Principios de Equilibrio Químico: Solubilidad, Ion Común y Teorías Ácido-Base

Efecto del Ion Común en los Equilibrios de Solubilidad

El efecto del ion común se observa cuando se añade un ion que ya está presente en el equilibrio de solubilidad de un compuesto poco soluble.

Mecanismo del Efecto del Ion Común

Consideremos el equilibrio de solubilidad del yoduro de plata (AgI):

$$\text{AgI}(s) \rightleftharpoons \text{Ag}^{+}(\text{aq}) + \text{I}^{-}(\text{aq})$$

Adición de un Ion Común (I⁻)

Se añade una disolución de yoduro de potasio, una sal muy soluble:

$$\text{KI}(\text{aq}) \rightarrow \text{K}^{+}(\text{aq}) + \text{I}^{-}(\text{aq})$$

• La adición de KI aumenta la concentración de iones I⁻.
• Según el Principio de Le Chatelier, el aumento de la concentración de I⁻ desplaza el equilibrio de solubilidad de AgI hacia la izquierda (sentido de la precipitación).
• Consecuencia: La solubilidad de AgI disminuye, provocando la precipitación de AgI.

El efecto de la adición de un ion común al equilibrio de solubilidad de un compuesto provoca la disminución de su solubilidad y la precipitación de este.

Ejemplos de Desplazamiento por Ion Común

Ejemplo 1: Adición de Mg²⁺

Si tenemos el equilibrio de solubilidad del fluoruro de magnesio (MgF₂) y se añade hidróxido de magnesio [Mg(OH)₂], aumenta la concentración de iones Mg²⁺ por efecto del ion común. El equilibrio de solubilidad se desplaza en el sentido en que se consume el ion Mg²⁺, en este caso, hacia la izquierda, disminuyendo la solubilidad.

Ejemplo 2: Extracción de un Ion

Si se extrae el ion F⁻, disminuye la concentración de iones F⁻. El equilibrio de solubilidad se desplazaría en el sentido de que se forma más iones F⁻, es decir, hacia la derecha, lo que aumenta la solubilidad.

Reacciones Ácido-Base

Teoría de Arrhenius (1884)

• Ácido: Es una sustancia que en disolución acuosa se disocia produciendo iones hidrógeno (H⁺).
• Base: Es una sustancia que en disolución acuosa se disocia produciendo iones hidróxido (OH⁻).

Reacción de Neutralización

Ácido + Base $\rightarrow$ Sal + H₂O

(Nota: Solo se disocian completamente ácidos, bases y sales fuertes).

Limitaciones de la Teoría de Arrhenius

1. La definición estaba restringida exclusivamente a disoluciones acuosas.
2. No podía explicar las propiedades básicas de sustancias que no contienen iones OH⁻ (ejemplos: NH₃, NaHCO₃, Na₂CO₃).
3. No explicaba por qué disoluciones acuosas de determinadas sales tenían propiedades ácidas o básicas (ejemplo: NH₄Cl).

Teoría de Brönsted-Lowry (1923)

Esta teoría supera las limitaciones de Arrhenius al centrarse en la transferencia de protones.

• Ácido: Es una sustancia capaz de ceder un protón (H⁺) a otra sustancia.
• Base: Es una sustancia capaz de aceptar un protón de otra sustancia.

Importante: No existen reacciones puramente ácidas o básicas, sino reacciones ácido-base, también llamadas reacciones de transferencia de protones.

Pares Ácido-Base Conjugados

En una reacción ácido-base, el ácido, al ceder un protón, se convierte en su base conjugada, y la base, al aceptar un protón, se convierte en su ácido conjugado.

Sustancias Anfóteras o Anfipróticas

Las sustancias como el H₂O que se pueden comportar tanto como ácido (cediendo H⁺) o como base (aceptando H⁺) se llaman sustancias anfóteras o anfipróticas.

Fuerza Relativa de Ácidos y Bases

La fuerza de un ácido o una base se define por su tendencia a ceder o aceptar un protón, respectivamente.

• Fuerza del Ácido: Será fuerte si tiene gran tendencia a ceder un protón.
• Fuerza de la Base: Será fuerte si tiene gran tendencia a aceptar un protón.

La fuerza depende de la sustancia con que reaccione. Para comparar la fuerza de los ácidos y las bases, se hace reaccionar con la misma sustancia de referencia: el agua (H₂O).

Clasificación de Ácidos y Bases

Ácidos Fuertes

Son ácidos que están totalmente disociados en disolución acuosa (se disocian al 100%).

Ejemplos: HClO₄, HI, HBr, H₂SO₄, HNO₃.

Bases Fuertes

Son los hidróxidos de metales alcalinos y alcalinotérreos.

Ejemplos: NaOH, KOH, Mg(OH)₂, Ca(OH)₂, etc.

Ácidos Débiles (HA)

Establecen un equilibrio de ionización parcial:

$$\text{HA} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{A}^{-} + \text{H}_3\text{O}^{+}$$

La constante de acidez o de ionización ($K_a$) se define como:

$$K_a = \frac{[\text{A}^{-}] \times [\text{H}_3\text{O}^{+}]}{[\text{HA}]}$$

Cuanto mayor sea $K_a$, más fuerte será el ácido.

Bases Débiles (B)

Establecen un equilibrio de ionización parcial:

$$\text{B} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{BH}^{+} + \text{OH}^{-}$$

La constante de basicidad o de ionización ($K_b$) se define como:

$$K_b = \frac{[\text{BH}^{+}] \times [\text{OH}^{-}]}{[\text{B}]}$$

Cuanto mayor sea $K_b$, más fuerte será la base.