Equilibrio iónico

Equilibrio iónico es un caso particular de equilibrio químico y estudia el comportamiento de los iones en solución.

Equilibrio iónico – Definición

Una solución se clasifica como electrolito fuerte por la gran cantidad de especies iónicas liberadas en la solución. Un electrolito débil tiene un número reducido de iones.

El equilibrio se mide por la constante de equilibrio y el grado de equilibrio. Para que esto ocurra, la temperatura debe ser constante y el sistema no tiene intercambio con el medio ambiente.

Balance iónico de ácidos y bases.

Los ejemplos más comunes de equilibrio iónico son aquellos que involucran ácidos y bases en solución acuosa.

Ionización ácida

Ácido es un compuesto covalente que se ioniza en agua y libera H+ en solución, formando iones hidronio H3El+.

El desplazamiento del equilibrio está relacionado con la fuerza del ácido: cuanto más fuerte sea el ácido, el equilibrio se desplazará hacia la derecha hacia la formación de especies iónicas.

Disociación de base

Base es un compuesto iónico que se disocia en agua y libera iones OH.

El desplazamiento del equilibrio está relacionado con la resistencia de la base: cuanto más fuerte sea la base, el equilibrio se desplazará hacia la derecha hacia la liberación de hidroxilos en solución.

Constante de equilibrio para ácidos y bases.

La constante de equilibrio es una cantidad que caracteriza el equilibrio, teniendo en cuenta los aspectos cinéticos de las reacciones químicas.

Se obtiene de las concentraciones de especies de la siguiente manera:

Constante de ionización

Para los ácidos, se usa la constante de ionización, que se define a partir de Kc.

Reacción
Constante de ionización

Como el agua es un líquido puro, la concentración de esta sustancia no forma parte del cálculo de la constante y se reemplaza por el número 1.

Constante de disociación

Para las bases, se utiliza la constante de disociación, que se define a partir de Kc.

Reacción
Constante de disociación

Con respecto a los valores de las constantes, es importante recordar que:

  1. Cuanto mayor sea el valor de KelMás fuerte es el ácido.
  2. Cuanto mayor sea el valor de KbMás fuerte es la base.
  3. El valor de la constante varía con la temperatura.

Ley de dilución de Ostwald

El químico alemán Wilhelm Ostwald (1853-1932), según sus observaciones sobre el equilibrio iónico, formuló la siguiente ley:

Un electrolito (ácido, base o sal) cuya concentración en moles disminuye en volumen de solución a una temperatura dada tiene un alto grado de ionización o disociación.

La ley de dilución de Ostwald se relaciona:

  • Constante de ionización (K)
  • Grado de disociación ()
  • Concentración en mol / L (M)
Para monoácidos Cuando se trabaja con ácidos débiles, que es inferior al 5%, la expresión se puede simplificar para:
Para monobases Cuando se trabaja con bases débiles, que es inferior al 5%, la expresión se puede simplificar para:

Estas expresiones son útiles para predecir el comportamiento débil de ácidos y bases cuando ocurre la dilución..

Cuando aumentamos el volumen de la solución, disminuimos la concentración porque:

En consecuencia, el grado de disociación aumenta de modo que el valor de K permanece constante ya que solo cambia con la temperatura.

Desplazamiento de equilibrio iónico

Tres factores pueden cambiar el equilibrio químico: presión, temperatura y concentración.

Los equilibrios de fase gaseosa son más sensibles a las variaciones de presión. Los cambios de temperatura, por otro lado, cambian el valor de la constante de equilibrio y favorecen las reacciones de absorción de calor.

Considerando la temperatura constante, tenemos que el factor que cambia el equilibrio iónico en la fase acuosa es la concentración.

Efecto iónico común

Según el Principio de Le Chatelier, cuando ocurre una perturbación en un sistema de equilibrio, ese sistema reacciona para minimizar la alteración.

Cuando agreguemos sustancias o iones que ya participan en un equilibrio, habrá un desplazamiento que generará el consumo de la especie y se establecerá un nuevo equilibrio.

