Fuente: “CÁLCULOS RÁPIDOS EN EL EQUILIBRIO QUÍMICO” (M.A. Belarra Piedrafita; Prensas...

Fuente: “CÁLCULOS RÁPIDOS EN EL EQUILIBRIO QUÍMICO”(M.A. Belarra Piedrafita; Prensas Universitarias de Zaragoza,2002)

MÉTODOS DE CÁLCULO RÁPIDO EN EL

EQUILIBRIO QUÍMICO:DIAGRAMAS DE

REACCIONABILIDAD EN LAS REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE

PROTONES

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*INTRODUCCIÓN

La gran ventaja de esta metodología es que ayuda a comprender A) Qué reacciones suceden (y por tanto cuáles hemos de escribir

) y cuáles predominan (y por tanto van a condicionar casi totalmente las concentraciones de las especies presentes)

B) En qué medida o extensión se producen, (y por tanto cuáles hemos de considerar completas y cuáles hemos de tratar como verdaderos equilibrios)

C) Qué constante hemos de utilizar para realizar los cálculos, qué especies permanecen en concentración apreciable después de la reacción, etc... Hay que tener en cuenta alguna limitación a esta metodología Hay casos en los que esta metodología no puede utilizarse, por ejemplo si se trata de ácidos y bases muy próximos en el diagrama que utilizaremos, y tampoco podría ser usada si las concentraciones de los reaccionantes fuesen demasiado distintas (dos o más órdenes de magnitud). pero estas circunstancias no aparecen en los problemas propuestos al nivel de bachillerato

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FUNDAMENTO

A) Definimos pKa = -lg Ka

Ácido Ka pKaHidronio 55,5 -1,70Yódico 0,19 0,72Sulfuroso 0,016 1,80Hidrógeno sulfato 0,012 1,92Fosfórico 0,0075 2,12Fluorhídrico 0,0007 3,15Nitroso 0,00045 3,35Fórmico 0,00018 3,74Benzoico 0,000066 4,18Acético 0,000018 4,74Carbónico 4,2E-07 6,38Sulfhídrico 1E-07 7,00Hipocloroso 3E-08 7,52Dihidrogeno Fosfato 6,2E-08 7,21Amonio 5,5E-10 9,26Cianhídrico 4E-10 9,40Hidrogenocarbonato 5,6E-11 10,25Hidrogenofosfato 2,2E-13 12,66Hidrogenosulfuro 1E-13 13,00Hidróxido 1,82E-16 15,74

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FUNDAMENTO

B) Si colocamos una serie de ácidos y sus bases conjugadas en un eje según sus valores de pKa, con los ácidos en la parte superior y las bases en la inferior, dichos ácidos y bases quedan ordenados según su fuerza, tal como se ve en el siguiente diagrama: Aumenta la fuerza de los ácidos

<_________________________

HA1 HA2 HA3 HA4

______________________________________>pKa

A1- A2- A3- A4- _________________________> Aumenta la fuerza de las bases y puede observarse que cuanto mayor es la fuerza de un ácido (o de una base) menor es la fuerza de su base (o de su ácido) conjugada.

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FUNDAMENTO

C) Acidos y bases fuertes y débiles en disolución acuosa Los sistemas de H3O+/H2O y H2O/OH- establecen tres zonas bien diferenciadas en cuanto a la fuerza de los ácidos y las bases, que se resumen en el siguiente diagrama:

H3O+

H2O

H2O

OH-Bases débilesBases neutras

Ácidos débilesÁcidos fuertes

Acidos neutros

Bases fuertes

Fuerza creciente de ácidos

Fuerza creciente de bases

pKa

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FUNDAMENTO

1.- Denominamos ácidos fuertes en disolución acuosa a los que

están a la izquierda del ácido H3O+. Todos ellos (HClO4, HCl, etc.) tienen la misma fuerza, pues al ser inestables generan todos el mismo ácido, H3O+. De la misma forma, denominamos

bases fuertes a las que están a la derecha de la base OH- y por la misma razón también tienen todas la misma fuerza en disolución acuosa. Para estos sistemas no se utiliza constante de equilibrio, considerando que su reacción con el agua es total.

