7311811 Cap 10 Equilibrio Ionico

Equilibrio Inico

Carlos Silva Pradel

Equilibrio InicoDefinicin: Es el equilibrio que envuelve iones en solucin (en este caso en Definici soluci solucin acuosa). soluci Conceptos previos: previos: Electrolito: es una sustancia que en estado fundido o en solucin acuosa Electrolito: soluci tiene la propiedad de conducir la corriente elctrica. Tal es el caso de los el cidos, bases y sales. La mayora de los electrolitos pueden ser clasificados como Electrolitos mayor Fuertes o Dbiles, los primeros totalmente disociados en iones y los biles, segundos slo en una pequea extensin. Esta distincin no sirve en s peque extensi distinci soluciones muy diluidas, porque mientras la concentracin de un soluto concentraci disminuye su porcentaje de disociacin aumenta. disociaci

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Equilibrio InicoEn soluciones muy diluidas, an los electrolitos dbiles se comportan como a d electrolitos fuertes. Las sustancias que en estado fundido o en solucin soluci acuosa no conducen la corriente elctrica se llaman No- Electrolitos. el No- Electrolitos. Tales son los compuestos orgnicos principalmente, los cuales no se disocian org en iones. En trminos de ecuaciones qumicas se podra resumir lo dicho de t qu podr la siguiente manera:AB(s) + H2 O(l) E.Fuerte XY(s) + H2O(l) E.Dbil A+

(ac)

+

B

(ac)

X

+

(ac)

+ Y

(ac)

HC(s) + H2O(l) No-Electrolito

HC(ac)

Clasificacin de los ElectrolitosLos Electrolitos Fuertes se clasifican principalmente en cidos, Bases y Sales. Entre los cidos Fuertes se tiene el HClO4, H2SO4, HNO3, HCl, HBr, Sales. HCl, HBr, HI. Entre las Bases Fuertes se tiene al LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2. LiOH, NaOH, Ca(OH) Tambin Na2O, CaO, KNH2. Tambi CaO, Las sales prcticamente todas son Electrolitos Fuertes a excepcin de pr excepci algunas como el HgCl2 y el CdBr2. Los Electrolitos Dbiles se clasifican en cidos, Bases, Complejos y D otros. Los cidos Dbiles son la mayora de los cidos, especialmente los otros D mayor cidos orgnicos. Entre las Bases Dbiles est el NH3 y las bases orgnicas org D est org nitrogenadas especialmente (N2H4, CH3-NH2, C6H5-NH2, etc.). Los Complejos son un grupo muy grande de compuestos asociados con los elementos de elementos transicin. En otros est un compuesto muy importante como es el H2O y transici otros est que se comporta como cido o base dbil (anfolito). d



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Clasificacin de los ElectrolitosEjemplos: Ejemplos: 1. Si usted tiene una solucin de NaCl 0,01M Cul es la concentracin de soluci Cu concentraci Na+ y Cl? Como es una sal hay un 100% disociacin disociaci

H2O

NaCl 0,01M

Na+ (ac) + Cl (ac) 0,01M 0,01M

+ Por lo tanto [Na ] = 0,01M y [Cl] = 0,01M

Clasificacin de los ElectrolitosEjemplos: Ejemplos: 2. En una solucin de K2SO4 0,015M Cul es la concentracin de K+ y soluci Cu concentraci SO42? Como es una sal, hay 100% disociacin. disociaci

K2SO4 0,015 M+

2K + 2(0,015)M

+

SO 4 0,015 M2

2

Por lo tanto [K ] = 0,030M y [SO4 ] = 0,015M



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Clasificacin de los ElectrolitosEjemplos: Ejemplos: 3. Si usted agrega 0,0141 mol de KAl(SO4)2 a una cantidad de agua para hacer 250 mL de solucin. Cul es la concentracin molar de cada in? soluci Cu concentraci i

250 mL 1000 mL

=

0,0141 mol x

x = 0,0564M

Luego como es una sal, est 100% disociada KAl(SO4)2 0,0564M+

K

+

+

Al

3+

+

2SO4

2-

0,0564M3+

0,0564M2

2(0,0564)M

Por lo tanto [K ] = 0,0564M; [Al ]= 0,0564M y [SO4 ] = 0,1128M

Conceptos de cido y basea) Concepto de Arrhenius (1884): Los cidos son sustancias que producen iones hidrgeno en solucin hidr soluci Acuosa y bases son sustancias que proporcionan iones oxhidrilo en solucin acuosa. soluci Ejemplo: HCl NaOHH2 O

H+ Na+

+ +

ClOH

H2 O

La reaccin de neutralizacin corresponde a: reacci neutralizaci H+ + OH H2O La definicin de Arrhenius presenta algunas limitaciones: definici - Existencia del protn hidratado (o ion hidronio): H3O+ no se indica. prot hidronio): - Hay sustancias que actan como bases y no tienen OH act



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Conceptos de cido y baseb) Concepto de Brnsted-Lowry (1923): Brnsted- cido es toda sustancia que puede donar protones. protones. - Base es toda sustancia que puede aceptar protones. protones. Ejemplo: HCl(g) + HCl(g) cido1 NH3(g) + base1 H2O(l) base2 H2O(l) cido2 H3O+(ac) ac) cido2 NH+4(ac) cido1 + Cl(ac) base1 OH(ac) (ac) base2

+

Los pares HCl/Cl, H3O+/H2O, NH4+/NH3, H2O/OH, que difieren slo en un HCl/ s protn se llaman pares cido-Base conjugados. prot cidoconjugados. El concepto de Brnsted-Lowry es ms general que el de Arrhenius porque Brnstedm permite tratar reacciones en solventes protnicos no-acuosos como, por prot noejemplo, en amonaco lquido o cido sulfrico. amon l sulf

Conceptos de cido y basec) Concepto de Lewis (1923) cido es toda sustancia que puede aceptar un par de electrones. electrones. Base es toda sustancia que puede donar un par de electrones. En general: A + :B A:B

La especie A : B se llama complejo cido-base, aducto o compuesto de cido- base, coordinacin. coordinaci - A es el cido de Lewis y :B es la base de Lewis. Lewis.



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Conceptos de cido y basec) Ejemplos del Concepto de Lewis

La ventaja de la definicin de Lewis sobre la definicin de Brnsted-Lowry es definici definici Brnstedque se puede identificar sustancias como cidos y bases an si no hay a protones transferidos. transferidos.

Equilibrio homogneo en solucinEquilibrio cido-base y la teora de Brnsted-Lowry cidoteor Br nstedDe acuerdo a esta teora un CIDO es una sustancia con tendencia a teor perder un protn (H+) y una BASE es una sustancia con tendencia a prot captar un protn. O sea, si una sustancia cede un protn, el residuo prot prot que deja debe ser una base:

CIDO

BASE +

H+



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Equilibrio homogneo en solucinReaccin protoltica Reacci protol Con el fin de que un CIDO pueda exhibir sus propiedades acdicas, ac dicas, una BASE debe estar presente o viceversa. Es lo que llamamos una REACCIN PROTOLITICA o REACCIN CIDO-BASE: REACCI REACCI CIDO-BASE:

cido1 base2 + H+ cido1 + base2 Acido1 y base1 = Par conjugado;

base1 + H+ cido2 base1 + cido2 Base2 y cido2 = Par conjugado

Equilibrio homogneo en solucinEjemplos de Reacciones Protolticas: Protolticas:

Observando los ejemplos anteriores se puede decir que siempre a un cido fuerte le corresponde una base conjugada dbil y a un cido dbil le d d corresponde una base conjugada fuerte. En el caso de las bases se produce fuerte. una situacin anloga situaci an



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Fuerza de cidos o Bases y Porcentaje de IonizacinLa fuerza de un cido o base puede medirse por la fraccin de sus molculas fracci mol que se ionizan (o disocian). Cuantitativamente la fuerza puede expresarse en expresarse trminos del porcentaje de ionizacin (%I) que se define como: ionizaci %I)

%I=

concentracin del cido o base ionizado en equilibrio x 100 concentracin inicial del cido o base

%I=

C eq X ion x 100 Ci X

Fuerza de cidos o Bases y Porcentaje de IonizacinLa razn Ceq Xion/ Ci X representa al grado de disociacin () que se define raz disociaci ( como la fraccin del nmero total de moles iniciales del electrolito que fracci n se ha disociado (o ionizado) ionizado) Esta razn puede variar entre valores menores que uno para los electrolitos raz electrolitos dbiles y valores que tienden a uno en los electrolitos fuertes. Conociendo lo anterior la relacin anterior puede quedar: relaci% I = x 100

Volviendo a la fuerza de los electrolitos, se puede decir que a mayor fuerza porcentaje de ionizacin mayor es su fuerza. ionizaci fuerza



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cidos dbilesComo se ha mencionado al comenzar, stos son electrolitos dbiles que slo se d ionizan en una pequea extensin y que, por lo tanto, llegan a una situacin de peque extensi situaci equilibrio:c.dbil c.d

HA

+

H2O

A +

H3O+

Si se aplica la Ley del Equilibrio Qumico: Qu [A] [H3O+] Kc = [HA] [H2O] pero [H2O] = 55,55 M = constante

+ Kc [H2O] = Ka = [A ] [H3O ] Ka se llama Constante de Ionizacin Ionizaci [HA] (o Disociacin) de un cido o Constante Disociaci de Acidez a una determinada temperatura.

El valor de Ka representa la medida cuantitativa de la fuerza de un cido. A mayor Ka, ms fuerte es el cido. m

Notacin pXCuando se desea evitar expresiones exponenciales se aplica la notacin pX notaci de Srensen (1909) que considera cualquier parmetro como el logaritmo par negativo: pX = logX y X = 10pX

As pKa = log pKa; pH = log[H+] ; pKw = logKw , etc. As En el caso de cidos dbiles: d pKa = -logKa y Ka = 10pKa Debe notarse que mientras ms bajo es pX mayor es el valor de X m



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Grado de Ionizacin o Grado de Disociacin () y su relacin con Ka.Como se vio anteriormente, corresponde al tanto por uno de moles ionizados: = Ceq Ci Ceq = concentracin en equilibrio del ion concentraci Ci = concentracin inicial del electrolito concentraci y est relacionado con el Porcentaje de est Ionizacin Ionizaci

%I = 100 x

Su relacin con Ka se deriva de la siguiente forma: relaci HA + H2O 1 - 1 A 0 + H3O+ 0

E.Inicial

: :

E.Equilibrio: E.Equilibrio:

Si en lugar de 1 mol se parte de una concentracin inicial de cido = C, entonces concentraci E.Equilibrio C(1- ) C(1C C

Grado de Ionizacin o Grado de Disociacin () y su relacin con Ka.Se sustituyen las concentraciones en equilibrio en la expresin de Ka expresi

(C )(C Ka = (C )(C ) C(1 ) C(1

=

(C )2 (C C(1 ) C(1

=

C 2 (1 ) (1

2 Ka = C 1-

Esta expresin recibe el nombre de Ley de expresi Dilucin de Ostwald es vlida en cidos Diluci monoprticos monopr



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Bases dbilesEstas bases tambin estn ionizadas en pequea extensin y llegan al estado de tambi est peque extensi equilibrio: B + H2O BH+ + OHbase dbil

Si se aplica la Ley del Equilibrio Qumico: Qu [BH+] [OH] Kc = [B] [H2O]+ Kc [H2O] = Kb = [BH ] [OH ] [B]

pero [H2O] = constante, luego

Constante de Ionizacin de una Ionizaci Base o Constante de Basicidad a una determinada temperatura. Si se aplica notacin pX de Srensen se tiene : notaci pKb = logKb y Kb = 10pKb

Autoionizacin del AguaEl agua es una sustancia anfiprtica o anfolito, es decir, se comporta como cido anfipr anfolito, o como base: base: H2O + cido1 H2O base2 OH base1 + H3O+ cido2

Aplicando la Ley del Equilibrio Qumico: Qu + Kc = [OH ] [H3O ] [H2O] [H2O]

Si se considera al H2O como un cido, entonces

+ Kc[H2O]= Ka = [OH ] [H3O ] [H2O]

El valor experimental de Ka a 25C es 1,8 x 10-16 25 como [H2O] = 55,55

Entonces 1,8x10-16 =

[OH] [H3O+] [H2O]

(1,8 x 10-16)(55,55)= 10-14 = [H3O+] [OH] = Kw a 25C 25



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Autoionizacin del AguaEsta constante se llama Producto Inico del H2O y se cumple en cualquier I solucin acuosa. soluci Si a la relacin (1 x10-14)= [H+] [OH] se le aplica logaritmos relaci log (1x10-14) = log [H+] + log [OH] ./ 1 14 = (log[H+]) + (-log[OH]) ( (Como log[H+] = pH y log[OH] = pOH segn Srensen seg S

