equilibrio ionico

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, poreso 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[editar]
Artículo principal: Autoionización del agua
La autoionización del agua es la reacción químicaen 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 deequilibrio:
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 Constantede autoionización del agua
Constante de equilibrio para especies ácidas y básicas[editar]
Por convención, cuando se trabaja con una especie ácida, a la constante de equilibrio de dicha especie se la denominaconstante 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, elequilibrio 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

Ka
Ácido acético
CH3COOH ⇌ H++CH3COO-
1,8x10-5
Ácido benzoico
C6H5COOH ⇌ H++C6H5COO-
6,4x10-5
Ácido cloroacetico
CH2CLOOH ⇌ H++CH2CLOO-
1,4x10-3
Ácido fórmico
HCOOH ⇌H++HCOO-
1,8x10-4
Ácido cianhídrico
HCN ⇌ H++CN-
4,9x10-10
Ácido fluorhídrico
HF ⇌ H++F-
6,7x10-14
Ácido iódico
HIO3 ⇌ H++IO3-
0,17
Ácido nitroso
HNO2 ⇌ H++NO2-
4,5x10-4
Ácido propiónico
C2H5COOH ⇌ H++C2H5COO-
1,3x10-5
Ácido sulfhídrico
H2S ⇌ H++HS-
K1= 1,0x10-7

HS ⇌ H++S-
K2= 1,2x10-13
Ácido carbónico
H2CO3 ⇌ H++HCO3-
K1= 4,2x10-7

HCO3 ⇌ ⇌H++CO3=
K2= 6,0x10-11Ácido fosfórico
H3PO4 ⇌ H++H2PO4-
K1= 7,5x10-3

H2PO4 ⇌ H++HPO4=
K2= 6,2x10-5

HPO4 ⇌ H++PO4≡
K3= 1,0x10-12
Ácido sulfuroso
H2SO3 ⇌ H++HSO3-
K1= 1,25x10-5

HSO3 ⇌ H++SO3=
K2= 5,6x10-8
Bases débiles

Kb
Amoníaco
NH3+H2O ⇌ NH4++OH-
1,8x10-5
Anilina
C6H5NH2+H2O ⇌ C6H5NH3++OH-
4,0x10-10
Etilamina
C2H5NH2+H2O ⇌ C2H5NH3++OH-
4,3x10-4
Piridina
C2H5N+H2O ⇌ C2H5NH++OH-
1,7x10-9Metilamina
CH3NH2+H2O ⇌ CH3NH3++OH-
4,4x10-4
Relación entre Ka y Kb[editar]
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 reacciónqueda 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...