugada o A-. El amoníaco, NH3, es una base porque capta un ión hidrógeno atraído

por el par de electrones sin compartir que posee el nitrógeno transformándose en su

correspondiente ácido conjugado, NH4+, o ión amonio

NH3+ + H+ ↔ NH4

+

A un ácido fuerte le corresponde una base débil y a una base fuerte le corresponde un ácido

débil. Las bases de los ácidos orgánicos son fuertes y las de los ácidos inorgánicos son

bases débiles. El amoniaco es una base débil mientras que el ión amonio es un ácido fuerte.

El hidróxido de sodio, NaOH, es una base fuerte mientras que el ión sodio, Na+, es un ácido

débil. El HCl es un ácido fuerte mientras que el ión cloruro es una base fuerte. El ácido

acético, CH3-C00H, es un ácido débil mientras que el ión acetato, CH3-COO-, es una base

fuerte.

Aquellas sustancias que pueden actuar como ácidos y también como bases como, por

ejemplo, el agua se denominan anfóteros, y son muy importantes para el organismo

humano. El agua que contiene un ácido capta el ión hidrógeno liberado por éste y, por lo

tanto, se comporta como una base, mientras que cuando se tiene una base en agua, la base

capta el ión hidrógeno liberado por el agua, actuando entonces como ácido. Las reacciones

de disociación de un ácido y una base incluyendo el agua son las siguientes

HA + H2O ↔ H3O+ + A-

B + H2O ↔ BH+ + OH-

El ión hidrógeno captado por el agua, H3O+, se denomina ión hidronio.

El ión bicarbonato, HCO3-, es un ácido débil, muy presente en todos los procesos

Equilibrio Iónico

151

respiratorios, que al liberar un protón se forma su base conjugada, el carbonato ó C03=.

Cuando actúa como base al captar un protón, su ácido conjugado es el ácido carbónico o

H2CO3.

HCO3 ↔ H+ + CO3=

HCO3 + H+ ↔ H2CO3

El fosfato diácido, H2PO4-, al liberar un protón forma su base conjugada fosfato monoácido

o HPO4=, los cuales son muy importantes en la absorción de energía en las vias

metabólicas. El fosfato diácido al captar un protón forma el ácido fosfórico, H3PO4, su

correspondiente ácido conjugado.

H2PO4 ↔ H+ + HPO4=

H2PO4 + H- ↔ H3PO4

En forma similar, el fosfato monoácido cuando actúa como ácido forma su base conjugada

fosfato o PO4-3, y cuando actúa como base forma su ácido conjugado, el ión fosfato diácido

HPO4= ↔ H+ + PO4

-3

HPO4= + H ↔ H2PO4

-

Teoría de Lewis

Según esta teoría, Acido es una sustancia que acepta un par de electrones para formar un

enlace y una Base es cualquier sustancia que cede un par de electrones para formar un

enlace. A los ácidos de Lewis se les consideran como especies ávidas o deficientes de

electrones, razón por la cual se les denomina electrófilos, y a las bases de Lewis se les

consideran como especies que por poseer pares de electrones disponibles están ávidas de

núcleos atómicos, razón por la cual se les denomina nucleófilos. Esta teoría no sólo

comprende a los ácidos y bases que establece La Teoría de Bronsted-Lowry, sino a otras

muchas sustancias, que de ordinario no están clasificadas en esta categoría.

Equilibrio Iónico

152

Los cloruros de metales que pueden comportarse también como no metales como el hierro,

el zinc, el aluminio, entre otros, son ejemplos de ácidos de Lewis. El cloruro férrico o

FeC13, es un ácido de Lewis porque de acuerdo a la naturaleza anfótera del hierro, los tres

enlaces que establece con el cloro son de naturaleza covalente, completando con ellos seis

electrones en su último nivel, es decir alcanzando una configuración que está en capacidad

de aceptar un par de electrones adicional para completar la ley del octeto.

