E Q U I L I B R I O I Ó N I C O

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E Q U I L I B R I O I Ó N I C O 
Teoría de Brönsted-Lowry. 
“Ácido es toda sustancia capaz de ceder iones H
+
 y base es toda sustancia capaz de captar 
iones H
+” 
 Obsérvese las siguientes reacciones: 
 NH3
 
+ H2O NH4
+
 + OH 
 
 HCl + H2O H3O
+
 + Cl
- 
 
1. El agua se comporta como ácido en la primera reacción y como base en la otra, lo que 
significa que el comportamiento ácido-base de una sustancia puede cambiar en función de 
la reacción química en la que participa. Es decir, una misma sustancia puede comportarse 
como ácido en una reacción y como base en otra. Depende con quien está reaccionando. 
2. En la primera reacción examinada, el agua le transfiere un H+ al NH3
 
y en la segunda recibe 
un H
+
 del HCl. Por lo cual un ácido sólo se comporta como tal cuando hay una base capaz 
de captar el H
+
 que libera y del mismo modo, una base se comporta como tal, sólo cuando 
existe un ácido que libera el H
+
 que esa base capta. Es decir, que en toda reacción ácido-
base siempre deben reaccionar un ácido con una base y los productos formados son a su vez 
también un ácido y una base. 
 De aquí surge el concepto de "par ácido-base conjugado". Se trata de dos sustancias que difieren 
en su estructura sólo en un ión H
+
 y lo intercambian en una reacción reversible. En los ejemplos 
anteriores, los sistemas NH3/ NH4
+
 , H2O /OH
- 
,HCl /Cl
- 
, H2O /H3O
+
 , constituyen pares o 
sistemas ácido-base conjugados. Obsérvese que el H2O pertenece a dos sistemas, actuando como 
base en uno y como ácido en otro. 
 Toda reacción ácido-base de Brönsted-Lowry involucra cuatro especies: dos que ceden un ión H
+
 
y dos que captan un ión H
+
, por lo cual puede escribirse una reacción general del siguiente tipo: 
A1 + B2 <====> A2 + B1 
 A1 es el ácido conjugado de B1 y B2 es la base conjugada de A2. Cuando A1 reacciona, cede un H
+
 
a la base B2 transformándola en el ácido A2 y A1 a su vez se transforma en la base B1. Es muy fácil 
identificar A1, B2, A2 y B1 en las reacciones anteriores. 
 
 
 
Electrolitos fuertes y débiles 
 Los ácidos y las bases en solución acuosa pueden estar parcial o totalmente disociados; en este 
último caso en la solución habrá una mezcla de moléculas no disociadas e iones. 
 En este estado se los denomina electrolitos y dejan pasar la corriente eléctrica. 
 El grado de disociación de un electrolito es la relación entre el número de moles disociados y el 
número total de moles iniciales. Se indica con la letra 
 número de moles disociados 
  = 
 número de moles iniciales 
 
 El valor de varía entre cero y uno. Si multiplicamos  por 100 podemos expresar el grado de 
disociación en forma de %. 
 Un electrolito que se disocia casi totalmente posee un valor de uno (100%), se dice que es un 
electrolito fuerte. Si tiene un valor cercano a cero, el electrolito es débil. 
 Electrolito fuerte : completamente disociado en iones 
 Electrolito débil: poco o nada disociado en iones. 
 
Equilibrio iónico 
 
 
 Dado el siguiente ejemplo: 
 HF H
+
 + F
-
 
 
 Podemos hallar el valor de la constante de equilibrio: 
 H
+ 
. F
- 
iones formados 
 Ka = 
 
 H F moles no disociados 
 
 Ka se llama constante de disociación de ácidos. 
 En este caso, la Ka es muy pequeña: 6,8 . 10
-4
 , es decir, que la concentración de HF es grande y la 
de iones es pequeña, lo que indica que se trata de un ácido débil, poco disociado. Lo mismo ocurre 
con las bases débiles, están poco o nada disociadas en iones. 
A > Ka > fuerza del ácido 
 A > Kb > fuerza de la base. 
 
Fuerza relativa de algunos ácidos: 
 
HClO4 
HCl Ácidos fuertes totalmente disociados 
HNO3 
H2SO4 
 
 
H2CO3 
H2S 
HF Ácidos débiles, poco dosociados 
Ácido láctico 
Ácido fórmico 
Ácido bórico H3BO3 
 Fuerza de algunas bases: 
 
 
NaOH 
KOH Muy fuertes. Totalmente disociadas 
 
 
NH3 
Anilina Muy débiles- Poco disociadas 
 
 
 
 
Producto iónico dela agua 
 
 
 Se ha comprobado que el agua se disocia muy poco: una molécula cada 10 millones. 
 La ecuación de ionización es la siguiente: 
 
