TEMA 2 Equilibrio Ionico

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Tema N° 2 Nivel 200 B 
EQUILIBRIO IÓNICO 
 
 
 
 
2. PROPIEDADES DE ÁCIDOS Y BASES 
 
El propósito de este Tema, es enfocar la atención en el comportamiento de los ácidos y las bases en 
soluciones acuosas. Muchos ácidos, bases y sales se encuentran en forma natural y sirven para diversos 
propósitos. Por ejemplo, los jugos digestivos del ser humano contienen aproximadamente 0.1 moles de HCl 
por litro; el hidróxido de sodio una base, se emplea para fabricar jabones; el cloruro de sodio sirve para dar 
sabor a las comidas; podríamos citar muchos ejemplos; sin embargo veamos sus propiedades: 
 
 
Las soluciones acuosas de la mayoría de los ácidos protónicos tienen ciertas propiedades que se deben a 
los iones hidrógeno hidratados. 
 
➢ Tienen sabor ácido, el vinagre contienen ácido acético que les imparte su sabor ácido 
característico. 
 
➢ Hacen cambiar el color de muchos indicadores. Los ácidos hacen que el papel indicador azul se 
transforme en rojo. 
 
➢ Los ácidos reaccionan con los metales que se encuentran por arriba del hidrógeno en la serie de 
actividades para liberar hidrógeno gaseoso (H2) 
 
➢ Reaccionan con óxidos metálicos e hidróxidos metálicos para formar sales y agua. 
 
➢ Conducen la corriente eléctrica porque están ionizados total o parcialmente. 
 
➢ Reaccionan con el mármol produciendo efervescencia. 
 
 
 
 
 
Las soluciones acuosas de las bases también tienen propiedades generales. Estos se deben a los iones 
hidróxido hidratados de bases en soluciones acuosas. 
 
1. Tienen sabor amargo. 
 
2. Tienen sensación resbalosa, los jabones son ejemplos comunes; son levemente básicos. 
 
3. Hacen cambiar de muchos indicadores. El papel de tornasol cambia de rojo a azul. 
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4. Reaccionan con ácidos para formar sales y agua. 
 
5. Sus soluciones acuosas conducen la corriente eléctrica porque están ionizadas o disociadas. 
 
2.1. TEORÍA SOBRE ÁCIDOS Y BASES 
2.1.1. Teoría de Arrhenius 
 
En los últimos años del siglo IX, el físico-químico sueco Svante August Arrhenius, propuso en (1883 
-1887), su teoría de la disociación electrolítica; estudió las características y el comportamiento de los 
ácidos y de las bases en disolución acuosa y llegó a la conclusión de que ambos se disociaban siempre 
de la siguiente manera; los ácidos se disociaban dando como resultado iones H+, o lo que es igual protones 
y un ión negativo que denominó radical ácido. Así por ejemplo, el ácido sulfúrico, cuya fórmula es H2SO4, 
se disocia en disolución acuosa, característica que se indica poniendo junto al compuesto la abreviatura aq, 
según la ecuación: 
 
 HCL H+ (aq) + CL
-
(aq) 
 
 H2SO4 2H+ (aq) + SO4= (aq) 
 
Es decir; produciendo el ion (H+) característico de los ácidos, y el ion sulfato (SO4=) que es el 
radical, propio del ácido sulfúrico. 
 
Por otra parte, las bases siempre se disocian dando origen a iones (OH)- junto con otro ion metálico 
positivo. Por ejemplo, el hidróxido de bario, cuya fórmula es Ba (OH)2, se disocia en disolución acuosa 
según la ecuación: 
 
 Ba (OH)2 Ba
+2(aq) + 2 OH-(aq) 
 
Este proceso de disociación de ácidos y bases permite establecer una clasificación de los mismos en ácidos 
y bases fuertes y débiles. Así el ácido sulfúrico, es un ácido fuerte, ya que se disocia fácilmente dando iones 
(H+), y los hidróxidos de los metales alcalinos y alcalino-térreos son bases fuertes porque se disocian con 
facilidad produciendo iones (OH)-. 
 
 
La reacción entre ácidos y bases en los términos establecidos por la teoría de Arrhenius, da lugar a 
los procesos llamados de neutralización, en los que los iones característicos de uno y otro tipo de sustancia, 
H+ y (OH)-, se combinan entre sí para formar moléculas de agua. La reacción de neutralización expresada 
en forma iónica corresponde a la ecuación: 
 
 
H+(ac) + (OH)-(aq) H2O() 
 
En rigor de verdad al producto de la reacción entre un ácido y una base, Arrhenius lo llamó sal. 
 
