Teoria 11- Equilibrio ionico -...

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Dra. Patricia Satti, UNRN EQUILIBRIO IÓNICO Equilibrio Iónico Dra. Patricia Satti, UNRN SOLUCIONES ACUOSAS Soluciones acuosas Los solutos que se disuelven en agua se agrupan en dos categorías: 1) no-electrolitos 2) electrolitos Un Electrolito es una sustancia que, disuelta en agua forma una solución que conduce la corriente eléctrica Un Electrolito genera iones en la solución. Dra. Patricia Satti, UNRN SOLUCIONES ACUOSAS No electrolitos Cuando se disuelve en agua un compuesto No Electrolito, como por ejemplo…. ¡¡Azúcar!! o (sacarosa o C 12 H 22 O 11) se obtiene una solu- ción que no conduce la corriente Esto implica que en la solución no hay iones, el soluto está en la misma forma que establece la fórmula y para representar la solución se escribe C 12 H 22 O 11 (ac) Dra. Patricia Satti, UNRN SOLUCIONES ACUOSAS Los electrolitos se clasifican en 2) ELECTROLITOS FUERTES Especies que se disocian COMPLETAMENTE (100%) en iones Ejemplos: KCl, HCl, NaNO 3 , NaOH 1) ELECTROLITOS DÉBILES Especies que se disocian PARCIALMENTE (menos de 100%) en iones Ejemplos: NH 3 , HNO 2 , HCN

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Dra. Patricia Satti, UNRN EQUILIBRIO IÓNICO

Equilibrio Iónico

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Soluciones acuosasLos solutos que se disuelven en agua se agrupan en dos categorías:

1) no-electrolitos2) electrolitos

Un Electrolito es una sustancia que, disuelta en agua forma una solución que conduce la corriente eléctricaUn Electrolito genera iones en la solución.

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No electrolitosCuando se disuelve en agua un compuesto No Electrolito, como por ejemplo….

¡¡Azúcar!! o (sacarosa o C12H22O11) se obtiene una solu-ción que no conduce la corriente

Esto implica que en la solución no hay iones, el soluto está en la misma forma que establece la fórmula y para representar la solución se escribe

C12H22O11(ac)Dra. Patricia Satti, UNRN ESTRUCTURA ATOMICADra. Patricia Satti, UNRN EQUILIBRIO IÓNICODra. Patricia Satti, UNRN SOLUCIONES ACUOSAS

Los electrolitos se clasifican en

2) ELECTROLITOS FUERTESEspecies que se disocian COMPLETAMENTE

(100%) en ionesEjemplos: KCl, HCl, NaNO3, NaOH

1) ELECTROLITOS DÉBILESEspecies que se disocian PARCIALMENTE

(menos de 100%) en ionesEjemplos: NH3, HNO2, HCN

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Electrolitos débiles

Las soluciones de electrolitos débiles en cambio, contienen

1) Especie sin disociar2) Iones provenientes de la disociación parcial

Ejemplo: Una solución acuosa de HCN contiene

HCN(ac) H+(ac) CN-(ac)

Además del solvente agua

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Electrolitos fuertesAl disolver compuestos como el KCl en agua se obtiene una solución conductora de electricidad. Esto implica que en la solución formada hay ionesEstos iones provienen del soluto, en este caso K+ y Cl- y por ser un electrolito fuerte TODO el KCl se disocia en iones.

Entonces, para la solución lo correcto es escribir:

K+(ac) + Cl-(ac)Ya que la especie KCl no existe en la solución

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El cloruro de potasio se disocia en agua en cationes potasio y aniones cloruro.

KCl(ac) → K+ (ac) + Cl- (ac)

K+ Cl-K Cl

Ejemplos de disociación

El sulfato de potasio se disocia en agua en cationes potasio y aniones sulfato.

