Equilibrio iónico
# Equilibrio iónico

HCl + $H_2O$ --> $H_3O^+$ + $Cl^-$

Donde:

$K_{eq}=[H_3O^+][Cl^-]/[HCl]$

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 + $H_2O$ <==> $H_3O^+$ + $F^-$

Esta reacción no se completa, alcanza cierto equilibrio, con cierta constante, por eso debe llevar dos medias flechas en direcciones opuestas (flecha doble)

Donde: $K_{eq}=[H_3O^+][F^-]/[HF]$

Como la disociación no es completa, en el tiempo de equilibrio, [HF], $[H_3O^+]$ 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 $(H_3O^+)$ y un ion hidróxido $(OH^−):$

    2 $H_2O$ (l) $H_3O^+$ (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.

$H_2O$ + $H_2O$ = $H_3O^+$ + $OH^-$

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

    $K_{eq}=$ $[H_3O^+]·[OH^-]$

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:

    $[H_3O^+]$ = $[OH^-]$ = $1·10^{-7}$
    $K_w=1·10^{-14}$

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 $K_a;$ 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.

Constante de Ionización de Ácido  y Base débiles a 25 ° C :

| Nombre | Reacción | Constante |
| - | - | - |
| Ácidos débiles | | $K_a$ |
| Ácido acético | $CH_3COOH$ ⇌ $H^++CH_3COO^-$ | $1,8x10^{-5}$ |
| Ácido benzoico | $C_6H_5COOH$ ⇌ $H^++C_6H_5COO^-$ | $6,4x10^{-5}$ |
| Ácido cloroacético | $CH_2CLOOH$ ⇌ $H^++CH_2CLOO^-$ | $1,4x10^{-3}$ |
| Ácido fórmico | HCOOH ⇌ $H^++HCOO^-$ | $1,8x10^{-4}$ |
| Ácido cianhídrico | HCN ⇌ $H^++CN^-$ | $4,9x10^{-10}$ |
| Ácido fluorhídrico | HF ⇌ $H^++F^-$ | $6,7x10^{-4}$ |
| Ácido iódico | $HIO_3$ ⇌ $H^++IO_3^-$ | 0,17 |
| Ácido nitroso | $HNO_2$ ⇌ $H^++NO_2^-$ | $4,5x10^{-4}$ |
| Ácido propiónico | $C_2H_5COOH$ ⇌ $H^++C_2H_5COO^-$ | $1,3x10^{-5}$ |
| Ácido sulfhídrico | $H_2S$ ⇌ $H^++HS^-$ | $K^1=$ $1,0x10^{-7}$ |
| | HS ⇌ $H^++S^-$ | $K^2=$ $1,2x10^{-13}$ |
| Ácido carbónico | $H_2CO_3$ ⇌ $H^++HCO_3^-$ | $K^1=$ $4,2x10^{-7}$ |
| | $HCO_3$ ⇌ $⇌H^++CO_3^=$ | $K^2=$ $6,0x10^{-11}$ |
| Ácido fosfórico | $H_3PO_4$ ⇌ $H^++H_2PO_4^-$ | $K^1=$ $7,5x10^{-3}$ |
| | $H_2PO_4$ ⇌ $H^++HPO_4^=$ | $K^2=$ $6,2x10^{-5}$ |
| | $HPO_4$ ⇌ $H^++PO_4^≡$ | $K^3=$ $1,0x10^{-12}$ |
| Ácido sulfuroso | $H_2SO_3$ ⇌ $H^++HSO_3^-$ | $K^1=$ $1,25x10^{-5}$ |
| | $HSO_3$ ⇌ $H^++SO_3^=$ | $K^2=$ $5,6x10^{-8}$ |
| Bases débiles | | $K_b$ |
| Amoníaco | $NH_3+H_2O$ ⇌ $NH_4^++OH^-$ | $1,8x10^{-5}$ |
| Anilina | $C_6H_5NH_2+H_2O$ ⇌ $C_6H_5NH_3^++OH^-$ | $4,0x10^{-10}$ |
| Etilamina | $C_2H_5NH_2+H_2O$ ⇌ $C_2H_5NH_3^++OH^-$ | $4,3x10^{-4}$ |
| Piridina | $C_2H_5N+H_2O$ ⇌ $C_2H_5NH^++OH^-$ | $1,7x10^{-9}$ |
| Metilamina | $CH_3NH_2+H_2O$ ⇌ $CH_3NH_3^++OH^-$ | $4,4x10^{-4}$ |

## 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 + $H_2O$ = $H_30^+$ + $A^-$

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

$K_a=$ $[H_30^+][A^-]/[HA]$

Expresando la reacción inversa:

$A^-$ + $H_30^+$ = HA + $H_2O$

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

$K_b=$ $[HA]/[H_30^+][A^-]$

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 $K_w=[H_3O^+][OH^-]$

Como la concentración de iones hidronio $(H_3O^+)$ está determinada para la reacción por $K_a,$ entonces:

$K_w=K_a[OH^-]$

Y, del mismo modo, la concentración 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 $H_3O^+$ 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 es el producto de la reacción entre un ácido o base, por ejemplo NaCl:

HCl + NaOH ->NaCl + $H_2O$

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 $NH_4NO_3$ (Nitrato amónico)

$NH_4NO_3$ es producto de la siguiente reacción:

$NH_3+HNO_3$ -> $NH_4NO_3$

$HNO_3$ es un ácido muy fuerte $(K_a$ tiende a infinito), por ende $NO_3^-$ es una especie con $K_b$ que tiende a cero.

$NH_3$ es una báse débil $(K_b=1,8*10^{-5}),$ por ende $NH_4^+$ 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 $NH_4NO_3$ en agua:

$NH_4NO_3$ -> $NO_3^-$ + $NH_4^+$

Como $NH_4^+$ es un ácido, generará hidrólisis en una molécula de agua, estableciendo un equilibrio:

$NH_4^+$ + $H_2O$ = $NH_3$ + $H_3O^+$

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.