HCl + NaOH NaCl + H2O(l) 
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La sal NaCl es un producto de la reacción entre un ácido y una base, por esta razón, se pensó que las sales 
eran neutras. 
 
 
2.1.2. Teoría de Brönsted – Lowry 
 
Las consideraciones descritas en el recuadro condujeron en 1923 a un concepto general más consistente 
para los ácidos y las bases, llamado por definición: Teoría de Brönsted – Lowry: El británico Thomas Lowry 
(1879-1936) y el danés Johannes Brönsted (1879-1947) propusieron una teoría que puede considerarse una 
extensión de Arrhenius, donde el carácter de un ácido de una sustancia no se debe a la presencia de iones 
(H+) en su disolución acuosa, sino a su facilidad de ceder protones; si lo hacen dan lugar a la formación de 
iones hidronio (H3
+O) 
 
 HCL + H2O H3
+O + CL- 
 
 
Podemos decir que ACIDO es toda sustancia capaz de ceder protones. Según esta definición también 
los iones pueden considerarse como ácidos. Así la reacción ácida de los bisulfatos (SO4HMe) en disolución 
acuosa consiste en una cesión de protones. 
 
 HSO4
- + H2O H3
+O + SO4
= 
 Acido 
 
De modo análogo se explica la reacción ácida de las sales de Amonio (NH4
+) 
 
 NH4
+ + H2O NH3 + H3
+O 
 Acido 
 
De acuerdo con lo anterior se distinguen tres clases de ácidos: 
a) Ácidos Neutros (HCl) 
b) Ácidos Aniónicos (HSO4-) 
c) Ácidos Catiónicos (NH4+) 
 
Es evidente que ningún ácido podría ceder protones si no estuvieran presentes otras sustancias que 
los capturasen; a estas las llamamos BASES. 
BASE es toda sustancia capaz de aceptar protones, si lo hacen de la molécula de agua formaran iones 
Hidroxilo (oxhidrilo) (OH-). 
 
NH3 + H2O NH4
+ + OH- 
 Base 
 
Pero también los iones pueden ser bases: 
 
ClO- + H2O HClO + OH
- 
 Base 
 
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Por consiguiente, es preciso distinguir también entre Bases neutras (NH3); Bases Aniónicas (ClO
-) y 
Bases Catiónicas. 
 
a) Sistemas conjugados. - 
Un ácido y una base que difieren en un protón se dice que son ácidos y base conjugados. Ejemplo: 
 
NH4
+ + H2O NH3 + H3
+O 
 Acido Base Base Acido 
 Conjugado Conjugado 
 
 
El radical NH4
+ es ácido y el NH3 base conjugado. 
El H2O es base y el H3
+O ácido conjugado. 
 
2.1.3. Teoría de Lewis.- 
Para que un ácido sea dador de protones se requiere que su molécula contenga átomo hidrógeno. Más 
se conocen cuerpos como el: CO2; SO3; BF3, etc. Que se comportan como ácidos, formando sales como 
óxidos básicos y carecen de hidrógeno. 
Por eso G. Lewis (1938) estableció un concepto más general de ácidos, llamando ACIDO a toda sustancia 
 (molecular o iónica) que pueda aceptar un par de electrones y BASE a toda sustancia que pueda ceder un 
par de electrones. Ejemplo: 
 
Ag+ + 2: NH3 [Ag(NH3)2]+ 
 Acido Base 
 cede un par 
Uniéndose las moléculas de NH3 por covalencia dativa del par de electrones. En este caso NH3 actúa 
como base. 
 
2.2 Fuerza Relativa de los Acidos y Bases. - 
 
a) Mediante los Sistemas conjugados. - 
 
Según la teoría de Arrhenius, un ácido o una base son fuertes cuando, en disolución acuosa, se 
encuentran completamente disociados, y son débiles cuando su grado de disociación es bajo. Según la teoría 
deBrönsted y Lowry, por su parte, un ácido es más o menos es fuerte en función de su mayor o menor 
tendencia a ceder protones, y una base, análogamente, es más o menos fuerte en función de su mayor o 
menor tendencia a aceptarlos. Aplicando sistemas conjugados. Esta tendencia es siempre relativa y debe 
considerarse frente a una sustancia de referencia, que normalmente es el agua. 
 