El amoníaco es un ejemplo de base de Lewis porque el nitrógeno conserva un par de

electrones que acepta compartir con especies deficientes de electrones o electrófilos. Se

puede considerar la reacción entre cloruro férrico y amoníaco como la atracción entre una

especie electrófila o ácido de Lewis y otra nucleófila o base de Lewis

: NH3 + FeCl3 ↔ H3N : FeCl3

Las sales son electrolitos que al disociarse dan iones diferentes que los del agua. En

general, dan los mismos aniones que los ácidos y los mismos cationes que las bases de

donde provienen. El cloruro de sodio al disociar produce ión sodio e ión cloruro.

Constante de ionización de ácidos y bases

El valor de la constante de equilibrio de la reacción de ionización de un ácido o una base es

una medida de su fuerza ácida o básica, la cual está determinada por la eficiencia con la que

actúa el ácido como donador de protones o la base como aceptora de protones. Entonces,

cuanto más fuerte sea el ácido o la base mas completamente ionizará en agua, y mayor será

el valor de su constante de ionización ácida, Ka, o básica, Kb. En consecuencia, nos

concierne tratar sólo con los equilibrios de ionización de los electrolitos débiles, esto es, la

ionización de ácidos y bases débiles porque el principio de la constante de equilibrio no es

aplicable a la ionización de los electrolitos fuertes por hallarse totalmente ionizados y

aproximarse al infinito los valores de sus constantes de ionización. Las expresiones para las

constantes de ionización son

Equilibrio Iónico

153

Para un ácido: [ ] [ ]

[ ]e e

ae

H AKHA

+ −

=

Para una base: [ ] [ ][ ]

e ea

e

H AKHA

+ −

=

Aplicando el Principio de Chatelier al equilibrio de ionización de electrolitos débiles, se

llega a las mismas conclusiones que hemos estudiado en los equilibrios químicos en

general:

• Al diluir el sistema, este evoluciona tendiendo a dar mas partículas, es decir, se disocia

mas.

• Al añadir iones comunes, la ionización disminuye desplazándose el equilibrio hacia la

izquierda.

• Al añadir una base en exceso, se consumen los hidrogeniones y la ionización aumenta

prácticamente hasta la totalidad

• Al añadir un ácido en exceso, se consumen los hidroxilos y la ionización aumenta

prácticamente hasta la totalidad.

Constantes de ionización de ácidos polipróticos

Los ácidos que poseen mas de un hidrógeno ionizable, se ionizan en tantas etapas como

hidrógenos liberables posean en su fórmula molecular. Así, el ácido carbónico ioniza en

dos etapas por ser un ácido diprótico.

H2CO3 ↔ H+ + HCO3- 3

12 3

[ ] [ ][ ]

e e

e

H HCOKH CO

+ −

=

HCO3- ↔ H+ + CO3

= 32

3

[ ] [ ][ ]

e e

e

H COKHCO

+ =

−=

mientras que el ácido fosfórico ioniza en tres etapas por ser un ácido triprótico

Equilibrio Iónico

154

H3PO4 ↔ H+ + H2PO4- 2 4

13 4

[ ] [ ][ ]

e e

e

H H POKH PO

+ −

=

H2PO4- ↔ H+ + HPO4

= 42

2 4

[ ] [ ][ ]

e e

e

H HPOKH PO

+ =

−=

HPO4= ↔ H+ + PO4

-3 3

43

4

[ ] [ ][ ]

e e

e

H POKHPO

+ −

==

En cualquier ácido poliprótico, la ionización primaria es más completa que la segunda y

ésta a su vez mas completa que la tercera y así sucesivamente. Cada estado constituye un

verdadero equilibrio con una constante de ionización. Observando los valores numéricos de

las constantes de ionización encontramos que para una cierta concentración de ácido, la

extensión de la ionización de cada estado disminuye marcadamente del primer paso hacia

delante, es decir que para un ácido triprótico, por ejemplo, K1 > K2 > K3.