K2SO4(ac) → 2 K+ (ac) + SO42-(ac)

K+

SO42-

K+

KK SO4

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Las ecuaciones iónicas describen la disolución (formación de iones) de sustancias solubles en agua

KCl(ac) + AgNO3(ac) → KNO3(ac) + AgCl(s)

En estas ecuaciones se indican los iones y moléculas en solución, así como también las sustancias sólidas, líquidas o gaseosas que no se disuelven. K+

(ac) + Cl-(ac) + Ag+(ac) + NO3

-(ac) → K+

(ac) + NO3-(ac) +AgCl(s)

Ecuaciones IónicasCuando los compuestos iónicos fuertes se disuelven en agua éstos se separan en sus iones, este proceso se llama disociación (ionización).Se sabe que los compuestos iónicos se disocian cuando se disuelven en agua porque la solución conduce la electricidad.

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Reacciones de PrecipitaciónSe produce cuando se mezclan soluciones que reaccionan para formar un sólido insoluble.Si no se forma un precipitado no hay reacción. Esto se puede preveer de acuerdo a las reglas de solubilidad.

AgNO3(ac) + NaCl(ac) → AgCl(s) + NaNO3(aq)

Ecuación iónica completaAg+

(ac)+NO3-(ac)+Na+

(ac)+ Cl-(ac) → Na+(ac)+NO-

3(ac)+ AgCl(S)↓

Ag+(ac)+ Cl-(ac) → AgCl(S) ↓

Ecuación iónica neta Iones espectadores

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• Los compuestos que contienen iones NO3-

son solubles.• Los compuestos que contienen iones Na+,

K+, o NH4+ son solubles.

• La mayoría de los compuestos que contienen iones Cl- son solubles, excepto AgCl, PbCl2, y Hg2Cl2

Reglas de Solubilidad

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• La mayoría de los compuestos que contienen iones SO4

2- son solubles, excepto BaSO4, PbSO4, CaSO4

• La mayoría de compuestos que contienen iones OH- son poco solubles, (precipitan), excepto NaOH y KOH que son solubles y Ba(OH)2, Ca(OH)2 que son moderadamente solubles.

• La mayoría de los compuestos que contienen iones S2-, CO3

2-, o PO43- son poco solubles

(precipitan)

Reglas de Solubilidad

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Una reacción de neutralización es un caso especial de reacción de doble desplazamiento

Reacciones de Neutralización

HCl(ac) + NaOH(ac) → NaCl(ac) + H2O(l)

Ecuación iónica completaH+

(ac)+ Cl-(ac)+ Na+(ac)+ OH-

(ac) → Na+(ac)+ Cl-(ac) + H2O(l)

H+(ac)+ OH-

(ac) → H2O(l)

Ecuación iónica neta

Iones no participantes o espectadores

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Reacciones Ácido-Base

Para poder identificar y escribir completamente una reacción ácido-base es necesario poder definir claramente qué es ÁCIDO y qué es BASE

Generalizando, son las reacciones que ocurren entre una sustancia que tiene propiedades de ÁCIDO y otra con propiedades son de BASE

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Ácido o base Donde se encuentra

ácido acético vinagre

ácido acetil salicílico aspirina

ácido ascórbico vitamina C

ácido cítrico jugo de cítricos, saborizantes

ácido clorhídrico jugos gástricos

ácido sulfúrico baterías de coches

ácido fosfórico gaseosas

ácido bórico antisépticos, insecticidas

bicarbonato leudante

amoníaco (base) limpiadores caseros

hidróxido de magnesio (base) leche de magnesia (laxante y antiácido)

Ácidos y bases caseros

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Definición de ácido-base

Buscan relacionar las propiedades de los compuestos con su

composición y estructura

Brönsted-Lowry

Lewis

Arrhenius

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Teorías ácido -base.

Es común en ciencia que las definiciones evolucionen.En el caso de ácidos y bases, las definiciones han ido desde una descripción de sus características más distintivas hasta, hoy en día, la descripción del comportamiento ácido-base a nivel atómico y molecular.

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Teorías Ácido-Base

Lewis

BrÖnsted y Lowry

Arrhenius

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1) Teoría de ArrheniusDe acuerdo a esta teoría:

ÁCIDO: es una especie que en solución acuosa libera iones H+ HCl → H+ + Cl-

El ion hidrógeno es el causante de las propiedades ácidas

BASE: es una especie que en solución acuosa libera iones OH- NaOH → Na+ + OH-

El ion oxhidrilo es el causante de las propiedades básicas

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Ejemplos de ÁCIDOS de Arrhenius

HCl (ac) → H+ + Cl-

CH3COOH (ac) → H+ + CH3COO-

Más ejemplos, H2S(ac) ; HS-(ac); H2CO3(ac); H3PO4(ac) HCO3

-(ac), etc.

