07 Equilibrio ionico

7/28/2019 07 Equilibrio ionico

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EQUILIBRIO IÓNICO

Autoionización del agua

H2O + H2O H3O+ + OH-

A 25°C K c vale 1 10-14 y como se debe cumplir que

[H3O+] = [OH-], obtenemos [H3O

+] = [OH-] = 1 10-7 M

Toda solución acuosa a 25°C debe satisfacer

[H3O+] [OH-] = 1 10-14

Kc = [H3O+] [OH-]

Para la autoionización del agua Kc se escribe como Kw



EQUILIBRIO IÓNICO


• soluciones acuosas donde [H3O+] > 1 10-7 ([OH-] < 1 10-7)

• soluciones acuosas donde [H3O+] < 1 10-7 ([OH-] > 1 10-7)

soluciones ácidas

soluciones básicas



EQUILIBRIO IÓNICO

Dada una propiedad X, definimos pX según

pX = - log X

Las escalas p son útiles para manejar números muypequeños o muy grandes

Definimos pH y pOH según

pH = - log [H3O+]

pOH = - log [OH-

]



EQUILIBRIO IÓNICO


• soluciones acuosas donde [H3O+] > 1 10-7 ([OH-] < 1 10-7)

• soluciones acuosas donde [H3O+] < 1 10-7 ([OH-] > 1 10-7)

soluciones ácidas

soluciones básicas

pH < 7

(pOH > 7)

pH > 7(pOH < 7)



EQUILIBRIO IÓNICO


Kw

= [H3

O+] [OH-]

- l o g Kw = - log [H3O+] - log [OH-]

pKw = pH + pOHa 25 °C, pK w vale 14, por lo tanto

14 = pH + pOH



EQUILIBRIO IÓNICO



EQUILIBRIO IÓNICO

Un electrolito es una sustancia que se disocia parcial ototalmente en iones cuando participa como soluto en unasolución. Como consecuencia de la disociación conduce la

corriente eléctrica.

Un no electrolito es una sustancia que no se disocia eniones cuando participa como soluto en una solución. No sonconductores de la corriente eléctrica. Ejemplos: sacarosa,

glucosa, urea.

electrolito fuerte se disocia totalmente . Ejemplos: todas lassales, los hidróxidos de los grupos 1 y 2, HCl, HBr, HI,

H2SO4, HNO3, HClO3, HClO4. electrolito débil se disocia parcialmente . Existe un equilibrioentre los iones y la especie sin disociar. Ejemplos: NH3,

HClO, H2CO3, H3PO4, etc.



EQUILIBRIO IÓNICO

Ácidos y bases fuertes

Son electrolitos fuertes, se encuentran totalmente disociadosen solución. Son ejemplos los hidróxidos de los grupos 1 y 2,HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4 y H2SO4 sólo para suprimera disociación.

NaOH(ac)→

Na+

(ac) + OH-

(ac)

HNO3(ac) → NO3-(ac) + H+

(ac)



EQUILIBRIO IÓNICO

Problema 1: Calcular el pH de las soluciones acuosas de lossiguientes ácidos y bases, considerando que se disociantotalmente en agua:

a) HNO3 0.0146 Mb) Ba(OH)2 0.0092 Mc) 75 mL de HBr 3.5x10-4 M llevados a 500 mL finalesd) 13.6 mg de NaOH disueltos en 350 mL.

Respuestas :a) 1.84

b) 12.26c) 4.28d) 10.99



EQUILIBRIO IÓNICO

Ácidos y bases débiles

Son electrolitos débiles, se encuentran parcialmentedisociados en solución. Se establece un equilibrio entre las

especies disociadas y la no disociada

HA(ac) A-(ac) + H+

(ac)



EQUILIBRIO IÓNICO

Ácido Ka pKa

HIO3 1.7x10-1

0.77HClO2 1.0x10-2 2.00HNO2 4.3x10-4 3.37HF 3.5x10-4 3.45

CH3COOH 1.8x10-5 4.75HCN 4.9x10-10 9.31

a c i d e z

c r e c i e n t e

Los ácidos fuertes tienen Ka >> 1 (pKa < 0)



EQUILIBRIO IÓNICO

Problema 2 : Comparar el pH de una solución de HCl deconcentración 0.1 M con el de una solución de HF de igualconcentración molar. (Ka: 3.5 10-4)

