Equilibrio Ionico II

8/18/2019 Equilibrio Ionico II

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EQUILIBRIO IONICO

EN SOLUCIONES IICurso Química General e inorgánica

E.A.P. Ciencias Biológicas

Profesores:Quim. Enrique Guzmán Lezama

Ing. Isabel Ramírez C


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Punto de equivalencia es el punto donde han reaccionadocantidades químicamente equivalentes de acido y base.

Punto final.-Es el punto en el que cambia el color del

Indicador en una valoración. Idealmente el punto final y

El punto de equivalencia en una valoración deben coincidir.

CURVA DE VALORACION.-Representación del pH frente

a la cantidad (normalmente el volumen)de acido o baseAñadido.


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Las valoraciones se clasifican por el tipo de objeto a analizar:

Valoraciones ácido-base: basadas en la reacción de neutralización.

Para determinar el punto final, usan un indicador de pH, un pH-metro, o un medidor de

conductancia.

Valoraciones redox: basadas en la reacción de oxidación-reducción o reacción redox.

Para determinar el punto final, usan un potenciómetro o un indicador redox aunque a

veces o bien la sustancia a analizar o la disolución estándar de referencia tienen un color

suficientemente intenso para que no sea necesario un indicador adicional.

Valoraciones de formación de complejos o complexometrías: basadas en la reacción deformación de un complejo entre el analito y la sustancia valorante.

El agente quelante EDTA es muy usado para titular iones metálicos en disolución. Estas

valoraciones generalmente requieren indicadores especializados que forman complejos

más débiles con el analito. Un ejemplo es Negro de Eriocromo T para valoración de iones

calcio, magnesio o cobre (II).

Valoraciones de precipitación: Son aquellas basadas en las reacciones de precipitacionUno

de los tipos más habituales son las Argentometrías: precipitación de aniones como los

halógenos ( F-, Cl-, Br-, I-) y el tiocianato (SCN-) con el ion plata. Ag+.

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INDICADOR, Sustancia orgánica, por su color que exhibe «indica»

la acides o basicidad de una disolución.

El mas frecuente es la fenolftaleína, que es incoloro cuando

el pH 10-8M )

Muchos indicadores son ácidos orgánicos débiles ( HIn) ,In representa

Grupos orgánicos complejos. HIn + H2O H3O+ + In-

Los indicadores universales son mezclas de diversos indicadores acido-base que

exhiben

un intervalo continuo de colores en un margen amplio de valores de pH, su uso es

frecuente

En tiras de papel.


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VARIACION DEL pH durante la titulación de un acido fuerte y una base fuerte

Ejemplo: Se dispone de 20 mL de HCl 0,1M,encuentre la variacion del pH si

En la titulacion con solucion de NaOH =0,1M se utilizo:a) 12 mL de NaOH

b) 20 mL de NaOH

c) 30 mL de NaOH

a) # eq-gramos de HCl = # eq-gramos de NaOH0,1N x 0,020 L = 0,1N x 0,012

0,0020 eq-g = 0,0012 eg-g

Despues de la neutralizacion sobran 0,008eg.gr de HCl,

Luego la [HCl] es 0,008/0,032L = 0,25 N .

HCl H+ + Cl-

0,25 0,25

pH = -log(0,25 )

= 0,60

Similar procedimiento para b) y para c) pH =13,3


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SOLUCIONES AMORTIGUADORAS ó SOLUCIONES BUFFER

Son soluciones que se resisten a los cambios en la concentracion del H3O+, es decir

mantienen un pH casi constante a pesar de la adición de ácidos y bases.Por ejemplo la capacidad transportadora de oxígeno de la hemoglobina en la sangre

Y la actividad de las enzimas en las células son muy sensibles al pH de los fluidos

corporales.

El pH normal de la sangre es 7,4 (25°C), a pH7,7 la sangre no puede liberar el CO2 a los pulmones.

La operatividad de una disolución reguladora depende del efecto del ion común,

Término usado para describir el comportamiento de una disolución, donde un mismo

ION es producido por dos compuestos diferentes.