 H2O H
+
 + OH
- 
 
 La constante de equilibrio de esta reacción reversible es: 
 (H
+
 ) . (OH
-
) 
 K= 
 (H2O) 
 
 
 Como el agua pura se ioniza muy poco, se puede considerar constante su concentración: 
 
 K (H2O) = (H
+
) . (OH
-
 ) 
 
 
 Producto iónico del agua(Kw) 
 
Kw= ( H
+
) . (OH
-
) 
 
 
 Esta constante a 25° es igual a 10
-14
 mol
2 
/ (dm
3
)
2 
 Como los iones H
+
 y OH
-
 provienen de la disociación del agua, se formará igual número de iones 
H
+
 que de OH
-
 y, dado que el producto iónico Kw es igual a 10
-14
, la concentración de H
+
 y de OH
- 
 
será: 
 
 (H
+
) = (OH
-
) = V 10
-14
 moles
2
 / (dm
3
)
2
 
 (H
+
) = 10
-7
 mol/dm
3
 
 (OH
-
)= 10
-7
 mol / dm
3
 
 
 Si agregamos un ácido al agua, aumenta la concentración H
+ 
por encima del valor 10-7 mol / dm3 
pero el producto permanece constante. Por lo tanto tendrá que disminuir la concentración OH
-
. En 
una solución ácida la concentración H
+ 
es mayor que 10
-7
 mol /dm
3
 
 
(H
+
) > 10
-7
 mol / dm
3 
 
 
 Si al agua se le agrega una base, aumenta la concentración de OH
-
 , disminuye la 
concentración de H
+ . 
Por lo tanto, en una solución básica la concentración de H
+
 es 
menor que 10
-7
 mol/dm
3
. 
(H
+
) < 10
-7
 mol/dm
3 
 
 
 En resumen: 
 (H
+
) > 10
-7
 Medio ácido 
 (H
+
) = 10
-7
 Medio neutro 
 (H
+
) < 10
-7 
Medio básico 
 
 
 
pH 
 
 
 “El pH de un medio es el número n que resulta de expresar la concentración de H
+ 
como 10 
–n
 
mol /dm
3
 . Es una medida del grado de acidez o alcalinidad de una sustancia. 
Si el pH es menor que 7 el medio es ácido. Si s igual a 7 es neutro . y si es mayor que 7 es básico” 
 
 
ESCALA DE pH 
 
 
 
 
 0 7 14 
 
 
 
medio ácido medio básico 
 
 medio neutro 
 
 
¿ Cómo se calcula el pH? 
 
 
pH = - log (H
+
) 
 
 
 
 
pH = - log (H3O+) 
 
 
 
 
pOH = -log (OH
-
) 
 
 
 
pH + pOH = 14 
 
| 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
pH de algunas sustancias o soluciones 
 
jugo gástrico 2 
limón 2,3 
vinagre 2,8 
manzana 3,1 
naranja 3,5 
tomate 4,2 
leche de vaca 6,0 
agua pura 7 
huevos 7,8 
agua de mar 8,5 
leche de magnesia 10,5 
agua de cal 12,3 
 
 
 
NEUTRALIZACIÓN 
 
“ Es la reacción entre un ácido y una base para dar sal y agua” 
 
 
 
 Ácido + Base Sal + Agua 
 
 
 
 
INDICADORES QUÍMICOS 
 
 “ Son sustancias que ponen de manifiesto si estamos en presencia de un ácido o de una 
base. Son sustancias que tienen la propiedad de cambiar de color frente a un ácido o una 
base.” 
 
 
NOMBRE VIRE(pH) COLOR ACIDO COLO BASICO 
Violeta de Metilo 0.5 - 1.5 amarillo azul 
Amarillo de Metilo 1.2 - 4.0 rojo amarillo 
Azul de Bromofenol 3.0 - 4.6 amarillo azul 
Naranja de Metilo 3.1 - 4.4 rojo anaranjado 
Verde de Bromocresol 3.8 - 5.4 amarillo azul 
Rojo de Metilo 4.2 - 6.0 rojo amarillo 
Rojo de Clorofenol 4.8 - 6.4 amarillo rojop- nitrofenol 
5.6 - 7.6 
 
incolora amarillo 
Azul de Bromotimol 6.0 - 7.6 amarillo azul 
Rojo Fenol 
6.4 - 8.0 
 
amarillo rojo 
Rojo Cresol 
7.8 - 8.8 
 
amarillo rojo 
Azul de Timol 
8.0 - 9.6 
 
amarillo azul 
fenoftaleína 
8.0 - 9.8 
 
incoloro rojo 
Timoftaleina 
9.3 - 10.5 
 
incoloro azul 
Amarillo deAlizarina 10.0 - 12.0 amarillo violeta 
Púrpura de m- cresol 1.2 - 1.8 rojo amarillo 
 
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