Equilibrios ácido-base y equilibrios de solubilidad Capítulo 16 Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display. El efecto del ion común es el cambio en el equilibrio causado por la suma de un compuesto teniendo un ion en común con la sustancia disuelta. La presencia de un ion común suprime la ionización de un ácido débil o de una base débil. Considere la mezcla de CH3COONa (electrolito fuerte) y CH3COOH (ácido débil). CH3COONa (s) Na+ (ac) + CH3COO- (ac) CH3COOH (ac) H+ (ac) + CH3COO- (ac) Ion común 16.2 Considere la mezcla de sal NaA y un ácido débil HA. NaA (s) Na+ (ac) + A- (ac) HA (ac) H+ (ac) + A- (ac) [H+] [H+][A-] Ka = [HA] Ka [HA] = [A-] -log [H+] = -log Ka - log -log [H+] = -log Ka + log Ecuación de [HA] [A-] [A-] [HA] [A-] pH = pKa + log [HA] Henderson-Hasselbalch [base conjugada] pH = pKa + log [ácido] pKa = -log Ka 16.2 ¿Cuál es el pH de una solución que contiene 0.30 M HCOOH y 0.52 M HCOOK? ¡Mezcla de ácido débil y base conjugada! HCOOH (ac) H+ (ac) + HCOO- (ac) Inicial (M) 0.30 0.00 0.52 Cambio (M) -x +x +x 0.30 - x x 0.52 + x Equilibrio (M) Efecto del ion común 0.30 – x 0.30 0.52 + x 0.52 [HCOO-] pH = pKa + log [HCOOH] [0.52] = 4.01 pH = 3.77 + log [0.30] HCOOH pKa = 3.77 16.2 Una solución Buffer es una solución de: 1. Un ácido débil o una base débil y 2. La sal del ácido débil o de base débil ¡Ambos deben estar presentes! Una solución Buffer tiene la habilidad de resistir cambios en el pH por encima de la suma de pequeñas cantidades ya sea de un ácido o una base. Considere una mezcla molar igual de CH3COOH y CH3COONa Agregar ácido fuerte H+ (ac) + CH3COO- (ac) CH3COOH (ac) Agregar una base fuerte OH- (ac) + CH3COOH (ac) CH3COO- (ac) + H2O (l) 16.3 HCl HCl + CH3COO- H+ + ClCH3COOH + Cl- 16.3 ¿Cuáles de los siguientes son sistemas Buffer? (a) KF/HF (b) KBr/HBr, (c) Na2CO3/NaHCO3 (a) KF es un ácido débil y F- es su base conjugada solución Buffer (b) HBr es un ácido fuerte No es una solución Buffer (c) CO32- es una base débil y HCO3- es su ácido conjugado solución Buffer 16.3 Calcula el pH de un sistema Buffer con 0.30 M NH3/0.36 M NH4Cl. ¿Cuál es el pH después que se agregan 20.0 mL de 0.050 M NaOH a 80.0 mL de la solución Buffer? NH4+ (ac) [NH3] pH = pKa + log [NH4+] H+ (ac) + NH3 (ac) pKa = 9.25 empieza (moles) 0.029 0.001 NH4+ (ac) + OH- (ac) termina (moles)0.028 0.0 [0.30] pH = 9.25 + log = 9.17 [0.36] 0.024 H2O (l) + NH3 (ac) 0.025 Volumen final = 80.0 mL + 20.0 mL = 100 mL [NH4 +] 0.028 0.025 = [NH3] = 0.10 0.10 [0.25] pH = 9.25 + log = 9.20 [0.28] 16.3 Química en acción: manteniendo el pH de la sangre 16.3 Titulaciones En una titulación una solución con una concentración conocida es agregada gradualmente a otra solución con concentración desconocida, hasta que la reacción química entre las dos soluciones se completa. Punto de equivalencia – el punto en el que una reacción es completa Indicador – sustancia que cambia de color en (cerca de) el punto de equivalencia Agregar lentamente una base a un ácido desconocido HASTA que cambie de color a (rosa) 4.7 Titulaciones de un ácido fuerte con una base fuerte NaOH (ac) + HCl (ac) OH- (ac) + H+ (ac) H2O (l) + NaCl (ac) H2O (l) 16.4 Titulación de un ácido débil con una base fuerte CH3COOH (ac) + NaOH (ac) CH3COOH (ac) + OH- (ac) CH3COONa (ac) + H2O (l) CH3COO- (ac) + H2O (l) En el punto de equivalencia (pH > 7): CH3COO- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + CH3COOH (ac) 16.4 Titulación de un ácido fuerte con una base débil HCl (ac) + NH3 (ac) H+ (ac) + NH3 (ac) NH4Cl (ac) NH4Cl (ac) En el punto de equivalencia (pH < 7): NH4+ (ac) + H2O (l) NH3 (ac) + H+ (ac) 16.4 Una muestra de 100 mL de 0.10 M HNO2 son titulados con una solución 0.10 M NaOH. ¿Qué pH hay en el punto de equivalencia? empieza (moles) 0.01 0.01 HNO2 (ac) + OH- (ac) NO2- (ac) + H2O (l) finaliza (moles) 0.0 0.0 0.01 0.01 Volumen Final = 200 mL [NO2-] = = 0.05 M 0.200 NO2- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HNO2 (ac) Inicial (M) 0.05 0.00 0.00 Cambio (M) -x +x +x x x Equilibrio (M) 0.05 - x [OH-][HNO2] x2 -11 = 2.2 x 10 Kb = = [NO2-] 0.05-x pOH = 5.98 0.05 – x 0.05 x 1.05 x 10-6 = [OH-] pH = 14 – pOH = 8.02 Indicadores ácido-base HIn (ac) H+ (ac) + In- (ac) [HIn] 10 Color del ácido (HIn) predomina [In ] [HIn] -) predomina Color de la base conjugada (In 10 [In-] 16.5 pH 16.5 Curva de titulación de un ácido fuerte con una base fuerte 16.5 ¿Qué indicador se usaría para una titulación de HNO2 con KOH ? Ácido débil titulado con una base fuerte. En el punto de equivalencia, tendrá una base conjugada del ácido débil. En el punto de equivalencia, pH > 7 Se usaría rojo crisol o fenoftaleina 16.5 El producto de solubilidad AgCl (s) Kps = [Ag+][Cl-] MgF2 (s) Ag2CO3 (s) Ca3(PO4)2 (s) Ag+ (ac) + Cl- (ac) Kps es la constante del producto de solubilidad del producto Mg2+ (ac) + 2F- (ac) Ksp = [Mg2+][F-]2 2Ag+ (ac) + CO32- (ac) Ksp = [Ag+]2[CO32-] 3Ca2+ (ac) + 2PO43- (ac) Ksp = [Ca2+]3[PO43-]2 Disolución de un sólido iónico en una solución acuosa: Q < Kps Solución no saturada Q = Kps Solución saturada Q > Kps Solución supersaturada No hay precipitado Se formará precipitado 16.6 16.6 Solubilidad molar (mol/L) es el numero de moles de soluto disueltos en 1 L de una solución saturada. Solubilidad (g/L) es el número de gramos de soluto disueltos en 1L de solución saturada. 