Respuestas :Para HCl, pH = 1.0. Para HF, pH = 2.2



EQUILIBRIO IÓNICO

En el caso de ácidos polipróticos , tendremos una Ka paracada protón que se pierde

H2

SO4(ac)

HSO4

-

(ac)

+ H+

(ac)

Ka1

>> 1

HSO4-

(ac) SO42-

(ac) + H+(ac)

Ka2 = 1.2 10-2

H2SO3(ac) HSO3-(ac) + H+

(ac)Ka1 = 1.5 10-2

HSO3- (ac) SO32-(ac) + H+(ac) Ka2 = 1.2 10-7

Ka1 > Ka2 > Ka3 ...



EQUILIBRIO IÓNICO

Para los ácidos polipróticos que presentan todas susconstantes menores a la unidad, la mayor contribución a [H+]proviene de la primera disociación.



EQUILIBRIO IÓNICO

BOH(ac)

B+

(ac)

+ OH-

(ac)

+

b

B OH K =

BOH

−

Para las bases débiles se escriben ecuaciones similares

Las bases fuertes se caracterizan por valores de Kb >> 1



EQUILIBRIO IÓNICO

Cuanto más fuerte es un ácido (o una base), más débil serásu base (o ácido) conjugada

Cuanto más débil es un ácido (o una base), más fuerte será

su base (o ácido) conjugada+

a

A H K =

HA

−

A-(ac) + H2O HA(ac) + OH-

(ac) b

AH OH K =

A

−

−

K a× K b= K w K b=

K w

K a

HA A- + H+(ac)



EQUILIBRIO IÓNICO

BOH(ac) B+(ac) + OH-

(ac)

+

b

B OH K =

BOH

−

B+(ac) + H2O BOH(ac) + H3O

+(ac)

3

+

a +

BOH H OK =

B

b a wK K = K ×

w

ab

K

K = K



EQUILIBRIO IÓNICO

Problema 3 : Indique cuáles de las siguientes bases es másfuerte: NO2

-, CN-. Ka(HNO2): 4.3 10-4; Ka(HCN): 4.9 10-10



EQUILIBRIO IÓNICO

Grado de disociación en ácidos débiles

Se define grado de disociación de un ácido débil como

0

Aα=

HA

−

Si Ka / [HA]0 < 0.01 vale la aproximación [A-]2 ≈ Ka [HA]0

[ ]0

aK α=

HA



EQUILIBRIO IÓNICO

Se cumple que cuanto mayor es la concentración inicial,menor será el grado de disociación

El porcentaje de disociación es 100 x αααα



EQUILIBRIO IÓNICO

pH e indicadores ácido-base

Los indicadores ácido-base son ácidos débiles (de origenorgánico) cuyas formas ácida y básica poseen distintoscolores.El cambio de coloración sufrido por el indicador depende delpH y ocurrirá cuando el mismo sea del orden de pKIn . A pHácido, predomina la forma HIn y por lo tanto se observa el color 1.

A pH básico domina la forma In- y se observa el color 2

HIn(ac)

In-(ac)

+ H +(ac)

color 1 color 2In

In H K

HIn

− + =

[ ]

log In

In pH = pK +

HIn

−



EQUILIBRIO IÓNICO


HIn(ac)

In-(ac)

+ H +(ac)

color 1 color 2In

In H K

HIn

− + =

[ ]

log In

In pH = pK +

HIn

− Cuando [ HIn] = [ In-], el pH es igual a pK

In



EQUILIBRIO IÓNICO


HIn(ac)

In-(ac)

+ H +(ac)

color 1 color 2In

In H K

HIn

− + =

[ ]

log In

In pH = pK +

HIn

− Para que un color prevalezca sobre el otro, la relación de

concentraciones debe ser 10:1

[ ]1

10 HIn

> In

− [ ]

1

0.1 In

< HIn

−

color 2color 1

[ ]1

0.1 HIn

< In

− [ ]

1

10 In

> HIn

−



EQUILIBRIO IÓNICO


HIn(ac)

In-(ac)

+ H +(ac)

color 1 color 2

1 In pH < pK −

1 In pH > pK +

color 1

[ ]1

In

HIn

− =

[ ]log In

In pH = pK +

HIn

−

[ ]