Potencial de la constante de ionización de un ácido o una base, pKa y pKb

El pK es una medida de la fuerza electrolítica del ácido o base y se define,

matemáticamente, como el logaritmo del inverso de la constante de ionización de un ácido

o una base.

1log loga aa

pK KK

= = −

1log logb bb

pK KK

= = −

Entre mas fuerte es el ácido, mayor es el valor de su constante de ionización y menor el

valor de su pK. Igual relación se cumple para las bases. Un ácido diprótico tiene dos pK, y

un ácido triprótico tiene tres pK. El agua se considera como un ácido muy débil de pK igual

a catorce, a veinticinco grados centígrados.

Equilibrio Iónico

155

Constante producto iónico del agua, KW

La constante producto iónico del agua es el producto de las concentraciones de los iones del

agua e indica que en cualquier solución acuosa, los iones hidrógeno e hidroxilos deben

encontrarse presentes y que el producto de sus concentraciones es constante, es decir:

[H+]e[OH-]e = KW

El valor de la constante producto iónico del agua aumenta apreciablemente con la

temperatura, debido a que la reacción de ionización del agua es endotérmica, y si bien se

mantiene en valores enormemente bajos; a 25°C, por ejemplo, es igual a uno por diez a la

menos catorce, KW = 1 x 10-14.

La ecuación del producto iónico del agua permite relacionar los valores de las

concentraciones de los iones hidrógeno e hidroxilo en las soluciones acuosas. Por ejemplo,

en agua pura y en cualquier solución neutra, las concentraciones de estos iones son iguales

a uno por diez a la menos siete molar; pero si se adiciona ácido se aumenta la concentración

del ión hidrógeno, a un valor mayor que uno por diez a la menos siete molar, el equilibrio

iónico se desplaza hacia la izquierda con el consiguiente consumo de iones hidroxilos hasta

ajustar el producto de las concentraciones al valor de la constante producto iónico del agua.

Análogamente, si se aumenta la concentración de hidroxilos, por adición de una base a la

solución neutra, el equilibrio iónica se desplaza hacia la izquierda disminuyendo la

concentración de iones hidrógeno a un valor menor que uno por diez a la menos siete molar

hasta que se ajuste el producto de las concentraciones al valor de la constante producto

iónico del agua.

Para una solución neutra: [H+] = 1 x 10-7M o [OH-] = 1 x 10-7M

Para una solución ácida: [H+] > 1 x 10-7M o [OH-] < 1 x 10-7M

Para una solución básica: [H+] < 1 x 10-7M o [OH-] > 1 x 10-7M

Equilibrio Iónico

156

Potencial de iones hidrógeno en una solución, pH

Para dar un medio conveniente de expresión a la concentración de los iones hidrógeno sin

tener que utilizar exponentes negativos, Soren Sorensen, un químico danés, sugirió el uso

de la escala potencial de iones hidrógenos o pH. El pH, matemáticamente, se define como

el logaritmo decimal del inverso de la concentración de los iones hidrógeno y su valor

cuantifica la concentración de iones hidrógenos libres en solución y determina, por lo tanto,

el carácter ácido, básico o neutro de una solución.

1log log[ ][ ]

pH HH

++= = −

La escala pH toma valores entre cero y catorce. Valores de pH menores que siete

corresponden a soluciones ácidas mientras que pH mayores que siete corresponden a

soluciones básicas. Las soluciones neutras tienen pH igual a siete. En el intervalo ácido a

menor valor de pH mayor acidez mientras que en el intervalo básico a menor valor de pH

menor basicidad.

Para una solución neutra: pH = 7 Para una solución ácida: pH < 7

Para una solución básica: pH > 7

Algunos pH de interés fisiológico son: Plasma sanguíneo, 7.4; Fluido intersticial, 7.4; Jugo

gástrico, 1.5 - 3.0; Jugo pancreático, 7.8 – 8.0; Leche humana, 7.4; Saliva, 6.4 - 7.0; Orina,

5,0 - 8.0.

