EQUILIBRIO IONICO

EQUILIBRIO IONICO
Clase 14
Dra. M. M. Elsa Ferreyra
Teoría de Arrhenius .
• Ácidos
son sustancias que al ionizarse
producen iones hidrógenos (H+).
Ej. HCl (aq)→ H+ (aq)+ Cl-((aq)
Bases son sustancias que en solución acuosa
producen iones hidróxilos (OH-)
Ej. NaOH(aq) →Na+ (aq)+OH-(aq)
Dra. M. M. Elsa Ferreyra
NEUTRALIZACION
H+ (ac) + Cl– (ac) + Na+ (ac) + OH– (ac) → Cl– (ac) + Na+
(ac) + H2O (l)
O sin los iones espectadores:
H + (ac) + OH – (ac)  H2O (l)
H + y OH – se combinan para dar agua
Dra. M. M. Elsa Ferreyra
Teoría de Arrhenius .
• Ácido  anión + H+
• base  catión + OH –
• La teoría de Arrhenius supone que todos los
ácidos contienen H+ y que todas las bases
contienen OH –
• Además, se limita a disoluciones acuosas.
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Hidratación del ion Hidrógeno
• El ion H+ está unido a moléculas de agua por
su gran poder polarizante , pero no por
fuerzas de Van der Waals sino enlaces
covalentes una representación mejor es H3O+
o mejor H(H2O)n+ con n=1,…,6
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Teoría Protónica de Bronsted – Lowry
• en 1923 surgió la teoría protónica de J. N.
Bronsted y T. M. Lowry, quienes propusieron
como fundamento de su teoría las siguientes
definiciones:
• Ácido es una sustancia capaz de ceder un protón.
HA H+ + Aácido1
Base 1 conjugada
• Base es una sustancia capaz de aceptar un
protón: B +
H+
BH+
Base2
Acido 2 conjugado
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Bronsted y Lowry
Según esta teoría, por ej. el HCl es un ácido
porque cedió un protón y el agua es una base
porque aceptó un protón.
Ac1
Base2
Ac 2
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Base1
PAR CONJUGADO
Esta reacción en cierta medida es reversible, así
el hidronio cede un protón al ion cloruro para
generar las sustancias iniciales. En ambos
miembros de la ecuación existen un par de
sustancias con las características de ácidos y
bases, esto recibe el nombre de par conjugado.
Mientras más fuerte sea el ácido, más débil será
su base conjugada
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Un ácido puede ser un catión, una molécula ó
un anión, ocurriendo lo mismo para las bases.
Ácido molecular: HCl, HNO3, H2SO4, CH3COOH,
H2O
Ácido aniónico: HSO4-, H2PO4-, HSO3Ácido catiónico: NH4+, H3O+
Base molecular: NH3, CH3NH2, H2O
Base aniónica: HPO2-, HCO3-, SO32Base catiónica: NH2CH2CH2NH3+
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PAR CONJUGADO
NH4OH + H2O
Bas1
Ac2
NH4+ (ac) + OH-(ac)
Ac1
Bas2
NEUTRALIZACION es la cesión de protón del
hidronio al hidroxilo( reacción del ácido conjugado
con la base conjugada del solvente).
H3O+ + OH-= H2O
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TEORIA LEWIS
• Acido es una sustancia capaz de aceptar par/es
electron/es.
• Base es una sustancia capaz de donar par/es
electrón/es/.
H
H
:
:
H : B + : N :H  H3B:NH3
:
:
H
H
Ac
Bas
4 :NH3 +
Sn4+
[Sn(NH3)4]4+
Base
Acido es un ión+
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Neutralización
• es la reacción de una sustancia ácida con una
básica para dar una unión covalente
coordinada.
Ag+ +2CN-[Ag(CN)2]Acido+base= ión con enlace covalente
coordinado( ión complejo).
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Electrolitos
Sustancias que conducen la electricidad. Porque
se separan en iones en solución o fundidos.
Electrolitos fuertes: son aquellos electrolitos que
cuando se disuelven en el agua, se ionizan
totalmente o sea se separan todas las moléculas
𝑛𝐷
en iones:
𝛼=
→1
𝑛
𝛼 es el grado de ionización. Ejemplo de estos
electrolitos fuertes son HCl, H2SO4, HNO3, NaOH,
KOH
Electrolitos
• Electrolitos débiles: son los que se ionizan en
baja proporción, poco de lo disuelto se separa
en iones libres y persiste la mayor parte del
electrolito como moléculas.
𝑛𝐷
𝛼=
→0
𝑛
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La ionización del agua
El agua es un electrolito extremadamente débil y está
muy poco disociado en sus iones.