Según el número de H+ que libere el ácido se denomina: monoprótico (1) HNO3

diprótico (2) H2Striprótico (3) H3PO4

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Ejemplos de BASES de Arrhenius

LiOH (ac) → Li+ + OH-

Mg(OH)2 (ac) → Mg + 2 OH-

Más ejemplos, NaOH(ac), Ba(OH)2, etc.

Solo considera bases a los hidróxidosSegún el número de OH- que libere la base se la llama: monobásica (1) NaOH

dibásica (2) Ca(OH)2

tribásica (3) Al(OH)3

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Svante August Arrhenius(1859-1927)

“En reconocimiento a los extraodinarios servicios que haprestado al avance de la química mediante su teoríaelectrolítica de la disociación”.

1903Tercer premio Nobelde Química

Limitaciones:* Se limita a disoluciones acuosas.* Las sustancias deben tener H+ u OH- en su composición* Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidroxilo (p.ej.: NH3 líquido)

Se requiere una perspectiva más generalDra. Patricia Satti, UNRN ESTRUCTURA ATOMICADra. Patricia Satti, UNRN EQUILIBRIO IÓNICO

La naturaleza del protón hidratado. El ión hidronio H3O+

H+(aq) no existe realmenteH3O+ (aq) es el ión hidronioEmpleamos H+ (aq) y H3O+ (aq) indistintamente

O HHH

+

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2) Teoría de Brönsted-Lowry

ÁCIDO: es una especie que libera iones H+

BASE: es una especie que acepta iones H+

Plantea existencia de pares ácido-base conjugadosNo se restringe a soluciones acuosasUn ácido DEBE tener H+ en su composiciónUna base debe poder aceptar los H+ , pero NO NECESITA tener OH- en su composición

J. N. Brønsted(1879-1947)

T. M. Lowry(1874-1936)

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Pares ácido-base conjugados

En un equilibrio ácido-base, hay transferencia de protones en ambas direcciones de la reacción

HA + B →(ácido) (base)

H3PO4 + NH3 → H2PO4- + NH4

+

(ácido) (base) (base conjugada) (ácido conjugado)

HA + B → A- + BH+(ácido) (base) (base conjugada) (ácido conjugado)

Ejemplo

Observar que NINGUNA DE LAS BASES, en este ejemplo tienen OH-

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Pares ácido-base conjugadosTodo ácido tiene asociado una base conjugada que se origina cuando el ácido transfiere un protón a otra baseToda base tiene asociado un ácido conjugado que se origina cuando la base acepta un protónEl caso del Agua es muy particular, porque puede actuar COMO ÁCIDO o como BASE, esos compuestos se llaman ANFÓTEROS o ANFOLITOS

HCl + H2O → Cl- + H3O+

(ácido) (base) (base conjugada) (ácido conjugado)

H2O + O2- + 2 Na+ → OH- + OH- + 2 Na+

(ácido) (base) (base conjugada) (ácido conjugado)

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3) Teoría de LewisÁCIDO : especie que puede aceptar

pares de electrones

BASE: Especie que puede ceder pares de electrones

Para que una sustancia acepte un H+ debe poseer un par de electrones no compartidos

G. N. Lewis (1875-1946)

H+ + :N H

H

H

N H

H

H

H

+

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Lewis definió un ácido como una sustancia que puede aceptar un par de electrones (frecuentemente tiene solo 6 electrones en lugar de 8 en su capa de valencia), y a una base como una sustancia capaz de donar un par de electrones (tiene un octeto, pero por lo menos un par de electrones no compartidos).

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El H+ es ácido de Lewis, pero no es el único.La base puede ceder pares de electrones a otras especies

H N:H

H+ B F

F

F

FH N

H

HB F

F

base ácido

Definición más general

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Fuerza de ácidos y de bases.Los diferentes ácidos manifiestan su carácter con diferente intensidad.Esto significa que un determinado ácido puede ser más ácido o puede ser menos ácido que otro. Lo mismo sucede con las bases.La intensidad del carácter ácido(de un ácido) se denomina fuerza del ácido y la intensidad del carácter básico(de una base) se denomina fuerza de la base.Estas diferencias permiten “ordenar” las especies ácidas y las especies básicas según su fuerza relativa.

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Fuerza de ácidos y de bases.En soluciones acuosas, las fuerzas relativas de los ácidos y de las bases se ordenan y se cuantifican según se comporten frente al agua.

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Propiedades ácido -base del agua y escalasde acidez

El agua es un anfolito ya que presenta ambos caracteres: es ácido y es base.

El carácter ácido del agua y de las soluciones acuosas se identifica por la presencia del ión H3O+

y el carácter básico, por el ion OH-.En forma más simple:

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A mayor concentración de H+ mayor es la acidez del sistema y viceversa.A mayor concentración de OH- mayor es la basicidad del sistema y viceversa.Por ejemplo, si en una solución:

[H+] > [OH-] la solución es áciday si [H+] < [OH-] la solución es básica

Los sistemas donde [H+] = [OH-] son neutros.

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¿En el agua, predomina alguno de los caracteres?

La “reacción de disociación del agua”:

H2O(l) ⇔ H+(ac) + OH-

(ac)

tiene constante de equilibrio Kc= 10-14 a 25ºC. Esta K se designa como Kw. Por tanto, a 25ºC, se debe cumplir:

Kw= [H+][OH-] = 10-14

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Equilibrios de ionización del agua

Si se tiene agua pura:

Kw= [H+] [OH-] = 10-14

x = [H+] = [OH-] = 10-7

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En soluciones acuosas, a 25ºC, siempre debe cumplirse que:

[H+] [OH-] = 10-14

Por lo tanto la única situación de neutralidad se presenta cuando [H+] y la de [OH-] = 10-7 MPor lo tanto, si

[H+] > 10-7⇒ [OH-] < 10-7 ⇒ solución ácida

[H+] < 10-7⇒ [OH-] > 10-7 ⇒ solución básica

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La acidez o la basicidad de un sistema se mide en función del valor de [H+] o del valor de [OH-].

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La escala de pHDado que las concentraciones molares de H+ y OH-

son entonces números tan pequeños, resultaba difícil expresar la acidez o basicidad en función de la concentración molar de las soluciones. En 1909 el químico danés Sören Sörensen propuso una alternativa para medir la acidez, diseñando la escala de pHEl rango de medición está entre 0 y 14 y se define a través del logaritmo de la concentración (en realidad de la actividad) del ión hidrógeno.

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La escala de pH

pH = -log10[H+]Ejemplos: si [H+] = 10-3M ⇒ pH = 3si [H+] = 2,5 x 10-9M ⇒ pH = 8,6

En forma análoga también se puede definirpOH = -log10[OH-]

si [OH-] = 5,7 x 10-4 M ⇒ pOH= 3,2 si [OH-] = 10-12 M ⇒ pOH= 12

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Medida de acidez y alcalinidad

Región ácida Región básica

[H+] > [OH-][H+] = [OH-]

[H+] < [OH-]

Región neutra

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La escala de pH

Debido a que siempre en solución acuosa a 25ºC debe cumplirse:

[H+] [OH-] = 10-14

también debe cumplirse lo que sigue:

log [H+] + log [OH-] = -14- log [H+] - log [OH-] = +14

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Algunas equivalencias en las distintas escalas de acidez

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Los diagramas representan soluciones acuosas de tres ácidos (HX, HY y HZ), habiéndose omitido las moléculas de agua para mayor claridad.

HY es un ácido fuerte porque está totalmente ionizado (no hay moléculas de HY en disolución), mientras que tanto HX como HZ son ácidos débiles, cuyas disoluciones consisten en una mezcla de moléculas y iones. El ácido más fuerte es el que más iones H+ y menos moléculas de ácido no disociado tiene en disolución; por tanto, el orden es HY> HZ > HX.

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Fuerza relativa de ácidosSean dos ácidos cuyas fuerza ácida se desea comparar. La fuerza de cada uno de estos ácidos se mide con respecto del agua (base).Las reacciones son:

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Fuerza relativa de ácidosAmbas reacciones se pueden escribir en forma más simple como sigue con sus respectivas constantes de equilibrio a T:

Estas reacciones se conocen como “reacciones de disociación” del ácido, Su constante de equilibrio se denomina “constante de disociación ácida” y se designa por Ka.

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Fuerza relativa de ácidosLa reacción que tiene el mayor valor de Ka, presenta mayor avance de la reacción. En consecuencia, a partir de una misma condición inicial, genera mayor concentración de H+.Esta mayor concentración de H+ es indicación de mayor fuerza ácida.Se concluye entonces que:

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Fuerza relativa de ácidosSi para los ácidos HX y HY que se comparan:

HX(ac) ⇒ H+(ac) + X-(ac) KaHX

HY(ac) = H+(ac) + Y-(ac) KaHY

KaHX > KaHY ⇒ HX es más fuerte que HY

KaHX < KaHY ⇒ HY es más fuerte que HX

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La mayoría de los ácidos son débiles existen solo algunos ácidos fuertes.Los ácidos fuertes son electrolitos fuertes y para los fines prácticos se supone que disocian completamente en agua.

o simplemente:

La disociación completa del ácido HA significa que en el sistema no existe la forma HA puesto que todo se ha disociado en iones H+ y A-.

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Si falta la especie HA, no existe equilibrio con respecto de la reacción de disociación.Si se intenta expresar un equilibrio, éste debería satisfacer:

pero como el sistema no tiene HA ⇒ [HA] = 0Ka tendería a infinito, o sea Ka de un ácido fuerte debería ser infinitamente grande, lo que no tiene sentido.

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Los siguientes ácidos son fuertes:

HCl; HBr; HI; HNO3; H2SO4 (en su primera disociación);HClO4; HClO3

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pH de ácidos débilesLos ácidos débiles disocian parcialmente.Si HX es un ácido débil, la reacción de disociación:

HX(ac) + H2O(l) = H3O+(ac) + X-(ac)

o su equivalente:

HX(ac) = H+(ac) + X-(ac)ocurre parcialmente y por lo tanto se establece un equilibrio entre las especies presentes HX (ácido que queda sin disociar), H+y X-.

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pH de ácidos débilesEl equilibrio de la reacción de disociación de un ácido débil:

HX(ac) = H+(ac) + X-(ac)está regulado por su constante de equilibrio de disociación del ácido, Ka, cuya expresión es:

El valor de Ka es por lo general 10-2 o menor.

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Lo mismo ocurre con las bases

Ejemplos de bases fuertes:LiOH; NaOH; KOH; RbOH; CsOH; Mg(OH)2; Ca(OH)2; Sr(OH)2; Ba(OH)2

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Considerando Kb, algunos ejemplos de bases débiles serían

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Fuerza relativa de pares conjugados ácido-base.

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Relación entre Ka y Kb de un par ácido-base conjugado

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Ácidos y bases fuertes

Ácidos Fuertes Bases FuertesClorhídrico, HCl Hidróxidos de metales del

Grupo 1= LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOHSulfúrico, H2SO4

Nítrico, HNO3

Perclórico, HClO4 Hidróxidos de los metales más pesados (no Be ni Mg) del Grupo 2 = Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2

Clórico, HClO3

Yodhídrico, HI

Bromhídrico, HBr

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Problemas de equilibrio ácido-base.

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º

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Resumen de respuestas y conclusión:

Mientras menor es la concentración del ácido débil mayor es su grado de

disociación y menos ácida es la solución

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Acido fuerte

Acido débil

Concentración inicial del ácido

% Io

niza

ción

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Modificaciones de equilibrios de disociación de ácidos y de bases débiles.

Los estados de equilibrio de soluciones de ácidos y de bases débiles pueden ser alterados toda vez que el sistema reciba un efecto que haga a Q distinto de K.El sistema responde a esta alteración siguiendo el principio de Le Châtelier:

“la reacción se desplaza en la dirección que disminuye el efecto causado”.

