CH CO Na + CH CO H (sal) (ácido) K = 1.8 x 10
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SOLUCIONES REGULADORAS (BUFFERS) CH3CO2Na + CH3CO2H (sal) (ácido) [sal] = 1 M -5 K = 1.8 x 10 a [á id ] = 1 M [ácido] pH = pKa + log [Ac-]/[AcH] = pKa + log [sal]/[ácido] Inicial : p pH = pK p + log g 1/1 = 4.76 agregamos clorhídrico para hacer [HCl] = 0.1 M Final: pH = pKa + log 0.9/1.1 = 4.67 [H+]0 = 10-4.76 [H+]f = 10-4.67 [H+]0 - [H+] f = 2.14x10-5 - 1.74 x 10-5 = 4 x10-6 M Soluciones reguladoras • Intervalo de amortiguamiento: intervalo de pH en el que el amortiguador es eficaz: • pH = pKa ± 1 • A pH fuera de estos rangos predomina mucho una forma sobre otra (por ej. la ácida sobre la básica a pH muy bajos). • Para que exista efecto amortiguador, las concentraciones de ambas formas deben p ser comparables. Diagramas de distribución AcH Ac- + H+ Titulaciones Base Fuerte Ácido Fuerte V l Volumen d de b base agregado d ((mL) L) Titulación de 25.00 ml de HCl 0.100 M con NaOH 0.100 M Cálculo de [H+] antes del p.e.: 14 H 25x025.1VV 12 base x0.1 , pH log H base punto de equivalencia -7 pH = 7 (CH+ = COH- = 1x10 M) 10 En el p.e.: [H+] = [OH-] = 10-7M 8 pH Cálculo de [H+] después del p.e.: 6 OH V 4 H 2 base x0.1 25 x0.1 25 Vbase Kw OH pH logH 0 0 10 20 30 40 VNaOH añadido / ml 50 Ácido Fuerte Base Fuerte Volumen de ácido agregado (mL) Base Fuerte Ácido débil Volumen de base agregado (mL) Ácido Ácido Fuerte fuerte Base Base débil débil Volumen de ácido agregado (mL) pKa del ácido débil pH de la solución del ácido débil Base Fuerte Punto de equivale encia pH de la solución de la sal La a mitad del p punto de eq quivalencia pH del titulante (base fuerte) Ácido bébil Volumen de base agregado Punto estequiométrico Fenolftaleína Azul de bromotimol Naranja De metilo Volumen de ácido agregado Fenolftaleína Naranja de metilo Volumen de ácido agregado Fenolftaleína Naranja de metilo Volumen de base agregado Volumen de base agregado Constante de Producto de Solubilidad (Kps) ( p ) Se pone la sal en el agua y comienza la disolución. A Cl AgCl La sal continúa su disolución, sin embargo, los iones disueltos tambien van a precipitar. Dado que la sal se disuelve más rápido de lo que p q precipitan p los iones, el movimiento neto es hacia la disolución A Ag+ + Cl- Eventualmente, la velocidad de disolución alcanzará la de precipitación y la solución estará en equilibrio pero los iones continuarán equilibrio, disolviéndose y precipitando. Kps = [Ag+][Cl-] Ejemplos AgCl g AgCl(s) = Ag+(ac) + Cl-(ac) g+][ ][Cl-] = 1.6x10-10 s? Kps= [[Ag Mg(OH)2 Mg(OH)2(s) = Mg+2(ac) + 2OH-(ac) Kps= [Mg2+][OH-]2 = 1.2x10-11 s? Ag2CO3 Ag2CO3(s) = 2Ag+(ac) + CO32-(ac) Kps= [Ag+]2[CO32-] = 8.1x10-12 s? Producto iónico • Solución acuosa de Ag+ y Cl- a 25oC. Q producto Q: d t iónico, ió i ell producto d t d de llas concentraciones t i molares l de los iones elevados a una potencia igual a sus coeficientes estequiométricos. Q = [Ag+]0[Cl-]0 1) Q < Kps, solución insaturada, no ocurre precipitación. 