2.- Cuanto más fuerte es un ácido o una base, más débiles son su

base o ácido conjugado. 3.- Las bases conjugadas de ácidos fuertes (ClO4-, Cl-, etc.) y los

ácidos conjugados de bases fuertes son tan débiles que prácticamente carecen de propiedades ácido-base y se comportan como especies neutras en disolución acuosa.

4.- Los ácidos y bases comprendidos entre los dos sistemas del agua

se denominan débiles y su fuerza, variable de unos a otros, viene dada por su pKa.

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Bases fuertes: OH-,CN-

Bases débiles: NH3,CH3-COO-

Bases muy débiles: F-

Bases neutras: H2O,I-

Ejercicio de aplicación-1Ordenar en el mismo diagrama los siguientes pares conjugados ácido-base además de los correspondientes al agua: NH4

+ /NH3 CH3-COOH/ CH3-COO- HCN/CN- HI/I- HF/F-

Clasificarlos cómo ácidos o bases fuertes, débiles o neutros

Ácidos fuertes: HI, H3O+

Ácidos débiles: HF, CH3-COOH, NH4+

Ácidos muy débiles: HCNÁcidos neutros: H2O

pKa

H2OH3O+ NH4+ HCN

H2O

-1,7

HF

F-

3,15

CH3-COOH

CH3-COO-

4,74

HI

I-

9,25

NH3

9,39

CN- OH-

15,74

8

Criterio de reaccionabilidad (I)

Si mezclamos disoluciones de ácidos y de una bases, ¿se produce siempre reacción?

Si en una disolución estable que contiene ácidos y bases se introduce una nueva especie capaz de intercambiar protones, se produce siempre una modificación de las concentraciones de las especies presentes, hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. Ahora bien, estos cambios pueden resultar insignificantes (en cuyo caso decimos coloquialmente que "no se ha producido reacción" o significativos, de forma que en la disolución resultante alguna de las especies inicialmente presentes se haya transformado de forma importante en los productos de la reacción.

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Criterio de reaccionabilidad (II)

Podemos conocer fácilmente, en función de las constantes de equilibrio, si una especie va a transformarse mayoritariamente en otra como consecuencia de la adición a la disolución de una nueva sustancia en exceso. Para ello: 1º) Situaremos cada sistema ácido-base conjugados tal y como hemos visto en los diagramas de fuerza de los ácidos y las bases. (Si un sistema puede intercambiar más de un protón es fundamental dibujar todos los sistemas conjugados del mismo). 2º) A continuación indicaremos las especies que se encuentran en concentración significativa, que en los diagramas siguientes se presentan recuadradas.

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Criterio de reaccionabilidad (III)

Por ejemplo si a una disolución que contiene HAc(ácido acético) y Ac-(acetato) se añade NH3, la representación sería

Ac- NH3

NH4+HAcH3O+

H2O

H2O

OH

11

Un donor (ácido) que se encuentre en concentración significativa, reacciona de forma mayoritaria ( reacción completa ) con los aceptores (bases) que, igualmente en concentración significativa, estén situados a su derecha, dando lugar a las correspondientes especies conjugadas.

Criterio de reaccionabilidad (IV)La norma de predicción de cómo va a transcurrir la reacción es muy sencilla:

Ac- NH3

NH4+HAcH3O+

H2O

H2O

OH

HAc + NH3 <===> Ac- + NH4+

Se tratará de una reacción de K alta (transformación casi íntegra de los reactivos en los productos)

Reacción completa

12

Criterio de reaccionabilidad (V)

Los productos de reacción se incorporan al diagrama comoespecies en concentración significativa

Ac- NH3

NH4+HAcH3O+

H2O

H2O

OH

Reacción completa

13

Criterio de reaccionabilidad (VI)

Y en cuanto a los reaccionantes, sólo permanecerá el que se encuentre en exceso Si, por ejemplo, la cantidad de NH3 es superior a la de HAc, la concentración de éste que quede será muy pequeña (no significativa) y el nuevo sistema será: ,

que ya es estable, puesto que no hay ningún aceptor situado a la derecha del NH4+ que es el único donor.

Ac- NH3

NH4+HAcH3O+

H2O

H2O

OH

14

Criterio de reaccionabilidad (VII)

Si, en cambio, la cantidad inicial de NH3 es igual a lade HAc, el sistema final será:

que también es estable, puesto que no hay ningún aceptor situado a la derecha del NH4+ que es el único donor.