14 = pH + pOH = pKw

Relacin Ka - Kb en una misma sustanciaPara deducir una expresin que relacione estas 2 constantes se plantean los expresi siguientes sistemas de equilibrio: HA + H2O A + H3O+ Ka = [A] [H3O+] [HA] Kb = [HA] [OH ] [A]

cido dbil

base conjugada

base conjugada

A + H2O

HA + OHcido dbil

Si se multiplica Ka por Kb entonces : + Ka x Kb = [A ] [H3O ] x [HA] [OH ] = [H3O+][OH] [HA] [A]

Como [H3O+][OH] = Kw Entonces y por la notacin pX notaci pKa + pKb = pKw = 14

Ka x Kb = Kw



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Electrolitos Dbiles PoliprticosSe definen as aquellos electrolitos que tienen ms de 1 protn ionizable as prot (cuando son cidos) o m s de 1 ion oxhidrilo producido por molcula mol (cuando son bases). Tales cidos o bases se ionizan en etapas y cada etapa se caracteriza por su propia constante de ionizacin. ionizaci Por ejemplo en el caso de un cido diprtico: diprtico: H2A + H2O HA + H2O + HA + H3O+ ; Ka1 = [HA ][H3O ] [H2A]

A2- + H3O+ ; Ka2 = [A2] [H3O+] [HA]

La liberacin del primer protn es mucho ms fcil que la del segundo. liberaci prot m f Por lo tanto, el valor de la primera constante es mucho mayor que el de la segunda y as sucesivamente. De manera que a veces se desprecia la as segunda constante y slo se trabaja con Ka1. En el ejemplo del H2A: Ka1 >> s Ka2

pH y pOHDado que las concentraciones de los iones H+ y OH- son a menudo nmeros n muy pequeos y se expresan en potencias negativas de 10, Srensen (1909) peque introdujo el trmino pH como pH = log[H+]. Si se quiere ser ms riguroso: t m pH = log aH+ donde aH+ es la actividad del ion Hidrgeno. Recordar que Hidrgeno. ax = f x[X] y corrientemente supone que se trata de una solucin ideal, soluci suficientemente diluida para que f x =1 y por lo tanto a x =[X]. Esto ltimo se aceptar y de ahora en adelante slo se trabajar con concentraciones aceptar s trabajar molares:+ pH = log [H3O ] 1 mol/L mol/L

y

[H3O+] = 10pH



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pH y pOHEl pH representa la concentracin molar de los iones hidronio concentraci libres que estn presentes en una solucin acuosa. est soluciSu escala de valores va de cero a catorce (0 a 14) y en ella los nmeros inferiores a 7 indican una solucin cida y los superiores a 7 una solucin soluci soluci bsica o alcalina. alcalina. En resumen una solucin es: soluci cida si [H3O+] > 107 ; bsica si [H3O+] < 107 ; neutra si [H3O+] = [OH] = 107;

pH < 7 pH > 7 pH = pOH = 7

Tambin es interesante hacer notar que el cambio de 1 unidad de pH Tambi representa un cambio en la [H3O+] por un factor de 10. As, por ejemplo, As cuando el pH disminuye desde 6 a 5, la [H3O+] aumenta desde 10-6 a 105 mol/L.

pH y pOHAnlogamente el concepto de pOH se define como el logaritmo negativo de An la concentracin molar de los iones oxhidrilo libres contenidos en una concentraci solucin. soluci [OH] pOH = log 1 mol/L mol/L

y

[OH] = 10p OH

La relacin entre pH y pOH fue dada anteriormente, donde la suma de estos relaci parmetros corresponde al pKw, pH + pOH = 14 = pKw par pKw, Tambin es til considerar: Tambi14+pOH [H+] = 10-14+pOH 14+pH [OH-] = 10-14+pH



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Relacin entre [H+], [OH], pH y pOH

pH de algunas sustancias de la vida diaria.



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pH de Soluciones de cidos FuertesEn este caso se debe recordar que el cido fuerte est totalmente est disociado. Luego se introduce directamente en la expresin de pH, la expresi pH, concentracin del cido que es igual a la del ion H3O+. concentraci

pH = log [H3O+]; Si Ca = concentracin cido concentraci

Entonces

pH = log (Ca)

pH de Soluciones de Bases FuertesTambin en este caso las bases estn totalmente disociadas. Por lo Tambi est disociadas. tanto, se introduce directamente en la expresin de pOH, la expresi pOH, concentracin de la base, que es igual a la del in OH. Una vez concentraci i calculado el pOH se determina el pH con la relacin pH + pOH = 14. relaci

pOH = log [OH]; Si Cb = concentracin base concentraci

Entonces

pOH = log (Cb)

y

pH = 14 - pOH



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pH de Electrolitos Fuertes muy DiluidosEn este tipo de problemas se utilizan las siguientes relaciones: Kw - Para cidos fuertes: [H+] = Ca + fuertes: [H+]Ca = concentracin inicial del cido fuerte. concentraci

- Para bases fuertes: [OH] = Cb + fuertes:

Kw [OH]

Cb = concentracin inicial de la base fuerte. concentraci

pH de Electrolitos Fuertes muy DiluidosEjemplos: 1.Cul es el pH de una solucin de HClO4 107 M? 1.Cu soluci Ca = 107 M; Kw = 1x1014 [H+]= 107 + 1x1014 [H+] [H+]

[H+]2 = 107 [H+] + 1014 [H+]2 107 [H+] 1014 = 0 [H+] = 1,62 x 107 Luego se aplica pH = log [H+] Se resuelve la cuadrtica. cuadr

pH = 7 log 1,62 = 6,79



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pH de Electrolitos Fuertes muy DiluidosEjemplos: 2. Cul es el pH de una solucin de LiOH 4 x 108 M. Cu soluci Cb = 4 x108 M; Kw = 1x1014

14 [OH] = 4x108 + 1x10 ] [OH

[OH]

[OH]2 = 4x108 [OH] + 1014 [OH]2 4x108 [OH] 1014 = 0 [OH] = 2,44x107 Luego pOH = 7 log 2,4 = 6,61 y

Se resuelve la cuadrtica cuadr

pH = 14 6,61 = 7,39

pH de Soluciones de cidos DbilesEn estos casos no se puede reemplazar directamente la concentracin del concentraci cido en la expresin de pH. El % de ionizacin no es de 100%. Luego hay expresi pH. ionizaci que determinar la concentracin del ion hidronio haciendo el correspondiente concentraci clculo definido ya para los cidos dbiles: d Ejemplo: El E.Eq. E.Eq. Ka = x2 Ca x HA + H2O Ca x (Cax) Ca A + 0 x (x) H3O+ 0 x (x)