NH4
+ + H2O NH3 + H3
+O 
 Acido fuerte Base débil Base débil Acido fuerte 
 
 
 
 
 
 
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b) Mediante la ley de acción de masas.- 
 
La fuerza de un ácido y una base puede constatarse de forma cuantitativa mediante el valor de la 
constante de equilibrio que se obtiene al aplicar la ley de acción de masas a la reacción del ácido 
considerado y de agua. En una reacción genérica de la forma: 
 
Ácido + H2O A- + H3O+ 
 
Donde A- es el ion ácido, la constante de 
equilibrio vendrá dada por la expresión: 
 
   
   OHÁcido
AOH
Kc
2
3


=
−+
 
 
   
 Ácido
AOH
 Ka 3
−+ 
== 
Base + H2O B+ + (OH)- 
 
de donde obtendríamos un valor para la 
constante de basicidad de la forma: 
 
 
 
  
 Base
OHB
 Kb
−+
=
 
 
 
 
 
Ka es la llamada constante de disociación o de acidez, expresión cuantitativa de la fuerza de un ácido. 
Un valor elevado de Ka indica una fuerza notable del ácido considerado y por consiguiente, una fuerza 
 escasa en su base conjugada. 
 
La tabla 2.1 contiene las constantes de disociación de varios ácidos importantes, muchos ácidos 
como el sulfuroso y el fosfórico pueden perder más de un protón y por ello se llaman ácidos polipróticos. 
Asimismo la tabla 5.3 nos muestra las constantes de disociación de algunas bases importantes. 
 
 Tabla 2.1 
Nombre Reacción Ka 
 
Acético 
Benzoico 
Fórmico 
Cianhídrico 
Nitroso 
Fluorhídrico 
hipocloroso 
 
Sulfhídrico 
 
 
 
Fosfórico 
 
 
CH3COOH  H+ + CH3COO- 
C6H5COOH  H+ + C6H5COO- 
HCOOH  H+ + HCOO- 
HCN  H+ + CN- 
HNO2  H+ + NO2- 
HF  H+ + F- 
HClO  H+ + ClO- 
 
H2S  H+ + HS- 
HS-  H+ + S= 
 
H3PO4  H+ + H2PO4- 
H2PO4-  H+ + HPO4= 
HPO4=  H+ + PO4-3 
 
1.8  10-5 
6.3  10-5 
1.8  10-4 
4.0  10-10 
4.5  10-4 
7.2  10-4 
3.5  10-8 
 
1.0  10-7 = K1 
1.3  10-13 = K2 
 
7.5  10-3 = K1 
6.2  10-8 = K2 
1.0  10-12 = K3 
 
 
 
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Nombre Reacción Kb 
 
Amoniaco 
Anilina 
Etilamina 
Piridina 
Metilamina 
 
 
NH3 + H2O  NH4 + OH- 
C6H5NH2 + H2O  C6H5NH3+ + OH- 
C2H5NH2+H2O  C2H5NH3+ + OH- 
C5H5N + H2O  C5H5NH+ + OH- 
CH3NH2 + H2O  CH3NH3+ + OH- 
 
 
1.8  10-5 
4.0  10 -10 
1.5  10-9 
1.8  10-4 
2.1  10-4 
 
 
2.3. Ionización. - 
 
En muchos problemas de equilibrio de interés a nivel elemental intervienen disoluciones acuosas. Una 
de las propiedades del agua es su capacidad de descomponer muchas sustancias en sus componentes 
originales cargados, es decir de disociarlos y dar lugar a iones, este proceso se llama IONIZACIÖN. 
 
2.3.1. El Agua. - 
 
Las moléculas del agua al disociarse dan lugar a iones (OH-) y protones (H+), por tanto el agua es 
 un verdadero ANFÓTERO, es decir aquellas sustancias que pueden disociarse indistintamente como 
 ácidos y como bases. 
 