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ProblemaCalcule la concentración de H+ en solución:a)0,10 M de HBrOb)0,10 M de HBrO y 0,05 M de NaBrOc)0,10 M de HBrO y 0,10 M de NaBrO

Ka del HBrO = 2,3 x 10-9

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Solución.a) 0,10 M HBrO

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b) 0,10 M HBrO y 0,05 M NaBrO

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La presencia del ion BrO- en la solución hace que el equilibrio se desplace hacia donde el BrO- se consume, esto es,

R P,con lo cual disminuye la [H+] y la solución se vuelve menos ácida.

¿Cómo será la [H+] en la solución c)?La solución c) tiene mayor concentración de NaBrO que la b), luego se espera que [H+] en c) sea menor que [H+] en b).

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Resumen:HBrO(ac) ↔ H+(ac) + BrO-(ac) Ka= 2,3x10-9

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Efecto de ión comúnEl desplazamiento del equilibrio mostrado en el problema anterior se conoce como “efecto de ión común”.

La especie que produce el desplazamiento es un ion idéntico al que genera la disociación (del ácido o de la base) pero aportado por una sustancia diferente.

En nuestro ejemploel ión BrO- que pro-vino de NaBrO.

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Compare el % de disociación del HBrO en las soluciones del problema anterior:

a) 0,10 M de HBrOb) 0,10 M de HBrO y 0,05 M de NaBrOc) 0,10 M de HBrO y 0,10 M de NaBrO

En las soluciones b) y c) hay efecto de ion común en la disociación del HBrO. La solución con mayor concentración de BrO-presenta el mayor efecto. Por lo tanto el % de disociación del HBrO en las soluciones cambia de la siguiente manera:

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¿Cuál de las siguientes soluciones:1) NH3 0,20 M2) NH3 0,20 M y NH4Cl 0,03 M3) NH3 0,20 M y NH4NO30,10 M4) NH3 0,20 M y NaCl 0,10 M

a) presenta menor grado de disociación,b) presenta mayor grado de disociación,c) tiene menor pHd) es la más básica

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SoluciónEn las soluciones dadas la especie débil es el NH3 y su reacción es:

NH3(aq) + H2O(l) = NH4+(aq) + OH-(aq)

El ión común que puede desplazar el equilibrio es NH4

+.Las soluciones que tienen ión NH4

+ son la 2) y la 3)

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El mayor efecto del ión NH4+ ocurre en la solución

donde su concentración es mayor.

1) NH3 0,20 M NO HAY IÓN COMÚN

2) NH3 0,20 M y NH4Cl 0,03 M

3) NH3 0,20 M y NH4NO3 0,10 M

4) NH3 0,20 M y NaCl 0,10 M

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Cálculo más preciso del pH en soluciones de acidos y bases debiles

AH H+ + A- Ka = [H+][A-] / [AH]

H2O H+ + OH- KW =[H+][OH]

[AH]0 = [A-] + [AH] [H+] = [A-] + [OH-]

4 incógnitas y 4 ecuacionesOPC.

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[AH]0 = [A-] + [AH] Kw = [H+][OH-]

[H+] = [A-] + [OH-] Ka = [A-][H+]/[HA]

[AH]0 = [A-](1 + [H+]/Ka)

[H+] = {[AH]0/ (1 + [H+]/Ka)}+ Kw/[H+]

[H+]- Kw/[H+] = {[AH]0/ (1 + [H+]/Ka)}

[H+] + [H+]2/Ka- Kw/[H+]-Kw/Ka - [HA]0 = 0

[H+]3 + Ka[H+]2 -(Kw+ Ka[HA]0)[H+]- KwKa = 0OPC.

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Al resolver el sistema anterior obtenemos una ecuación cúbica en [H+]:

Como resolver esto ?

