1. EQUILIBRIO IONICO
Equilibrio ácido-base

2. ELECTROLITOS
 Son substancias que al disolverse en el
agua se ionizan (disocian)
 +
ÀCIDO HCl → H + Cl¯
+
HCl + H2O → H3O + Cl¯
 +
BASE NaOH → Na + OH¯
 +
SAL NaCl → Na + Cl¯

3. C12H22O11 → C12H22O11
NaCl Na+
→ Na + Cl¯

4. CLASIFICACIÒN DE LOS
ELECTROLITOS
 Electrolito fuerte  Electrolito débil
Es el que se disocia totalmente Es el que se disocia parcialmente
→ ⇆
 +  +
ÀCIDO HCl →H + Cl¯ CH3COOH ⇆ CH3COO¯ + H
 +  +
BASE NaOH → Na + NH4OH ⇆ NH4 + OH¯
OH¯
 * todas las sales son
 + electrolitos fuertes
SAL NaCl → Na + Cl¯

5. Gráficos
electrolito fuerte y electrolito
débil

6. Electrolitos débiles
Constante de ionización ( Ki )
 HAc + H2O ⇆ H3O+ + Ac¯
HAc ⇆ H+ + Ac¯
Kc = [H3O+]·[Ac¯] / [HAc]·[H2O]
[H2O] = ctte
Ki = [H3O+]·[Ac¯] / [HAc]
Ki = [H+]·[Ac¯] / [HAc] [H+] = Ki [HAc]

7. Tabla de las constantes de ionización

8. pH
(potencial de hidrógeno)
 Es la medida de la concentración molar de iones
hidrógeno en una solución acuosa
+

pH = ─ log [H ]

9. pH = –log [ H+] HCl electrolito fuerte
HCl HCl HCl
1M 0.1M 2M
[ HCl ] = 1 → [ H+] = 1 [ HCl ] = 0.1 → [ H+] = 0.1 [ HCl ] = 2 → [ H+] = 2
pH = -log 1 pH = -log 0.1 pH = -log 2
pH = 0 pH = 1 pH = – 1.3

10. pH = –log [ H+] CH3COOH electrolito débil
Ki = 1.58 · 10-5
CH3COOH CH3COOH CH3COOH
1M 0.1M 2M
[H+] = 1.58·10-5 x 1 [H+] = 1.58·10-5 x 0.1 [H+] = 1.58·10-5 x 2
pH = -log (*) pH = -log (*) pH = -log (*)
pH = 2.4 pH = 2.9 pH = 2.25
[H+] = Ka [Ácido]

11. pOH
(potencial de oxidrilo)
 Es la medida de la concentración molar de iones
oxidrilo en una solución acuosa
 pOH = ─ log [OH¯]

12. IONIZACIÒN DEL AGUA
+
 H2O ⇆ H + OH¯
+
Ki = [H ]·[OH¯] / [ H2 O ]
[H2O] = ctte
+
Ki · [H2O] = [H ]·[OH¯]
+
Kw = [H ]·[OH¯] Kw = producto iònico del agua
Kw = [H ]·[OH¯] = -log 1·10
pH
K -7
pH = 7
[H+] = 1·10-7
[OH¯] = 1·10-7
+ -14

13. pH = –log [ H+] NaOH electrolito fuerte
NaOH NaOH NaOH
1M 0.1M 3M
[ NaOH ]=1 → [ OH¯]=1 [ NaOH ]=0.1 → [ OH¯]=0.1 [ NaOH]=3 → [ OH¯]= 3
Kw = [H+]·[OH¯] = 1·10-14
[H+]·[ 1 ] = 1·10-14 [H+]·[ 0.1 ] = 1·10-14 [H+]·[ 3 ] = 1·10-14
[ H+] = 1·10-14 [ H+] = 1·10-13 [ H+] = 3.3·10-15
pH = -log 1·10-14 pH = -log 1·10-13 pH = -log 3.3·10-15
pH = 14 pH = 13 pH = 14.48

14. NH4OH electrolito débil
pH = –log [ H ] +
[OH¯] = Kb [Base]
NH4OH NH4OH NH4OH
1M 0.1M 3M
[OH¯] = 1.58·10-5 x 1 [OH¯] = 1.58·10-5 x 2 [OH¯] = 1.58·10-5 x 3
Kw = [H+]·[OH¯] = 1·10-14
[H+]·[OH¯ ] = 1·10-14 [H+]·[OH¯ ] = 1·10-14 [H+]·[OH¯ ] = 1·10-14
[ H+] = 2.51·10-12 [ H+] = 1.77·10-12 [ H+] = 1.45·10-12
pH = -log 2.51·10-12 pH = -log 1.77·10-12 pH = -log 1.45·10-12
pH = 11.59 pH = 11.75 pH = 11.83

16. +
H2O ⇆ H + OH¯
+
Kw = [H ]·[OH¯] = 1·10-14
MEDIO ÀCIDO
ÀCIDO HCl → H+ + Cl¯
MEDIO BÁSICO
BASE NaOH → Na+ + OH¯
MEDIO ÀCIDO?
SAL NaCl → Na+ + Cl¯ MEDIO BÁSICO?
MEDIO NEUTRO?

17. H2O ⇆ H+ + OH¯
+
ÀCIDO HCl → H + Cl¯
+
BASE NaOH → Na + OH¯
+
SAL NaCl → Na + Cl¯
ÁCIDO FUERTE
BASE FURTE

18. NH4Cl HIDRÓLISIS +
H2O ⇆ H + OH¯
+
Kw = [H ]·[OH¯] = 1·10-14
Es la reacción de los iones de una sal con los iones del agua
+
ÀCIDO HCl → H + Cl¯
+
BASE NH4OH ⇆ NH4 + OH¯
+
SAL NH4Cl → NH4 + Cl¯
+
⇆ la + OH¯
H2O disminuyeH concentración de OH¯
aumenta la concentración de H+
ÁCIDO FUERTE MEDIO ÁCIDO

19. HIDRÓLISIS
CH3COONa +
H2O ⇆ H + OH¯
+
Kw = [H ]·[OH¯] = 1·10-14
Es la reacción de los iones de una sal con los iones del agua
+
ÀCIDO CH3COOH ⇆ H + CH3COO¯
+
BASE NaOH → Na + OH¯
+
SAL CH3COONa → Na + CH3COO¯
+
H2O ⇆ H + OH¯
+
la concentración de H disminuye
aumenta la concentración de OH¯
MEDIO BÁSICO
ÁCIDO DÉBIL

20. CÁLCULOS HIDRÓLISIS

21. EFECTO DEL ION COMÚN
+ Solución básica
NH4OH ⇆ NH4 + OH¯
+
NH4Cl → NH4 + Cl¯
+
H2O ⇆ H H +
Si disminuye la concentración de OH¯ entonces se incrementa la
OH¯ concentración de H + , el pH disminuirá

22. SOLUCIONES BUFFER