Equilibrio Iónico
HCl + H2O –> H3O+ + Cl–
Donde:
Keq=[H3O+][Cl–]/[HCl]
En el tiempo de equilibrio [HCl] tiende a cero, por ende Keq 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–
Esta reacción no se completa, alcanza cierto equilibrio, con cierta constante, por eso debe llevar dos medias flechas en direcciones opuestas (flecha doble)
Donde: Keq=[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
La autoionización del agua es la reacción química en la que dos moléculas de agua reaccionan para producir un ion hidronio (H3O+) y un ion hidróxido (OH−):
2 H2O (l) H3O+ (aq) + OH− (aq)
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:
Keq= [H3O+]·[OH–]
Al ser el agua una especie pura, no se le considera en la 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
Kw=1·10-14
que es conocida 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 Ka; y cuando se trabaja con una especie básica, a la constante de equilibrio se la denomina constante de basicidad y se designa Kb.
No obstante, el equilibrio iónico es un tipo especial de equilibrio químico, por ende, a la hora de hacer cálculos, se trata como tal.
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Constante de Ionización de Ácido y Base débiles a 25 ° C |
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Nombre |
Reacción |
Constante |
| Ácidos débiles | Ka | |
| Ácido acético | CH3COOH ⇌ H++CH3COO– | 1,8×10-5 |
| Ácido benzoico | C6H5COOH ⇌ H++C6H5COO– | 6,4×10-5 |
| Ácido cloroacetico | CH2CLOOH ⇌ H++CH2CLOO– | 1,4×10-3 |
| Ácido fórmico | HCOOH ⇌ H++HCOO– | 1,8×10-4 |
| Ácido cianhídrico | HCN ⇌ H++CN– | 4,9×10-10 |
| Ácido fluorhídrico | HF ⇌ H++F– | 6,7×10-14 |
| Ácido iódico | HIO3 ⇌ H++IO3– |
0,17 |
| Ácido nitroso | HNO2 ⇌ H++NO2– | 4,5×10-4 |
| Ácido propiónico | C2H5COOH ⇌ H++C2H5COO– | 1,3×10-5 |
| Ácido sulfhídrico
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H2S ⇌ H++HS– | K1= 1,0×10-7 |
| HS ⇌ H++S– | K2= 1,2×10-13 | |
| Ácido carbónico
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H2CO3 ⇌ H++HCO3– | K1= 4,2×10-7 |
| HCO3 ⇌ ⇌H++CO3= | K2= 6,0×10-11 | |
| Ácido fosfórico
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H3PO4 ⇌ H++H2PO4– | K1= 7,5×10-3 |
| H2PO4 ⇌ H++HPO4= | K2= 6,2×10-5 | |
| HPO4 ⇌ H++PO4≡ | K3= 1,0×10-12 | |
| Ácido sulfuroso | H2SO3 ⇌ H++HSO3– | K1= 1,25×10-5 |
| HSO3 ⇌ H++SO3= | K2= 5,6×10-8 | |
| Bases débiles | Kb | |
| Amoníaco | NH3+H2O ⇌ NH4++OH– | 1,8×10-5 |
| Anilina | C6H5NH2+H2O ⇌ C6H5NH3++OH– | 4,0×10-10 |
| Etilamina | C2H5NH2+H2O ⇌ C2H5NH3++OH– | 4,3×10-4 |
| Piridina | C2H5N+H2O ⇌ C2H5NH++OH– | 1,7×10-9 |
| Metilamina | CH3NH2+H2O ⇌ CH3NH3++OH– | 4,4×10-4 |
Relación entre Ka y Kb
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 Ka < 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:
Ka= [H30+][A–]/[HA]
Expresando la reacción inversa:
A– + H30+ = HA + H2O
Como A– es una base, se puede expresar su constante de basicidad:
Kb= [HA]/[H30+][A–]
Lo que indicaría que Ka*Kb=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 Kw=[H3O+)[OH–]
Como la concentración de iones hidronio (H3O+) está determinada para la reacción por Ka, entonces:
Kw=Ka[OH–]
Y, del mismo modo, la concetración de iones hidróxilo (OH–), queda determinada por la constante de basicidad de la reacción directa:
Kw=Kakb
Se despeja Kb:
Kb=Kw/Ka
Para la reacción de bases en agua se cumplen las mismas condiciones, por ende:
Ka=Kw/Kb