Para el caso de un ácido : [H+] > [ OH-] y por lo tanto podemos suponer que:

[H+] = [A-]

[AH]0 - [A-] = [AH] o [AH]0 - [H+] = [AH]Ka = [H+]2 / ([AH]0 - [H+])

[H+]2 + Ka[H+] - Ka[AH]0 = 0

[H+]3 + Ka[H+]2 -(Kw+ Ka[HA]0)[H+]- KwKa = 0

OPC.Dra. Patricia Satti, UNRN ESTRUCTURA ATOMICADra. Patricia Satti, UNRN EQUILIBRIO IÓNICO

Acidos polipróticos Las especies que son ácidos pueden tener uno o más átomos de H ionizables.Los ácidos que tienen:

un H se denominan monopróticos. Ej HF, HCN, CH3COOH

dos H => dipróticos. Ej: H2CO3, H2S, etc.tres H => tripróticos. Ej: H3PO4

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Acidos polipróticosLos ácidos polipróticos liberan los iones H+

en etapas sucesivas. Ejemplos:

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Acidos polipróticosLos ácidos polipróticos tienen tantas constantes de disociación como iones hidrógenos puedan liberar. Las constantes se designan por Ka1 ; Ka2…y los valores son siempre:

Ka1 > Ka2> …

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Recomendaciones para resolver con éxito problemas de equilibrio.

1.-Identifique todas especies (iónicas y no iónicas) presentes inicialmente en el sistema.

2.-Escriba todas las reacciones posibles sólo entre las especies iniciales con sus respectivas K.

3.-Resuelva el equilibrio de la reacción de mayor K (reacción de mayor conversión => reacción principal, RP).

4.-Resuelva por sustitución el resto de los equilibrios.

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ProblemaCalcule la concentración (en el equilibrio) de todas las especies presentes en una solución de ácido carbónico 0,02 M. En el equilibrio existen

todas las especies que derivan del H2CO3 y del H20

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3.-Se resuelve el equilibrio de la reacción principal:

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El equilibrio principal (primera disociación del H2CO3) fija las concentraciones de equilibrio de todas las especies involucradas en esa reacción. En este caso esas especies son H2CO3, H+ y HCO3

- en el equilibrio.

Por lo tanto todas las otras condiciones de equilibrio que deba satisfacer el sistema tienen

que respetar las concentraciones ya determinadas por la reacción principal

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4.-Las otras condiciones de equilibrio que debe satisfacer el sistema son las de las reacciones:

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cuya condición de equilibrio es:

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Resumen de ResultadosEn orden decreciente las concentracionesde las especies son:

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Propiedades ácido-base de sales (solubles en agua).

Se denomina SAL a un compuesto iónico formado en la reacción entre un ácido y una base:

Las sales solubles en agua son electrolitos fuertes, están 100% disociadas en iones.:

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1)Solución de NaNO3(ac)

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2) Solución de NH4Cl(ac)

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Los cationes de bases débiles se hidrolizan para formar la base débil:

La hidrólisis es ácida porque genera iones H+.La constante de equilibrio de la reacción de hidrólisis se designa por Kh y es igual:

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3) Solución de KClO (ac)

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Los aniones de ácidos débiles se hidrolizan para formar el ácido débil:

La hidrólisis es básica porque genera iones OH-.La constante de equilibrio de la reacción de hidrólisis se designa por Kh y es igual a:

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4) Solución de NH4F(ac)

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La presencia simultánea de cationes de bases débiles y de aniones de ácidos débiles conduce a una sola reacción de hidrólisis, para formar la base débil y el ácido débil, respectivamente:

Catión + Anión ⇒ Ácido débil + Base débilacido base

conjugado conjugada

La hidrólisis simultánea es: ácida si el A conj es más fuerte que la B conjbásica si la B conj es más fuerte que el A conj.

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Resumen1) Sal de ácido fuerte y base fuerte

*No hay hidrólisis ej. NaCl*pH = 7

2) Sal de base débil y ácido fuerte*Hidrólisis del catión ej NH4Cl*pH < 7

3) Sal de base fuerte y ácido débil*Hidrólisis del anión ej. KClO*pH > 7

4) Sal de base débil y ácido débil*Hidrólisis de catión y anión ej. NH4F*pH = ? Hay que comparar constantes

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ProblemaClasifique las siguientes soluciones como ácidas, básicas o neutras:

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Solucióna) KNO2(ac)K+ proviene de base fuerte, no reaccionaNO2

- base conj de ácido débil

b) KNO3 (ac)K+ de base fuerte, no reaccionaNO3

-de ácido fuerte, no reacciona

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c) HF(ac)ácido débil => solución ácida

d) NH4CN(ac)NH4

+ ácido conj.de base débilCN- base conj. de ácido débil

Es más fuerte la base CN- que el ácido NH4

+, por lo tanto la solución es básica

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Problemaa) Calcule el pH de una solución 0,25 M de

acetato de sodio, CH3COONa.b) Calcule el % de hidrólisis del ion acetato.