Análogamente, se define la escala potencial de iones hidroxilos o pOH, como el logaritmo

decimal del inverso de la concentración de los iones hidroxilos cuyo valor también

cuantifica el carácter ácido, básico o neutro de una solución.

1log log[ ][ ]

pH OHOH

−−= = −

Equilibrio Iónico

157

Valores de pOH menores que siete corresponden a soluciones básicas mientras que pOH

mayores que siete corresponden a soluciones ácidas. Un pOH de siete corresponde a una

solución neutra.

Para una solución neutra: pOH = 7 Para una solución ácida: pOH > 7

Para una solución básica: pOH < 7

A partir de la constante producto iónico del agua, se puede demostrar que, para una

solución, la suma de los valores del pH y pOH totalizan catorce, es decir,

pH + pOH = 14

Ejercicios Propuestos

Ejercicio 1. Calcular del pH de una solución de un ácido fuerte, HA, de concentración 0.1

M

Considerando al ácido fuerte de un grado de disociación del 100 %, la concentración de

iones hidrógenos libres en la solución es igual a la del ácido, es decir

[H+ ] = 0.1 M

El pH de la solución se calcula como el negativo del logaritmo de la concentración de iones

hidrógenos, es decir

pH = - log 0.1 = 1

Ejercicio 2. Calcular el pH de una solución de una base fuerte, B, de concentración 0.08 M

Considerando a la base fuerte de un grado de disociación del 100 %, la concentración de

Equilibrio Iónico

158

iones hidroxilos libres en la solución es igual a la de la base, es decir

[OH-] = 0.08 M

El pOH de la solución se calcula como el negativo del logaritmo de la concentración de

iones hidroxilos, es decir

pOH = - log 0.08 = 1.1

y el pH se calcula restando el valor del pOH de 14, es decir

pH = 14 - pOH = 14 - 1.1 = 12.9

Ejercicio 3. Calcular el pH de una solución de ácido débil, HA, de concentración 0.1 M y

constante de ionización 3.5 x 10-5

Siendo un ácido débil, se establece un equilibrio entre los iones y el ácido sin disociar, es

decir

HA ↔ H+ + A-

sobre la base de un litro de solución y considerando que disocian "x" moles de ácido, las

concentraciones en equilibrio son

[HA] = 0.1 – x

[H+] = x

[A-] = x

al aplicar la ecuación para la constante de la reacción de ionización del ácido, resulta la

siguiente ecuación

Equilibrio Iónico

159

2

53.5 100.1

xx

−= ×−

si se desprecia el valor de "x" con respecto al valor 0.1, se simplifica la ecuación anterior a

la forma 2

53.5 100.1x −= ×

de tal manera que despejando y extrayendo raíz cuadrado resulta que el valor de "x" o la

concentración de iones hidrógenos libres en la solución es

x = 1.85 x 10-3 M

el pH se calcula con el negativo del logaritmo de la concentración de iones hidrógenos

libres, es decir

pH = - log 1.85 x 10-3 = 2.73

Ejercicio 4. Calcular el pH de una solución de base débil, B, de concentración 0.1 M y

constante de ionización 1 x 10-5

Siendo una base débil, se establece un equilibrio entre los iones y la base sin disociar, es

decir

B ↔ BH+ + OH-

sobre la base de un litro de solución y considerando que disocian "x" moles de base, las

concentraciones en equilibrio son

[B] = 0.1 – x [BH+] = x

[OH-] = x

Equilibrio Iónico

160

al aplicar la ecuación para la constante de la reacción de ionización de la base, resulta la

siguiente ecuación

2

51 100.1

xx

−= ×−

si se desprecia el valor de "x" con respecto al valor 0.1, se simplifica la ecuación anterior a

la forma

2

51 100.1x −= ×

de tal manera que despejando y extrayendo raíz cuadrado resulta que el valor de "x" o la