2) Q = Kps, solución saturada saturada, no ocurre precipitación. precipitación 3) Q > Kps, solución sobresaturada, el AgCl precipitará hasta que Q = Kps. Precipitación fraccionada Si dos sales tienen Kps muy diferentes, diferentes es posible separarlas por precipitación. Si tenemos una mezcla de Zn2+(ac) y Cu2+(ac) y agregamos una solucion de SH2, el CuS precipita antes que ZnS. CuS (Kps= 6×10-37) 25) ZnS (Kps= 2×10-25 PRODUCTO DE SOLUBILIDAD (Kps) + = 50ml 50ml AgNO g 3 NaCl 5.20 x 10-5 M 100ml 2.4 x 10-4 M Qué iones tendremos en la solución ? AgNO3 NaCl Ag+ + NO3Na+ + Cl - Producto de Solubilidad (Kps) Pero en la solución existe el siguiente equilibrio: Ag+(aq) + Cl- (aq) AgCl(s) Kps = [Ag+] [Cl-] = 1.70 x 10-10 Cuáles son las concentraciones de los iones en la solución y cuál la cantidad de AgCl g p precipitado? p K Kps n Ag V nCl V V = V1 + V2 = 100 ml Producto de Solubilidad (Kps) 0 nAg nAg nAg 0 nCl nCl nCl nAg A nCl Kps Número de moles de Ag+ que desaparecen de la solución para formar el ppdo. ppdo. x 1 V 0 n Ag 2 x 0 nCl x Producto de Solubilidad 0 = x2 - (n0Ag + n0Cl)x + (n0Agn0Cl - KpsV2) x = moles l de d AgCl A Cl precipitado i i d mAgCl = x . PM Ag Cl n Ag V n Cl V Solubilidad del Hidróxido de Magnesio a) en agua agua. Mg(OH)2(s) Mg2+ + 2OH- Kps = 8.90 x 10-12 S = [Mg(OH)2] S = [Mg2+] 2S = [OH-] Kps = [Mg2+][OH-]2 = [S][2S]2 Kps p S3 4 Solubilidad del Hidróxido de Magnesio b) en una solución de NaOH 0.05 M N OH NaOH OH- + Na N + a Mg(OH)2(s) 2 OH- + Mg2+ [Na+] = a [Na+] + 2[Mg2+] = [OH-] Kps = [OH-]2 [Mg2+] La solución exacta conduce a una ecuación cúbica Podemos obtener una solución aproximada aceptable? Solubilidad del Hidroxido de Magnesio (Cont.) [Na+] = a [Na+] + 2[Mg2+] = [OH-] Kps = [OH-]2 [Mg2+] Kps = [Mg2+] a2 Kps S3 4 (en agua !) Si se cumple que: [Na+] >> [Mg2+] ? [OH-] = a S = [Mg2+] = Kps / a2 S = [Mg(OH)2] Solubilidad del Hidróxido de Magnesio c) Tenemos una solución de MgCl 0.05M 2 0 05M MgCl2 Mg2+ + 2 Cl- Cuánto Mg(OH)2 podremos agregar hasta saturar la solución ? S = [Mg(OH)2] M (OH)2 Mg(OH) M 2+ + 2 OHMg Kps = [Mg2+][OH-]2 a = [MgCl2 ] = [Mg2+] Kps = [a + S][2 S]2 Solubilidad del Hidróxido de Magnesio d) en un solución buffer pH = 99.00 00 Esta condición [H+] = constante pKw = pH + pOH y [OH-] = constante pOH = 14 - 9 = 5 [OH-] = 10 - pOH = 10 - 5 Kps = [Mg2+][OH-]2 [Mg2+] = Kps / [OH-]2 Que concentración podrá alcanzar una solución de MgCl2 sin que precipite Mg(OH)2 ? Factores que afectan la solubilidad: f formación ió d de complejos l j Constantes C t t d de fformación ió para algunos l complejos l j iónicos de metales en agua a 25oC Ión complejo Kf Ecuación de equilibrio Complejos C l j en llos cuales l ell ió ión metálico táli actúa tú como ácido y los ligandos como bases de L i Lewis: A Cl( ) = A AgCl(s) Ag+(ac) ( ) + Cl-(ac) ( ) Kps Ag+(ac) A ( ) + 2NH3 = Ag(NH A (NH3)2+ Kf C (OH)2(s) = C Cu(OH) Cu2+(ac) + 2OH-(ac) Kps Cu2+(ac) + 4NH3 = Cu(NH3)42+ Kf Efecto del pH en la solubilidad CaF2(s) = Ca2+(ac) + 2F-(ac) F-(ac) + H+(ac) = HF(ac) S = [Ca+2] Si aumenta [H+], disminuye [F-], aumenta la solubilidad de la sal.