H2O H+ + OH- 
 
 Hemos visto que el agua puede aceptar como donador o como aceptor de un protón, dependiendo de 
las circunstancias. El agua puede también actuar como donador y aceptor de un protón entre moléculas 
iguales: 
 
H2O + H2O H3O
+ + OH- 
 Acido 1 Base 2 Acido 2 Base 1 
 
2.3.2. Constante de ionización del agua. - 
 
Acabamos de indicar que el agua se la considera como anfótero, es decir, como un cuerpo que se 
comporta como ácido y como base; admitiéndose que el agua pura se ioniza en muy pequeña cantidad 
según la ecuación: 
H2O + H2O H3O
+ + OH- 
o en forma abreviada: 
H2O H+ + OH- 
 
dando un ion hidrógeno (H+) y otro ion oxhidrilo (OH-). 
 
Si aplicamos la ley del equilibrio (LAM) se puede escribir: 
 
 
 
 
 
   
 
   
 22
3
2 OH
OHOH
OH
OHH
K
−+−+ 
=

=
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Experimentalmente se ha deducido que el valor de esta constante es: 
 
1,82x10-16 a temperatura de 25°C 
 
Esta ecuación puede simplificarse observando que la concentración del agua en disoluciones acuosas 
diluidas es aproximadamente cte a e igual a 1. 
Un litro de disolución acuosa en la cual la cantidad de soluto puede despreciarse frente a la cantidad 
de solvente que contiene aproximadamente 1000 gramos de agua por un litro de solución (solución diluida), 
por tanto como la concentración no varía mucho y se puede suponer, sin cometer gran error que su 
concentración permanece constante. En estas condiciones se tiene: 
 
➢ Moles de agua en L. de solución = mol555,55
mol
gr
18
gr1000
PM
m
2
2 ==
OH
OH 
➢ Concentración del H2O = 
Lt
mol
555,55
Lt1
mol555,55
..vol
mol
.
2 ==
disol
OH 
 
➢ Con esta condición: 
 
 
 
 
 Kc x 55,555 =    −+ OHxH = 1,82x10-16 x 55,555 
 
 
 Kw =    −+ OHxH = 1,0x10-14 a 25°C 
 
Esta importante constante de equilibrio Kw se denomina producto iónico del agua. A 25 ºC, Kw tiene 
el valor de 1.010-14. Cuando H+ = OH-, la disolución es neutra. A medida que la concentración de uno 
de estos aumenta, la concentración del otro disminuye; en soluciones ácidas H+ > OH- y en soluciones 
básicas H+ < OH-. 
 
2.4. Electrolitos. - 
 
Para la resolución de problemas de equilibrio químico en los que intervienen disoluciones acuosas 
 será conveniente clasificar, las sustancias que se ionizan en agua en dos grupos: 
a) Electrolitos fuertes. 
b) Electrolitos débiles. 
 
a) Electrolitos fuertes. - Son aquellas sustancias orgánicas e inorgánicas, sales, ácidos o bases que se 
disocian completamente en sus componentes originales cargados, es decir al disociarse da lugar a la 
formación de iones. 
 
Sales.- Prácticamente todas las sales se disocian en agua. Ejemplo: KBr, Ca(NO3)2, Fe(ClO4)3, 
Cd(BrO3)2, etc. 
   
 
=

=
−+
OH
OHH
K
2
   
 
    
555,55
OHxH
OH
OHH
K
2
−+−+
=

=
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Ácidos y Bases fuertes.- Tan solo unos cuantos ácidos se hallan completamente disociados e ionizados en 
el agua, al igual que las bases fuertes y no quedan moléculas no disociadas de ácido o base. Ejemplo: HCl, 
HBr, HI, HClO4, HNO3, etc. LiOH, NaOH, KOH, Ba(OH)2, etc. 
 
b) Electrolitos débiles.- La mayoría de los ácidos y casi todos los ácidos orgánicos, como también las 
bases débiles se hallan incompletamente disociados. Ejemplo: H2S, H2CO3, HF, NH3, Ca(OH)2, etc. 
 
2.5. Indice del ion Hidrógeno. - pH. - 
 
El concepto de pH fue propuesto por SORENSEN quien definió el índice de hidrogeno o pH como “El 
logaritmo de la recíproca de la concentración del ion hidrógeno, contenidos en la disolución” 
 
El pH de una disolución es una medida de la concentración de iones hidrógeno. Una pequeña 
variación en el pH significa un importante cambio en la concentración de los iones hidrógeno. Por 
ejemplo, la concentración de iones hidrógeno en los jugos gástricos (pH = 1) es casi un millón de veces 
mayor que la del agua pura (pH = 7). 
pH = log 
 +H
1
=- log[H+] 
 
 pOH = log
 −OH
1
= - log [OH-] 
 