0.1 In

< HIn

−

color 2

[ ]10

In>

HIn

−

In pH pK =



EQUILIBRIO IÓNICO


Indicador pK In

Rango de pH enque cambia el

color

Colorforma

ácida

Colorforma

básica

azul de timol 1.7 1.2-2.8 rojo amarillo

naranja demetilo 3.4 3.2-4.4 rojo amarillo

azul debromotimol 7.1 6.0-7.6 amarillo azul

fenolftaleína 9.4 8.2-10.0 incoloro rosa

amarillo de

alizarina

11.2 10.1-12.0 amarillo rojo



EQUILIBRIO IÓNICO

Problema 4 : Indicar el color que se observará al agregargotas de los indicadores de la tabla anterior a soluciones delos siguientes pHs: 1, 3, 5, 8 y 13.



EQUILIBRIO IÓNICO

Titulaciones ácido-base

reacción de neutralización entre un ácido y una base

Titulante : e specie agregada desde una bureta, deconcentración conocida

Analito : muestra problema, de concentración desconocida

El punto estequiométrico o equivalente de una titulación

es aquel en que se agregó un número de equivalentes detitulante igual al número de equivalentes de analito . Dependede la naturaleza del titulante y del analito.



EQUILIBRIO IÓNICO

Titulación de un ácido fuerte con una base fuerte

Solo ácido(pH inicial)

[H+] = [OH-](pH punto equiv.)

Solo base



EQUILIBRIO IÓNICO

Titulación de una base fuerte con un ácido fuerte

Solo base(pH inicial)

[H+] = [OH-]

(pH punto equiv.) Solo ácido



EQUILIBRIO IÓNICO

Titulación base fuerte / ácido fuerte

NaCl + H2O → Na+(ac) + Cl-(ac)

Na+(ac) + H2O → no reacciona

Cl-(ac) + H2O → no reacciona

El pH en el punto de equivalencia es = 7

HCl + NaOH NaCl + H2O



EQUILIBRIO IÓNICO

Titulación ácido fuerte / base fuerte

VHCl VNaOH Vtotal Moles H+ Moles OH- Exceso (M) pH25.00 0.00 25.00 0.0025 0.00 0.1 (H+) 1.025.00 10.00 35.00 0.0025 0.0010 0.043 (H+) 1.4

25.00 24.99 49.99 0.0025 0.002499 0.00002 (H+) 4.725.00 25.00 50.00 0.0025 0.0025 0 7.025.00 25.01 50.01 0.0025 0.002501 0.00002 (OH-) 9.3

25.00 26.00 51.00 0.0025 0.0026 0.002 (OH-) 11.325.00 50.00 75.00 0.0025 0.0050 0.033 (OH-) 12.5

Titulación de 25 mL de HCl 0.1 M con NaOH 0.1 M



EQUILIBRIO IÓNICO

Titulación de un ácido débil con una base fuerte

Solo ácido

(pH inicial)

(pH punto equiv.)pH > 7



EQUILIBRIO IÓNICO

NaCH3COO+H2 →Na+

(ac)+Ac-(ac)

Na+(ac)+H2O→ no reacciona

Ac-(ac)+H2O HAc(ac) + OH-

El pH en el punto de equivalencia es > 7

CH3COOH + NaOH → NaCH3COO + H2O

Titulación de un ácido débil con una base fuerte

Ó



EQUILIBRIO IÓNICO

Solo base(pH inicial)

pH < 7(pH punto equiv.)

Titulación de un base débil con una ácido fuerte

Ó



EQUILIBRIO IÓNICO

NH4Cl+H2O→NH4+(ac)+Cl-(ac)

NH4+

(ac) + H2O NH3 + H3O+

Cl-(ac) + H2O → no reacciona

El pH en el punto de equivalencia es < 7

HCl + NH4

OH → NH4

Cl + H2

O

Titulación de un base débil con una ácido fuerte

Ó



EQUILIBRIO IÓNICO

Titulación de un ácido débilcon una base fuerte

Titulación de un ácido fuertecon una base fuerte

pH = 7

Ó



EQUILIBRIO IÓNICO

Calculo del pH durante una titulación de un ácido o basedébil con una base o ácido fuerte

Se titulan 25 mL de HAc 0.1 M con NaOH 0.1 M (Ka=1.8 10-5)

