clase 3

Equilibrios iónicos
Equilibrios iónicos
Titulación de una base fuerte con un ácido fuerte
Solo base
(pH inicial)
[H+] = [OH-]
(pH punto estequiom.)
Solo ácido
Titulación de 25 mL de HCl 0.1 M con NaOH 0.1 M
VHCl
VNaOH
Vtotal
Moles H+
Moles
OH-
Exceso
(M)
pH
25.00
0.00
25.00
0.0025
0.00
0.1 (H+)
1.0
25.00
10.00
35.00
0.0025
0.0010
25.00
24.99
49.99
0.0025
0.002499
25.00
25.00
50.00
0.0025
25.00
25.01
50.01
0.0025
25.00
26.00
51.00
0.0025
25.00
50.00
75.00
0.0025
Equilibrios iónicos
0.043
(H+)
1.4
0.00002 (H+)
4.7
0.0025
0
7.0
0.002501
0.00002 (OH-)
9.3
0.0026
0.002
(OH-)
11.3
0.0050
0.033 (OH-)
12.5
Equilibrios iónicos
Titulación de un ácido débil con una base fuerte
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Na+(ac) + H2O → no reacciona
(pH punto estequiom.)
pH > 7
NaCl + H2O → Na+(ac) + Cl-(ac)
Cl-(ac) + H2O → no reacciona
El pH en el punto estequiométrico será 7.
Solo ácido
(pH inicial)
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Equilibrios iónicos
Equilibrios iónicos
CH3COOH + NaOH → NaCH3COO + H2O
HCl + NH4OH → NH4Cl + H2O
NH4+(ac) + H2O
Na+(ac) + H2O → no reacciona
NaCH3COO + H2O → Na+(ac) + Ac-(ac)
NH3 + H3O+
NH4Cl + H2O → NH4+(ac) + Cl-(ac)
Ac-(ac) + H2O
HAc(ac) + OH-
Cl-(ac) + H2O → no reacciona
El pH en el punto estequiométrico será mayor que 7.
El pH en el punto estequiométrico será menor que 7.
Equilibrios iónicos
Equilibrios iónicos
Titulación de una base débil con un ácido fuerte
Solo base
(pH inicial)
pH < 7
(pH punto estequiom.)
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Equilibrios iónicos
Equilibrios iónicos
Calculo del pH durante una titulación de un ácido
o base débil con una base o ácido fuerte
HAc + OH0.0025 0.0010
Se titulan 25 mL de HAc 0.1 M (0.0025 moles) con NaOH 0.1 M
 Ac   H 
K a = 1.8 × 10−5 = 
[ HAc ]
−1
HAc + H2O
H3O+(ac) + Ac-(ac)
El pH inicial será  H +1  =
[ HAc ] K a
→ pH = 2.9
0.0015
0
H2O + Ac0
-
0.0010
+1
[HAc] = 0.0015 moles x 1000 mL / 35 mL = 0.043 M
[Ac-] = 0.0010 moles x 1000 mL / 35 mL = 0.029 M
  Ac −1  
  = 4.57
pH = pK a + log  
 [ HAc ] 


Equilibrios iónicos
Equilibrios iónicos
Cada agregado de NaOH lleva a una neutralización total de
los OH-
Al agregar 25 mL de NaOH 0.1 M (0.0025 moles) la neutralización
es total
HAc + OHC0
x
C0 – x
0
H2O + Ac0
-
x
y el pH se calcula según
  Ac  

pH = pK a + log  
 [ HAc ] 


HAc + OH0.0025 0.0025
0
0
H2O + Ac0
-
0.0025
y el pH corresponde a una solución de NaAc de la concentración
correspondiente
−1
Ejemplo: al agregar 10 mL de NaOH 0.1 M (0.0010 moles) se
tiene
HAc + OHH2O + Ac0.0025 0.0010
0
[Ac-] = 0.0025 moles x 1000 mL / 50 mL = 0.050 M
El anión Ac- hidróliza por ser base conjugada de un ácido débil
Ac- + H2O
0.050
0.050 - x
-
HAc + OH0
0
x
x
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Equilibrios iónicos
K h=
Equilibrios iónicos
−1
2
Kw
[ HAc ][OH ]
x
− 10
= 5.6× 10 =
=
−1
Ka
0.050− x
[ Ac ]
[OH-] = 5.3x10-6 M → pOH = 5.28 → pH = 8.72
Al agregar 30 mL de NaOH, el exceso de
del ion Acmoles
HAc + OH0.0025 0.0030
0
concentraciones
0.045 - x
-
inhibe la hidrólisis
rango de pH en que debe actuar
un indicador para poder ser
usado en esta titulación
H2O + Ac0
0.0005
Ac- + H2O
0.045
-
OH-
-
0.0025
HAc + OH0
0.009
x
0.009 + x
pH = 11.9
Equilibrios iónicos
Equilibrios iónicos
Uso de indicadores ácido-base para determinar
el pH del punto estequiométrico de una titulación
Condición: el rango de pH en que el indicador cambia de color
debe encontrarse en la zona vertical de la curva de pH vs volumen
de titulante
Como tenemos un rango de pH en que el indicador cambia de
color, el punto estequiométrico es determinado de forma
aproximada. Por tal razón, hablamos de punto final de una
titulación
rango de pH en que debe actuar
un indicador para poder ser
usado en esta titulación
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Equilibrios iónicos
Equilibrios iónicos
Problema 11. ¿Qué indicador de los dados anteriormente utilizaría
para una titulación de 25 mL de HAc 0.1 M con
NaOH 0.1 M?
