El equilibrio iónico es un equilibrio químico de disociación que se establece entre moléculas e iones en disoluciones poco disociantes, generalmente disolución acuosa.
En estas disoluciones la mayor parte de las especies químicas que intervienen en la reacción se encuentran en estado iónico, formando cationes o aniones.
Al tratarse de especies cargadas, estas disoluciones presentan conductividad eléctrica, por lo que los iones intervinientes se les denomina electrólitos.
Los equilibrios iónicos pueden darse en estado homogéneo, cuando todas las especies se encuentran en disolución, o en estado heterogéneo, si en equilibrio hay especies, generalmente no iónicas, en estado sólido, como por ejemplo, los equilibrios de solubilidad.
En algunos casos este equilibrio está tan desplazado hacia los productos, que la reacción puede considerarse que se produce en su totalidad, pues los reactivos que quedan, después de la reacción, son prácticamente indetectables.
En estos casos, la reacción suele expresarse con una flecha sencilla.
En estos casos, se dice, que en disolución acuosa, tanto el ácido clorhídrico como el cloruro sódico, son electrólitos fuertes.
Sin embargo, existen otras sustancias, que cuando se disuelven en el agua, no se disocian en su totalidad, alcanzando un equilibrio entre la especie molecular y las especies disociadas.
Estas sustancias reciben el nombre de electrólitos débiles.
Un ejemplo sería el ácido fluorhídrico o del amoniaco, ya mencionados.
El equilibrio iónico, como en todos los equilibrios químicos, viene definido por una constante de equilibrio (Keq), que es una constante termodinámica relacionada con los coeficientes de velocidad de reacción (k) y por tanto depende de la temperatura, por lo que se suelen definir a una temperatura dada, generalmente 25 °C.
Esta constante de equilibrio permite calcular la extensión que tiene la reacción bajo las condiciones dadas.
Así, por ejemplo, a 25 °C, si se disuelven 0,01 moles en un litro de agua, el 83% del ácido fluorhídrico estará sin disociar cuando se alcance el equilibrio.
Un caso particular de equilibrio iónico es la autoionización del agua, también conocida como autoprotólisis.
El agua es un electrolito débil, por lo que conduce la corriente eléctrica en una fracción pequeñísima, debido a que se encuentra poco disociada.
Al ser una reacción reversible, podemos expresarla en función de una constante de equilibrio, que en este caso se denomina producto iónico del agua y se representa por Kw:
Como en cualquier otro equilibrio químico, una vez que se conoce el valor que toma la constante, es posible determinar la concentración de las diferentes especies intervinientes en dicho equilibrio:
A continuación se muestran algunos ejemplos de estas constantes.
Por la teoría ácido-base de Brønsted-Lowry se sabe que existen pares conjugados ácido-base (un ácido genera una base conjugada y una base genera un ácido conjugado, cuyas fuerzas quedan determinadas por la fuerza opuesta del ácido/base que les dio origen).
En este caso, la reacción queda determinada por el siguiente equilibrio iónico:
y definida por su correspondiente constante de equilibrio, denominada constante de acidez, que queda determinada por la siguiente expresión:
En el contexto de los equilibrios ácido-base, el término hidrólisis se utiliza para referirse a las reacciones debidas a la presencia de iones hidronio, H3O+ o hidroxilo, OH- del agua.
Así, cuando las sales procedentes de ácidos débiles o de bases débiles, se disuelven en agua, la solución resultante es ligeramente ácida o ligeramente básica debido a la reacción de hidrólisis.
[3] Como se menciona anteriormente, por la teoría de Brønsted-Lowry, un ácido genera una base conjugada de fuerza inversa a la del ácido que le dio origen y de igual manera, una base dará origen a un ácido conjugado, también de fuerza inversa; es decir, cuanto mayor es la fuerza del ácido o de la base, más débil será la fuerza de sus respectivos conjugados.
Además, por reacción entre un ácido y una base se obtiene una sal.
Así, por ejemplo el cloruro sódico, NaCl, procede de la reacción de neutralización entre el ácido clorhídrico y el hidróxido sódico.
Tanto HCl como NaOH son especies muy fuertes, pues tanto la Ka del ácido clorhídrico, como la Kb del hidróxido de sodio, tienen valores superiores a uno.
No obstante, si se hiciera una medición del pH de la disolución resultante, este dará un valor de 7, el mismo que el agua pura.
El nitrato de amonio es un electrólito fuerte, por lo que en disolución acuosa se disocia en su totalidad, dando iones nitrato y amonio:
Sin embargo, el ion amonio, NH4+, procede del amoniaco que es una base débil (Kb=1,8 · 10-5), por lo que el ion amonio, NH4+ será un ácido conjugado cuyo valor de Ka se obtiene de la expresión: