Equilibrios iónicos . Clase 1

Equilibrio químico en soluciones acuosas
1. No electrolitos: sustancias que al disolverse en
agua no conducen la corriente eléctrica.
2. Electrolitos: sustancias que al disolverse en agua
forman soluciones que pueden conducir la
corriente eléctrica.
a) Fuertes: disocíación completa. Ej: NaCl, HCl,
NaOH.
b) Débiles: poca disociación. Ej.: ácido acético,
amoníaco.
Reacciones ácido-base
Definiciones ácido-base
a) Arrenhius:
•Ácidos son las sustancias que se ionizan en agua
para dar H+. Ej.: HCl
•Bases son sustancias que se ionizan en agua para
dar OH-. Ej.: NaOH
Limitaciones de esta definición:
No interpretaba las propiedades àcido-base de gran variedad
de sustancias tales como el amonìaco
b) Brønsted-Lowry
Ácidos: donadores de protones.
Bases: aceptoras de protones
ácido
base
base
ácido
ácido conjugado
ácido conjugado
base conjugada
base conjugada
Pares ácido base conjugados
Nombre del ácido
Ion amonio
Àcido cianhídrico
Ión carbonato
ácido
Ácido
fluorhídrico
ácido acético
agua
Fórmula
Fórmula
NH4+
HCN
HCO3-
NH3
CNCO32-
Nombre de la
base
amoníaco
ión cianuro
ión carbonato
HF
F-
ión fluoruro
H3CCOOH
H3CCOO-
H2O
OH-
ión acetato
ión oxhidrilo
c) Lewis
Ácidos  sustancias capaces de aceptar electrones.
Ej.: BF3
Bases  sustancias capaces de ceder electrones.
Ej.: NH3.
Atención: NO SON REDOX!
Ejemplos:
BF3 + F-  BF4Ácido base
Ag+ + 2 CN-  Ag(CN)2Ácido base
H + + OH-  H2O
Ácido base
Autoionización del H2O
Producto iónico
H2O + H2O ↔ H3O+ + OH-

OH H O 


-
KC
3
2
H 2O
 
KC H 2O  KW  OH H3O
2
• a 25 °C
KW= [H3O+ ][OH- ] =1.0×10-14
-


Escala de pH y pOH
pH = -log[H+] = -log[H3O+]
pOH = -log[OH-]
pKw = -log Kw = pH + pOH =14,00
• En agua pura a 25 °C:
[H+]= [OH-] = 1.0x10-7 M
pH = pOH = 7.0
En soluciones ácidas:
[H+] > 1,00 × 10-7 M, pH < 7,00.
En soluciones básicas:
[H+] < 1,00 × 10-7 M, pH > 7,00
7
Escala de pH
Algunas sustancias comunes y sus valores de pH y pOH
Acidos y bases fuertes
Totalmente ionizados en agua
Grado de ionización 100%
Acidos fuertes
HBr(ac)
HCl(ac)
HI(ac)
HNO3
HClO4
HClO3
H2SO4
Bases fuertes
Hidróxidos del grupo I
Ca(OH)2
Sr(OH)2
Ba(OH)2
Mg(OH)2
Ácidos débiles
Parcialmente disociados en agua
CH3COO-(ac) + H3O+(ac)
CH3COOH(ac) + H2O(l)

CH COO H O 
´

-
KC
3
3
CH3COOHH 2O
K C ´H 2O  K a

CH COO H O 


-
3
3
CH3COOH
Algunas constantes de disociación de ácidos débiles
Grado de ionización de un ácido débil
CH3COO-(ac) + H3O+(ac)
CH3COOH(ac) + H2O(l)
Àcido fuerte
100%
Àcido dèbil

-

CH 3COO eq
ND


N ini CH 3COOH0
 %   100
•Al aumentar la concentración disminuye el grado de disociación
Bases débiles
Parcialmente disociados en agua
NH3(ac) + H2O  NH4+ (ac) + OH- (ac)

OH NH 


-
KC
4
H 2ONH3 
K C  H 2O  K b

OH NH 

 1.8.10

-
NH3 
4
5
Relación entre las constantes de disociación
de pares ácido/base conjugados
CH3COO-(ac) + H+(ac)
CH3COOH(ac)
CH COO H 


-
Ka
3
CH 3COOH
CH3COO-(ac) + H2O(l)
CH3COOH(ac) +OH-(ac)

CH 3COOHOH 

CH COO 
CH COOHOH  CH COO H 
Kb
-
3

K K 
b
CH COO 
3
-
a

3
si
K K  K
b
a
w

-
entonces

CH COOH
 
K
K
3
 OH H   K
3
K 
a
K
w
K 
b
b
K
w
a
w
Propiedades ácido/base de las sales
Hidrólisis de una sal: es la reacción del catión o
del anión de una sal (o ambos) con el agua.
• Sales cuya disolución produce soluciones acuosas neutras
Los aniones y cationes de electrolitos fuertes se disuelven en
agua sin reaccionar con ella.
Ej.: NO3Na, KCl, BrK
• Sales cuya disolución produce soluciones acuosas alcalinas
Los aniones de electrolitos débiles se disuelven en agua
reaccionando con ella y regenerando el ácido del cual
provienen. Ej. Acetato de sodio
CH3COO-(ac) + H2O(l)
CH3COOH(ac) +OH-(ac)
Kw
1014
10
Kb  K h 