HAc H+(ac) + Ac-

(ac)

51.8 10

+

a

Ac H K = =

HAc

−

−

2.87+

a H = HAc K pH = →

INICIAL

EQUILIBRIO IÓNICO



EQUILIBRIO IÓNICO



HAc + OH- H2O + Ac-(ac)

C0 x 0

C0-x 0 x

AL AGREGAR NaOH

loga

Ac pH = pK +

HAc

−

Al agregar 10 mL de NaOH:V=25mL+10mL = 35mL

x=10mL 0.1mol / 1000mL = 0.001 molC0-x= 25mL 0.1mol / 1000mL – 0.001mol = 0.0015 mol

0.0286 , 0.0429 , 4.57 Ac M HAc M pH − = = =

EQUILIBRIO IÓNICO



EQUILIBRIO IÓNICO



Ac- + H2O HAc + OH-(ac)

C0 0 0

C0-x x x

PUNTO DE EQUIVALENCIA = NEUTRALIZACIÓN TOTAL

wb

a

HAc OH K K = =

K Ac

−

−

0 8.72bOH = C K pH =−

→

EQUILIBRIO IÓNICO



EQUILIBRIO IÓNICO



Ac- + H2O HAc + OH-(ac)

C0 0 exc

C0-x x exc+x

EXCESO DE NaOH

wb

a

HAc OH K K = =

K Ac

−

−

Al agregar 30 mL de NaOH:

V=25mL+30mL = 55mL

C0= 25mL 0.1mol/1000mL = 0.0025exc=30mL 0.1mol / 1000mL – 0.0025 = 0.0005 mol

0.0091 11.96 HO M pH − = → =

EQUILIBRIO IÓNICO



EQUILIBRIO IÓNICO

Ecuaciónutilizada

VHCl VNaOH Vtotal Reaccióndominante

[H+]/M [OH-]/M pH

25.00 0.00 25.00

25.00 5.00 30.00

25.00 10.00 35.00

Problema 5 : Construir una tabla para la titulación de 25 mLde HAc 0.1 M con NaOH 0.1 M, indicando el pHcorrespondiente cada agregado de 5 mL de base.

EQUILIBRIO IÓNICO



EQUILIBRIO IÓNICO

Uso de indicadores ácido-base para determinar el pH delpunto de equivalencia en una titulación

Condición: el rango de pH en que el indicador cambia de

color debe encontrarse en la zona vertical de la curva de pHvs volumen de titulante

Como tenemos un rango de pH en que el indicador cambia de

color, el punto de equivalencia es determinado de formaaproximada. Por tal razón, hablamos de punto final de unatitulación

EQUILIBRIO IÓNICO



EQUILIBRIO IÓNICO

rango de pH en que debeactuar un indicador para poderser usado en esta titulación

EQUILIBRIO IÓNICO



EQUILIBRIO IÓNICO

Problema 6 : ¿Qué indicador de los dados anteriormenteutilizaría para una titulación de 25 mL de HAc 0.1 M conNaOH 0.1 M?

EQUILIBRIO IÓNICO



EQUILIBRIO IÓNICO

Problema 7 : Si un ácido débil HX tiene una Ka desconocida,¿Cómo aprovecharía una curva de titulación para determinarla constante?

EQUILIBRIO IÓNICO



EQUILIBRIO IÓNICO

Ácidos y Bases según Arrhenius

Un ácido es una sustancia que reacciona con agua

aumentando la cantidad de protones en solución

HCl + H2O → Cl- + H3O+

CH4 no libera protones al reaccionar con agua → no es unácido de Arrhenius

EQUILIBRIO IÓNICO



EQUILIBRIO IÓNICO


Una base es una sustancia que reacciona con agua

aumentando la cantidad de hidroxilos en solución

NaOH + H2O → Na+(ac) + OH-

NH3 también es una base de Arrhenius aunque no contengahidroxilos en su fórmula

NH3 + H2O → NH4+

(ac) + OH-

EQUILIBRIO IÓNICO



EQUILIBRIO IÓNICO


La principal limitación de la definición de Arrhenius radica en la

necesidad de la reacción con agua para aumentar lasconcentraciones de protones o hidroxilos. Se conocen reaccionesácido-base en solventes distintos al agua e incluso en fase

gaseosa.