La solubilidad molar de una sustancia, S, es la cantidad máxima de
la misma, medida en moles, que puede disolverse en un litro de
solución. Sus unidades son mol L-1 o M.
Problema 12. Si un ácido débil HX tiene una Ka desconocida,
¿Cómo aprovecharía una curva de titulación para determinar la
constante?
CA(s)
CA(ac)
S
C+(ac) + A-(ac)
0
0
S
S
CA(ac)
S
0
Kps = S2
Equilibrios iónicos
Equilibrios iónicos
Equilibrios de solubilidad
Y de forma más general,
Una solución saturada de una especie sólida en agua contiene la
máxima cantidad de la misma disuelta en una cantidad
determinada del solvente a una temperatura dada
Si la especie se agrega en exceso, algo de la misma permanecerá
precipitada, de forma que podemos pensar en un equilibrio
CA(s)
C+(ac) + A-(ac)
CxAy(s)
CxAy(ac)
S
0
CxAy(ac)
S
x C+(ac) + y A-(ac)
0
0
xS
yS
Kps = (x S)x (y S)y
La constante de equilibrio para este proceso se denomina producto
de solubilidad y se escribe Kps
Si conocemos la solubilidad molar de una sustancia podemos
conocer su producto de solubilidad
Kps = [C+] [A-]
Si conocemos el producto de solubilidad de una sustancia
podemos conocer su solubilidad molar
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Equilibrios iónicos
Equilibrios iónicos
Problema 13. Si la solubilidad molar del Ag2CrO4 es 6.5x10-5 M,
calcular el valor de Kps para esa sal.
Ag2CrO4 (s)
Ag2CrO4 (ac)
S
0
Kps = (2S)2 S
Ag2CrO4 (ac)
S
2
Ag+(ac)
0
2S
+
Ca2+(ac) + 2 F- (ac)
0
0
S
2S
CaF2 (ac)
S
0
Kps = 4.0x10-11 = S (2S)2
CrO42- (ac)
0
S
Kps = 4 S3
Kps = 1.1x10-12
S = (1.7x10-10 / 4)1/3 = 3.5x10-4 M
Ca2+(ac) + 2 F- (ac)
0
0.10 M
S
2 S + 0.10
CaF2 (ac)
S
0
Kps = 4.0x10-11 = S (2S + 0.10)2 ≈ S (0.10)2
S = 1.7x10-10 / 0.010 = 1.7x10-8 M
Equilibrios iónicos
Equilibrios iónicos
Factores que afectan la solubilidad
Efecto del pH
Efecto del ion común: el agregado de una sal o hidróxido
conteniendo un ion en común con la especie que forma la solución
saturada de interés, disminuye la solubilidad de la misma.
Mg(OH)2 (s)
Mg2+(ac) + 2 OH- (ac)
Kps = [Mg2+] [OH-]2
1.8x10-11 = S (2S)2
S = 1.7x10-4 M
[OH-] = 2 S = 3.4x10-4 M → pOH = 3.48 → pH = 10.52
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Equilibrios iónicos
Mg2+(ac) + 2 OH- (ac)
Mg(OH)2 (s)
Equilibrios iónicos
Problema 14. Indique si la solubilidad de las siguientes sustancias
se ve influenciada por el pH: a) Ni(OH)2; b) CaCO3; c) BaSO4.