Tomando log a la expresión Kw: 
 
 Kw = [OH-][H+] = 1,0x10-14 
logKw = log [OH-] + log[H+] = 1,0x10-14 
multiplicando (-1) a/m - logKw = - log [OH-] + ( - log[H+]) 
 14 log10 = pH + pOH 
 
 14 = pH + pOH // 
Por tanto una disolución: 
Es ácida, si el pH < 7 
Es básica, si el pH > 7 
Es neutro, si el pH = 7 
 
2.6 Hidrólisis de sales.- 
 
Se entiende por hidrólisis cuando se tiene lugar una reacción química entre un compuesto y el agua. 
Literalmente hidrólisis significa rompimiento por medio del agua y es un proceso contrario a la 
neutralización. Si consideramos el equilibrio: 
 
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2HCl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2H2O 
 
De izquierda a derecha es una reacción de neutralización y de dere3cha a izquierda, de HIDRÖLISIS. 
Según la naturaleza de la sal de que se trate, pueden darse 4 distintos de hidrólisis: 
 
a) Hidrólisis de una sal de ácido débil y una base fuerte.- Por ejemplo la sal de acetato de sodio que 
proviene de la reacción de neutralización entre un ácido débil con una base fuerte: 
 
CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O 
El acetato de sodio se halla totalmente disociado en agua, en iones: 
 
CH3COONa CH3COO
- + Na+ 
El ión sodio carece de propiedades ácidas y básicas y por tanto no reacciona con el H2O. En cambio 
el acetato(ión) proveniente de un ácido débil reaccionan con el H2O y desprenden el ión oxhidrilo: 
 
CH3COO
- + H2O CH3COOH + OH- Básico 
 
Por tanto la concentración en ión (OH-) de la disolución proveniente de un ácido débil y una base fuerte 
poseen carácter BASICO O ALCALINO. 
Y su cálculo de la constante de HIDRÓLISIS nos da: Kh = 
Ka
Kw
 
 
Donde: Kw = Cte de ionización del H2O 
 Ka = Cte ácida 
 Kh = Cte de hidrólisis 
 
A partir de la reacción de disociación: 
CH3COO
- + H2O CH3COOH + OH
- 
Aplicando LAM 
Kh 
   
 −
−
=
COO3CH
OHxCOOH3CH
 
Multiplicando y dividiendo a/m por H+: 
 
Kh 
   
 
 
 +
+
−
−
=
H
H
x
COO3CH
OHxCOOH3CH
 
 
 Kh = 
   
   
 COOH3CH
HxCOO3CH
HxOH
+−
+−
= Kh = 
Ka
Kw
/// 
Conocidas la cte de disociación del ácido y el producto iónico del agua se puede calcular la cte de 
Hidrólisis (Kh). 
 
b) Hidrólisis de una sal de ácido fuerte y base débil.- Por ejemplo considerando la sal de NH4Cl 
 
HCl + NH3 NH4Cl 
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Disociando: 
NH4Cl NH4
+ + Cl- 
 El ión Cl- como proviene de un ácido fuerte no posee carácter ácido ni básico, mas al contrario el NH4
+ 
proviene de una base débil reacciona con el agua y libera iones hidronio (H+). 
 
NH4
+ + H2O NH3 + H3
+O 
 
 ó NH4
+ NH3 + H+ Acido 
Por tanto la concentración en ion (H+) nos señala que la disolución posee un carácter ACIDO 
 
Cálculo de la cte de HIDRÓLISIS: 
 
NH4
+ NH3 + H
+ 
Multiplicando y dividiendo a/m por [OH-] 
Con la LAM Kh = 
   
 
 
 −
−
+
+
OH
OH
x
NH
HxNH
4
3 
 
 
Kh = 
   
   
 3
4
NH
OHxNH
OHxH
−+
−+
 = Kh = 
Kb
Kw
/// 
 
c) Hidrólisis de una sal de ácido y base débil.- Dan dos iones que reaccionan hidrolíticamente con el 
H2O, resultando una solución ligeramente ácida y básica, según que predomine el carácter ácido o 
básico del catión o del anión respectivamente. La disolución resultaría neutra si la basicidad y la acidez 
de los iones fueran exactamente iguales; pero este caso no es frecuente. Así por ejemplo en la disolución 
del acetato de amonio tiene lugar los siguientes procesos: 
 