Ac- NH3

NH4+HAcH3O+

H2O

H2O

OH

15

Ejercicio de aplicación-2

Una disolución contiene : NO2

- 0,1 mol/l y HIO3 0,1 mol/l a) Haz un diagrama que la representeb) Si hay reacción escríbela

+H3O+

H2O OH-NO2-

HIO3

-1,7 0,72 3,34 15,74

H2O

IO3-

HNO2

pKa

HIO3+NO2- IO3

- +HNO2

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En la disolución anterior representa el diagrama después de la reacción

+H3O+

H2O OH-NO2-

HIO3

-1,7 0,72 3,34 15,74

H2O

IO3-

HNO2

pKa

Como los reactivos estaban en relación estequiométrica y la reacción es completa, desaparecen prácticamente y aparecen los productos en concentración significativa.

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Una disolución contiene : ClO- 0,1 mol/l , HClO 0,1 mol/l y OH- 0,2 mol/a) Haz un diagrama que la represente antes de la reacciónb) Haz un diagrama que la represente después de la reacción

pKa

+H3O+

H2O OH-

HClO

-1,7 7,52 15,74

H2O

ClO-

a) Antes de la reacción

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pKa

+H3O+

H2OOH-

HClO

-1,7 7,52 15,74

H2O

ClO-

a) Después de la reacción HClO+OH- ClO- +H2O

Como los reactivos no estaban en relación estequiométrica y la reacción es completa, desaparece HClO (limitante), OH- sobrará y aparecerá más ClO-.

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Criterio de reaccionabilidad (VIII)En caso de que un donor o aceptor pueda reaccionar con

varios aceptores o donores, lo hace en primer lugar con el que se encuentra más alejado de él.

Ac- NH3

NH4+HAc

Cl-

H2O

OH

HCl H3O+

H2O

Ac- NH3

NH4+HAc

Cl-

H2O

OH

HCl H3O+

H2O

Reacción completa

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Criterio de reaccionabilidad (IX)

Si mezclamos, o se encuentran en presencia ácidos y bases, cuya posición relativa en el diagrama, sea diagonal, pero, el donor (ácido) está a la derecha del aceptor (base), se está produciendo un equilibrio, y la reacción la K serán las correspondientes a dicho equilibrio (siempre de K pequeña)

NH3

NH4+ H2O

OH

H3O+

H2O

La reacción: NH4++H2O <===>NH3 +H3O+ y K=Ka

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* APLICACIONES DE ESTA METODOLOGIA

1. DISOLUCION DE ACIDO FUERTE (I)Como ya hemos estudiado, la especie H3O+ es el ácido más fuerte que puede haber en disolución acuosa. En efecto, si se introduce un ácido más fuerte (p.ej.HCl) en una determinada concentración inicial Co, tendríamos:

A-

H2O

OH-

HA H3O+

H2O

Reacción com

pleta

pKa

sistema inestable en el que, como la concentración de agua será siempre muy superior a la de ácido fuerte introducido, se generará el sistema estable:

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1. DISOLUCION DE ACIDO FUERTE(II)

A-

H2O

OH-

HA

H2O

pKa

Y como la reacción:

HA + H2O <===> H3O+ + A-

puede considerarse total, se cumplirá que [H3O+] = Coy por lo tanto el pH se obtiene de forma inmediata pH = -logCo

H3O+

Después de la reacción

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Calcular el pH y el grado de disociación de una disolución 0,5 M de HCl

1º)Haz un diagrama de reaccionabilidad

Cl-

H2O

OH-

HCl H3O+

H2O

Reacción com

pleta

pKa

2º)Escribe la reacción

HCl+ H2O ===> H3O+ + Cl-

24

Ejercicio de aplicación-4(cont)

3º)Haz un diagrama que represente la situación después de la reacción

Cl-

H2O

OH-

HCl H3O+

H2O

pKa

4º)Haz los cálculos para hallar el pH y el grado de disociación

HCl+ H2O ===> H3O+ + Cl-

C0 0,5 0 0 Cf 0 0,5 0,5

pH=-log0,5=0,3 (muy ácido) %1001

5,0

5,0

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2. DISOLUCION DE BASE FUERTE(I)La especie OH- es la base más fuerte que puede haber en disolución acuosa. En efecto, si se introduce una base (B-) más fuerte que los iones OH-, en concentración inicial CB-, se generaría el sistema inestable:

H2O

OH-H2O

pKa

H3O+

B-

HBReacción com

pleta

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2. DISOLUCION DE BASE FUERTE(II)y al igual que sucedía con los ácidos fuertes, como la concentración de agua será muy superior a la de la base introducida, se generará el sistema estable:

Como también la reacción: B- + H2O <===> HB + OH-

puede considerarse total, se cumplirá que [OH-] = CB-, o lo que es lo mismo, pOH = -logCB-

Teniendo además en cuenta que según el producto iónico del agua, pH =14-pOH

H2O

OH-H2O

pKa

B-

HBH3O+

27


Calcular el pH y el grado de disociación de una disolución 0,5 M de NaOH


2º)Escribe la reacciónNaOH+ H2O ===> Na+ + OH-+ H2O

Equivale aNaOH ===> Na+ + OH-

H2O

OH-H2O

pKa

Na +H3O+

NaOH

Reacción com

pleta

28




H2O

OH-H2O

pKa

Na +H3O+

NaOH ===> Na+ + OH- C0 0,5 0 0 Cf 0 0,5 0,5

pOH=-log0,5=0,3 pH=14-0,3=13,7 (muy básico)

%)100(15,0

5,0

29


3. DISOLUCION DE ÁCIDO DÉBIL (I)

H2O

OH-

H3O+

H2O

pKa

Si la disolución contiene el ácido débil HA en concentración inicial C0, el sistema será estable:

HA

A-

Reacc

ión de K baja

el equilibrio es : HA+H2O<=====>H3O++A- y K=Ka, el problema se resolvería como se muestra en los ejemplos del libro de texto.

30


Reacc

ión de K baja

Calcular el pH y el grado de disociación de una disolución 0,5 M de ácido acético. (Ka=1,8.10-5)

H2O

OH-

H3O+

H2O

pKa

CH3-COOH

CH3-COO---

4,75



CH3-COOH (ac)+H2O(l)<====>CH3-COO-(ac)+H30+(ac))

31

Ejercicio de aplicación-6 (cont.)

H2O

OH-

H3O+

H2O

pKa

CH3-COOH

CH3-COO-

4,75



CH3-COOH(ac)+H2O(l)<====>CH3-COO-(ac)+H30+(ac)C0 0,5 0 0Ceq 0,5-x x xx= 0,003; pH=2,52 (no muy ácido); %)6,0(006,0

5,0

003,0

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4. DISOLUCION DE BASE DÉBIL (I)

Si la disolución contiene la base débil B- en concentración Co, el sistema será estable

H3O+ HB H2O

___ _____________ ______________ ___>pKa

H2O B- OH-

Como en el caso del ácido débil, tenemos un donor (H2O) y un aceptor (B-) compatibles y no conjugados. por lo tanto el equilibrio sería : B- +H2O <===>HB +OH- y K=Kb=Kw /Ka, el problema se resolvería como se muestra en los ejemplos del libro de texto

Reacc

ión de K baja

33

Ejercicio de aplicación-7Calcular el pH y el grado de disociación de una disolución 0,5 M de amoniaco. (Ka=5,5.10-10)

H2O

OH-

H3O+

H2O

pKa

NH+4

NH3--

9,26



NH3 (ac)+H2O(l)<====>NH4+(ac)+OH-(ac))

Reacc

ión de K baja

34


H2O

OH-

H3O+

H2O

pKa

NH+4

NH3--

9,26



NH3 (ac)+H2O(l)<=============>NH4+(ac)+OH-(ac))

C0 0,5 0 0

Ceq 0,5-x x x

x=0,003; pOH=2,52 pH=11,48

%6,0100.5,0

003,0

35


5. DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS-CONCEPTOSon aquellas que tienen la propiedad de que su pH “resiste” sin cambiar mucho frente a pequeñas adiciones de ácidos y bases Son siempre una disolución de ácido y base débiles conjugados Si la disolución contiene el ácido débil HA (acético, ión amonio) en concentración CHA y su base débil conjugada A- (acetato, amoniaco) en concentración CA-, el sistema será estable:

H2O

OH-

H3O+

H2O

pKa

HA

A-

36


5. DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS-PH

H2O

OH-

H3O+

H2O

pKa

HA

A-

el equilibrio es : HA+H2O<=====>H3O++A- y K=Ka,

o también A- + H2O<=====> HA+ OH- y K=Kb

con estos equilibrios podemos hallar el pH de la disolución amortiguadora

37

Ejercicio de aplicación-8Calcular el pH de una disolución 0,2 M de amoniaco y 0,2 M de NH4Cl (Ka=5,5.10-10)

H2O

OH-

H3O+

H2O

pKa

NH+4

NH3--

9,26


2º)Escribe una de las reacciones posibles

NH3 (ac)+H2O(l)<====>NH4+(ac)+OH-(ac))

Reacc

ión de

K baj

a

Reacció

n de K baja

Kb=1,8.10-5

NH4+(ac)+H2O(l)<====> NH3 ac)+H30+(ac)) Ka=5,5.10-10

Cl-

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Ejercicio de aplicación-8 (cont)3º)Haz los cálculos para hallar el pH

NH3 (ac)+H2O(l)<=============>NH4+(ac)+OH-(ac))

C0 0,2 0,2 0

Ceq 0,2-x 0,2+x x Kb

x= 1,8.10-5;pOH=4,75;pH=9,26

NH4+(ac)+H2O(l)<=============> NH3 (ac)+H3O+(ac)

C0 0,2 0,2 0

Ceq 0,2-x 0,2+x x

x= 5,5.10-10; pH=9,26 Ka

Para concentraciones iguales de ácido y base

conjugadospH=pKa

39

•APLICACIONES DE ESTA METODOLOGIA

5. DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS(variación del pH al añadir un ácido)

H2O

OH-

H3O+

H2O

pKa

HX

A-

Si a esta disolución le añadimos, por ejemplo, un ácido fuerte HX, tendríamos la siguiente situación:

HA

X-

Reacción completa

produciéndose la reacción completa entre el ácido HX y la base A-:

HX + A- ===> X- + HA

40


5. DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS (variación del pH al añadir un ácido)

H2O

OH-

H3O+

H2O

pKa

HX

A-

HA

X-

El diagrama después de la reacción muestra que la amortiguadora lo sigue siendo:

Y mientras CA- sea mayor que CHX, el sistema estable seguirá

teniendo como donor y aceptor más fuertes a HA y A-. Y el pH de la disolución será prácticamente igual que el de la disolución original.

41


5. DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS (variación del pH al añadir una base)

H2O

OH-

H3O+

H2O

pKa

A-

HA Reacción completa

produciéndose la reacción OH- + HA <===> A

- + H2O

Idénticas consideraciones se pueden hacer en el caso de introducir en la disolución una base más fuerte que A

-,

mientras su concentración sea inferior a CHA.

B+

42


5. DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS (variación del pH al añadir una base)

H2O

OH-

H3O+

H2O

pKa

A-

HA

El diagrama después de la reacción muestra que la amortiguadora lo sigue siendo:

Y mientras CHA sea mayor que COH-, el sistema estable seguirá

teniendo como donor y aceptor más fuertes a HA y A-. Y el pH de la disolución será prácticamente igual que el de la disolución original.

B+

43


H2O

OH-

H3O+

H2O

pKa

HCl

NH3-

NH+4

Cl-

Reacción completa

Calcular en cuánto varía el pH de una disolución 0,2 M de amoniaco y 0,2 M de NH4Cl al añadirle 0,002 moles/l de HCl.

1º)Ya sabemos por el ejercicio 8, que el pH de la amortiguadora, antes de añadirle nada es 9,26. Haz ahora el diagrama de reaccionabilidad.