concentración de iones hidroxilos libres en la solución es

x = 1 x 10-3 M

el pOH se calcula con el negativo del logaritmo de la concentración de iones hidroxilos

libres, es decir

pOH = - log 1 x 10-3 = 3

y el pH se halla restando el valor del pOH de 14, es decir

pH = 14 - pOH = 14 - 3 = 11

Reacción de neutralización

Reacción de neutralización es la interacción entre cualquier ácido y cualquier base, en la

cual el ácido transfiere un ión hidrógeno a la base. Se puede considerar como la formación

de agua por la asociación de iones hidrógeno liberados por el ácido, con los iones

hidroxilos liberados por la base.

Equilibrio Iónico

161

H+ + OH- ↔ H2O

En textos elementales, todavía se define la reacción de neutralización como la interacción

entre un ácido y una base para producir sal y agua.

Acido + Base → Sal + Agua

Se puede resumir que la neutralización se lleva a cabo cuando se mezclan igual número de

equivalentes-gramo de un ácido y una base, es decir que

No. de eq-g de ácido = No. de eq-g de base

Para un volumen Va de una solución ácida de normalidad Na que es neutralizada por un

volumen Vb, de una solución básica de normalidad Nb, la anterior igualdad se puede

escribir mediante la siguiente ecuación

VaNa = VbNb

Se entiende de lo anterior que, si al mezclar una solución ácida con una solución básica es

diferente el número de eq-g de ácido al número de eq-g de base la mezcla resultante es del

carácter que corresponde al que esté en exceso, es decir que si

No. de eq-g de ácido > No. de eq-g de base o VaNa > VbNb, la mezcla es ácida y si

No. de eq-g de ácido < No. de eq-g de base o VaNa < VbNb, la mezcla es básica

Ejercicio 5. Calcular la normalidad de una solución ácida que al neutralizar 25 ml de ella,

se requiere 50 ml de hidróxido de sodio 0.1 N

Para la neutralización se requiere que el número de eq-g de NaOH sea igual al número de eq-g de

ácido, por lo tanto aplicamos la ecuación correspondiente

Equilibrio Iónico

162

(50 )(0.1 ) 0.2(25 )

b ba

a

V N ml NV NN ml

= = =

Ejercicio 6. Calcular el pH de la solución que resulta al mezclar 50 ml de HCl 0.2 N con

100 ml de NaOH 0.16 N, considerando que la sal producida en la neutralización es una sal

neutra

No. meq-g HCI = (50 ml)(0.2 meq-g HCl / ml) = 10

No. meq-g NaOH = (100 ml)(0.16 meq-g NaOH / ml) = 16

Se observa un exceso de 6 meq-g de NaOH en los 150 ml de solución, por lo tanto la

solución es básica de una concentración igual a

6 meq-g NaOHNormalidad de la mezcla básica = 0.04150 ml de soluci[on

=

La concentración de NaOH es igual a la concentración de iones hidroxilos, por lo tanto, el

pOH es igual a

pOH = - log 0.04 = 1.4 y

pH = 14 – 1.4 = 12.6

Curvas de neutralización

Las curvas de neutralización son una representación de la forma en que cambia el pH

cuando se neutraliza una solución acuosa de un ácido con una base, y viceversa,

proporcionando así, un mejor conocimiento de la naturaleza del proceso.

Curva neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte

En la curva de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte se observa el aumento

Equilibrio Iónico

163

pausado del pH con la adición de la base y el cambio brusco que experimenta el pH al

acercarse al punto de equivalencia (punto en que el número de equivalentes de ácido y base

son iguales).

Figura 1. Curva de neutralización de ácido fuerte con una base fuerte

Curva de neutralización de una base fuerte con un ácido fuerte

En la curva de neutralización de una base fuerte con un ácido fuerte se observa la

disminución pausada del pH con la adición del ácido y el cambio brusco que experimenta el

pH al acercarse al punto de equivalencia.