Existen sustancias que se comportan como ácidos y no contienenátomos de hidrógeno en su fórmula, ej: BF3.

Existen sustancias que se comportan como bases y no aumentanla cantidad de hidroxilos, ej: piridina.

EQUILIBRIO IÓNICO



EQUILIBRIO IÓNICO

Ácidos y Bases según Brønsted y Lowry

Un ácido es una especie que tiene tendencia a donar un protón y una base es una especie que tiene tendencia a

aceptar un protón .HCl + H2O → Cl- + H3O

+

ácido base

Observando la reacción del lado de los productos, podemosescribir

HCl + H2O → Cl- + H3O+

ácido base base ácido

Par ácido-base conjugado

EQUILIBRIO IÓNICO



Q

Ácidos y Bases según Brønsted y Lowry

NH3 + H2O → NH4+

(ac) + OH-

base ácido ácido base

H2O + H2O → H3O+ + OH-

base ácido ácido base

Explica el anfoterismo del agua

La principal deficiencia de la definición de Brønsted y Lowryradica en que no contempla reacciones del tipo NH3 + BF3 en

las cuales no hay cesión de protones

EQUILIBRIO IÓNICO



Q

Ácidos y Bases según Lewis

Un ácido es una especie que tiene tendencia a aceptar un par de electrones y una base es una especie que tiene

tendencia a donar un par de electrones .

H3N: + BF3 → H3N:BF3

base ácido aducto

EQUILIBRIO IÓNICO



Estructura y acidezEn ácidos binarios del tipo HX, la capacidad de ceder elprotón viene dada por la competencia entre la polaridad del

enlace y la energía del enlace:

H----XA mayor diferencia de electronegatividad,

mayor polaridad del enlace y mayor facilidadpara romperlo y liberar el protón

H----X A mayor diferencia de tamaño entre X y H,menos efectivo será el enlace y mayor

facilidad para romperlo y liberar el protón

EQUILIBRIO IÓNICO



A lo largo de un período dominael efecto de la polaridad del enlace

Aldescender

en

un grupodominael efecto

de laenergía

del enlace

EQUILIBRIO IÓNICO



En el caso de oxoácidos de fórmula (OH)nXOm, donde X esun no metal, la acidez depende del valor de m y de lanaturaleza de XCuanto mayor es el valor de m, más fuerte es el ácido

m = 0 m = 1 m = 2 m = 3

EQUILIBRIO IÓNICO



Cuando el valor de m es el mismo para una serie de ácidos, amayor electronegatividad de X, mayor acidez

EQUILIBRIO IÓNICO



Propiedades ácido-base de soluciones de sales en aguaTodas las sales se comportan como electrolitos fuertes enagua, se disocian completamente.

El comportamiento ácido-base dependerá de la hidrólisis quepuedan sufrir el catión y el anión de la sal.

Hidrólisis reacción con el agua que puede sufrir un anión o catiónproduciendo protones o hidroxilos.Los cationes y aniones provenientes de bases y ácidosfuertes NO sufren hidrólisis . Los cationes y anionesprovenientes de bases y ácidos débiles sufren hidrólisisdando soluciones ácidas, neutras o básicas .

EQUILIBRIO IÓNICO



pH de soluciones acuosas de salesa) Si la sal es derivada de un ácido fuerte y una base fuerte

NaCl + H2O Na+(ac) + Cl-(ac)

Na+(ac) + H2O no reacciona

Cl-(ac) + H2O no reacciona

El pH del agua pura no cambia

solución neutra (pH = 7)

EQUILIBRIO IÓNICO



pH de soluciones acuosas de salesb) Si la sal es derivada de un ácido fuerte y una base débil

NH4Cl + H2O NH4+

(ac) + Cl-(ac)

NH4+

(ac) + H2O NH3(ac) + H3O+

(ac)

La primera reacción contribuye con protones

Cl-(ac) + H2O no reacciona

solución ácida (pH < 7)

EQUILIBRIO IÓNICO



NaNO2 + H2O Na+(ac) + NO2

-(ac)

Na+(ac) + H2O no reacciona

NO2-(ac)+ H2O HNO2(ac)+ OH-(ac)

pH de soluciones acuosas de salesc) Si la sal es derivada de un ácido débil y una base fuerte

La segunda reacción contribuye con hidroxilos

Solución básica (pH > 7)