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a) Calcule el pH de una solución 0,25 M de acetato de sodio, CH3COONa

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Se resuelve el equilibrio de la reacción de hidrólisis:

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b) Calcule el % de hidrólisis del ion acetato.

De 0,25 moles de CH3COO- se hidrolizan (reaccionan) 1,2x10-5 moles =>

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Titulaciones Ácido-Base

El momento de la neutralización corresponde alpunto de equivalencia donde:

Ácido + Base Sal + Agua

nº equivalentes de ácido = nº equivalentes de base

Una valoración ácido-base es la determinación de la concentración de un ácido en disolución a partir de una concentración conocida

de una base o viceversa, basándose en la reacción de neutralización.

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La valoración se realiza mezclando gradualmente una cantidad conocida del ácido con la base hasta alcanzar el Punto de Equivalencia, es decir, el momento en que la reacción de neutralización ha sido completa.

Indicador

nº equivalentes de ácido = nº equivalentes de base

La valoración se realiza mezclando gradualmente una cantidad conocida del ácido

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NeutralizaciónPara que ocurra la neutralización, debe reaccionar un mismo número de equivalentes de ácido y de base

C1x V1 = C2 x V2

NaOH + HCl = NaCl + H2O

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¿Cómo sé cuándo llegué al punto de equivalencia?

Curva de titulación: Representación del pH en función del volumen de ácido añadido. OPC.

Punto deequivalencia

Volumen de la base

pH

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¿Cuál es el pH del punto de equivalencia?Si valoro ácido fuerte con base fuerte (o al revés) ⇒pH = 7Si valoro ácido débil con base fuerte ⇒ pH > 7Si valoro base débil con ácido fuerte ⇒ pH < 7

¿Puedo calcular el pH de ese punto o de cualquier punto de la curva?

Sí… sabiendo cuáles son las especies que participan en cada punto de la curva

¿Puedo saber si llegué al punto de equivalencia sin representar la curva de valoración entera?

Sí, mediante un indicador apropiado Apropiado: que cambie de color justo cuando la reacción llega al punto de equivalencia OPC.

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Clave: que el intervalo de viraje del indicador coincida con el salto de pH que se produce cuando alcanzamos el pto. equivalencia.

Valoración de ácido fuerte con base fuerte

OPC.

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Curva de valoración de un ácido diprótico con una base fuerte:

OPC.Dra. Patricia Satti, UNRN ESTRUCTURA ATOMICADra. Patricia Satti, UNRN EQUILIBRIO IÓNICO

Sistemas amortiguadores ácido-base.Amortiguador = es algo que reduce el impacto que recibe un sistema que ha sido producido por una fuerza externa a él.

soluciones reguladoras de pH o soluciones tampones.

OPC.

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OPC.Dra. Patricia Satti, UNRN ESTRUCTURA ATOMICADra. Patricia Satti, UNRN EQUILIBRIO IÓNICO

¿Qué es una solución amortiguadora de pH (solución tampón)?

Una solución que resiste la adición de un ácido o de una base fuertes sin que cambie significativamente el pH.Debe contener un componente ácido que pueda reaccionar con los OH- que se adicionan y un componente básico que pueda reaccionar con lo iones H+ que se le adicionen.Los componentes ácido y base no pueden ser cualquiera porque dentro de la solución ellos se neutralizarían.

OPC.

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Los componentes ácido y base de una solución tampón pueden ser:un par conjugado ácido-base de un ácido débilun par conjugado ácido-base de una base débilun anfolito (un ácido o una base poliprótico débil)

Ejemplos de soluciones amortiguadoras de pH.1.Solución HBrO y NaBrO2.Solución NH4Cl y NH3

3.Solución H3PO4 y NaH2PO4

4. Solución de KHCO3OPC.