Aqu se desprecia o no x (que est restando) de acuerdo con la relacin Aqu est relaci Ka 104 o Ca 2500 Ka 4Ca



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pH de Soluciones de cidos DbilesSi no se desprecia x se tiene : (Ca x) Ka = x2 y entonces la cuadrtica es: x2 + x Ka Ca Ka = 0 cuadr Ka [ x = Ka Ka 4 [Ca] 2 Se elige la raz (x) que tenga un sentido fsico. ra f Luego x = [H3O+] y este valor se reemplaza en pH = log [H3O+]. Si se desprecia x porque Ka >104 (en otras palabras Ca >> Ka) se tiene 4Ca x2 Ka = y x = Ka x Ca = [H3O+] y con [H3O+] se calcula el pH. Ca [H3O+] = Ka x Ca y pH = 1 pKa - 1 log Ca 2 2

pH de Soluciones de Bases DbilesEn las bases dbiles se sigue un procedimiento anlogo al de los d an cidos dbiles: Se calcula la concentracin de iones hidroxilo [OH] d concentraci en el equilibrio. Se calcula posteriormente el pOH y luego se obtiene equilibrio. el pH con la relacin pH + pOH = 14. relaci

[OH] = Kb x Cb

y

pOH = 1 pKb 2

1 log Cb 2



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Efecto del Ion ComnLa adicin de un Electrolito Fuerte a una solucin de un Electrolito Dbil tiene un adici soluci D efecto pronunciado sobre el equilibrio del Electrolito Dbil, si los 2 D electrolitos tienen un ion comn. com Por ejemplo, la adicin del Electrolito MA a una solucin de HA desplaza el adici soluci equilibrio hacia la izquierda de acuerdo con el principio de Le Chtelier ya que Chtelier el Electrolito Fuerte est totalmente ionizado: estH2O

E. Fuerte :

MA(s) Cs(sal)

A (ac) + M+(ac) Cs Cs A (ac) + Cs +x (Cs+x)

E.l E.Eq

HA(ac) + H2 O(ac) Ca x (Ca-x)

H3O+ (ac) 0 x x

La concentracin de concentraci [A] proviene [A fundamentalmente del Electrolito Fuerte (Cs) Cs)

K a = (Cs + x) (x) (Ca- x)

Una aplicacin de lo dicho est en las llamadas soluciones amortiguadoras o aplicaci est amortiguadoras buffers. buffers

Soluciones amortiguadoras de pH o BuffersSon aquellas soluciones que mantienen el pH constante (o con pequeos cambios), al adicionarle pequeas cantidades de cidos peque peque o bases fuertes. fuertes. Las soluciones buffer o tampn resisten los cambios de pH debido buffer tamp a que contienen una especie cida que neutraliza a los iones OH y una especie bsica que neutraliza a los iones H3O+. Es importante b entonces que las especies cidas y bsicas no se consuman una con b la otra en una reaccin de neutralizacin. reacci neutralizaci Estos requisitos se satisfacen con un par conjugado cido-base [un cido dbil y su cidod base conjugada (sal) o una base dbil y su cido conjugado (sal)]. d



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Soluciones BuffersUn ejemplo de buffer es el sistema cido actico/acetato de Sodio (HAc/Ac). ac (HAc/ Su mecanismo de accin es el siguiente: acci Si se aade una base, los iones OH sern neutralizados por el cido del a base, ser amortiguador: HAc(ac) HAc(ac) + OH(ac) (ac) Ac(ac) + H2O(l) (ac)

Si se agrega un cido, los iones H+ sern consumidos por la base del cido, ser amortiguador. Ac(ac) (ac) + H+(ac) (ac) HAc (ac)

Una solucin amortiguadora tiene 2 caractersticas importantes: su capacidad soluci caracter buffer (o capacidad amortiguadora) y su pH. pH.

Soluciones BuffersLa capacidad buffer () de una solucin es la cantidad (en moles) de iones ( soluci H3O+ u OH que necesita ser agregado a la solucin para cambiar su pH en soluci una unidad. Mientras ms grande es esta cantidad mejor es el buffer. unidad. m buffer. Las relaciones matemticas que pueden usarse para su clculo son las matem c siguientes:= CA pH = y= CB pH

2,3x Ca x Cb Ca + Cb

Donde pH = pHf pHi CA = concentracin cido fuerte concentraci CB = concentracin base fuerte concentraci Ca = concentracin cido dbil concentraci d Cb = concentracin base conjugada concentraci

Ejemplo La concentracin de ion H3O+ en 1L de solucin buffer compuesta de HAc 1 concentraci soluci M y NaAc 1M es la misma que para 1L de solucin buffer compuesta de HAc soluci 0,1 M y NaAc 0,1 M. Sin embargo, la primera solucin tiene una mayor soluci capacidad buffer ( = 1,15 vs. 0,115) debido a que contiene mayores 0,115) cantidades de HAc y NaAc.



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Soluciones BuffersEl pH del amortiguador depende del Ka del cido y de las concentraciones relativas de cido y base que lo componen: componen:HA (ac) + H2 O A (ac) + H3 O+(ac) Si se despeja [H3O +] se tiene que

+ K a = [A ] [H3O ] [HA]

[H3O +] = K a

[HA] [A]

Si se aplica logaritmos:

log [H3O+] = log Ka + log [HA] [A ]

1

log [H3O+ ] = log Ka log [HA] [A]

pH

= pK a + log

[A ] [HA]

pH = pK a + log [Base conjugada][cido] [Base conjugada] = [Sal]

Ecuacin de Henderson Hasselbalch

Soluciones BuffersLa facilidad que tiene esta ecuacin para resolver problemas es que se ecuaci puede sustituir directamente en la expresin las concentraciones expresi iniciales de cido y base conjugada sin necesidad de conocer las cantidades que se ionizan. Anlogamente para los sistemas buffer compuestos de una base dbil An d y su cido conjugado se tiene la siguiente ecuacin: ecuaci

pOH = pK b + log [cido conjugado][base] [cido conjugado] = [Sal]

Si se quiere obtener el pH se utiliza relacin pH+ pOH = 14 relaci



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Soluciones BuffersLa mayor eficacia de una solucin buffer se produce cuando la relacin soluci relaci de cido dbil y su base conjugada es 1. Es decir pH = pKa. Lo mismo d pKa. para los sistemas base dbil y su cido conjugado (pOH = pKb). d (pOH pKb). El intervalo de amortiguamiento se deduce de la ecuacin de ecuaci Henderson-Hasselbalch: Henderson-Hasselbalch: pH = pH = pKa + pKa + log 1 = 10 log 10 = 1 pKa 1 pKa + 1