Ejemplo:

A la temperatura dada, la siguiente ecuación está en equilibrio:

Calculando la constante de equilibrio con los valores dados, tenemos que:

Si añadimos a la solución 0,35 mol de una sustancia que contiene especies A, aumentaremos la cantidad en el medio.

Como el sistema está en equilibrio, habrá un desplazamiento a la izquierda para que el exceso de especies A consumido, y se restablece el valor de equilibrio constante.

Por estequiometría de la reacción vemos que 0.1 mol de H+ reaccionó con 0.1 mol A y produjo 0.1 mol de HA para volver al equilibrio.

Los valores de concentración han cambiado, pero la constante de equilibrio sigue siendo la misma.

Con este ejemplo, podemos observar que el ion común:

  • Disminuye el grado de ionización ácida.
  • Disminuye la concentración de H+.
  • Aumenta la concentración de sustancia no ionizada.
  • No cambia la constante de equilibrio.

Poco frecuente efecto iónico

El desplazamiento de equilibrio también ocurre cuando se agrega un ion que reacciona con un participante de equilibrio.

Se elimina o agrega una sustancia y el sistema restablecerá el equilibrio al producir o consumir más.

Ejemplo:

A la temperatura dada, la siguiente ecuación está en equilibrio:

El equilibrio se puede cambiar de dos maneras:

  • Adición ácida: el exceso de iones H3El+ desplaza el equilibrio hacia la derecha al consumir los iones de hidronio y la solución se volverá naranja por la producción de dicromato.
  • Suma Base: el hidroxilo liberado de la base consume los iones H3El+ y el sistema desplaza el equilibrio hacia la izquierda, produciendo más de ese ion y la solución se vuelve amarilla por la producción de cromato.

Ejercicios

1. (PUC-MG) La siguiente tabla se refiere a los datos de fuerza relativa de ácidos en soluciones acuosas a temperatura ambiente. De las soluciones acuosas sobre la mesa, el mejor conductor de electricidad es:

a) 0.1 mol / l HNO2
b) 0.1 mol / l HBr
c) 0.1 mol / l CH3COOH
d) 0.1 mol / l HBrO
e) 0.1 mol / l HIO

 

Alternativa correcta: b) 0.1 mol / l HBr.

La constante de ionización de un ácido viene dada por la relación:

Por lo tanto, cuanto mayor sea el valor de Kel, se liberaron más especies iónicas en solución.

Los iones son capaces de conducir electricidad en solución porque, como Arrhenius observó en sus experimentos, la subdivisión en partículas cargadas eléctricamente hace que pase la corriente eléctrica.

El ácido bromhídrico tiene el K más alto.el de la tabla, y eso significa que libera más especies iónicas en solución, lo que facilita su conducción.

2. (UFPA) El grado de disociación iónica del hidróxido de amonio, NH4 4OH, en solución de 2 mol / L es 0.283% a 20 ° C. La constante de ionización base a esta temperatura es igual a:

a) 1.6 ∙ 10–5
b) 1.0 ∙ 10–3
c) 4.0 ∙ 10–3
d) 4.0 ∙ 10–2
e) 1.6 ∙ 10–1

 

Alternativa correcta: a) 1.6 ∙ 10–5

Para encontrar el valor de la constante de ionización base, podemos usar la expresión de la Ley de dilución de Ostwald, porque relaciona el grado de disociación y la concentración de la siguiente manera:

Reemplazando los términos con los valores dados en la declaración, tenemos que:

3. (Fuvest) En vinagre se produce el siguiente equilibrio:

¿Qué efecto tiene la adición de una sustancia básica en este equilibrio? Justifica tu respuesta.

 

Respuesta:

El ácido acético es un ácido carboxílico que tiene el grupo funcional -COOH. En ionización ácida, catión hidronio (H3El+) y anión acetato (CH3COO)

Con la adición de una base en esta solución, hidroxilo (OH), como en el siguiente ejemplo:

Los hidroxilos reaccionarán con iones hidronio en una reacción de neutralización.

El equilibrio se desplazará hacia la derecha hacia la ionización del ácido acético a medida que se consuman iones de hidronio y el sistema reacciona produciendo más.

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