Hidrólisis de sales

El fenómeno de la hidrólisis de una sal es la tendencia que ésta muestra a reaccionar con el

agua en que se disuelven y por esa razón a invertir el proceso de neutralización de su

formación.

Equilibrio Iónico

164

Figura 2. Curva de neutralización de una base fuerte con un ácido fuerte

Si la reacción entre un ácido fuerte como el clorhídrico y una base fuerte como el hidróxido

de sodio es completa, la neutralización exacta dará una solución neutra; es decir, sin exceso

de iones hidrógeno e hidroxilos. Sin embargo, cuando un ácido débil como el acético se

neutraliza con una base fuerte como el hidróxido de sodio, se encuentra que la solución

final no es neutra sino básica; y cuando una base débil se neutraliza con un ácido fuerte, la

solución final es ácida. La basicidad de la solución final en un caso y la acidez en otro se

deben a las hidrólisis de las sales formadas.

Al considerar la conducta de hidrólisis de varias sales, podemos distinguir cuatro clases de

sales según que el ácido y la base sean fuertes y /o débiles.

Las sales de ácidos y bases fuertes son las producidas por la interacción de un ácido fuerte

con una base fuerte. Sus iones son insignificantemente ácidos o básicos que no alcanzan a

hidrolizar y dan lugar a una solución acuosa de pH neutro. El cloruro de sodio es un

ejemplo de este tipo de sal.

Las sales de ácidos débiles y bases fuertes se forman por la neutralización de un ácido débil

con una base fuerte. Uno de sus iones es la base conjugada significativamente fuerte del

Equilibrio Iónico

165

ácido débil paterno y la otra será significativamente ácido débil. El acetato de sodio es una

sal de ácido débil y base fuerte.

CH3-COONa → CH3-COO- + Na

El pH de esta solución será alcalino debido a la aceptación de protones del agua por ión

básico.

CH3-COO- + H2O ↔ CH3-COOH + OH-

Se puede demostrar que la constante de equilibrio de la reacción de hidrólisis de una sal de

ácido débil con base fuerte se calcula con la siguiente ecuación

Wh

a

KKK

=

siendo Kw el producto iónico del agua y Ka la constante de ionización del ácido débil de

donde proviene la sal.

Ejercicio 7. Calcular el pH de una solución de acetato de sodio 0.01 M si la constante de

ionización del ácido acético es 1.76 x 10-5

La sal acetato de sodio hidroliza de tal manera que su ión acetato es significativamente

fuerte y atrae un ión hidrógeno de una molécula de agua aumentando con ello la

concentración de iones hidroxilos

La constante de hidrólisis de dicha sal es

14

105

1 10 5.68 101.76 10hK

−−

−

×= = ×

×

Equilibrio Iónico

166

La expresión para la constante de hidrólisis del ión acetato es

3

3

[ ] [ ][ ]

e eh

e

CH COOH OHKCH COO

−

−

−=

−

Considerando que un litro de solución hidrolicen "x" moles de ión acetato, las

concentraciones en equilibrio de la reacción de hidrólisis son

[CH3-COO-]e = 0.01 - x

[CH3-COOH]e = [OH-]e = x

Sustituyendo en la expresión para la constante de hidrólisis resulta que

2

105.68 100.01

xx

−= ×−

Despreciando el valor de "x" con respecto al valor 0.01, despejando y extrayendo raíz

cuadrada, encontramos el valor de "x", es decir el valor de la concentración de iones

hidroxilos

[OH-]e = 2.38 x 10-6 M

de donde, pOH = - log 2.38 x 10-6 = 5.62 y

el pH= 14 - 5.62 = 8.38

Las sales de ácido fuerte y base débil se forman por la interacción entre una base débil y un

ácido fuerte. Uno de sus iones es el ácido conjugado significativamente fuerte de la base

débil paterna y el otro será la base conjugada infinitamente débil del ácido fuerte paterno.

