O H+ + OH

EQUILIBRIO QUÍMICO
ÁCIDO - BASE
TEMARIO
1) Química Analítica. Análisis Químico Cualitativo y
Análisis Químico Cuantitativo
2) Importancia de la Química Analítica en la carrera
de Agronomía
3) Equilibrio Químico: Equilibrio Ácido - Base
4) Ionización del agua
5) Función “p” Sorensen. Escala de pH.
6) Ionización de ácidos y bases fuertes y débiles
7) Acidez total, actual y potencial
¿QUE ES LA QUÍMICA
ANALÍTICA?
¿Y EL ANÁLISIS
QUÍMICO?
SEMEJANZAS Y DIFERENCIAS
A.Q.CUALITATIVO Y CUANTITATIVO
A. Q. CUALITATIVO
A. Q. CUANTITATIVO
a) Hacen uso de las mismas propiedades físicas o químicas
SEMEJANZAS
b) Requieren de las mismas operaciones preliminares
a) Naturaleza de la muestra
b) Resultados se expresan
DIFERENCIAS
en palabras o símbolos
c) Tolera pérdidas parciales
a) Cantidad en la muestra
b) Resultados se expresan en
cifras y unidades
c) No tolera pérdidas
¿CUÁL ES SU IMPORTANCIA EN
LA CARRERA DE AGRONOMÍA?
Mercados
Producto Fresco
Exportación
Productos
humanos
Suelo
Cultivos
Deficiencias
Contaminación
Agua
Industria
C. Química
Nutricional
Toxicología
Estabilidad
Producto
Animal
Insumos
Desechos
Plaguicidas
Fertilizantes
Aire
Agua
Suelo
Desarrollo Rural
Granjas
Dietas
Cosechas
Animales
Domésticos
EQUILIBRIO QUÍMICO:
EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE
Equilibrio Ácido-Base
Química Analítica
Reacciones químicas
reversibles
Equilibrio Químico
V1 = V2
a A
+
b B
V1
V2
c C
+
d D
Equilibrio Ácido-Base
Ley de Acción de las Masas
V1 = K1 [A]a [B]b
V2 = K2 [C]c [D]d
; si V1 = V2 , entonces:
K1 [A]a [B]b = K2 [C]c [D]d
K1
K2
=
[C]c [D]d
[A]a [B]b
; si K1 / K2
Keq =
[C]c [D]d
[A]a [B]b
Ley del Equilibrio
Químico
Equilibrio Ácido-Base
¿QUÉ ES UN ELECTROLITO?
Equilibrio Ácido-Base
Fuertes
HCl
H+ + Cl-
NaOH
ELECTROLITOS
KCl
Na+ + OHK+ + Cl-
Débiles
CH3COOH
NH4OH
CH3COO- + H+
NH4+ + OH-
Equilibrio Ácido-Base
CONCEPTO ÁCIDO – BASE
BRONSTED Y LOWRY
Ácido
Donador de protones
Ácido
Base
Base conjugada + H+
Aceptor de protones
Base + H+
Ácido conjugado
Concepto Par Ácido-Base Conjugado
Reacción de Neutralización
Ácido + Base
Base conj. + Ácido conj.
Equilibrio Ácido-Base
Ej: HNO2
+
ácido
NH3
base
+
H 2O
NO2-
base
base conj.
H2O
ácido
NH4+
ácido conj.
+
+
H 3O
ácido conj.
+
OHbase conj.
Sustancias que se comportan como
ácidos o bases
Sustancias anfipróticas
IONIZACIÓN DEL AGUA
Ionización del agua
H 2O
+
H 2O
Keq =
+
H 2O
H+
H 3O
+
[H2O]
Keq [H2O] = [H+][OH-]
1 x 10-14 = [H+][OH-]
OH-
OH-
[H+][OH-]
Kw = [H+][OH-]
+
Keq (25ºC) = 1,8 x 10-16
[H2O] (25ºC)= 55,5 M
Ionización del agua
H 2O
+
H 2O
Keq =
+
H 2O
H+
H 3O
+
[H2O]
Keq [H2O] = [H+][OH-]
1 x 10-14 = [H+][OH-]
OH-
OH-
[H+][OH-]
Kw = [H+][OH-]
+
Keq (25ºC) = 1,8 x 10-16
[H2O] (25ºC)= 55,5 M
Determinar [H+]
y [OH-]
Ionización del agua
Kw = [H+][OH-]
Kw =
x
Kw =
x2
.
x = √ Kw
x
=
√ 1 x 10-14
x = [H+] = [OH-] =
=
1 x 10-7 M
1 x 10-7 M
Sol. neutras
[H+] > [OH-]; [H+] > 1 x 10-7 M
Sol. ácidas
[H+] < [OH-]; [H+] < 1 x 10-7 M
Sol. básicas
DETERMINACIÓN DEL pH
DE ÁCIDOS Y BASES
FUERTES Y DÉBILES
Cálculo de pH
Función “p” de Sorensen
función p = - log [iones]
pH = - log [H+]
pOH = - log [OH-]
Si Kw = [H+] [OH-], al aplicar log
log 1x 10-14 = log [H+] + log [OH-]
-14 = log [H+] + log [OH-] (-1)
14 = - log [H+] - log [OH-]
14 = pH + pOH
Escala de pH
Cálculo de pH
Escala de pH
[H+]
[OH-]
pH
pOH
1x100
1x10-14
0
14
1x10-1
1x10-13
1
13
1x10-2
1x10-12
2
12
1x10-7
1x10-7
7
.
.
.
7
.
.
.
1x10-13
1x10-1
13
1
1x10-14
1x100
14
0
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
Sol. ácidas
.
.
.
Sol. neutras
Sol. básicas
Cálculo de pH
Ácidos y Bases Fuertes
Ca
Ej:
HCl
H+
Ca
+
ClCa
pH = -log [H+]
pH = -log Ca
Cb
Ej:
NaOH
Na+ + OHCb
pOH = -log [OH-]
pOH = -log Cb
pH = 14 - pOH
Cb
Cálculo de pH
Ácidos y Bases Débiles
Ca
Ej:
CH3COOH
CH3COO-
Ca - x
Ka =
x
[CH3COO-] [H+]
[CH3COOH]
x2 = Ka . Ca
pH = -log [H+]
+
=
x.x
Ca - x
H+
x
=
x
2
Ca
x = [H+] = √ Ka . Ca
Cálculo de pH
Ácidos y Bases Débiles
Cb
Ej:
Kb =
NH4OH
NH4+
Cb - x
x
[NH4+] [OH-]
[NH4OH]
x2 = Kb . Cb
pOH = -log [OH-]
pH = 14 - pOH
=
+
OHx
x.x
Cb - x
=
x
2
Cb
x = [OH-] = √ Kb . Cb
ACIDEZ TOTAL, ACTUAL
Y POTENCIAL
Acidez total, actual y potencial
Acidez Total ó Titulable:
Concentración de iones H+ que puede originar el ácido
Acidez Actual ó Activa:
Concentración de iones H+ presentes en solución
(ionizados)
Acidez Potencial:
Concentración de iones H+ unidos covalentemente
al ácido, una vez ocurrida la ionización
Acidez total, actual y potencial
Ej: HNO3 0,1 M
Ca
HNO3
ACIDO
HNO3
H++NO3
Ca
ACIDEZ
TOTAL
AT=Ca
AT=0,1M
C6H5COOH AT=Ca
AT=0,1M
Ca
C6H5COOH 0,1 M; Ka = 6,3 x 10-5
Ca
C6H5COOH
C6H5COO- + H+
Ca-x
x
x
ACIDEZ
ACTUAL
ACIDEZ
POTENCIAL
AA =[H+]
AA=x=0,1M
AP=AT-AA
AP=0M
AA=[H+]=x
x=√ Ka.Ca
x=√ 6,28x10-5 x 0,1
x=√ 6,28x10-6
x=2,5x10-3 M
AP=AT – AA
AP=0,1–2,5x10-3
AP=0,0975~0,1M
¿QUÉ SON SOLUCIONES
REGULADORAS?