EQUILIBRIO IÓNICO



pH de soluciones acuosas de salesd) Si la sal es derivada de un ácido débil y una base débil

pH de la solución depende de las fuerzas relativasde la base débil y del ácido débil originales

NH4NO2+H2ONH4+

(ac)+NO2-(ac)

NO2-(ac)+H2O HNO2(ac)+OH-(a

La primera reacción contribuye con protones

La segunda reacción contribuye con hidroxilos

NH4+

(ac)+H2O NH3(ac)+H3O+

(ac

EQUILIBRIO IÓNICO




Sal BA (de BOH y HA) Caso 1: Ka

(HA) > Kb

(BOH)

A-(ac)+H2O HA(ac)+OH-

(ac)

B+(ac)+H2O BOH(ac)+H3O

+(ac)

Ka(B+) = Kh(B

+) = Kw / Kb(BOH)

Kb(A-) = Kh(A-) = Kw / Ka(HA)

Se cumple que Kh(B+) > Kh(A

-)

la solución será ácida

EQUILIBRIO IÓNICO




Sal BA (de BOH y HA) Caso 1: Ka

(HA) < Kb

(BOH)

A-(ac)+H2O HA(ac)+OH-

(ac)

B+(ac)+H2O BOH(ac)+H3O

+(ac)

Ka(B+) = Kh(B

+) = Kw / Kb(BOH)

Kb(A-) = Kh(A-) = Kw / Ka(HA)

Se cumple que Kh(B+) < Kh(A

-)

la solución será básica

EQUILIBRIO IÓNICO



Problema 8 : Indique si las soluciones de las siguientes salestendrán pH ácido, neutro o básico:a) KClb) KF,

c) (NH4)2SO4,d) (CH3NH3)CN (cianuro de metilamonio).Datos K

b

(CH3

NH2

): 3.6x10-4 ; Kb

(NH3

): 1.8x10-5; Ka

(HCN): 4.9x10-10;Ka(HF): 3.5x10-4.Respuestas :a) neutro

b) básicoc) ácidod) básico

EQUILIBRIO IÓNICO



Problema 9 : Calcular el pH de las siguientes soluciones:a) NH4Cl, 0.15 Mb) Na(CH3CO2), 0.30 MDatos

Kb(NH3): 1.8x10-5; Ka(CH3CO2H): 1.8x10-5

Respuestas :a) 5.04

b) 9.10

EQUILIBRIO IÓNICO



pH de soluciones de ácidos dipróticos¿Cuál será el pH de una solución acuosa de la sal Na(HA),donde el anión proviene del ácido H2A?

H2A + H2O HA- + H3O+

HA- + H2O A2- + H3O+

Ka1

Ka2

HA- + H2O H2A + OH- Kb1 = Kw / Ka1

Si Ka2 > Kb1, la solución será ácida

Si Ka2 < Kb1, la solución será básica

HA- + H2O A2- + H3O+ Ka2

EQUILIBRIO IÓNICO



Problema 10 : Indique cómo será el pH (menor, igual o mayora 7) de una solución de NaHS.Datos Ka1: 9.5x10-8; Ka2: 1.0x10-19

Respuesta :pH > 7

EQUILIBRIO IÓNICO



La solución reguladora resiste el agregado de pequeñascantidades de OH- o H+ sin cambios grandes de pH.

Soluciones reguladoras , amortiguadoras o buffers

Está formada por una mezcla de:

Un ácido débil (HA) y una sal de su base conjugada (A-)con el ácido conjugado de una base fuerte

Una base débil (BOH) y una sal de su ácido conjugado (B+)

con la base conjugada de un ácido fuerte

Ejemplos: HAc/Ac-, NH3 /NH4+, HNO2 /NO2

-, HClO2 /ClO2-,

H2PO4- /HPO4

2-

oEQUILIBRIO IÓNICO



HA(ac) A-(ac) + H+

(ac)

• Frente a un agregado de OH-, el componente ácido de la

solución reacciona para neutralizarloOH- + HA(ac) A-

(ac) + H2O

H+ + A-(ac) HA(ac) + H2O

• Frente a un agregado de H+, el componente básico de lasolución reacciona para neutralizarlo