En presencia de una solución amortiguadora de pH = 9
pH = 9 → pOH = 5 → [OH-] = 1.0x10-5 M
a)
Ni(OH)2 (s)
Ni2+(ac) + 2 OH- (ac)
2 OH- (ac) + 2 H+ (ac)
[OH-] permanece constante
Kps = [Mg2+] [OH-]2
Ni(OH)2 (s) + 2 H+ (ac)
1.8x10-11 = S (1.0x10-5)2
2 H2O
Ni2+(ac) + 2 H2O
Un aumento de la acidez favorece la solubilidad
(recordar el Mg(OH)2)
S = 0.18 M
La solubilidad del hidróxido aumentó por
el aumento de la acidez del medio
Equilibrios iónicos
CaF2 (s)
F- (ac) + H2O
CaF2 (s) + 2 H2O
Ca2+(ac) + 2 F- (ac)
Equilibrios iónicos
b)
CaCO3 (s)
Ca2+(ac) + CO32- (ac)
CO32- (ac) + H2O
HF (ac) + OH- (ac)
Ca2+(ac) + 2 HF (ac) + 2 OH- (ac)
HCO3- (ac) + OH- (ac)
Ca2+(ac) + HCO3- (ac) + OH- (ac)
CaCO3 (s) + H2O
Un aumento de la acidez favorece la solubilidad
(recordar el CaCO3)
c)
BaSO4 (s)
Ba2+(ac) + SO42- (ac)
SO42- (ac) + H2O
BaSO4 (s) + H2O
HSO4- (ac) + OH- (ac)
Ba2+(ac) + HSO4- (ac) + OH- (ac)
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Equilibrios iónicos
Equilibrios iónicos
Precipitación selectiva
Problema 15. Determinar si se formará precipitado al mezclar 100
mL de Pb(NO3)2 3.0x10-3 M y 400 mL de Na2SO4 5.0x10-3 M.
Kps(PbSO4) = 1.6x10-8
Las sales Pb(NO3)2 y Na2SO4 son extremadamente
solubles en agua y están completamente disociadas
Una mezcla de ambas formará también PbSO4 y NaNO3
El NaNO3 es muy soluble, pero el PbSO4 tiene un
Kps de 1.6x10-8
[Pb2+] = 3.0x10-3 M x 100 mL / 500 mL = 6.0x10-4 M
[SO42-] = 5.0x10-3 M x 400 mL / 500 mL = 4.0x10-3 M
Q = [Pb2+] [SO42-] = 2.4x10-6
Dependiendo de las concentraciones iniciales de Pb(NO3)2
y Na2SO4 puede haber precipitación de PbSO4 o no
Como Q > Kps tendremos precipitado de PbSO4
Equilibrios iónicos
Equilibrios iónicos
Q = [Pb2+] [SO42-]
Es posible separar iones presentes en solución por el agregado de
otro ion que forme sales insolubles con ellos.
Si Q > Kps precipitará PbSO4 hasta que Q = Kps
La clave de la separación son los distintos valores de
los Kps, cuanto más diferentes sean esos
valores más fácil será la separación
Si Q < Kps no precipita PbSO4 y se puede
disolver más hasta que Q = Kps
Si Q = Kps no precipita PbSO4 y no se disolverá
sólido ya que tenemos una solución saturada
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Equilibrios iónicos
Problema 16. Una solución contiene los iones Mg2+ (0.050 M) y
Cu2+ (0.020 M). ¿Qué ion precipitará primero al agregar OH-?
¿Qué concentración de OH- es necesaria para iniciar cada
precipitación? Kps(Mg(OH)2) = 1.8x10-11,
Kps(Cu(OH)2) = 2.2x10-20
Cuanto menor es el valor del Kps, más insoluble es la especie
Para el Mg(OH)2
Kps = [Mg2+] [OH-]2
K ps
1.8 ×10−11
OH −1  =
=
= 1.9 × 10−5 M
+2
0.05
 Mg 
Para el Cu(OH)2
Kps = [Cu2+] [OH-]2
K ps
2.2 × 10−20
OH −1  =
=
= 1.0 ×10−9 M
0.02
Cu +2 
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