Soluciones reguladoras
COMPOSICIÓN
a) Acido débil + Sal proveniente del ácido
base conjugada
Ej.: C6H5COOH + C6H5COONa
Par ácido-base
conjugado
b) Base débil + Sal proveniente de la base
ácido conjugado
Ión común
Ej.: NH4OH + NH4Cl
Soluciones reguladoras
PREPARACIÓN
a) Mezcla directa de los componentes
Una base débil y la sal de la misma base
Un ácido débil y la sal del mismo ácido
b) Neutralización parcial del electrolito débil
BD + AF → Sal + H2O
Ej.: NH4OH + HCL → NH4Cl + H2O
Siempre que el reactivo en exceso sea la base débil
AD + BF → Sal + H2O
Ej.: CH3COOH + KOH → CH3COOK + H2O
Siempre que el reactivo en exceso sea el ácido débil
Soluciones reguladoras
CÁLCULO DEL pH
a) Acido débil + Sal
Ej: HClO / NaOCl
Ca
HClO
H+ + ClO-
Ca - x
x
Cs
NaOCl
0
x
Na+ + ClOCs
Ka = [H+] [ClO-]
[HClO]
x = [H+] = Ka . Ca
Cs
[H+] = x
[ClO-] = Cs + x
[HClO] = Ca - x
Cs
Ka = x . (Cs + x) = x . Cs
(Ca – x)
Ca
pH = -log [H+]
Soluciones reguladoras
CÁLCULO DEL pH
b) Base débil + Sal
Ej: NH4OH / NH4Cl
Cb
NH4OH
NH4+ + OH-
Cb - x
Cs
NH4Cl
0
x
x
NH4+ + ClCs
[NH4+] = Cs + x
[OH-] = x
[NH4OH] = Cb - x
Cs
Kb = [NH4+] [OH-]
[NH4OH]
Kb = (Cs + x) . x = Cs . x
(Cb – x)
Cb
x = [OH-] = Kb . Cb
Cs
pOH = -log [OH-]
pH = 14 - pOH
Soluciones reguladoras
ACCIÓN REGULADORA
Se presenta cuando el sistema regulador
trata de mantener el pH, cuando es sometido
a variaciones como:
• Adición de un ácido fuerte
• Adición de una base fuerte
• Dilución: en general el pH no cambia con
la dilución.
Soluciones reguladoras
ACCIÓN REGULADORA
a) Adición de un ácido fuerte
HCl
Cb
NH4OH
Cb - x
Cs
NH4Cl
0
NH4OH + HCl
<
NH4+ + OHx
x
NH4+ + Cl-
[NH4+] = Cs
[OH-] = x
[NH4OH] = Cb
Cs
Cs
NH4Cl + H2O
>
x = [OH-] = Kb . (Cb – a)
(Cs + a)
> pOH = -log [OH-]
< pH = 14 - pOH
Soluciones reguladoras
ACCIÓN REGULADORA
a) Adición de una base fuerte
KOH
Cb
NH4OH
Cb - x
Cs
NH4Cl
0
NH4Cl + KOH
<
NH4+ + OHx
x
NH4+ + Cl-
[NH4+] = Cs
[OH-] = x
[NH4OH] = Cb
Cs
Cs
NH4OH + KCl
>
x = [OH-] = Kb . (Cb + b)
(Cs - b)
< pOH = -log [OH-]
> pH = 14 - pOH
Soluciones reguladoras
CAPACIDAD REGULADORA
La máxima capacidad reguladora se logra cuando:
Ca = Cs
Ca = 1
Cs
[H+] = Ka . Ca ;
Cs
[OH-] = Kb . Cb ;
Cs
ó
Cb = 1
Cs
[H+] = Ka ; pH = pKa
[OH-] = Kb ; pOH = pKb
Soluciones reguladoras
CAPACIDAD REGULADORA
pH = pKa – log Ca
Cs
Ecuación HendersonHasselbach
La Capacidad Reguladora depende de:
• Características del ácido y la base débil
• Concentraciones de los componentes
• Relación entre concentraciones del ácido
y su sal, o de la base y su sal
¿CUÁL ES LA IMPORTANCIA DE
ESTAS SOLUCIONES EN EL
SISTEMA PRODUCTIVO
AGRÍCOLA??