2º)Escribe la reacción:

HCl+NH3 =====> NH+4+ Cl-

44

Ejercicio de aplicación-92º) O mejor aún : es más real y nos facilita los cálculos al mostrar el H3O+

H3O+ +NH3 =====> NH+4+H2O

H2O

OH-

H3O+

H2O

pKa

HCl

NH3-

NH+4

Cl-

Reacción completa

45

Ejercicio de aplicación-9 (cont)3º) Haz los cálculos

H3O+ +NH3 ========> NH+4 + H2O

C0

0,002 0,2 0,2

Cf

0,198 0,202

K NH 4

+ H 3O NH 3

1Ka

15,5.10 10

1

5,5.10 10 0,202

.0,198

5,61.10 10 pH = 9,25

H2O

OH-

H3O+

H2O

pKa

HCl

NH3

NH+4

Cl-

El pH ap

enas

varía

Muy

peq

ueño

Pero

deb

e ca

lcul

arse

46

Ejercicio de aplicación-10Calcular en cuánto varía el pH de una disolución 0,2 M de amoniaco y 0,2 M de NH4Cl al añadirle 0,003 moles/l de NaOH

1º)Ya sabemos por el ejercicio 8, que el pH de la amortiguadora, antes de añadirle nada es 9,26. Haz ahora el diagrama de reaccionabilidad.

2º)Escribe la reacción:

NH+4 +OH- =====> NH3+ H2O

H2O

OH-

H3O+

H2O

pKa

NH3-

NH+4 Na+

Reacción completa

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Ejercicio de aplicación-10 (cont)2º) Haz los cálculos

NH+4 +OH- =========> NH3+ H2O

C0

0,2 0,003 0,2

Cf

0,203

K NH3

OH NH 4

1

Kb

1

1,8.10 5

1

1,8.10 5

0,203

.0,197

1,85.10 5 pOH = 4,73; pH = 9,27

H2O

OH-

H3O+

H2O

pKa

HCl

NH3-

NH+4

Cl-

Na+

Muy

peq

ueño

Pero

deb

e ca

lcul

arse

El pH ap

enas

varía

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•APLICACIONES DE ESTA METODOLOGIA-PROPIEDADES ACIDAS Y BASICAS DE LAS SALES-

6. DISOLUCIÓN DE UNA SAL DE ACIDO FUERTE Y BASE DÉBIL (NH4Cl)

Sal soluble : NH4Cl (s)------>NH4 + + Cl-

H2O

OH-

H3O+

H2O

pKa

HCl

NH3

NH+4

Cl-

El sistema está en equilibrio según NH4 ++ H2O<===>H3O++NH3

Se justifica que el pH sea ácidoLa K para los cálculos es Ka

H2O

OH-

H3O+

H2O

pKa

HCl

NH3

NH+4

Cl-

Por tradición se dice que el NH4 + “sufre la hidrólisis”

49

Ejercicio de aplicación-11Predice y calcula el pH de una disolución 0,5 M de NH4Cl.Ka=5,5.10-10

H2O

OH-

H3O+

H2O

pKa

HCl

NH3

NH+4

Cl-

1º) Haz el diagrama de reaccionabilidad y escribe la reacción

NH4 ++ H2O<===>H3O++NH3

50

Ejercicio de aplicación-11(cont)2º) Haz los cálculos

NH4 ++ H2O<=======>H3O++NH3

C0 0,5 0 0Ceq 0,5-x x x

K H 3O NH 3

NH 4+

5,5.10 10 x 2

0,5 x

x 2

0,5

x 1,65.10 5 M

pH 4,78

H2O

OH-

H3O+

H2O

pKa

HCl

NH3

NH+4

Cl-

51

H2O


7. DISOLUCIÓN DE UNA SAL DE ACIDO DÉBIL Y BASE FUERTE (NaAc)

+

H2O OH--

H3O+ Na+HAc

Ac-

Sal soluble : NaAc ------>Na+ + Ac-

El sistema está en equilibrio, según : Ac-+ H2O<= ==>HAc +OH- Se justifica que el pH se a básico

La K para los cálculos es Kb =KW /Ka

52

Ejercicio de aplicación-12Predice y calcula el pH de una disolución 0,3 M de Acetato de sodio Ka=1,8.10-5


2º) Haz los cálculos

H2O +

H2O OH--

H3O+ Na+HAc

Ac- Ac -+ H2O<=======>OH-+HAcC0 0,3 0 0Ceq 0,3-x x x

K OH HAc

Ac - 5,5.10 10

x 2

0,3 x

x 2

0,3

x 1,28.10 5 M

pOH 4,89; pH 9,10

53


8. DISOLUCIÓN DE UNA SAL DE ACIDO FUERTE Y BASE FUERTE (NaCl)

Sal soluble : Na Cl------>Na+ + Cl

-

H2O +

H2O OH--

H3O+ Na+

Cl-

No hay reacción Se justifica que el pH sea neu tro

54

Ejercicio de aplicación-13Predice y calcula el pH de una disolución 0,3 M de Cloruro de sodio .


