EQUILIBRIO IÓNICO EN SOLUCIONES ACUOSAS [Modo · PDF filemolécula y que en...
Transcript of EQUILIBRIO IÓNICO EN SOLUCIONES ACUOSAS [Modo · PDF filemolécula y que en...
07/09/2012
1
EQUILIBRIO IÓNICO EN SOLUCIONES ACUOSAS
Equilibrio entre una sal sólida poco soluble y sus iones en solución
Producto de solubilidad (Kps)
• Muchos compuestos (sales, hidróxidos) sonlevemente solubles en agua (ej.: BaSO4; BaCl2; AgCl;PbSO4 etc)
Ba2+(ac)
2-SO4 (ac)Sulfato sin disolver
BaSO4(s) Ba2+(ac) + SO42-(ac)
AgCl(s) Ag+(ac) + Cl-(ac)[ Ag+] [ Cl-]
[AgCl]Kc=
[Ag+] = [Cl-] = s = solubilidad de las sales [mol/L] o [g/L]
es un sólido y su concentración es constante en su propia fase
07/09/2012
2
Kc [AgCl] = [Ag+] [ Cl‐]= Kps
Kps = [Ag+][Cl‐] Kps =varía con la temperatura
Cuando la solución se halla en equilibrio con exceso de sólido.
Kps PRODUCTO DE SOLUBILIDAD o
CONSTANTE DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD
Si llamamos Q = producto iónico (o cociente de solubilidad)
Q = [Ag+][Cl‐]Q = Kps solución saturada ∃ precipitado
Q K l ió t d ∃ d
AgCl(s) Ag+(ac) + Cl‐(ac) Kps = [Ag+][Cl‐]s s Kps= s. s = s2
Ag2CrO4(s) 2Ag+ + CrO4=
Q < Kps solución no saturada ∃ ppdo
g2 4( ) g 4
2s s
Kps = [Ag+]2[CrO4=] = (2s)2. s = 4.s3
07/09/2012
3
Producto iónico y Kps
Disolución Precipitado
• EjemploA 3,0 10-5 moles de AgCl se le agrega agua hasta completar 6dm3 y se agita hasta disolución total, siendo la temp. 25°C.
a) ¿Cuánto vale el producto iónico del AgClb) Comparar Q con el producto de solubilidad (Kps = 1,69.10-10)
[Ag+] = [Cl-] = 3,0.10-5mol = 5.10-6M6L
a) Q = [Ag+] = [Cl-] = (5.10-6)2 = 2,5 10-11 mol/L
b) Q < Kps = 1,69 10-10 ⇒si le seguimos agregando AgCl(s) el Q irá hasta igualarKps, y luego precipitará para establecer el equilibrio.
07/09/2012
4
Precipitado de una sal de plomo
TEORÍA ÁCIDO‐BASE• Teoría de Arrhenius
• Acido aquella sustancia que tiene H en su molécula yque en solución acuosa libera cationes H+
HCl(ac) → H+(ac) + Cl-(ac)
• Base sustancia que tiene el grupo hidroxilo en sumolécula y que en soluciones acuosas libera el aniónmolécula y que en soluciones acuosas libera el aniónHO-
NaOH → Na+(ac) + HO-(ac)
07/09/2012
5
• Teoría de Bronsted-Lowry
• Ácido cualquier entidad química capaz de q q pceder un protón H+
• Base cualquier entidad química capaz deaceptar un protón H+
• En solución acuosa el H+ se encuentrahidratado no libre:
H+ + H2O H3O+ protón hidronio
HX + H2O H3O+ + X-
07/09/2012
6
• El H3O+ actúa como ácido y le cede un protón al X- quese comporta como base.
ácido 2base 2
• HCl + H2O→ H3O+ + Cl‐
par conjugado
ácido 1 base 1
Las especies Cl‐ y HCl o
H2O y H3O+ difieren en 1 protón H+
Se llamanpares ÁCIDO‐BASE CONJUGADOS
• BaseNH3 + H2O NH4
+ + OH-
ácido 2 base 2
base 1 ácido 1
Teoría ácido‐base de Lewis (concepto más general)
Acido: Cualquier entidad química capaz de aceptar unAcido: Cualquier entidad química capaz de aceptar un par de electrones para formar una unión covalente.
07/09/2012
7
H
Base: Entidad química capaz de ceder un par de e‐ para formaruna unión covalente.
