EQUILIBRIO EN SOLUCIONES ACUOSAS

Equilibrio iònico del aguaEn el agua se cumple el siguiente equilibrio : H2O (l) ↔ H+ (ac) + OH- (ac)

Para este equilibrio Kc= [H+].[OH-] ya que la concentración del agua es constante. En este caso la constante de equilibrio recibe el nombre de constante de disociación iónica del agua y se representa Kw.

Kw = [H+].[OH-] = 1 x 10 -14 a 25ºC

El valor de la constante Kw caracteriza no solo al agua pura sino también las soluciones acuosas.En el agua pura [H+] = [OH-] , por lo que el agua pura no es ácida ni básica o sea es neutra. En las soluciones acuosas ácidas o básicas [H+] ≠ [OH-] pero en todos los casos se cumple que [H+].[OH-] = 1x 10 -14

Para una solución ácida [H+] > 1 x 10 -7 y [OH-] < 1x 10 -7

Para una solución básica [H+] < 1 x 10 -7 y [OH-] > 1x 10 -7

Escala de pH: Se define pH como pH = -log [H+]Como en el agua pura [H+] = [ OH-] = 1 x 10 -7 entonces pH = -log 1 x 10 -7 = 7

Por lo tanto 0 --------- 7 ---------- 14 Ácido básico Algunos valores de pH Jugo gástrico 1-2Jugo de limón 2,1Vinagre 2,2Jugo de naranja 2,8Vino 3,5Jugo de tomate 4,2Saliva 6,5Leche 6,8Sangre 7,4Agua de mar 8,2Jabón 10Sol. De amoníaco 12

De forma análoga a la definición de pH se define pOH como pOH = -log [OH-]

A partir de la constante iónica del agua y realizando algunas operaciones matemáticas se llega a que pH + pOH = 14

Ácidos fuertes y ácidos débiles:Ácidos fuertes son aquellos que están totalmente disociados, o sea que en solución acuosa no se encuentran moléculas del ácido sino iones del mismo. Por ejemplo :

HCl (ac) → H+ (ac) + Cl- (ac)

HNO3 (ac) → H+ (ac) + NO3- (ac)

Ácidos débiles son aquellos que están parcialmente disociados en iones, o sea que se encuentran parte como moléculas y parte como iones. Se genera un equilibrio llamado equilibrio de disociación ácida

HF (ac) ↔ H+ (ac) + F- (ac)

HCN (ac) ↔ H+ (ac) + CN- (ac)

CH3COOH (ac) ↔ H+ (ac) + CH3COO-(ac)

En cada caso la constante de equilibrio se denomina constante de disociación ácida y tiene un valor característico para cada ácido.

Ka = [H+].[F-] = 6,8 x 10 -4

[HF]

Ka = [H+].[CN-] = 4,9 x 10 -10

[HCN]

Ka = [H+].[CH3COO-] = 1,8 x 10 -5

[CH3COOH]

Dado que la disociación es completa en un ácido fuerte entonces [H+] = M ácido

Para los ácidos débiles, sin embargo la cantidad de iones H+ presentes en la solución depende de la constante de disociación ácida, además de la concentración molar del mismo.En general para un ácido débil monoprótico [H+] = √ Ka.MácidoPorcentaje de disociación de un ácido débil, es la relación entre el número de moles disociados y el número total de moles del ácido x 100

% d = [H+] x 100 MácEl porcentaje de disociación de un ácido débil depende de la concentración inicial del ácido.Bases fuertes y bases débiles:De la misma forma que hay ácidos fuertes y débiles también hay bases fuertes y débiles.El hidróxido de sodio NaOH, es una base fuerte, totalmente disociada

NaOH (ac) → Na+ (ac) + OH- (ac)

Para calcular el pH, primero debemos calcular el pOH dado que al disociarse la base fuerte libera OH-

pOH = -log[OH-] donde [OH-] = M base

como las escalas se refieren siempre a pH, nos interesa el pH de soluciones de bases y para eso pH + pOH = 14

De forma análoga a los ácidos débiles existen las base débiles, que presentan un equilibrio de disociación básica y una constante de disociación KbDe la misma forma que para ácidos débiles, para las bases débiles se calcula la concentración de OH- como

[OH-] = √ Kb.M base

Calculamos pOH = -log [OH-] y luego pH = 14 – pOH

Soluciones Amortiguadoras :(Se las denomina también Buffer, reguladoras o tampones)Son soluciones que admiten el agregado de pequeñas cantidades de ácido o base fuerte sin que se modifique prácticamente el valor del pH.Se preparan mezclando dos soluciones, una de ácido o base débil y otra de una sal de ese ácido o base.Por ejemplo ácido acético con acetato de sodio o solución de amoníaco con cloruro de amonio.El efecto amortiguador se debe a la presencia de un equilibrio y el ión común.Para calcular el pH de una solución amortiguadora, si se trata de un ácido con su sal

HA (ac) ↔ H+(ac) + A-(ac) NaA (ac) → Na+(ac) + A-(ac)

Para el ácido débil Ka = [H+].[A-] y despejando [H+] = Ka [HA] [HA] [A-]

Como la sal está totalmente disociada, la concentración de A- es prácticamente la misma que la de la sal y podemos despreciar la concentración de A- que aporta el ácido porque está parcialmente disociado y además por el efecto del ión común el equilibrio está desplazado hacia la izquierda. Entonces queda

[H+] = Ka Mácido Msal

Para una solución amortiguadora formada por una base débil con su sal y razonando de manera similar queda que :

[OH-] = Kb Mbase Msal

La capacidad del buffer para amortiguar está relacionado con las concentraciones de las soluciones que componen el sistema. En general si las concentraciones de ácido y sal son iguales el par amortiguará por igual frente a un ácido y frente a una base.

Teoría ácido-base de Brönsted-LowryUn ácido es aquella sustancia que es capaz de ceder un H+ .

Una base es aquella sustancia capaz de aceptar un H+ . Es una teoría más amplia ya que no está restringida a soluciones acuosas como la teoría de Arrhenius.En este caso la neutralización consiste en la transferencia de protones del ácido a la base y por lo tanto siempre existen pares conjugados de ácidos y bases.

CH3COOH + H2O → H3O+ + CH3COO-

Ácido base ácido base

NH3 + H2O → NH4+ + OH-

Base ácido ácido base

Las sustancias que como el agua pueden actuar como ácidos y como bases se denominan anfopróticas o anfóteras