La auto ionización del agua se puede representar
mediante la siguiente reacción:
H2O
H+ + OH2 H2O
H3O+ + OH La expresión de la constante de equilibrio para esta
reacción se la puede expresar como:
Kc=[ H+][OH- ]/[H2O]
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K c . [H2O]= Kw
Constante del Producto Iónico del
agua
Considerando que la densidad del agua es 1 g/cm3
para una masa de 1000g de agua, en un volumen
de 1L tenemos entoces:
(1000 g)/[(18g/mol).(1L)]=55,5mol/L, casi todas las
moléculas persisten como tales pues el agua es un
electrolito débil y da pocos iones al ionizarse:
H 2O
H+ + OHKw = Kc [H20]
Kw = [H+] [OH-] = [H+]2
Kw= 1. 10 -14
(T = 298K)
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Definición de pH y pOH
[H+] = [OH-] = 10-7 M a 298K
p H= - log [H+]
Para el agua pH= -log(1.10-7)
pH=7
pOH= - log [OH-] entonces el pOH=7
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Escala de pH
• Neutras, [H3O+] = 10-7 = [OH-]
pOH=7
pH = 7 y
• Ácidas, [H3O+] > 10-7 > [OH-]
pOH>7
pH < 7 y
• Básicas, [H3O+] < 10-7 < [OH-]
pOH<7
pH > 7 y
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Escala pH y pOH
• [H3O+] pH
10-14
10-13
10-12
10-11
10-10
10-9
10-8
10-7
10-6
10-5
10-4
10-3
10-2
10-1
1
14
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
pOH [OH]
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
1
10-1
10-2
10-3
10-4
10-5
10-6
10-7
10-8
10-9
10-10
10-11
10-12
10-13
10-14
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Equilibrio de ácidos y bases débiles
• en las disoluciones de electrolitos fuertes, no
existe el equilibrio, ya que la ionización es
total.
• Acido fuerte:
HCl  H+ + Clt=0
C
0
0
t= disol
0
C
C
pH=-log C
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α=1
Base fuerte:
•
NaOH  Na+ + OH- α=1
t=0
C
0
0
tdisol 0
C
C
pOH=-log C
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• Pero para los ácidos y las bases débiles, existe
equilibrio en solución acuosa. Por lo tanto
existe una constante de equilibrio que recibe
el nombre de constante del acido (Ka) y una
constante de la base (Kb).
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𝛼=
𝑛𝐷
𝑛
Acido Débil:
→ 0 por ej. el ácido acético
𝑛𝐷
𝛼=
→0
𝑛
NH3 + H2O
NH4+ (ac) + OH-(ac)
Kb=( [NH4+].[OH-])/ [NH3]
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Base débil:
En general
• B + H2O
BH+ + OH–
Kb igual a : [BH+ ][OH -]
[B]
BOH
B+ + OH–
Kb igual a [B+ ][OH- ]
[BOH]
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Magnitudes de las constantes Ka y Kb
La constante de ionización de un ácido ó una
base se emplea como una medida cuantitativa
de la fuerza del ácido o la base en la solución
acuosa.
Si la constante de equilibrio es mayor a 1000, el
equilibrio está muy desplazado hacia los
productos y por lo tanto puede considerarse que
las especies están casi totalmente ionizadas. En
este caso se denomina ácido ó base fuerte.
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Magnitudes de las constantes Ka y Kb
Por otro lado, si la contante de equilibrio es
menor que 1, el equilibrio está poco desplazado
hacia los productos y por lo tanto puede
considerarse que las especies están poco
ionizadas, por lo cual se denomina ácido ó base
débil.
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pH y otras funciones logarítmicas
Dado que la mayoría de las concentraciones de
especies en soluciones acuosas son potencias
negativas de 10, se define el operador matemático
“p = - log”.
Para una especie de concentración C, pC = - log C.
En el caso de la especie H+, pH = - log [H+].
El operador “p” también puede aplicarse a
constantes de equilibrio.
Para un ácido de Ka = 1 x 10-5, pKa = 5
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LEY DILUCION OSTWALD
t=0
t = equil
C
C(1-α)
0
C.α
0
C.α
Ka= C2α2/(C(1-α))=Cα2/(1-α)
α≈ (Ka/C)1/2
pH= -log (Cα)
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Base débil
BOH
t=0
t = equil
C
C(1-α)
B+ +
0
C.α
OH–
0
C.α
Kb igual a [B+ ][OH- ]
[BOH]
Kb igual a [C.α ][C.α]
[C-C α]
Kb=C α2/(1- α) y pOH=-log(C α)
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