PRÁCTICA DE LABORATORIO: Equilibrio Iónico

 

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

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

1. Rotule dos tubos A1 y A2.
2. Coloque en A1: 5 mL de HCl 0.10 M.
3. Coloque en A2: 5 mL de ácido acético 0.10 M.
4. Añada 3 gotas de azul de bromotimol.
5. Observe color y compare intensidad.
6. Calcule el pH teórico del HCl.

 

Parte B: Base fuerte vs base débil

1. Rotule B1 y B2.
2. B1: 5 mL de NaOH 0.10 M.
3. B2: 5 mL de NH₄OH 0.10 M.
4. Añada 3 gotas de fenolftaleína.
5. Compare intensidad del color rosado.
6. Calcule pH de NaOH.

 

Parte C: Efecto del ion común

1. Coloque 5 mL de ácido acético 0.10 M.
2. Añada 3 gotas de azul de bromotimol.
3. Agregue 1 mL de NaCl 0.50 M.
4. Observe cambios.

 

Parte D: Sistema bicarbonato

1. Coloque 5 mL de NaHCO₃ 0.10 M.
2. Añada 3 gotas de rojo fenol.
3. Agregue 1 mL de HCl 0.10 M.
4. Observe efervescencia y cambio de color.

Ecuación:

HCO₃⁻ + H⁺ ⇌ H₂CO₃ ⇌ CO₂ + H₂O

 

7. Registro de datos

Experimento	Sustancia	Observación	pH estimado	Interpretación

 

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

1. Defina equilibrio iónico.
2. Diferencie electrolito fuerte y débil.
3. Calcule el pH de 0.10 M HCl.
4. ¿Por qué NH₄OH es base débil?
5. Explique el efecto del ion común.
6. ¿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.