Luego

Intervalo de pH = pKa + 1

Intervalo de pH en que Buffer es eficaz eficaz

Adicin de cidos o bases fuertes a los BuffersSe har un anlisis de esta situacin viendo un ejemplo: har an situaci ejemplo: Un litro de solucin buffer de pH = 4,74 contiene 0,1 mol de HAc y soluci 0,1 mol de NaAc. Si la Ka (HAc) =1,75 x105. Calcular el pH de esta NaAc. HAc) solucin: soluci

a) b)

Despus de agregar 0,02 mol de NaOH (suponer que no hay Despu cambio de volumen). Despus de agregar 0,02 mol de HCl (tambin suponga que no Despu (tambi hay cambio de volumen).

Este problema se resolver por 3 mtodos: resolver m



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I.

H2O

a) NaOH 0,02 M NaA c 0,1 MH2O H2O

Na

+

+

OH 0,02 M Na+

Ac

+

0,1 M H+H2O

HCl 0,02 M Primero E.I. ? Despus HAc + OH 0,10 0,02 0,02 0,02 0,08 0

+

Cl

0,02 M Ac 0,10 0,02 0,12

+

H2O

Luego se analiza el equilibrio: HA c + E.l. ? E.Eq. 0,08 x (0,08x)5

H2O

Ac

+

H3O 0 x (x)

+

0,12 x (0,12+x)

K a = 1,7x10

= (0,12 + x) (x) (0,08 x) = 0,12 x 0,085

Se eliminan x que suman y restan

1,75 x10+

5

x = [H3 O ]= 1,16 x10

y

pH = 5 log 1,16 = 4,93

II.

a) Por medio de la aplicacin directa de ecuacin HendersonHasselbalch: pH = pKa + log [base conjugada] = 4,75 + log [ cido] 0,12 0,08 = 4,92

III =

a) Por medio de la aplicacin del concepto de capacidad buffer () 2,3x Ca x Cb = Ca + Cb CB pH 2,3x 0,1 x 0,1 0,2 0,02 pH = 0,115

=

0,115 =

pH = 0,174

pH = pHf pHi 0,174 = pHf 4,74

Luego pHf = 4,91

La pregunta b) se resolver por mtodo II: Primero: E.I. Despus Ac + 0,10 0,02 0,08 H3O+ 0,02 0,02 0 HA c 0,10 + 0,02 0,12 0,08 = 4,57 0,12 4,6 + H2O

Se aplica pH = pK a + log [base conjug ] = 4,75+ log [ cido]



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(del griego hidro: agua y lisis: rompimiento) hidro: lisis:Es la reaccin de iones (provenientes de sales) con el H2O, para reacci producir iones hidronio ms la base conjugada o el ion OH ms m el cido conjugado. Tambin es una reaccin cido-base, que llega conjugado. Tambi reacci cidoa una situacin de equilibrio, donde las correspondientes Ka o Kb se situaci llaman ahora constantes de hidrlisis (Kh). hidr Recordar que las sales son electrolitos fuertes que estn est

Hidrlisis

completamente disociados en agua. Las propiedades cido-base de cidolas soluciones de sales se deben al comportamiento de sus cationes y aniones. Estos iones reaccionan con el agua como si aniones. fueran cidos o bases.

HidrlisisDesde el punto de vista de la hidrlisis se distinguen 5 tipos de sales: hidr sales:

1) Sales formadas por el catin de una base fuerte con el anin de un cati anicido fuerte. Ninguno de estos iones se hidrolizarn y el pH = 7. fuerte. hidrolizar 7. Ejemplos: NaCl, KNO3. NaCl, cido dbil. En este caso el anin sufre hidrlisis y el pH > 7. Ejemplos: dbil. ani hidr NaAc, KNO2. NaAc, fuerte. En este caso el catin sufre hidrlisis y el pH < 7. Ejemplos: fuerte. cati hidr NH4Cl, NH4NO3. Cl,

2) Sales formadas por el catin de una base fuerte con el anin de un cati ani

3) Sales formadas por el catin de una base dbil con el anin de un cido cati d ani

4) Sales formadas por el catin de una base dbil con el anin de un cido cati d anidbil. En estas sales los 2 iones sufren hidrlisis y el pH ser dbilmente bil. hidr ser cido, dbilmente bsico o neutro, dependiendo del valor de Ka y Kb. d b Kb. un cido fuerte. En este caso el in que se hidroliza es el catin hidratado fuerte. i cati y el pH < 7. Estos cationes forman bases dbiles y los principales son: d Be2+, Zn2+, Hg2+, Al3+, Cr3+ y Fe3+. Ejemplos: Fe(NO3)3, AlCl3.

5) Sales formadas por un catin pequeo y muy cargado con el anin de cati peque ani



25

Resumen de propiedades cidobase de las salesTipo de sal formada por Iones que se hidrolizan Ninguno pH de solucin

1. Catin base fuerte y anin cido fuerte

pH = 7

2. Catin base fuerte y anin cido dbil

Anin

pH > 7

3. Catin base dbil y anin cido fuerte

Catin

pH < 7 pHK a pH=7 Si Kb =K a pH>7 Si Kb >K a pH < 7

4. Catin base dbil y anin cido dbil 5. Catin pequeo muy cargado y anin cido fuerte

Anin y Catin

Catin hidratado

Carcter cido de algunos cationes comunes en H2Oa) Cationes cidos: Los cidos conjugados de bases dbiles (Ejs. d (Ejs. NH4+, CH3-NH3+) Cationes metlicos cidos: Todos los cationes metlicos met cidos: met excepto los descritos como neutros (Ejs. Fe3+, Cr3+). (Ejs. Cationes neutros: Todos los cationes de los Grupos I y II y todos los otros cationes metlicos con nmero de oxidacin 1+ (Ejs. met oxidaci Ejs. Li+, Na+, K+, Ca2+, Ag+, etc.) etc.)

b)

c)



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Carcter cido y bsico de algunos aniones comunes en H2O (*)a) b) c)Aniones cidos: Son muy pocos (Ejs. HSO4, H2PO4) (Ejs. Aniones neutros: Las bases conjugadas de cidos fuertes (Ejs. (Ejs. Cl, Br, I, ClO4) Aniones bsicos: Las bases conjugadas de cidos dbiles (Ejs.: b d (Ejs.: F, O2, OH, S2, HS , CN, Ac, iones carboxilatos). carboxilatos).