CH3COOH + NH3 CH3COONH4 
a) Disociación de la sal 
CH3COONH4 CH3COO
- + NH4
+ 
b) Reacción de hidrólisis del anión CH3COO- de carácter básico, desprendiendo iones oxhidrilo. 
CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- Básico 
c) Reacción de hidrólisis del catión NH4+, de carácter ácido, liberando iones hidronio: 
 
 1) NH4
+ + 2H2O NH4OH + H3+O 
 2) NH4
+ + H2O NH3 + H3+O 
 3) ó NH4
+ NH3 + H+ 
 
La mayor o menor concentración de los iones (OH-) y H+ provenientes de la hidrólisis, da a la solución 
 el carácter dominante. 
En consideración tomando como: 
H+ + OH- H2O 
Para estudiar matemáticamente este problema hemos de partir de las mismas exposiciones que al estudiar 
el mecanismo de la hidrólisis y además diremos que el (H+) de la primera reacción anula completamente 
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el (OH-) de la segunda reacción con la ecuación anteriormente escrita del H2O. Esta nueva suposición es 
 
muy correcta porque las dos ctes de hidrólisis son iguales (K= 5,5x10-10). 
Si sumamos las tres reacciones: 
a) NH4
+ NH3 + H
+ 
b) CH3COO
- + H2O CH3COOH + OH
- 
c) H+ + OH- H2O 
 
CH3COO
- + NH4
+ NH3 + CH3COOH 
 
 
Aplicando la ley de acción de masas. 
Multiplicando a/m por [H+]; [OH-] 
 
Kh = 
   
   
   
   −+
−+
− OHxH
OHxH
x
33
33
NHxCOOCH
COOHCHxNH
 
 
 
Kh = 
   
   
 
   
 3NH
4NH
COOH3CH
COO3CH −++−
−+
OHx
x
Hx
OHxH
 Kh = 
KaxKb
Kw
 
 
d) Hidrólisis de una sal de acido y base fuerte.- El catión y el anión no poseen propiedades ácidas o 
básicas. No hay hidrólisis y la disolución posee carácter NEUTRO. Ejemplo: El NaCl: 
 
HCl + NaOH NaCl + H2O NEUTRO 
Disociando: 
NaCl Na+ + Cl- 
Ambos iones como son provenientes de un ácido y base fuerte, estos no poseen propiedades ácidas y 
básicas por tanto la reacción es: NEUTRA. 
 
2.7 Soluciones Amortiguadoras.- 
 
Muchas soluciones acuosas resisten un cambio en el pH después de la adición de pequeñas cantidades de 
un ácido o de una base, es decir ofrecen una gran resistencia a modificar la concentración de iones (H3
+O) 
y su pH cambia permaneciendo prácticamente constante aunque se diluya la solución. Estas soluciones se 
llaman soluciones reguladoras o amortiguadoras (soluciones tampón). Estas soluciones contienen: 
 
 
1 Un ácido débil y la sal. (CH3COOH ; NaCH3COO) 
 
2 Una base débil y la sal. (NH3 ; NH4Cl) 
 
 
• El sistema ácido acético - acetato de sodio: 
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Disociando: 
CH3COOH CH3COO
- + H+ 
CH3COONa CH3COO
- + Na+ 
Si añadimos un ácido (H+) el ión CH3COO
- amortigua la solución de (H+) 
 
CH3COO
- + H+ CH3COOH 
 
 Acido 
Si añadimos a la sal amortiguadora (OH-) esta es neutralizada por el CH3COOH. 
 
CH3COOH + OH
- CH3COO
- + H2O 
 
 Base 
• El sistema amoniaco – cloruro de amonio 
 
NH3 + H2O NH4
+ + OH- 
Si añadimos un ácido; el amoniaco NH3 (base) amortigua la adición de (H
+) 
 
NH3 + H
+ NH4
+ 
 
 Acido 
Si añadimos una base; el NH4+ (acido) amortigua la adición de (OH-) 
 
NH4
+ + OH- NH3 + H2O 
 
 Base 
2.8 Producto de Solubilidad.- 
 
Hemos considerado hasta la anterior sección compuestos que son bastante solubles en agua. Muchos 
compuestosson poco solubles en agua a los cuales se los conoce con el nombre de “compuestos 
insolubles”; sin embargo la mayoría de los compuestos se disuelven hasta cierto grado en agua. A 
continuación se consideran los que son levemente solubles. 
 