El cloruro de amonio es una sal de ácido fuerte y base débil.

NH4Cl → NH4 + Cl

Las soluciones acuosas de estas sales son ácidas, dependiendo del pH tanto de la

Equilibrio Iónico

167

concentración de sal presente, como del valor del pKa del ión ácido.

NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+

La Constante de hidrólisis de una sal determina el grado en que la base conjugada o ácido

conjugado, según el tipo de sal, reaccionará con el agua para formar ácido e hidroxilo, base

o ion hidrógeno. Se puede demostrar que la constante de equilibrio de la reacción de

hidrólisis de una sal de ácido fuerte con base débil se calcula con la siguiente ecuación

Wh

b

KKK

=

siendo Kw el producto iónico del agua y Kb la constante de ionización de la base débil de

donde proviene la sal.

Ejercicio 8. Calcular el pH de una solución de cloruro de amonio 0.01 M si la constante de

ionización del amoniaco es 1.76 x 10-5

La sal cloruro de amonio hidroliza de tal manera que su ión amonio es significativamente

fuerte y libera un ión hidrógeno que es atraído por una molécula de agua aumentando con

ello la concentración de iones hidrógenos.

La constante de hidrólisis de dicha sal es

14

105

1 10 5.68 101.76 10hK

−−

−

×= = ×

×

La expresión para la constante de hidrólisis del ión acetato es

3

4

[ ] [ ][ ]

e eh

e

NH HKNH

+

+=

Equilibrio Iónico

168

Considerando que un litro de solución hidrolicen "x" moles de ión amonio, las

concentraciones en equilibrio de la reacción de hidrólisis son

[NH4+]e = 0.01 – x

[NH3]e = [H+]e = x

Sustituyendo en la expresión para la constante de hidrólisis resulta que

2

55.68 100.01

xx

−= ×−

Despreciando el valor de "x" con respecto al valor 0.01, despejando y extrayendo raíz

cuadrada, encontramos el valor de "x", es decir el valor de la concentración de iones

hidrógenos

[H+]e = 2.38 x 10-6 M

de donde, pH = - log 2.38 x 10-6 = 5.62

Las sales de ácidos y bases débiles se forman por la interacción de un ácido débil y una

base débil. Su disolución en agua puede tener un pH ácido, neutro o alcalino, dependiendo

de la fuerza relativa de los iones ácido y básico. Por ejemplo, en el acetato de amonio la

fuerza ácida del ion amonio (pKa = 9.26) contrarresta perfectamente la fuerza básica del

ión acetato (pKb = 9.26), por lo que la neutralización mutua de estos iones significa que

una disolución acuosa diluida de acetato de amonio tendrá un pH neutro cualquiera que sea

su concentración real.

CH3-COONH4 → CH3-COO - + NH4+

CH3-COO - + NH4+ + H2O ↔ CH3-COOH + NH3

Se puede demostrar que la constante de equilibrio de la reacción de hidrólisis de una sal de

ácido y base débiles se calcula con la siguiente ecuación

Equilibrio Iónico

169

WW

a b

KKK K

=

Indicadores de pH

Suelen ser ácidos o bases débiles que se caracterizan porque su molécula neutra tiene un

color diferente del que da la forma iónica.

La fenolftaleína, por ejemplo, se comporta como un ácido débil que cuando se agrega en un

medio ácido tiende a consumir los iones hidrógenos en exceso, predominando la fórmula

molecular ácida de la fenolftaleína (incolora); mientras en medio alcalino los hidroxilos

libres consumen los iones hidrógeno apareciendo la forma básica de la fenolftaleína (color

roja).

El cambio de color que experimenta una misma sustancia al variar el pH, se atribuye a la

transformación interna de la molécula por cambios tautoméricos debido a que la pérdida de

un hidrogenión provoca una reorganización interna de los enlaces. Por lo general, una

estructura bencénica se transforma en otra quinónica, de color diferente, de ordinario mas

fuerte.