(*)Tambin pueden hidrolizarse los aniones de cidos poliprticos, los cuales (*)Tambi poliprticos, pueden actuar como donadores o aceptores de protones. Su accin depender acci depender de las respectivas constantes. En el caso de los cidos diprticos: diprticos: [H+] = Ka1.Ka2. Ejemplos: NaHCO3, NaHS. NaHS.

Grado de Hidrlisis y % de HidrlisisAl igual que en los cidos y bases dbiles tambin en la hidrlisis se d tambi hidr habla de un grado de hidrlisis (h) y de un porcentaje de hidrlisis hidr ( hidr (%h):

h = C eq X hidrolizado C iX

%h = h x 100

El grado de hidrlisis corresponde al tanto por uno de moles hidr hidrolizados



27

Titulaciones cido-BaseSe define as la determinacin de la concentracin de una solucin as determinaci concentraci soluci mediante la medicin del volumen de una solucin de concentracin medici soluci concentraci conocida (titulante). titulante Por ejemplo una solucin de HCl de concentracin desconocida con una soluci concentraci solucin de NaOH de concentracin conocida. Para determinar la soluci concentraci concentracin de la solucin de HCl se toma un volumen determinado de esa concentraci soluci solucin y luego se le agrega lentamente la solucin de concentracin soluci soluci concentraci conocida hasta que la neutralizacin sea completa. El punto en el que han neutralizaci reaccionado cantidades equivalentes de cido y base se conoce como punto de equivalencia de la titulacin. titulaci

Titulaciones cido-BasePara identificar el punto de equivalencia de la titulacin cido-base se titulaci cidoemplean colorantes orgnicos llamados Indicadores cido-Base orgnicos cidoque tienen un color en solucin cida y otro en solucin bsica. Por soluci soluci b ejemplo, la fenolftalena es incolora en solucin cida y roja en fenolftale soluci solucin bsica. soluci b El punto en que vira el Indicador, en el proceso de titulacin, se llama titulaci Punto Final de la titulacin y debe coincidir (o estar muy cercano) con titulaci el Punto de Equivalencia. Equivalencia. Para descubrir cul es el Indicador ms apropiado hay que examinar cu m un grfico de los cambios de pH durante la titulacin. El grfico de gr titulaci gr pH vs. Volumen de Titulante se llama Curva de Titulacin. Titulaci



28

Curvas de titulacinEstas curvas se construyen graficando el pH en el eje de las Y y el volumen del Titulante en el eje de las X. X. En estas curvas hay principalmente 4 tipos de puntos que deben ser calculados:1. 2. El pH de la solucin antes que el titulante sea agregado. soluci agregado. El pH de la solucin despus que el titulante se ha agregado soluci despu pero antes del punto de equivalencia. El pH en el punto de equivalencia. equivalencia. El pH despus del punto de equivalencia. despu

3. 4.

Titulacin de un cido Fuerte con una Base FuerteEjemplo: Se titulan 20 mL de HCl 0,1M con NaOH 0,1 M. Los datos se entregan en la siguiente tabla:mL NaOH 0,1 M 0,00 5,00 10,00 15,00 19,95 20,00 29,00 Volumen total solucin 100 105 110 115 119,95 120 129 pH 1,70 1,85 2,04 2,36 4,38 7,00 11,85 (1)

(2) (3) (4)



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Titulacin de un cido Fuerte con una Base FuerteLos clculos de los 4 puntos principales para la titulacin de 20 mL de c titulaci HCl 0,1 M (diluidos con agua hasta 100 mL) con NaOH 0,1 M, son los mL) siguientes (1) Al Inicio:

V1 x C1 = V2 x C 2 20 x 0,1 = 100 x C 2 ; [H+ ] = 2x 102 M

C 2 = 2 x102 M pH = 2 log 2 = 1,70

Titulacin de un cido Fuerte con una Base Fuerte(2) Despus de agregar 15 mL NaOH 0,1 M Despu

V1 x C 1 = V 2 x C 2 15 x 0,1 = 115 x C 2 ; V1 x C 1 = V2 x C 2 20 x 0,1 = 115 x C2

C 2 = 1,30 x 10 2 M NaOH = 1,30 x 102 M = [OH ] C 2 = 1,74 x 10 2 M HCl = 1,74 x 102 M = [ H+ ]

= 0,44 x 102 M

= 0,44 x 102 M = [ H+ ] = 4,4 x 103 pH = 3 log 4,4 = 2,36



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Titulacin de un cido Fuerte con una Base Fuerte(3) En el punto de equivalencia: equivalencia:

V1 x C1 = V2 x C2 20 x 0,1 = 120 x C2 V1 x C1 = V2 x C2 20 x 0,1 = 120 x C2

C2 = 1,66 x 102 M HCl = 1,66 x 102 M = [ H+ ] C2 = 1,66x 102 M NaOH = 1,66x 102 M = [OH ]

= 0

por lo tanto, han reaccionado cantidades estequiomtricas de cido y base y pH = 7.

Titulacin de un cido Fuerte con una Base Fuerte(4) Despus del punto de equivalencia: slo hay exceso de NaOH Despu

NaOH: V 1 x C 1 = V 2 x C 2 29 x 0,1 = 129 x C 2;

C2 = 2,25x102 M NaOH = 2,25x 102M = [OH ]

HCl: V 1 x C1 = V 2 x C 2 20 x 0,1 =129 x C 2

C2 = 1,55x102 M HCl = 1,55x102 M = [ H+ ]

= 0,70x 102 M = [ OH ] = 7 x 103 M pOH = 3 log 7 = 2,15 y pH = 14 2,15 = 11,85



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Titulacin de un cido Fuerte con una Base FuerteLa curva de titulacin obtenida:14 Base fuerte 12 10 8pH

6 4 2 0 0 10 20 30 cido fuerte

Volumen de base adicionada (mL)

Equilibrio heterogneoEs el equilibrio que se produce entre especies que estn en ms est m de una fase. En nuestro caso es un equilibrio entre un slido poco s soluble en H2O y sus iones constituyentes que estn en fase acuosa. est Solucin saturada: Es aquella solucin en la que no puede disolverse Soluci saturada: soluci ms soluto. Es una situacin de equilibrio en la que la velocidad de situaci disolucin se hace igual a la velocidad de precipitacin. disoluci precipitaci Solubilidad molar (s): Es la mxima cantidad de soluto (en moles) (s): m disuelta en un litro de solucin saturada (moles/L) a una determinada soluci temperatura (generalmente a 25C). 25