2º) Haz los cálculos

H2O +

H2O OH--

H3O+ Na+

Cl-

Cl- es una base neutra y Na+ es un ácido neutropH=7

55

NH+4 H2O


7. DISOLUCIÓN DE UNA SAL DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE DÉBIL (NH4 Ac)

+

H2O

H3O+ HAc

Ac-

Sal soluble : NH4Ac------>NH4 + + Ac-

OH--NH3

Se producen dos equilibrios , según : Ac

-+ H2O<===>HAc +OH

-

La K para los cálculos es Kb del sistema NH4

++ H2O<===>H3O

+ +NH3 La K para los cálculos es Ka del sistema Si, casualmente Kb=Ka, como es el caso de este ejemplo, los dos equilibrios se dan en la misma extensión y el pH es neutro, pero, si Kb> Ka el pH sería básico, o si Kb< Ka, el pH sería ácido

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APLICACIONES DE ESTA METODOLOGÍAVALORACIONES ACIDO-BASE-

10. VALORACIÓN DE UN ÁCIDO FUERTE CON UNA BASE FUERTE (O VICEVERSA)

Como hemos visto en los puntos 1 y 2 de estos apuntes, cualquier ácido fuerte en disolución acuosa, equivale a la misma concentración de H3O+, y cualquier base fuerte a OH-.

Por lo que la situación , cuando queremos valorar por ejemplo, HCl con NaOH, sería equivalente a:

Y la reacción de neutralización : H3O++OH- 2H2O, reacción completa, y cuya

K=1/1,8.10-16 =5,5.1015 lo justifica

pKa

+

H2O OH--

H2O

Cl-

H3O+

Na+

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Cuando en la disolución haya tantos moles de ácido (H3O+) como de base (OH-), ya que la estequiometría de la reacción es 1:1 estaremos en el punto de equivalencia, habrá terminado la valoración, y el pH,en este caso, evidentemente será 7.

En el caso de que el ácido o la base (o ambos) sean polipróticos, naturalmente la estequiometría de la reacción de neutralización cambiará y el pH=7 se alcanzará cuando el nº de moles de ácido y de base están en la proporción estequiométrica correspondiente. Por ejemplo: se está valorando H2SO4 con NaOH La reacción molecular sería: H2SO4 +2 NaOH----->Na2SO4+2H2O (2:1)


10. VALORACIÓN DE UN ÁCIDO FUERTE CON UNA BASE FUERTE (O VICEVERSA)

58


10. VALORACIÓN DE UN ÁCIDO FUERTE CON UNABASE FUERTE (O VICEVERSA)-POLIPROTICOS

Y según nuestro criterio de reaccionabilidad

H2SO4 +OH------>HSO4-+H2O (I)

HSO4- +OH------>SO42-+H2O (II)

SO42-

HSO4-H3O+

H2O

H2O

OH-

H2SO4

HSO4-

pKa

SO42-

HSO4-H3O+

H2O

H2O

OH-

H2SO4

HSO4-

pKa

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Al sumar (I) y (II) H2SO4 +2OH------>SO42- +2H2O y el sistema qued a estable

SO42-

HSO4-H3O+

H2O

H2O

OH-

H2SO4

HSO4-

pKa


10. VALORACIÓN DE UN ÁCIDO FUERTE CON UNABASE FUERTE (O VICEVERSA)- POLIPROTICOS

60

Se están valorando 25 ml. de disolución 0,1 M de HCl con una disolución de NaOH O,1 M, Hallar el pH de la disolución resultante: A) Cuando se han añadido 5 ml de NaOH, B) Cuando se han añadido 25 ml de NaOH C) Cuando se han añadido 25,5 ml de NaOH


