Equilibrio Ionico

EQUILIBRIO IÓNICO

Un caso de equilibrio muy importante es el de las reacciones de disociación electrolítica que ocurren cuando los ácidos, las bases y las sales se disuelven en agua. Se han propuesto varias teorías que explican el carácter de una sustancia ácida o básica de acuerdo a alguna característica común de sus reacciones de disociación.

Teoría de Arrhenius

Según esta teoría, Acido es toda sustancia que en solución libera iones hidrógeno y Base es toda sustancia que en solución libera iones hidroxilos. Aunque estas definiciones son satisfactorias para algunos propósitos en soluciones acuosas, son insuficientes para describir todos los fenómenos observados, bien sea en agua o en solventes no acuosos. Es claro que sustancias de fórmulas como HCl, H2SO4 y H3PO4 son ácidos y NaOH, Mg(OH)2 y el Al(OH)3 son bases.

Teoría de Bronsted-Lowry

Según esta teoría, Acido es toda sustancia capaz de dar a otra un ión hidrógeno y Base es toda sustancia que acepta un ión hidrógeno de un ácido. En otras palabras, un ácido es una sustancia tal que, con carga o sin ella, actúa como donadora de iones hidrógenos y una base es la que actúa como aceptora de iones hidrógenos. Si HA es la fórmula de un ácido y B es la fórmula de una base, sus correspondientes reacciones de disociación son:

Cualquier interacción entre una base y un ácido debe siempre conducir a la formación de otro ácido y base diferentes, es decir:

Acido1 + Base2 ↔ Acido2 + Base1

Luego el ácido originado por la base, al captar un protón en dicha reacción corresponde a su ácido conjugado o BH+ y la base que forma el ácido, al liberar un protón, corresponde a su base conjugada o A-. El amoníaco, NH3, es una base porque capta un ión hidrógeno atraído por el par de electrones sin compartir que posee el nitrógeno transformándose en su correspondiente ácido conjugado, NH4 +, o ión amonio.

A un ácido fuerte le corresponde una base débil y a una base fuerte le corresponde un ácido débil. Las bases de los ácidos orgánicos son fuertes y las de los ácidos inorgánicos son bases débiles. El amoniaco es una base débil mientras que el ión amonio es un ácido fuerte.

El hidróxido de sodio, NaOH, es una base fuerte mientras que el ión sodio, Na+, es un ácido débil. El HCl es un ácido fuerte mientras que el ión cloruro es una base fuerte. El ácido acético, CH3-C00H, es un ácido débil mientras que el ión acetato, CH3-COO-, es una base fuerte.

Aquellas sustancias que pueden actuar como ácidos y también como bases como, por ejemplo, el agua se denominan anfóteros, y son muy importantes para el organismo humano. El agua que contiene un ácido capta el ión hidrógeno liberado por éste y, por lo tanto, se comporta como una base, mientras que cuando se tiene una base en agua, la base capta el ión hidrógeno liberado por el agua, actuando entonces como ácido. Las reacciones de disociación de un ácido y una base incluyendo el agua son las siguientes:

El ión hidrógeno captado por el agua, H3O+, se denomina ión hidronio.

El ión bicarbonato, HCO3-, es un árespiratorios, que al liberar un protón se forma su base conjugada, el carbonato ó C03=.

Cuando actúa como base al captar un protón, su ácido conjugado es el ácido carbónico o

H2CO3.

El fosfato diácido, H2PO4-, al liberar un protón forma su base conjugada fosfato monoácido o HPO4=, los cuales son muy importantes en la absorción de energía en las vías metabólicas. El fosfato diácido al captar un protón forma el ácido fosfórico, H3PO4, su correspondiente ácido conjugado.

En forma similar, el fosfato monoácido cuando actúa como ácido forma su base conjugada fosfato o PO4-3, y cuando actúa como base forma su ácido conjugado, el ión fosfato diácido.

Teoría de Lewis

Según esta teoría, Acido es una sustancia que acepta un par de electrones para formar un enlace y una Base es cualquier sustancia que cede un par de electrones para formar un enlace. A los ácidos de Lewis se les consideran como especies ávidas o deficientes de electrones, razón por la cual se les denomina electrófilos, y a las bases de Lewis se les consideran como especies que por poseer pares de electrones disponibles están ávidas de núcleos atómicos, razón por la cual se les denomina nucleófilos. Esta teoría no sólo comprende a los ácidos y bases que establece La Teoría de Bronsted-Lowry, sino a otras muchas sustancias, que de ordinario no están clasificadas en esta categoría.

Los cloruros de metales que pueden comportarse también como no metales como el hierro, el zinc, el aluminio, entre otros, son ejemplos de ácidos de Lewis. El cloruro férrico o

FeC13, es un ácido de Lewis porque de acuerdo a la naturaleza anfótera del hierro, los tres enlaces que establece con el cloro son de naturaleza covalente, completando con ellos seis electrones en su último nivel, es decir alcanzando una configuración que está en capacidad de aceptar un par de electrones adicional para completar la ley del octeto. El amoníaco es un ejemplo de base de Lewis porque el nitrógeno conserva un par de electrones que acepta compartir con especies deficientes de electrones o electrófilos. Se puede considerar la reacción entre cloruro férrico y amoníaco como la atracción entre una especie electrófila o ácido de Lewis y otra nucleófila o base de Lewis:

Las sales son electrolitos que al disociarse dan iones diferentes que los del agua. En general, dan los mismos aniones que los ácidos y los mismos cationes que las bases de donde provienen. El cloruro de sodio al disociar produce ión sodio e ión cloruro.

Constante de ionización de ácidos y bases

El valor de la constante de equilibrio de la reacción de ionización de un ácido o una base es una medida de su fuerza ácida o básica, la cual está determinada por la eficiencia con la que actúa el ácido como donador de protones o la base como aceptora de protones. Entonces, cuanto más fuerte sea el ácido o la base mas completamente ionizará en agua, y mayor será el valor de su constante de ionización ácida, Ka, o básica, Kb. En consecuencia, nos concierne tratar sólo con los equilibrios de ionización de los electrolitos

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