Como regla general los compuestos que se disuelven en el agua hasta 0.020 moles/litro o más se 
clasifican como solubles. 
 
El AgCl (cloruro de plata) (sal poco soluble) se llega a la saturación con pequeñísimas cantidades y el 
estado sólido aparecerá en la disolución inmediatamente porque no admite más soluto: 
 
AgCl(s) Ag
+ + Cl- 
 
Algunos iones pasan al seno del agua y se produce el siguiente equilibrio, ahora bien, siempre que 
una sustancia sólida (insoluble) interviene en una reacción reversible, su Masa Activa deberá considerarse 
como cte, independiente de la cantidad presente. Ello quiere decir que la expresión para la cte de equilibrio 
no necesita contener los términos de las sustancias que en el equilibrio se encuentran al estado sólido. 
Si aplicamos la LAM al siguiente equilibrio: 
 
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 “El Paso” 
 
13 
 
Kc = 
   
 AgCl
AgxCl +−
 
Como la solubilidad es muy pequeña, la cantidad de AgCl que se mantiene sin disolver es 
prácticamente constante, y de ahí se deduce que: 
 
Kc x [AgCl] = [Cl-] x [Ag+] 
 
 Kps = [Cl-] x [Ag+] 
 
Resultando un producto de dos constantes que es a su vez otra constante. A una cte de este tipo se le 
llama PRODUCTO DE SOLUBILIDAD y su valor es igual al producto de las concentraciones de los iones 
de los electrolitos poco solubles. 
El valor del producto de solubilidad, depende principalmente de la naturaleza del soluto, y en menor 
grado del disolvente y de la temperatura. 
El principio del Producto de solubilidad se aplica iónicamente a las disoluciones saturadas de una sal. 
 
De la definición del producto de solubilidad se deduce que aparecerá el precipitado en una disolución 
cuando el producto de las concentraciones iónicas elevadas al exponente sea mayor o igual que el Kps; y 
cuando el producto de las concentraciones sea menor que el Kps, entonces el precipitado se disolverá. 
 
A2B(s) 2A
+ + B- 
 
Kps ≤ [A+]2x [B-] aparecerá el precipitado 
 
Kps > [A+] x [B-] el precipitado se disuelve. 
 
2.8.1 Efecto del ión común y efecto salino.- 
 
El efecto del ión común es un cambio en un equilibrio iónico causado por la adición de un soluto 
que proporciona un ión que toma parte en el equilibrio. 
 
• En el primer caso, se produce una disminución de la disociación por el llamado efecto del ION 
COMUN. 
• En el segundo caso un aumento de dicha disociación, por el EFECTO SALINO, debido a los 
iones no comunes tienen un carácter contrario al anterior La presencia de sales extrañas producen 
un aumento de la disociación de la sal poco disociada o ácido, base débil. 
 
2.8.2 Titulación ácido – base.- 
 
Las titulaciones ácido – base son una de las técnicas mas importantes de la química analítica. El 
procedimiento consiste en determinar la cantidad de un ácido por la adición de una cantidad medida y 
equivalente de una base o viceversa. 
V1N1 = V2N2 
 
 
2.8.3 Estandarización, es el proceso por el cual se determina la concentración de una solución 
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 “El Paso” 
 
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 midiendo con exactitud el volumen necesario de la misma para reaccionar con una cantidad 
perfectamente conocida de un estándar primario. La solución estandarizada recibe el nombre de 
estándar secundario y se emplea para analizar problemas. Las propiedades de las soluciones estándar 
primarios son: 
 
1 No deben reaccionar o absorber componentes de la atmósfera, como vapor de agua, oxígeno o dióxido de carbono. 
2 Deben tener alto porcentaje de pureza. 
3 Deben tener peso molecular alto para minimizar el efecto de errores al pesar. 
4 Deben ser solubles en el disolvente de interés. 
5 No deben ser tóxicos. 
 
2.8.4 Un indicador es un colorante que se utiliza para distinguir entre las soluciones ácidas y 
 básicas por medio del cambio de color que experimentan estas soluciones. 
Se llaman indicadores ciertas sustancias orgánicas de carácter ácido (o básico) débil, que 
tienen la propiedad de cambiar de color al variar el pH entre valores bién determinados. El indicador 
se comporta como un ácido débil cualquiera (hay alguna que es débilmente básico) y se disocia en: 
IndH + H2O Ind
- + H3
+O