32

Equilibrio heterogneoSolubilidad: Es la mxima cantidad de soluto (en g) disuelta en un litro Solubilidad: m de solucin saturada (g/L) a una determinada temperatura. Tambin se soluci Tambi define como la mxima cantidad de soluto (en g) disuelta en 100 g de m solvente (g/100g) a una temperatura de 25C. 25 Precipitado (pp): Es un slido insoluble que se separa de la (pp) s solucin en una reaccin de precipitacin. soluci reacci precipitaci Las reacciones de precipitacin por lo general requieren compuestos precipitaci inicos. Por ejemplo cuando se agrega una solucin acuosa de nitrato soluci de plomo (II) a Yoduro de Sodio se forma un precipitado amarillo de Yoduro de Plomo (II). En forma inica: i Pb 2+ (ac) + 2 I (ac) PbI2(s)

Reglas generales para predecir solubilidad de compuestos inicos en agua a 25C. 251. Todos los compuestos de los metales alcalinos (grupo IA) y de amonio(NH4+) son solubles. solubles.

2. Todos los compuestos que contienen NO3, ClO3 y ClO4 son solubles. solubles. 3. Todos los hidrxidos son insolubles a excepcin de los hidrxidos de los hidr excepci hidrmetales alcalinos y el Ba(OH)2. El Ca(OH)2 es ligeramente soluble. Ba(OH) Ca(OH)

4. Los compuestos que contienen Cl, Br o I son solubles a excepcin de excepcilos que contienen Ag+, Hg22+ y Pb2+.

5. Todos los compuestos con CO32, PO43 y S2 son insolubles a excepcin excepcide los que contienen tambin metales alcalinos y ion amonio. tambi

6. Todos los compuestos que contienen SO42 son solubles a excepcin de excepcilos que contienen Ba2+, Hg2+ y Pb2+. ligeramente solubles. El CaSO4 y el Ag2SO4 son



33

Derivacin de la expresin KpsH2O

AmBn(s)electrolito poco soluble

m mA+n(ac) + nB (ac)

solucin saturada

Si se aplica Ley del Equilibrio Qumico:+n m n x K = [A ] [B ] [AmBn] m

pero la concentracin de un slido [AmBn] = constante = k

K x k = [A+n]m x[B ]n Kps = [A+n]m [Bm]n Constante del Producto de Solubilidad

m

Esta expresin dice que en una solucin saturada de un electrolito poco expresi soluci soluble, el producto de las concentraciones molares totales de los iones los es una constante a una temperatura determinada. determinada

Ejemplos de la expresin KpsEn compuestos poco solubles Kps es muy pequeo. En compuestos peque solubles Kps sera muy grande, pero no se habla de Kps de compuestos ser grande, solubles Ejemplos de Kps: Kps:H2O

a) AgCl (s)H2O

Ag +(ac) + Cl (ac)

K ps = [Ag+ ][Cl ]

b) MgF 2(s)H2O

Mg2+(ac) + 2F (ac)

K ps = [Mg 2+][F ]2

c) Ca3(PO4)2(s)H2O

3Ca 2+(ac) + 2PO 43 (ac) Mg2+(ac) + NH 4+ (ac) + PO 43-(ac)

K ps = [Ca2+]3[PO43]2 K ps =[Mg2+][NH 4+][PO 43]

d) MgNH 4PO 4(s)



34

Determinacin de la Kps a partir de la solubilidad molar (s)Esto se demostrar mediante la resolucin de un problema: demostrar resoluci Calcular el valor del Kps para la sal Ag2CrO4 si su solubilidad molar (s) es 6,5 x 105 mol/L?Ag2CrO4(s) 2Ag 2s+

(ac)

+ CrO 4 s

2

(ac)

De la estequiometra de la reaccin se observa que 1 mol de Ag2CrO4 produce estequiometr reacci 2 mol de Ag+ y 1 mol de CrO42. La concentracin del ion Ag+ en el equilibrio concentraci es el doble de la solubilidad molar del compuesto y la del ion CrO42 es igual. Luego:[Ag+] = 2s = 2(6,5 x 105) = 1,3 x 10 4 [CrO42] = s = 6,5 x 105 como K ps = [Ag+ ]2[CrO42] K ps = 1,1 x 10-12 entonces K ps = (1,3 x 104)2(6,5 x 105)

Determinacin de la solubilidad molar(s) a partir de la KpsEjemplo: Si la Kps del Pb(IO3)2 es 2,6 x 1013. Calcular la solubilidad molar de dicha sal.Pb(IO3)2 (s) El E.Eq. La Kps corresponde a Pb2+(ac) + 2IO 3(ac) 0 0 s 2s s 2s Kps = [Pb2+] [IO 3 ]2 2,6 x10 13 = (s)(2s)2 5 4 x10 = s (mol/L)

2,6 x10

13

= 4s3

NOTA: Para resolver los dos problemas anteriores se utiliza a veces la siguiente veces relacin: relaci en que m y n son los subndices de la sub m+n Kps m sal poco soluble A Bn m n s= m xn Ejemplos: CaF2 (m = 1, n = 2); Ejemplos: Ca3(PO4)2 (m = 3, n = 2)



35

Determinacin de la Kps a partir de la concentracin de uno de los iones o viceversa.Se explicar a travs de 2 problemas: explicar trav a) En una solucin acuosa saturada de CaF2 la concentracin del ion Fluoruro soluci concentraci [F] =4x104. Calcular la Kps.

CaF2(s) El E.Eq. s = 2 x 104

Ca2+(ac) 0 s s

+

2F 0 2s 2s

(ac)

pero 2s = 4 x 104

Luego [Ca2+] = 2 x 10 y [F ] = 4 x 10-4 Kps = [Ca2+ ][F ]2 4 4 11 Kps = (2 x 10 )(4 x 10 )2 = 3,2 x 10

4

Determinacin de la Kps a partir de la concentracin de uno de los iones o viceversa.b) Calcular la [OH] y [Mg+2] en una solucin acuosa saturada de Mg(OH)2 soluci si Kps = 3,4x1011.

