UNIDAD 08

Química General e Inorgánica I – 1er Cuatrimestre 2014 – Unidad 8




UNIDAD Nº 8 - EQUILIBRIO ACIDO-BASE
8.1.

INTRODUCCIÓN

8.1.1.

CONTENIDOS TEÓRICOS

Ácidos y Bases: Teorías de Arrhenius, Brønsted y Lowry y Lewis. Acidos
fuertes y débiles. Relación entre la fuerza de un ácido y su estructura molecular. pH
de una solución. Hidrólisis de sales. Diagramas de especiación. Titulaciónácidobase. Ácidos polipróticos. Soluciones reguladoras.
8.1.2. RESUMEN DE LOS CONTENIDOS
8.1.2.1 Disociación y Electrolitos
Una gran parte de las reacciones de interés biológico, ambiental e industrial
ocurren en fase acuosa (con los reactivos y productos disueltos en agua). Muchas
de estas reacciones corresponden a tres grandes grupos: reacciones ácido-base,
reacciones rédox y reacciones deprecipitación. Las tres próximas unidades se
ocupan de estos tres tipos de reacciones. En todas estas reacciones es importante
la capacidad del agua de estabilizar especies cargadas (iones). Un ejemplo de este
comportamiento es la disolución de algunas sales en agua que va acompañada de
su disociación en iones.
La disolución de sales y la formación de iones está favorecida por la
solvatación de los mismos,proceso en el cual los iones son rodeados por
moléculas de solvente. Este fenómeno produce una estabilización de los iones
debido a interacciones de tipo ion-dipolo (Figura 1). Este proceso de solvatación
ocurre también en otros solventes polares.

Figura 1. Representación de la solvatación de cationes y aniones en agua.

La disolución de una sal se representa a través de la siguiente ecuación:

1


Química General e Inorgánica I – 1er Cuatrimestre 2014 – Unidad 8

NaCl(s)

H2O
⎯⎯⎯
→




Na+(ac) + Cl−(ac)

En la ecuación anterior el solvente no se escribe explícitamente, a pesar de
formar parte de la misma. Las especies que se encuentran disueltas en agua se
representan con su estado de agregación “(ac)”, que significa en solución acuosa.
Los compuestos no iónicos (compuestosmoleculares, con enlaces
covalentes) también pueden disolverse de manera disociativa en agua. Un ejemplo
de ello son los hidrácidos como el ioduro de hidrógeno HI. En este caso, la
disociación procede por una ruptura heterolítica del enlace, en la cual el par de
electrones de enlace quedan sobre el átomo de iodo dando un anión. Los iones
formados (H+ y I-) también están estabilizados por moléculas desolvente. La
solución acuosa resultante se denomina ácido iodhídrico para diferenciarlo de la
molécula no disociada.

HI(g)

H2O
⎯⎯⎯
→

H+(ac) + I−(ac)

⎡⎣ I- ⎤⎦ ⎡⎣ H + ⎤⎦
Ka =
[ HI]

La presencia de iones en agua le confiere a la solución la propiedad de
conducir la electricidad. La conductividad de una solución depende de la
concentración de iones en solución. Como el agua pura contiene solo unapequeña
cantidad de especies cargadas (ver más adelante la autoionización) se comporta
como un mal conductor. En cambio, la disolución de sales aporta iones a la solución,
lo que la hace conductora. Un electrolito es una sustancia que se disuelve en agua
aportando iones. Los electrolitos que se disocian completamente en agua (las sales
solubles, los ácidos fuertes y las bases fuertes) se denominanelectrolitos fuertes.
Los electrolitos débiles (los ácidos débiles, las bases débiles) se encuentran
parcialmente disociados. Cuando la disociación es incompleta, la reacción está
gobernada por el equilibrio entre reactivos y productos (el compuesto y los iones en
solución). Por ejemplo para un ácido débil:

AH(ac)

A−(ac) + H+(ac)

⎡⎣ A - ⎤⎦ ⎡⎣ H + ⎤⎦
Ka =
[ HA ]

En esos casos las especies neutrasdisueltas también están rodeadas por el
solvente, pero las interacciones que predominan son de tipo dipolo-dipolo. Ejemplos
de electrolitos débiles son los ácidos carboxílicos como el ácido acético (CH3COOH).
La disociación juega un rol importante en las tres clases de reacciones o
equilibrios que se estudiarán a continuación. Por ejemplo, el equilibrio ácido-base se
establece cuando se...