EQUILIBRIO IÓNICO EN SOLUCIONES ACUOSAS

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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) son levemente solubles en agua (ej.: BaSO 4; BaCl 2 ;AgCl; PbSO 4 etc) Ba 2+ (ac) BaSO 4 (s) Ba 2+ (ac) + SO 4 2- (ac) 2- SO 4 (ac) Sulfato sin disolver AgCl(s) Ag + (ac) + Cl - [ Ag + ] [ Cl - ] (ac) K c = [AgCl] es un sólido y su concentración es constante en su propia fase [Ag + ] = [Cl - ] = s = solubilidad de las sales [mol/l] o [g/l] 1

2 K c [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 < Kps solución no saturada ppdo AgCl(s) Ag + (ac) + Cl (ac) Kps = [Ag + ][Cl ] s s Kps= s. s = s 2 Ag CrO (s) 2Ag + + CrO = 2 4 () 4 2s s Kps = [Ag + ] 2 [CrO 4= ] = (2s) 2. s = 4.s 3 2

3 Producto iónico y Kps Disolución Precipitado Ejemplo A3,010-5 moles de AgCl se le agrega agua hasta completar 6 dm 3 y se agita hasta disolución total, siendo la temp. 25 C. a) Cuánto vale el producto iónico del AgCl b) Comparar Q con el producto de solubilidad (Kps = 1, ) [Ag + ] = [Cl - ] = 3, mol = M 6L a) Q=[Ag + ]=[Cl - ]=( ) 2 =2, mol/l b) Q < Kps = 1, si le seguimos agregando AgCl(s) el Q irá hasta igualar Kps, y luego precipitará para establecer el equilibrio. 3

4 Precipitado de una sal de plomo TEORÍA ÁCIDO BASE Teoría de Arrhenius Acido aquella sustancia que tiene H en su molécula y que en solución acuosa libera cationes H + HCl(ac) H + (ac) +Cl - (ac) Base sustancia que tiene el grupo hidroxilo en su molécula y que en soluciones acuosas libera el anión HO - NaOH Na + (ac) + HO - (ac) 4

5 Teoría de Bronsted-Lowry Ácido cualquier entidad química capaz de ceder un protón H + Base cualquier entidad química capaz de aceptar un protón H + En solución acuosa el H + se encuentra hidratado no libre: H + +H 2 O H 3 O + protón hidronio HX + H 2 O H 3 O + + X - 5

6 El H 3 O + actúa como ácido y le cede un protón al X - que se comporta como base. base 2 ácido 2 HCl + H 2 O H 3 O + +Cl ácido 1 base 1 par conjugado Las especies Cl y HCl o H 2 O y H 3 O + difieren en 1 protón H + Se llaman pares ÁCIDO BASE CONJUGADOS Base ácido 2 base 2 NH 3 + H 2 O NH 4+ + OH - base 1 ácido 1 Teoría ácido base de Lewis (concepto más general) Acido: Cualquier entidad química capaz de aceptar un Acido: Cualquier entidad química capaz de aceptar un par de electrones para formar una unión covalente. 6

7 Base: Entidad química capaz de ceder un par de e para formar una unión covalente. H H N H Base de Lewis El agua como ácido y como base NH 3 +H 2 O NH 4+ +OH - base 1 ácido ácido 1 base 2 2 HF + H 2O H 3O + +F - ácido 1 base 2 ácido 2 base 1 7

8 Autoionización del agua pura base 2 ácido 2 H 2 O+ H 2 O OH - + H 3 O + ácido 1 base1 K c = [H 3 O + ] [ HO - ] [H 2 O] 2 K w = [OH ][ H 3 O + ] CTE K w = varía con la temperatura Producto iónicoi dl del agua K w 25 C = Soluciones neutras, ácidas y básicas solución NEUTRA ÁCIDA BÁSICA [OH - ]=[ H 3 O + ]= M [H 3 O + ]> M [H 3 O + ]< M En soluciones acuosas diluidas [OH ][ H 3 O + ] = constante ph (potencial de H) 8

9 Para concentraciones < 1 mol/l, (por comodidad, por las potencias negativas) se introduce un operador matemático: p =-log 10 Si tenemos una especie de concentración c p c = -log 10 c Si la especie es H + ph = - log [H + ] Para un ión HO - poh =-log [HO - ] Para constante de equilibrio pk w = -log K w = 14,00 (a 25 C) Solución - neutra ph = 7 = poh - básica ph > 7 - ácida ph < 7 En soluciones acuosas diluidas: [OH - ].[ H 3 O + ]= log [ H 3 O + ]+(-) log [OH - ]=(-) 14 ph +poh=14 9

10 ph Se puede determinar mediante indicadores papel indicador universal se moja en la solución y se compara su color con un diagrama patrón. 10

11 O un phmetro 11

12 Fuerza de ácidos y bases en disolución acuosa Ácido fuerte está totalmente ionizado Ejemplo: HNO 3 +H 2 O H 3 O + +NO 3 - HCl + H 2 O H 3 O + +Cl - H 2 SO 4 + H 2 O H 3 O + +HSO 4 - Acido débil ionización parcial ( HF, HNO 2, HClO, HCN, CH 3 COOH) HA H + antes después antes A - HA equilibrio HA 12

13 HF + H 2 O H 3 O + + F (K a = 6, ) K [H 3 O + ] [ F - c = ] [H 2 O][HF] K c [H 2 O] = K a constante de ionización CH 3 COOH + H 2 O H 3 O + + CH 3 COO - HAc Ac - K [H 3 O + ] [ Ac - ] a = = 1, [HAc] K a se calculan experimentalmente y están tabuladas Sus valores indican hasta qué grado se ionizan los electrolitos débiles a > K a > fuerza del ácido Ka HF > Ka HNO2 > Ka CH3COOH > Ka HClO > Ka HCN 6, , ácido más débil 13

14 α = grado de disociación : cantidad de moles de electrólito que se disocia por cada mol de soluto disuelto inicialmente. % ionización = α x 100 α= [ácido] ionizado / [ácido] inicial HA A - +H + α = x/c c-x x x Ejemplos 1.- Qué valor tendrá la concentración del ión hidronio en una solución de HCl 0,01 M? Cuáles serán el ph y poh? HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - ph = -log [H 3 O + ] ph = -log 0,01 = 2 ph = 2 poh = 12 14

15 2.- Calcular el ph de una solución de HF 0,01 M (K a =6, ). HF + H 2 O H 3 O + + F - c-x x x [H 3 O + ] [ F - ] x.x K a = = [HF] c- x 6, =x 2 /(0,01-x) x 2 + 6, x 6, ,01= 0 x = 2, M ph = 2,64 REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN Reacción de un ácido con una base HCl + NaOH NaCl + H 2 O Se reduce a una reacción entre H + y OH - H + + OH - H 2 O 15

16 Valoración o titulación ácido base Método que consiste en agregar cuidadosa y lentamente una solución de un reactivo adecuado y concentración conocida (solución patrón) a la muestra problema, cuya concentración queremos determinar, hasta que termine la reacción entre los dos. ej. Indicador fenolftaleína incoloro ph < 8 fucsia ph 10 (básico) Solución patrón o titulante V base Indicador V ácido 16

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