Mg(OH)2(s) E.E. Luego Kps = [Mg2+][OH ]2

Mg2+(ac) + 2OH (ac) s 2s Kps = (s)(2s)2 11 3,4 x 10 = 4s3 11 0,85 x 10 = s3 4 2 x 10 = s 4 [OH-] = 4 x 10

Luego

[Mg+2] = 2 x 10

4

y



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Determinacin de la solubilidad molar de una sal en presencia de un ion comn.Ej: Si la solubilidad molar de una solucin saturada de Pb(IO3)2 es 4,0 x105 Ej: soluci mol/L.Cul es su solubilidad molar en presencia de Pb(NO3)20,1M? Kps del mol/L.Cu Pb(IO3)2 es 2,6 x1013.H2O

Pb(NO3)2 (s) 0,1 M electrolito fuerte

Pb (ac) + 0,1 M

2+

2NO 3(ac) 2(0,1)M

Pb(IO3)2(s) El E.Eq. K ps = [Pb ][IO 3]2+ 2

Pb (ac) + 2IO 3(ac) 0,1 0 s 2s 0,1 + s 2s 2,6 x 10 = (0,1+s)(2s) 7 s = 8,1 x 1013 2

2+

Aqu se observa que el in comn (Pb2+) reduce la solubilidad del Pb(IO3)2 en Aqu i com un factor de aproximadamente 50. (porque la solubilidad en agua pura es 4,0 x 105 mol/L).

Reacciones de precipitacinEn esta situacin se considera el producto inico de solubilidad (Qs), situaci i (Qs), anlogo al cuociente considerado en el captulo de Equilibrio General. Este an cap producto corresponde a: Qs = [A+n]m[Bm]n donde [A+n] y [Bm] son las concentraciones iniciales de los [A iones que no estn necesariamente en equilibrio. Se presentan 3 est equilibrio. situaciones: Si Qs > Kps el compuesto precipita Si Qs = Kps la solucin es saturada soluci Si Qs < Kps la solucin es no saturada soluci

Este producto inico de solubilidad (Qs) sirve para predecir la formacin de i Qs) formaci un precipitado (pp). (pp).



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Reacciones de precipitacinEjemplo: Se formar el precipitado de Ag2CO3 cuando se mezclan 25 mL de AgNO3 formar 0,001 M con 75 mL de Na2CO3 0,001 M? Kps (Ag2CO3) = 6,2 x1012AgNO3 Na2CO3 Ag2CO3(s) Ag + NO3 2 + CO3 + 2Na + 2 2Ag (ac) + CO3 (ac)+

El volumen es100mL. Hay dilucin: + [Ag ]: V1 x C1 = V2 x C2 25 x 0,001 = 100 x C2 2 [CO3 ]: V1 x C1 = V2 x C2 75 x 0,001 = 100 x C2

C2 = [Ag ] = 2,5 x 10 M C2= [CO3 ] = 7,5 x 10 M2 4

+

4

s Si se reemplazan estas concentraciones en Q da: 4 2 4 11 +2 2 Qs = [Ag ] [CO3 ] = (2,5 x 10 ) (7,5 x 10 ) = 4,7 x 10

Como Kps = 6,2 x 10 se tiene que Q s > K ps y se concluye que se formar un precipitado (pp) de Ag2CO3.

12

Precipitacin fraccionadaEn este caso se trata de precipitar ciertos iones especficos de una espec solucin o de precipitar unos iones primeros que otros. soluci Problemas tipos: tipos: a) Si a una solucin que contiene 0,1M de Cl y 0,01M de CrO42 se le soluci agrega Ag+. (1) Qu precipita primero: AgCl o Ag2CrO4? (2)Qu Qu (2)Qu cantidad de Cl queda cuando comienza a precipitar Ag2CrO4? Kps AgCl = 1,2 x1010 Kps Ag2CrO4 = 2,0 x 1012



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Desarrollo del problemaEl mtodo consiste en calcular la [Ag+] necesaria para precipitar tanto el AgCl m [Ag como el Ag2CrO4(1) AgCl (s)+

Ag +(ac) + Cl (ac)10

K ps = [Ag ][Cl ]= 1,2 x 10

1,2 x 1010

10

= [Ag ](0,1)

+

+ [Ag ] = 1,2 x 10 1 1 x 10

= 1,2 x 10

9

Ag 2CrO4+2 2

2Ag+ + CrO42 2 x 10+2 12

Kps = [Ag ] [CrO4 ] =12

2 x 10 = [Ag ] [1,0 x 10 ] 5 [Ag +] = 1,4 x 10 Por lo tanto, como la (Ag ) necesaria para precipitar AgCl es menor que la necesaria para precipitar Ag 2 CrO 4 precipita primero AgCl . (2) K ps = [Ag+ ][Cl ] 1,2x10 10 +

2

= (1,4 x 10 )(Cl )6

5

[Cl ] = 8,5 x 10

Es la concentracin que queda cuando comienza a precipitar Ag 2CrO 4. Se 1 6 observa que la [Cl ] ha bajado de 1 x 10 M a 8,5 x 10 M.

El pH y la solubilidadLa solubilidad de muchos compuestos tambin depende del pH de la tambi solucin. Si se considera, por ejemplo, el equilibrio de solubilidad de un soluci hidrxido: hidr M(OH)n(s) (s) M+n(ac) + nOH (ac) (ac)

Al aadir iones OH (aumenta pH) el equilibrio se desplaza de la a derecha a la izquierda con lo cual disminuye la solubilidad del M(OH)n. Por otra parte al aadir iones H+ (disminuye pH) el equilibrio a se desplaza de la izquierda hacia la derecha y la solubilidad del M(OH)n aumenta. As los hidrxidos insolubles tienden a disolverse aumenta. As hidr en soluciones cidas y con una lgica similar los cidos insolubles se l disuelven en soluciones bsicas. b



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El pH y la solubilidadEjemplo cuantitativo: Cul es el pH de una solucin saturada de Mg(OH)2, y cmo afecta su Cu soluci c solubilidad el aumento o disminucin del pH?. Kps = 1,2x1011. disminuciMg(OH)2 (s) El E.Eq.11 2+ 2+ Mg (ac) + 2OH (ac) 0 0 s 2s s 2s 2

K ps = 1,2 x 10 = [Mg ][OH ] 11 2 1,2 x 10 = (s) (2s) 4 x 10 s = 1,4

Cuando el pH es < 10,45 la solubilidad del Mg(OH)2 debera aumentar Mg(OH) deber debido a una [H+] mayor y a una [OH] menor. Cuando el pH es > 10,45 la solubilidad del Mg(OH)2 debera disminuir Mg(OH) deber debido a una [OH] mayor (efecto de ion comn). com

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7311811 Cap 10 Equilibrio Ionico

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