Un caso especial del Principio de LeChatelier.

Ejm: La solución de acido acético (CH3 COOH )y acetato de sodio (CH3COONa).

El ion común es el acetato, el equilibrio del acido acético se desplaza

Hacia la izquierda,disminuyendo la concentración de [H+]


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SON FRECUENTES :Una disolución de un acido débil con una sal iónica soluble del acido

débil

Una disolución de una base débil con una sal iónica soluble de la

base débil

El efecto de ion común solo se aplica a una solución en equilibrio entre un sólido y la solución.

Procedimiento:

CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO

-

ni =ci 0,167 ----- -------

nd x ----- -------

nfd ---- x x

neq 0,167 x x


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Reemplazando el valor de Ka y despejando el valor de x, se tiene :

X = 1,73 x 10-3 = [H+] pH = -log (1,73 x 10-3 )

= 2,76

Se desprecia

Al añadir la sal: CH3COONa Na+ + CH3COO

-

0,122 0,122

CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO

-

0,122

Se tiene:

neq 0,167 x x

Reemplazando datos:

Se desprecia

Resolviendo x=2,464 = [H+] , luego el pH= 4,76

En resumen :Cuando se produce efecto de ion comun se tiene:


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ACCION REGULADORA

Una disolución reguladora contiene una par acido –base Conjugado con la base y el

ácido en concentraciones razonables es capaz de reaccionar tanto con iones H3O

+

comocon Iones OH-,según cuál se adicione.

Asi resiste los cambios del pH, cuando se adiciona una base o acido fuerte, el pH

cambia Muy poco.

Ejm:Se tiene 1L de una solución buffer formada por CH3COOH 0,10M y CH3COONa 0,1M¿Cuánto cambiara la [H3O+] y el pH, si se añade 0,010 moles de NaOH solido.

Suponer que no hay cambio en el volumen debido a la adición del NaOH.

Planteamiento.

1.-Calcule la [H3O] y el pH para la solución reguladora original.


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2.-Escriba la reaccion que muesra cuanto CH3COOH se ha neutralizado con el NaOH.

NaOH + CH3COOH CH3COONa + H2O

Inic. 0,01 mol 0,10 mol 0,10molCambio

Debidorx -0,01mol -0,01 mol + 0,01 mol

______________________________________________

Desp.rx 0,0 0,09 mol 0,11 mol

El volumen de la disolucon es 1,0L, de modo que ahora tenemos una disolucion que

Es 0,09M en CH3COOH y O,11M en CH3COONa. En esta disolucion

4.-finalmente ,calcula el ∆pH : en este caso hay un cambio de o,08 unidades,que es

Un cambio muy pequeño.


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EQUILIBRIO DE SOLIDOS LIGERAMENTE SOLUBLES ( Kps)

.Ejm: BaSO4 (s) Ba

++(ac) + SO4

=(ac)

Kps= [Ba++ ] [ SO4=]

Kps=es la constante de equilibrio ,para el equilibrio establecido entre el solido iónico y su

Solución saturada

Solubilidad.-De una sustancia es la cantidad que se disuelve para formar una solución

Saturada.

Se expresa: g/L.

Solubilidad molar: es el numero de moles de soluto que se disuelven para formar 1L

de Una solución saturada del soluto (mol/L).

Cuanto menor es el Kps el sólido se disuelve menos.

Ejm: Kps del AgCl=1,7 x 10-10 y del AgI es 8,5 x 10-11 por lo

tanto la solubilidad del AgCl es mayo que la del AgI.

Nota: La solubilidad de una sustancia cambia al cambiar las [ ] de otros solutos.

Ejm : La solubilidad del Mg(OH)2 cambia a medida que se eleva el pH de la solucion.

En cambio el Kps tiene un valor para un soluto determinado a una T° dada.


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Formacion de precipitados.

Se determina el producto ionico Q.

Q< Kps , la disolucion insaturada

Q = Kps . La disolucion saturada.

Q >Kps, la disolucion es sobresaturada y se forma precipidato

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