Inicialmente pH=-log 0,1=1

Trataremos la reacción como completa, ya que K es del orden de 1015

61

A) Cuando se han añadido 5 ml de NaOH

Ejercicio de aplicación-14 (cont)

+

H2O OH--

H2O

Cl-

H3O+ Na+

H3O

+ + OH- H2O H3O

+ OH- n.i 2,5.10-3 0,5.10-3 n.r -0,5.10-3 -0,5.10-3 n-f 2,0.10-3 . c.f 2,0.10-3/3.10-2 /3.10-2 pH=1,17 El pH apenas varía

Muy pequeño

Pero debe calcularse

62

B) Cuando se han añadido 25 ml de NaOH,


H3O

+ + OH- H2O H3O

+ OH- n.i 2,5.10-3 2,5.10-3 n.r -2,5.10-3(casi) -2,5.10-3(casi) n-f . c.f 10-7 10-7 pH=7

Iguales como en el agua

Punto de equivalencia

Es el punto de equivalencia Los moles de

ácido y de base están en relaciónestequiométrica

63

C) Cuando se han añadido 25,5 ml de NaOH,


H3O

+ + OH- H2O H3O

+ OH-

n.i 2,5.10-3 2,5510-3 n.r -2,5.10-3 -2,5.10-3 n-f 10-3 c.f 10-2 10-310-2 pOH=3 pH=11

El pH varía bruscamente después delpunto de equivalencia

64


11.Valoración de un acido débil con una base fuerte La situación, cuando queremos valorar por ejemplo, ác. acético con NaOH, sería

+

H2O OH--

H2OH3O+ Na+HAc

Ac-

Y la reacción de neutralización : AcH+OH- H2O+Ac-, reacción completa,

y cuya K=1/Kb=1/5,5,10-10

= 1,8 109 lo justifica

65

Ejercicio de aplicación-15Se están valorando 25 ml. de disolución 0,1 M de ác. acético con una disolución de NaOH O,1 M, Hallar el pH de la disolución resultante: A) Cuando se han añadido 5 ml de NaOH B) Cuando se han añadido 25 ml de NaOH C) Cuando se han añadido 25,5 ml de NaOH, Se tienen 2,5 10-3 moles de ác. acético inicialmente, (calculando con Ka=1,8.10-5, ver punto 2 de estos apuntes) (H3O+)=0,00134M .pH=2,8 (inicial)

+

H2O OH--

H2OH3O+ Na+HAc

Ac-

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Ejercicio de aplicación-15(cont) A) Cuando se han añadido 5 ml de NaOH

AcH + OH- H2O+Ac- AcH OH- Ac- n.i 2,5.10-3 0,5.10-3 0 n.r -0,5.10-3 -0,5.10-3 0,5.10-3 n-f 2,0.10-3 . 0,5.10-3 c.f 2,0.10-3/3.10-2 /3.10-2 0,5.10-3/3.10-2 K=1/Kb=1/5,5.10-10 pOH=9,86 pH=4,13

Se genera una disolución amortiguadora, que hace que varíe suavemente el pH

Muy pequeño

Pero debe calcularse

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Ejercicio de aplicación-15(cont)B) Cuando se han añadido 25 ml de NaOH

AcH + OH- H2O+Ac- AcH OH- Ac- n.i 2,5.10-3 2,5.10-3 o n.r -2,5.10-3 -2,5.10-3 2,5.10-3 n-f . 2,5.10-3 c.f /5.10-2 /5.10-2 2,5.10-3/5.10-2 K=1/Kb=1/5,5.10-10 pOH=5,28 pH=8,72 en el punto de equivalencia

Es el punto de equivalencia Los moles de

Acido y de base están en relaciónestequiométrica

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Ejercicio de aplicación-13(cont)C) Cuando se han añadido 25,5 ml de NaOH

Puesto que la situación después del punto de equivalencia es

+

H2O OH--

H2OH3O+ Na+HAc

Ac-

Se calculan Los OH - en exceso (OH-)=5.10-4/5,5.10-2=0,009 M pOH=2,04 pH=11,96

El pH varía bruscamente después delpunto de equivalencia

Fuente: “CÁLCULOS RÁPIDOS EN EL EQUILIBRIO QUÍMICO” (M.A. Belarra Piedrafita; Prensas...

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