EQUILIBRIO IÓNICO





Solución reguladoraoriginal

Solución luego delagregado de OH-

Solución luego delagregado de H+

HA A-HA A- HAOH- H+

A-

A- + H+→ HA + H2OHA + OH-

→ A- + H2O

EQUILIBRIO IÓNICO



Soluciones reguladoras , amortiguadoras o bufferspH de una solución reguladora

HA(ac) A-(ac) + H

+(ac)

Ecuación de Henderson-Hasselbach

loga

A

pH = pK + HA

−

EQUILIBRIO IÓNICO



Soluciones reguladoras , amortiguadoras o bufferspH de una solución reguladora

BOH(ac) B+

(ac) + OH-

(ac)

logb

B

pOH = pK + BOH

+

La elección de una solución reguladora se hace en base alvalor de pKa o pKb

EQUILIBRIO IÓNICO



Soluciones reguladoras , amortiguadoras o buffersCapacidad amortiguadora de una solución reguladora

Máxima cantidad de ácido o base que puede agregarse antesde perder la capacidad de resistir los grandes cambios de pH

Una solución reguladora se considera agotada cuando su

componente ácido se ha convertido casi totalmente en suparte básica o viceversa.

Se considera que una solución reguladora es efectiva en unrango de pH del orden de pKa ± 1 o pKb ± 1.

EQUILIBRIO IÓNICO



Soluciones reguladoras , amortiguadoras o buffersCapacidad amortiguadora de una solución reguladora

Máxima cantidad de ácido o base que puede agregarse antesde perder la capacidad de resistir los grandes cambios de pH

Una solución reguladora con mayores concentraciones deácido (o base) débil y base (o ácido) conjugado tendrá mayorcapacidad amortiguadora que una con menores

concentraciones.

EQUILIBRIO IÓNICO



Problema 11: Cuales de los siguientes pares utilizaría parapreparar soluciones reguladoras con pH = 5 y pH = 10.

HAc/Ac- (pKa: 4.74),

NH3 /NH4+ (pKa: 9.25),HNO2 /NO2

- (pKa: 3.37),HClO2 /ClO2

- (pKa: 2.00),H

2

PO4

- /HPO4

2- (pKa: 7.21)

EQUILIBRIO IÓNICO



Problema 12 : Se prepara una solución reguladora a partir de100 mL de NaAc 0.50 M y 200 mL de HAc 0.25 M.(Ka(HAc): 1.8x10-5)a) Calcular el pH de la solución.

b) Calcular la variación de pH al agregar:i) 10 mL de HCl 0.5 Mii) 10 mL de NaOH 0.5 M.

Respuesta: a) 4.74b) i) 4.65

ii) 4.83

EQUILIBRIO IÓNICO



Problema 13 : Calcular la variación de pH al agregar: a) 10mL de HCl 0.5 M, b) 10 mL de NaOH 0.5 M a 300 mL deagua pura (pH = 7).

Respuesta: a) 1.79b) 12.21

EQUILIBRIO IÓNICO



Equilibrios de solubilidadUna solución saturada de una especie sólida en aguacontiene la máxima cantidad de la misma disuelta en una

cantidad determinada del solvente a una temperatura dadaSi la especie se agrega en exceso, algo de la mismapermanecerá precipitada, de forma que podemos pensar en

un equilibrioCA(s) C+

(ac) + A-(ac)

La constante de equilibrio para este proceso se denominaproducto de solubilidad y se escribe Kps

Kps = [C+] [A-]

EQUILIBRIO IÓNICO



La solubilidad molar de una sustancia, S , es la cantidadmáxima de la misma, medida en moles, que puede disolverse

en un litro de solución. Sus unidades son mol L-1

o M.

Cx

Ay(ac)

x C+

(ac)

+ y A-

(ac)S 0 00 x S y S

CxAy(s) CxAy(ac)S

Kps = (x S )x (y S )y

S solubilidad molar

Kpsproducto de solubilidad

Equilibrios de solubilidad

EQUILIBRIO IÓNICO

-5



Problema 14 : Si la solubilidad molar del Ag2CrO4 es 6.5x10M, calcular el valor de Kps para esa sal.

Respuesta :Kps = 1.1 10-12

EQUILIBRIO IÓNICO



Equilibrios de solubilidadEfecto del ion común el agregado de una

sal o hidróxidoconteniendo un ionen común con laespecie que forma la

solución saturada deinterés, disminuye lasolubilidad de lamisma.