16.6 ¿Cuál es la solubilidad del cloruro de plata en g/L ? AgCl (s) Inicial (M) Cambio (M) Equilibrio (M) [Ag+] = 1.3 x 10-5 M Solubilidad de AgCl Ag+ (ac) + Cl- (ac) 0.00 0.00 +s +s s s [Cl-] = 1.3 x 10-5 M Ksp = 1.6 x 10-10 Ksp = [Ag+][Cl-] Ksp = s2 s = Ksp s = 1.3 x 10-5 1.3 x 10-5 mol AgCl 143.35 g AgCl = x = 1.9 x 10-3 g/L 1 L soln 1 mol AgCl 16.6 16.6 ¿Si 2.00 mL de NaOH 0.200 M son agregados a 1.00 L de CaCl2 0.100 M, se formará un precipitado? Los iones presentes en la solución son: Na+, OH-, Ca2+, Cl-. El único precipitado posible es Ca(OH)2 (solubilidad controla). Es Q > Kps for Ca(OH)2? [Ca2+]0 = 0.100 M [OH-]0 = 4.0 x 10-4 M Q = [Ca2+]0[OH-]02 = 0.10 x (4.0 x 10-4)2 = 1.6 x 10-8 Kps = [Ca2+][OH-]2 = 8.0 x 10-6 Q < Kps No se forma ningún precipitado 16.6 ¿Qué concentración de Ag es requerida para precipitar únicamente AgBr en una solución que contiene tanto Brcomo Cl- con una concentración de 0.02 M? AgBr (s) Ag+ (ac) + Br- (ac) Kps = 7.7 x 10-13 Kps = [Ag+][Br-] -13 K 7.7 x 10 ps -11 M = = 3.9 x 10 [Ag+] = 0.020 [Br-] AgCl (s) [Ag+] Ag+ (ac) + Cl- (ac) Kps = 1.6 x 10-10 Kps = [Ag+][Cl-] Kps 1.6 x 10-10 -9 M = = 8.0 x 10 = 0.020 [Cl-] 3.9 x 10-11 M < [Ag+] < 8.0 x 10-9 M 16.7 El efecto común del ion y solubilidad La presencia de un ion común disminuye la solubilidad de la sal. ¿Cuál es la solubilidad molar de AgBr en (a) agua pura y (b) 0.0010 M NaBr? AgBr (s) Ag+ (ac) + Br- (ac) Kps = 7.7 x 10-13 s2 = Ksp s = 8.8 x 10-7 NaBr (s) Na+ (ac) + Br- (ac) [Br-] = 0.0010 M AgBr (s) Ag+ (ac) + Br- (ac) [Ag+] = s [Br-] = 0.0010 + s 0.0010 Kps = 0.0010 x s s = 7.7 x 10-10 16.8 pH y solubilidad • • • La presencia de un ion común disminuye la solubilidad. Bases Insolubles se disuelven en soluciones ácidas Ácidos insolubles se disuelven en soluciones básicas remove add Mg(OH)2 (s) Mg2+ (ac) + 2OH- (ac) En un pH menor a 10.45 Kps = [Mg2+][OH-]2 = 1.2 x 10-11 Lower [OH-] Kps = (s)(2s)2 = 4s3 - (ac) + H+ (ac) OH H2O (l) 3 -11 4s = 1.2 x 10 Incrementar la solubilidad de Mg(OH)2 s = 1.4 x 10-4 M A un pH mayor de 10.45 [OH-] = 2s = 2.8 x 10-4 M pOH = 3.55 pH = 10.45 16.9 Aumentan [OH-] Disminuir la solubilidad de Mg(OH)2 Equilibrio iónico complejo y solubilidad Un ion complejo, es un ion que contiene un catión metálico central enlazado a uno o más iones. CoCl42-(ac) Co2+ (ac) + 4Cl- (ac) La constante de formación o la constante de estabilidad (Kf), es el equilibrio constante para la formación compleja del ion. [CoCl42- ] Kf = 2+][Cl-]4 [Co 2+ 2Co(H O) CoCl 2 6 4 Kf Estabilidad de la complejidad 16.10 16.10 16.11 Análisis cualitativo de los cationes 16.11 Prueba de flama para los cationes litio sodio potasio cobre 16.11 La química en acción: como se forma un cascarón Ca2+ (ac) + CO32- (ac) CaCO3 (s) carbonic CO2 (g) + H2O (l) H2CO3 (ac) anhydrase H2CO3 (ac) H+ (ac) + HCO3- (ac) HCO3- (ac) H+ (ac) + CO32- (ac)