5
.
6
.
10
K a ' 1.8.105
Se produce una solución alcalina
• Sales cuya disolución produce soluciones acuosas ácidas
Los cationes de bases débiles se disuelven en agua
reaccionando con ella y regenerando la base del cual
provienen. Ej. Cloruro de amonio
NH4+ (ac) + H2O  NH3(ac) + H3O+(ac)
Soluciones ácidas
• Sales que contienen el anión de un ácido débil y el catión
de una base débil
1. Kb=Ka
2. Kb>Ka
3. Kb< Ka
1. Kb=Ka
Ej.:acetato de amonio CH3COONH4
CH3COONH4  CH3COO- + NH4+
Kw
1014
10
Ka 


5
.
6
.
10
K b ' 1.8.105
NH4+ (ac) + H2O  NH3(ac) + H3O+(ac)
CH3COO-(ac) + H2O(l)
CH3COOH(ac) +OH-(ac)
Kw
1014
10
Kb 


5
.
6
.
10
K a ' 1.8.105
La solución es neutra
2.
Kb>Ka
Ej. NH4CN
NH4CN CN- + NH4+
NH4+ (ac) + H2O  NH3(ac) + H3O+(ac)
Kw
1014
10
Ka 


5
.
6
.
10
K b ' 1.8.105
CN- (ac) + H2O  CNH(ac) + OH-(ac)
Kw
1014
5
Kb 


2
.
5
.
10
K a ' 4.0.1010
Se generan más OH- que H3O+ la solución es alcalina
3. Kb < Ka
Ej.:NH4F
NH4F F- + NH4+
NH4+ (ac) + H2O  NH3(ac) + H3O+(ac)
Kw
1014
10
Ka 


5
.
6
.
10
K b ' 1.8.105
F- (ac) + H2O  FH(ac) + OH-(ac)
Kw
1014
11
Kb 


1
.
4
.
10
K a ' 7.2.104
Se generan más H3O+ que OH-  la solución es ácida
Hidrólisis de cationes pequeños
AlCl3, Fe(NO3)3, etc
Fe3+.+ H2O  Fe(OH)2+ + H+
Fe(OH)2+ + H2O  Fe(OH)2+ + H+
Fe(OH)2+ + H2O  Fe(OH)3↓+ H+
Esta reacción se retrograda en medio ácido
Factores que afectan la hidrólisis
• Valores de Ka y Kb
•
•
•
•
Kh 
Kw
Kb
Kh 
Kw
Ka
Producción de productos volátiles o insolubles
Variación de la Temperatura.
Dilución.
Eliminación o agregado de productos de hidrólisis
Indicadores ácido- base
Son sustancias orgánicas (ácidos o bases débiles) cuyo
color depende del pH
HIn + H2O ↔
Color 1
 
-
K IN
In


H 3O
InH
 
In   10
-
InH
Se ve el color 2
H3O+
+
Color 2
pH  pK IN

In H O 


-
In-
3
K IN
InH

In 
 log
-
InH
In   10
-
InH
Se ve el color 1
Efecto del ión común
2O
CH3COONa(ac) H
CH3COO-(ac) +Na+(ac)
CH3COO-(ac) + H3O+(ac)
CH3COOH(ac) + H2O(l)
De acuerdo a Le Chatelier el agregado de acetato de sodio
(electrolito fuerte) a una solución de ácido acético provoca una
fuerte disminución de la disociación del ácido

CH COO H O  C



-
Ka
3
3
CH3COOH
baseconjugada
Cacido
H O 

3

Ac 
base  conjugada
pH  pK  log
 pK  log
-
AcH
acido
Disoluciones reguladoras
Son soluciones de àcidos o bases débiles y su sal.
Ej. Ácido acético y acetato de sodio.
Amoníaco y cloruro de amonio.
Estas soluciones tienen la capacidad de amortiguar cambios de
pH cuando se les agregan pequeñas cantidades de àcidos o
bases.
CH 3COO- H3O  Cbaseconjugada
Ka 

H 3O 
CH3COOH
Cacido




CH3COONa(ac)+H+  CH3COOH(ac)
Ka

C




x
H
O
baseconjugada
3
Cacido  x 


Disoluciones reguladoras
H O   K C

Cacido 
3

base.conjugada
pH  pK  log
Cbaseconjugada
Cacido 
Ecuación de Henderson-Hasselbach
Problema
Ej.Averiguar el pH luego del agregado de 1 ml de HCl 1 M a:
a) 1 litro agua pura
b) 1 litro de soluc. 0.7 M ác.acético + 0.6 M acetato de sodio
a) 0.001 litro x 1 mol/litro= 0.001 mol de H+ agregados a 1 litro de agua pura
[H+]= = 1.0x10-3 M
pH = = 3.0 , o sea que el pH bajó de 7 a 3 por el agregado de 1 ml de HCl 1 M
b) 0.001 litro x 1 mol/litro= 0.001 mol de H+
CH3COONa(ac)+H+  CH3COOH(ac)
[Ac-]=0.6-0.001 =0.599 M
[AcH]=0.7+0.001 =0.701 M
H O   C C
3
H O 
3
baseconjugada
 x
0.701
Ka 
1.85.105  2.2105
0.599
baseconjugada  x


Ka

C


inicial
acido
C
Cacido 


baseconjugada
Cacido  x 
pH = = 4.8
Ka 
0.700
1.85.105  2.2105
0.600

 x H 3O 

El pH no cambia
El mismo razonamiento se puede aplicar para el
agregado de pequeñas cantidades de bases
fuertes