07/09/2012 EQUILIBRIO IÓNICO EN SOLUCIONES ACUOSAS Equilibrio entre una sal sólida poco soluble y sus iones en solución Producto de solubilidad (Kps) • Muchos compuestos (sales, hidróxidos) son levemente solubles en agua (ej.: BaSO4; BaCl2; AgCl; PbSO4 etc) Ba2+(ac) SO2-4 (ac) AgCl(s) ' BaSO4(s) ' Ba2+(ac) + SO42-(ac) Sulfato sin disolver Ag+(ac) + Cl-(ac) + Kc= [ Ag ] [ Cl ] [AgCl] es un sólido y su concentración es constante en su propia fase [Ag+] = [Cl-] = s = solubilidad de las sales [mol/L] o [g/L] 1 07/09/2012 Kc [AgCl] = [Ag+] [ Cl‐]= Kps Kps = [Ag+][Cl‐] Kps =varía con la temperatura Cuando la solución se halla en equilibrio con exceso de sólido. Kps PRODUCTO DE SOLUBILIDAD o CONSTANTE DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD Si llamamos Q = producto iónico (o cociente de solubilidad) Q = [Ag+][Cl‐] Q = Kps solución saturada ∃ precipitado Q < Kps K solución l ió no saturada t d ∃ ppdo d AgCl(s) ' Ag+(ac) + Cl‐(ac) Kps = [Ag+][Cl‐] s s Kps= s. s = s2 Agg2CrO4((s) ' ) 2Agg+ + CrO4= 2s s Kps = [Ag+]2[CrO4=] = (2s)2. s = 4.s3 2 07/09/2012 Producto iónico y Kps Precipitado Disolución • Ejemplo A 3,0 10-5 moles de AgCl se le agrega agua hasta completar 6 dm3 y se agita hasta disolución total, siendo la temp. 25°C. a) ¿Cuánto vale el producto iónico del AgCl b) Comparar Q con el producto de solubilidad (Kps = 1,69.10-10) [Ag+] = [Cl-] = 3,0.10-5mol = 5.10-6M 6L a) Q = [Ag+] = [Cl-] = (5.10-6)2 = 2,5 10-11 mol/L b) Q < Kps = 1,69 10-10 ⇒ si le seguimos agregando AgCl(s) el Q irá hasta igualar Kps, y luego precipitará para establecer el equilibrio. 3 07/09/2012 Precipitado de una sal de plomo TEORÍA ÁCIDO‐BASE • Teoría de Arrhenius • Acido aquella sustancia que tiene H en su molécula y que en solución acuosa libera cationes H+ HCl(ac) → H+(ac) + Cl-(ac) • Base sustancia que tiene el grupo hidroxilo en su molécula y que en soluciones acuosas libera el anión HONaOH → Na+(ac) + HO-(ac) 4 07/09/2012 • Teoría de Bronsted-Lowry • Ácido • Base cualquier q entidad q química capaz p de + ceder un protón H cualquier entidad química capaz de aceptar un protón H+ • En solución acuosa hidratado no libre: el H+ H+ + H2O ' H3O+ se encuentra protón hidronio HX + H2O ' H3O+ + X- 5 07/09/2012 • El H3O+ actúa como ácido y le cede un protón al X- que se comporta como base. base 2 ácido 2 • HCl + H2O → H3O+ + Cl‐ base 1 ácido 1 par conjugado Las especies Cl‐ y HCl o H2O y H3O+ difieren en 1 protón H+ pares Se llaman ÁCIDO‐BASE CONJUGADOS ácido 2 • Base base 2 NH3 + H2O ' NH4+ + OHbase 1 Teoría ácido‐base de Lewis ácido 1 (concepto más general) Acido: Cualquier entidad química capaz de aceptar un Cualquier entidad química capaz de aceptar un par de electrones para formar una unión covalente. 