B d L iH
H N H●●
●▼▼●
Base de Lewis
▼●
NH3 + H2O NH4+ + OH-
El agua como ácido y como base
base ácido ácido base
• HF + H2O H3O+ + F-
1 12 2
2 3ácido base ácido base 11 2 2
07/09/2012
8
Autoionización del agua pura
base ácidoH2O + H2O OH- + H3O+
2 2
ácido base11
[H3O+] [ HO-]
[H2O]2Kc=
CTE
Kw = [OH‐][ H3O
+]
P d t ió i d lProducto iónico del aguaKw= varía con la temperatura
Kw 25°C = 1.10‐14
Soluciones neutras, ácidas y básicas
soluciónNEUTRA [OH-]=[ H3O+]= 1.10-7MÁCIDA [ H3O+]>1.10-7MBÁSICA [ H3O+]<1.10-7M
• En soluciones acuosas diluidas [OH‐][ H3O+] = constante
pH (potencial de H)
07/09/2012
9
Para concentraciones < 1 mol/L, (por comodidad, por las potencias negativas) se introduce un operador matemático:
p = -log10p log10
Si tenemos una especie de concentración c ⇒ pc = -log10 c
Si la especie es H+ ⇒ pH = - log [H+]
Para un ión HO- ⇒ pOH = -log [HO-]Para un ión HO ⇒ pOH log [HO ]
Para constante de equilibrio pKw = -log Kw = 14,00 (a 25°C)
Solución
- neutra pH = 7 = pOH
- ácida pH < 7
- básica pH > 7
En soluciones acuosas diluidas: [OH-].[ H3O+]= 1.10-14
-log [ H3O+] + (-) log [OH-]=(-) – 14
pH + pOH = 14
07/09/2012
10
pH Se puede determinar mediante indicadores
papel indicador universal se moja en la solución y se compara su color con un diagrama patrón.
07/09/2012
11
• O un pHmetro
07/09/2012
12
Fuerza de ácidos y bases en disolución acuosa
• Ácido fuerte está totalmente ionizado
Ejemplo:
HNO3 + H2O → H3O+ + NO3-
HCl + H2O → H3O+ + Cl-
H2SO4 + H2O → H3O+ + HSO4-
Acido débil ionización parcial
( HF, HNO2, HClO, HCN, CH3COOH)( HF, HNO2, HClO, HCN, CH3COOH)
antes después
HA H+ A-HA HA
antes equilibrio
07/09/2012
13
• HF + H2O H3O+ + F‐ (Ka = 6,7. 10‐4)
[H3O+] [ F-]
[H2O][HF]
Kc= Kc [H2O] = Kaconstante de ionización
•[H2O][HF] constante de ionización
HAc Ac-
[H3O+] [ Ac-][HAc]
Ka= = 1,8.10-5
CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-
Ka se calculan experimentalmente y están tabuladas
KaHF > KaHNO2 > KaCH3COOH > KaHClO > KaHCN6,7 .10-4 1,8.10-5
Sus valores indican hasta qué grado se ionizan los electrolitos débiles ⇒ a > Ka > fuerza del ácido
ácido más débil
07/09/2012
14
α = grado de disociación :cantidad de moles de electrólito que se disocia por cada mol de soluto disuelto inicialmente.
HA A- + H+
α = x/c
% ionización = α x 100 α= [ácido]ionizado/ [ácido]inicial
c-x x x
Ejemplos
1.- ¿Qué valor tendrá la concentración del ión hidronio enuna solución de HCl 0,01 M? ¿Cuáles serán el pH y pOH?
HCl + H2O → H3O+ + Cl- pH = -log [H3O+]
pH = -log 0,01 = 2
pH = 2 pOH = 12
07/09/2012
15
2.- Calcular el pH de una solución de HF 0,01 M(Ka=6,7.10-4).
HF + H2O H3O+ + F-
c-x x x
6,7. 10-4 = x2/(0,01-x) x2 + 6,7.10-4 x –6,7.10-4.0,01= 0
x = 2 27 10-3 M
[H3O+] [ F-] x.x [HF] c- xKa= =
x = 2,27.10-3 M
pH = 2,64
REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN
• Reacción de un ácido con una base
HCl + NaOH → NaCl + H OHCl + NaOH → NaCl + H2OSe reduce a una reacción entre H+ y OH-
H+ + OH- →H2O
07/09/2012
16
Valoración o titulación ácido‐base
• Método que consiste en agregar cuidadosa y lentamenteuna solución de un reactivo adecuado y concentraciónuna solución de un reactivo adecuado y concentraciónconocida (solución patrón) a la muestra problema, cuyaconcentración queremos determinar, hasta que terminela reacción entre los dos.
ej. Indicador fenolftaleína j
incoloro pH < 8
fucsia pH 10 (básico)
Indicador
Solución patrón o titulante Vbase
Vácido