EQUILIBRIO IÓNICO



Equilibrios de solubilidadCaF2 (ac) Ca2+

(ac) + 2 F-(ac)

S 0 0

0 S 2SKps = [Ca2+] [F-]2 = S (2S )2

CaF2 (ac) Ca2+(ac) + 2 F-

(ac)S 0 0.10 M0 S 2S + 0.10

Kps = [Ca2+] [F-]2 = S (2S + 0.10)2≈ S (0.10)2

S = 1.7 10-8 M

Kps = 4.0 10-11

Kps = 4.0 10-11

S = 3.5 10-4 M

EQUILIBRIO IÓNICO



Equilibrios de solubilidadEfecto del pH Es un caso particular

del efecto de ióncomún.

EQUILIBRIO IÓNICO



Equilibrios de solubilidadMg(OH)2 (s) Mg2+

(ac) + 2 OH-(ac) Kps = 1.8x10-11

S 0 0

0 S 2S

Kps = [Mg2+] [OH-]2 = S (2S )2 S = 1.7 10-4 M

En presencia de una solución buffer de pH = 9, [OH-] = 10-5 M

constanteMg(OH)2 (s) Mg2+(ac) + 2 OH-

(ac)S 0 10-5

0 S 2S

Kps = [Mg2+] [OH-]2 = S (10-5)2 S = 0.18 M

EQUILIBRIO IÓNICO



Equilibrios de solubilidadCaF2 (s) Ca2+

(ac) + 2 F-(ac)

F-

(ac) + H2O HF (ac) + OH-

(ac)

CaF2 (s) + 2 H2O Ca2+(ac) + 2 HF (ac) + 2 OH-

(ac)

EQUILIBRIO IÓNICO



Problema 15 : Indique si la solubilidad de las siguientessustancias se ve influenciada por el pH: a) Ni(OH)2; b)CaCO3; c) BaSO4.

Respuesta :En todos los casos, un aumento de la acidez favorece la

solubilidad

EQUILIBRIO IÓNICO



Precipitación selectivaEs posible separar iones presentes en solución por elagregado de otro ion que forme sales insolubles con ellos. La

clave de la separación son los distintos valores de los Kps,cuanto más diferentes sean esos valores más fácil será laseparación.

EQUILIBRIO IÓNICO



Precipitación selectivaLas sales Pb(NO3)2 y Na2SO4 son extremadamente solublesen agua y están completamente disociadas

Una mezcla de ambas formará también PbSO4 y NaNO3

NaNO3: muy soluble

PbSO4 : Kps = 1.6 10-8

Dependiendo de las concentraciones iniciales de Pb(NO3)2 y

Na2SO4 puede haber precipitación de PbSO4 o no. Es decir,de la relación del Q con el Kps

Q = [Pb2+] [SO42-]

EQUILIBRIO IÓNICO



Precipitación selectivaQ = [Pb2+] [SO4

2-]

Si Q > Kps: precipitará PbSO4 (hasta que Q = Kps)

Si Q < Kps: no precipita PbSO4 (se puede disolver más hastaque Q = Kps)

Si Q = Kps: no precipita PbSO4 y no se disolverá sólidosolución saturada

PbSO4 : Kps = 1.6 10-8

EQUILIBRIO IÓNICO

Problema 16 f á



Problema 16 : Determinar si se formará precipitado al mezclar100 mL de Pb(NO3)2 3.0 10-3 M y 400 mL de Na2SO4 5.0 10-3

M. Kps(PbSO4) = 1.6 10-8

Respuesta :Q = [Pb2+] [SO4

2-] = 2.4 10-6 > Kps

Se formará precipitado

EQUILIBRIO IÓNICO

Problema 17 U l ió i l i M2+

(0 050 M)



Problema 17 : Una solución contiene los iones Mg (0.050 M)y Cu2+ (0.020 M). ¿Qué ion precipitará primero al agregarOH-? ¿Qué concentración de OH- es necesaria para iniciarcada precipitación?

Kps(Mg(OH)2) = 1.8 10-11, Kps(Cu(OH)2) = 2.2 10-20

Respuesta :Para el Cu(OH)2 se necesita [HO-]=1.0 10-9 M y para el

Mg(OH)2, [HO-]=1.9 10-5 M

07 Equilibrio ionico

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