EQUILIBRIO IÓNICO EN SOLUCIONES ACUOSAS

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]
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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
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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.
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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)
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• 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-
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• 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.
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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
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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)
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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
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pH
Se puede determinar mediante indicadores
papel indicador universal se moja en la solución y se
compara su color con un diagrama patrón.
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• O un pHmetro
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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
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• 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
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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
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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
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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
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