Equilibrio Iónico
1. Introducción
El equilibrio
iónico constituye uno de los fundamentos más importantes del comportamiento
químico en solución acuosa. Cuando una sustancia se disuelve en agua, puede
disociarse total o parcialmente en iones. En el caso de los electrolitos
fuertes, la disociación es prácticamente completa; sin embargo, en los
electrolitos débiles se establece un equilibrio dinámico entre la forma
ionizada y la no ionizada.
Este equilibrio
está regido por constantes como Ka, Kb y Kw, que cuantifican el grado de
ionización de ácidos y bases débiles. Además, el equilibrio puede desplazarse
si el sistema es perturbado, por ejemplo, mediante la adición de un ion común,
cambios de concentración o variaciones de pH.
El estudio
experimental del equilibrio iónico permite:
- Comprender el comportamiento
ácido–base.
- Analizar la fuerza relativa de los
electrolitos.
- Interpretar
cambios de pH mediante indicadores.
- Aplicar el principio de Le Chatelier en
sistemas reales.
En esta práctica se
trabajará con soluciones de concentración conocida para observar y analizar el
comportamiento del equilibrio ácido–base, el efecto del ion común y la
comparación entre electrolitos fuertes y débiles.
2. Objetivo
general
Analizar
experimentalmente el comportamiento del equilibrio iónico en soluciones acuosas
y relacionarlo con el pH, la fuerza del electrolito y el principio de Le
Chatelier.
3. Objetivos específicos
- Definir equilibrio iónico y su relación
con la disociación.
- Diferenciar electrolitos fuertes y
débiles.
- Calcular pH aproximado en soluciones
simples.
- Analizar el efecto del ion común.
- Interpretar desplazamientos del
equilibrio mediante indicadores.
4. Fundamento
teórico
4.1 Equilibrio
iónico y disociación
Cuando un
electrolito se disuelve en agua puede ionizarse:
HA ⇌ H⁺ + A⁻
Este proceso es
reversible en el caso de electrolitos débiles. El sistema alcanza un estado en
el cual la velocidad de ionización es igual a la velocidad de recombinación
iónica, estableciendo un equilibrio dinámico.
La constante de
acidez se define como:
Ka =
[H⁺][A⁻] / [HA]
Cuanto mayor es Ka,
mayor es el grado de ionización y más fuerte es el ácido.
4.2 Electrolitos fuertes y débiles
- Electrolitos
fuertes: se disocian
completamente (HCl, NaOH).
- Electrolitos
débiles: se disocian
parcialmente (ácido acético, NH₄OH).
En un electrolito
fuerte, la concentración de H⁺ depende directamente de la concentración
inicial.
En uno débil, debe considerarse el equilibrio.
4.3 Cálculo
sencillo de pH
Para un ácido
fuerte:
pH =
−log [H⁺]
Ejemplo:
Si [HCl] = 0.10 M
pH = −log(0.10) = 1
Para una base
fuerte:
pOH =
−log[OH⁻]
pH = 14
− pOH
4.4 Efecto del
ion común
Cuando se añade un
ion que ya participa en el equilibrio, este se desplaza en sentido contrario
para contrarrestar la perturbación (Le Chatelier).
Ejemplo:
CH₃COOH
⇌ H⁺ + CH₃COO⁻
Si aumenta
[CH₃COO⁻], el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, disminuyendo la
ionización.
4.5 Indicadores
ácido–base
Un indicador es un
ácido débil:
HIn ⇌ H⁺ + In⁻
Cada forma presenta
un color distinto. El color observado depende del pH del medio.
5. Materiales y reactivos
Materiales
- Tubos de ensayo
- Gradilla
- Pipetas
graduadas
- Probeta de 10
mL
- Vaso de
precipitados
Reactivos y
concentraciones de trabajo
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Sustancia |
Concentración |
|
HCl |
0.10 M |
|
NaOH |
0.10 M |
|
NH₄OH |
0.10 M |
|
Ácido acético |
0.10 M |
|
NaCl |
0.50 M |
|
NaHCO₃ |
0.10 M |
|
Buffer |
pH 7.00 |
|
Fenolftaleína |
1% |
|
Azul de bromotimol |
0.04% |
|
Rojo fenol |
0.02% |
6. Procedimiento experimental
Parte A:
Comparación ácido fuerte vs ácido débil
- Rotule dos
tubos A1 y A2.
- Coloque en A1: 5 mL de HCl 0.10 M.
- Coloque en A2: 5 mL de ácido acético
0.10 M.
- Añada 3 gotas
de azul de bromotimol.
- Observe color y compare intensidad.
- Calcule el pH teórico del HCl.
Parte B: Base
fuerte vs base débil
- Rotule B1 y B2.
- B1: 5 mL
de NaOH 0.10 M.
- B2: 5 mL
de NH₄OH 0.10 M.
- Añada 3 gotas
de fenolftaleína.
- Compare intensidad del color rosado.
- Calcule pH de
NaOH.
Parte C: Efecto
del ion común
- Coloque 5 mL de
ácido acético 0.10 M.
- Añada 3 gotas
de azul de bromotimol.
- Agregue 1 mL de
NaCl 0.50 M.
- Observe
cambios.
Parte D: Sistema bicarbonato
- Coloque 5 mL de
NaHCO₃ 0.10 M.
- Añada 3 gotas de rojo fenol.
- Agregue 1 mL de
HCl 0.10 M.
- Observe efervescencia y cambio de
color.
Ecuación:
HCO₃⁻ +
H⁺ ⇌ H₂CO₃ ⇌ CO₂ + H₂O
7. Registro de datos
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Experimento |
Sustancia |
Observación |
pH estimado |
Interpretación |
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8. Resultados y análisis
- Compare electrolitos fuertes y débiles.
- Justifique
diferencias de color.
- Explique efecto del ion común.
- Relacione con
Le Chatelier.
- Escriba
ecuaciones de ionización.
9. Conclusiones
- Evidencia de
equilibrio dinámico.
- Diferencias entre disociación completa
y parcial.
- Aplicación del
ion común.
- Importancia en sistemas biológicos e
industriales.
10. Cuestionario
- Defina
equilibrio iónico.
- Diferencie electrolito fuerte y débil.
- Calcule el pH de 0.10 M HCl.
- ¿Por qué NH₄OH es base débil?
- Explique el efecto del ion común.
- ¿Qué indica el cambio de color del
indicador?
11. Normas de seguridad
- Bata, guantes y gafas obligatorios.
- Manipular HCl y NaOH con precaución.
- Neutralizar
residuos antes de desechar.
12. Referencias
(APA 7.ª edición)
Brown et al.
(2018). Química: La ciencia central (13.ª ed.). Pearson.
Chang & Goldsby (2016). Química (12.ª ed.). McGraw-Hill.
Zumdahl & Zumdahl (2014). Chemistry (9th ed.). Cengage
Learning.