6 07/09/2012 Base: Entidad química capaz de ceder un par de e‐ para formar una unión covalente. H B Base d Lewis de L i ●▼ ▼ H● N ●▼ H ●● El agua como ácido y como base NH3 + H2O ' NH4+ + OHbase 1 ácido 2 ácido 1 base 2 • HF + H2O ' H3O+ + Fácido 1 base 2 ácido 2 base 1 7 07/09/2012 Autoionización del agua pura base 2 ácido 2 H2O + H2O ' OH- + H3O+ ácido 1 base 1 Kw = [OH‐][ H3O+] [H3O+] [ HO-] Kc= [H2O]2 CTE P d t iónico Producto ió i del d l agua Kw= varía con la temperatura Kw 25°C = 1.10‐14 Soluciones neutras, ácidas y básicas solución NEUTRA ÁCIDA BÁSICA [OH-]=[ H3O+]= 1.10-7M [ H3O+]>1.10-7M [ H3O+]<1.10-7M • En soluciones acuosas diluidas [OH‐][ H3O+] = constante pH (potencial de H) 8 07/09/2012 Para concentraciones < 1 mol/L, (por comodidad, por las potencias negativas) se introduce un operador matemático: p = -log log10 Si tenemos una especie de concentración c ⇒ pc = -log10 c Si la especie es H+ ⇒ pH = - log [H+] Para un ión HO- ⇒ pOH = -log log [HO-] Para constante de equilibrio pKw = -log Kw = 14,00 (a 25°C) Solución - neutra pH = 7 = pOH - básica pH > 7 - ácida pH < 7 En soluciones acuosas diluidas: [OH-].[ H3O+]= 1.10-14 -log [ H3O+] + (-) log [OH-]=(-) – 14 pH + pOH = 14 9 07/09/2012 pH Se puede determinar mediante indicadores papel indicador universal se moja en la solución y se compara su color con un diagrama patrón. 10 07/09/2012 • O un pHmetro 11 07/09/2012 Fuerza de ácidos y bases en disolución acuosa • Ácido fuerte está totalmente ionizado Ejemplo: HNO3 + H2O → H3O+ + NO3HCl + H2O → H3O+ + ClH2SO4 + H2O → H3O+ + HSO4- Acido débil ionización parcial ( HF, HNO2, HClO, HCN, CH3COOH) antes HA después H+ A- antes HA equilibrio HA 12 07/09/2012 • HF + H2O ' H3O+ + F‐ Kc= [H3O+] [ F-] [H2O][HF] • (Ka = 6,7. 10‐4) Kc [H2O] = Ka constante de ionización CH3COOH + H2O ' H3O+ + CH3COOAc- HAc + Ka= [H3O ] [ Ac ] [HAc] = 1,8.10-5 Ka se calculan experimentalmente y están tabuladas Sus valores indican hasta qué grado se ionizan los electrolitos débiles ⇒ a > Ka > fuerza del ácido KaHF > KaHNO2 > KaCH3COOH > KaHClO > KaHCN 6,7 .10-4 1,8.10-5 ácido más débil 13 07/09/2012 α = grado de disociación : cantidad de moles de electrólito que se disocia por cada mol de soluto disuelto inicialmente. % ionización = α x 100 HA ' A- + H+ c-x x α= [ácido]ionizado/ [ácido]inicial α = x/c x Ejemplos 1.- ¿Qué valor tendrá la concentración del ión hidronio en una solución de HCl 0,01 M? ¿Cuáles serán el pH y pOH? HCl + H2O → H3O+ + Cl- pH = -log [H3O+] pH = -log 0,01 = 2 pH = 2 pOH = 12 14 07/09/2012 2.- Calcular el pH de una solución de HF 0,01 M (Ka=6,7.10-4). HF + H2O ' H3O+ + Fc-x x x Ka= [H3O+] [ F-] [HF] = 6,7. 10-4 = x2/(0,01-x) x.x c- x x2 + 6,7.10-4 x –6,7.10-4.0,01= 0 x = 2,27.10 2 27 10-3 M pH = 2,64 REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN • Reacción de un ácido con una base HCl + NaOH → NaCl + H2O Se reduce a una reacción entre H+ y OHH+ + OH- →H2O 15 07/09/2012 Valoración o titulación ácido‐base • Método que consiste en agregar cuidadosa y lentamente una solución de un reactivo adecuado y concentración conocida (solución patrón) a la muestra problema, cuya concentración queremos determinar, hasta que termine la reacción entre los dos. ej. Indicador fenolftaleína j incoloro pH < 8 fucsia pH 10 (básico) Solución patrón o titulante Vbase Indicador Vácido 16