Se entiende por pK de un indicador aquel pH en el que están en equilibrio proporciones

iguales de sus formas ácidas y básicas, y se denomina zona de viraje al intervalo de pH en

el cual se observa variación en el color y está comprendido entre el valor correspondiente al

pK menos uno y el valor correspondiente al pK mas uno.

Los indicadores se usan, con frecuencia, en análisis volumétrico de determinación de

concentraciones de soluciones ácidas mediante una solución estándar básica (acidimetría) y

viceversa (alcalimetría). Al realizar una de estas valoraciones se selecciona un indicador

cuyo pK sea casi igual al pH en el punto de equivalencia para obtener un punto final

ajustado.

Algunos indicadores con sus valores de pK y sus coloraciones en medio ácido y básico son:

Equilibrio Iónico

170

Indicador Color ácido Color alcalino pK Zona de viraje

Fenolftaleina Incoloro Rojo 9.4 8.3 - 10

Azul de timol Rojo Amarillo 1.51 1.2 - 2.8

Naranja de metilo Rojo Amarillo 3.7 11 - 4.4

Azul de bromofenol Amarillo Azul 3.98 3.0 - 4.6

Rojo de metilo Rojo Amarillo 5.1 4.2 - 6.3

Rojo de clorofenol Amarillo Rojo 5.98 4.8 - 6.4

Azul de bromotimol Amarillo Azul 7.0 6.0 - 7.6

Í Rojo de cresol Amarillo Rojo 8.3 7.2 - 3.8

Producto de solubilidad

Cuando una sal poco soluble en agua como el sulfato de bario, se agita en agua hasta la

saturación, se establece un equilibrio entre la fase sólida y los iones de la sal totalmente

disociada. Se denomina Constante producto de solubilidad o simplemente Producto de

Solubilidad al producto de las concentraciones de los iones de la sal disociada.

BaSO4 ↔ Ba+2 + SO4 -

Kps = [Ba+2]e[SO4-2]e

El producto de solubilidad permite estimar la máxima concentración de iones de una sal en

solución y, también para predecir si al mezclar dos soluciones que reaccionan se puede

formar un precipitado. El procedimiento consiste en encontrar las concentraciones de cada

ion en la mezcla final y calcular el producto iónico, si éste es menor que el producto de

solubilidad no se producirá, pero, si en cambio, rebasa el producto de solubilidad, entonces

si se producirá precipitación.

Ejercicio 9. Calcular la concentración máxima de iones sulfato y bario en una solución,

sabiendo que la constante producto de solubilidad del sulfato de bario es 1.21 x 10-10

Equilibrio Iónico

171

Haciendo que "x" sea la concentración de iones bario y sulfato en solución y de acuerdo a

la expresión para el producto de solubilidad tenemos que

x2 = 1.21 x 10-10

de donde, x = 1.1 x 10-5 M

de modo que la concentración máxima de sulfato de bario en agua es 1.1 x 10-5 M

Ejercicio 10. Calcular la concentración de iones bario y sulfato presentes en una solución

formada al mezclar volúmenes iguales de una solución de cloruro de bario, BaC12, 0.02 M

con otra solución de sulfato de sodio, Na2SO4, 0.0004 M. ¿Se formará precipitado?

Al mezclarse volúmenes iguales, la solución resultante tendrá un volumen el doble, lo que

hace que las concentraciones de los iones bario y sulfato sean las mitades de los valores

enunciados, es decir

+2 0.02[Ba ] = = 0.01 M2

-24

0.0004[SO ] = = 0.0002 M2

El producto de solubilidad para el sulfato de bario se halla multiplicando las

concentraciones de sus iones, es decir

Kps = (0.01)(0.0002) = 2 x 10-6

Este resultado es mayor que el valor del producto de solubilidad del sulfato de bario, por lo

tanto se concluye que si hay precipitación porque supera el valor máximo de solubilidad de

dicha sal.