Equilibrios ácido-base y equilibrios de solubilidad

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1 Equilibrios ácido-base y equilibrios de solubilidad Capítulo 16 El efecto del ión común es el cambio en equilibrio causado por el añadir un compuesto que tiene un ión común con la sustancia disuelta. La presencia de un ión común suprime la ionización de un ácido o base débil. Considere una mezcla de CH 3 COONa (electrolito fuerte) y CH 3 COOH (ácido débil). CH 3 COONa (s) CH 3 COOH (ac) Na + (ac) + CH 3 COO - (ac) H + (ac) + CH 3 COO - (ac) Ión común Copyright The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display Considere una mezcla de una sal NaA y un ácido debil HA. NaA (s) HA (ac) Na + (ac) + A - (ac) H + (ac) + A - (ac) K a = [H+ ][A - ] [HA] Cuál es el ph de una solución que contiene 0.30 M HCOOH y 0.52 M HCOOK? Es una mezcla de ácido débil y base conjugada! [H + ] = K a [HA] [A - ] -log [H + ] = -log K a - log [HA] [A - ] -log [H + ] = -log K a + log [A- ] [HA] ph = pk a + log [A- ] [HA] pk a = -log K a Ecuación de Henderson- Hasselbalch [base conjugada] ph = pk a + log [ácido] 16.2 Inicial (M) Cambio (M) Equilibrio (M) Efecto del ión común 0.30 x x 0.52 pk a de HCOOH = 3.77 HCOOH (ac) x +x x H + (ac) + HCOO - (ac) x x ph = pk a + log [HCOO- ] [HCOOH] x ph = log [0.52] [0.30] = Provisto por Dr. Hernández-Castillo 1

2 Una solución amortiguadora es una solución de: 1. Un ácido debil o una base débil y 2. La sal de un ácido débil o base débil Ambos tienen que estar presentes! Una solución amortiguadora tiene la capacidad de resistir cambios en ph luego de que se añade pequeñas cantidades de ácido o base. Considere una mezcla equimolar de CH 3 COOH y CH 3 COONa HCl H + + Cl - HCl + CH 3 COO - CH 3 COOH + Cl - Añadimos ácido fuerte H + (ac) + CH 3 COO - (ac) Añadimos base fuerte OH - (ac) + CH 3 COOH (ac) CH 3 COOH (ac) CH 3 COO - (ac) + H 2 O (l) Cuál de los siguientes es un sistema amortiguador? (a) KF/HF, (b) KBr/HBr, (c) Na 2 CO 3 /NaHCO 3 (a) KF es un ácido débil y F - es su base conjugada Solución amortiguadora (b) HBr es un ácido fuerte No es Solución amortiguadora (c) CO 3 2- es una base débil y HCO 3- es su ácido conjugado Solución amortiguadora Calcule el ph de la solución amortiguadora 0.30 M NH 3 /0.36 M NH 4 Cl. Cuál será el ph luego de añadir 20.0 ml de M NaOH a 80.0 ml de la solución amortiguadora? NH + 4 (ac) H + (ac) + NH 3 (ac) ph = pk a + log [NH 3] [NH 4+ ] inicio (moles) fin (moles) pk a = 9.25 ph = log [0.30] [0.36] = NH + 4 (ac) + OH - (ac) H 2 O (l) + NH 3 (ac) Volumen final = 80.0 ml ml = 100 ml [NH 4+ ] = [NH 3 ] = ph = log [0.25] [0.28] = 9.20 Provisto por Dr. Hernández-Castillo 2

3 Química en acción: Mantener el ph de la sangre Titulaciones En una titulación una solución de concentración conocida es añadida a una solución de concentración desconocida en la que sabemos que habrá una reacción. Punto de equivalencia la reacción está completa Indicador sustancia que cambia de color en (o cerca) del punto de equivalencia Añadimos base al ácido desconocido HASTA que el indicador cambie de color (rosa) 4.7 Titulaciones de ácido fuerte y base fuerte NaOH (ac) + HCl (ac) H 2 O (l) + NaCl (ac) OH - (ac) + H + (ac) H 2 O (l) Titulaciones de ácido débil y base fuerte CH 3 COOH (ac) + NaOH (ac) CH 3 COONa (ac) + H 2 O (l) CH 3 COOH (ac) + OH - (ac) CH 3 COO - (ac) + H 2 O (l) En el punto de equivalencia (ph > 7) porqué? CH 3 COO - (ac) + H 2 O (l) OH - (ac) + CH 3 COOH (ac) Provisto por Dr. Hernández-Castillo 3

4 Titulaciones de ácido fuerte y base débil HCl (ac) + NH 3 (ac) NH 4 Cl (ac) H + (ac) + NH 3 (ac) NH 4 Cl (ac) En el punto de equivalencia (ph < 7) porqué? NH + 4 (ac) + H 2 O (l) NH 3 (ac) + H + (ac) Exactamente 100 ml de 0.10 M HNO 2 son titulados con una solución 0.10 M NaOH solution. Cuál será el ph del punto de equivalencia? inicio (moles) HNO 2 (ac) + OH - (ac) NO - 2 (ac) + H2 O (l) fin (moles) volumen final = 200 ml NO 2 - (ac) + H2 O (l) [NO 2 - ] = = 0.05 M OH - (ac) + HNO 2 (ac) 16.4 Inicial (M) Cambio (M) Equilibrio (M) K b = [OH- ][HNO 2 ] = [NO 2- ] x +x x x 2 = 2.2 x x 0.05 x 0.05 x 1.05 x 10-6 = [OH - ] x poh = x x ph = 14 poh = 8.02 Indicadores ácido-base HIn (ac) H + (ac) + In - (ac) Al ser un ácido débil, tendrá un K a [HIn] [In - ] [HIn] [In - ] Color del ácido (HIn) predomina Color de la base conjugada (In - ) predomina 16.5 ph 16.5 Provisto por Dr. Hernández-Castillo 4

5 La curva de titulación de un ácido fuerte con una base fuerte. Cuál(es) indicador(es) usted usaría para una titulación de HNO 2 con KOH? Ácido débil con base fuerte. En el punto de equivalencia, tendremos la base conjugada de un ácido débil. O sea, que el ph > 7 Usaremos rojo de cresol o fenolftaleína Equilibrios de solubilidad AgCl (s) Ag + (ac) + Cl - (ac) K ps = [Ag + ][Cl - ] K ps es la constante del producto de solubilidad MgF 2 (s) Mg 2+ (ac) + 2F - (ac) K ps = [Mg 2+ ][F - ] 2 Ag 2 CO 3 (s) 2Ag + (ac) + CO 2-3 (ac) Kps = [Ag + ] 2 [CO 2-3 ] Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) 3Ca 2+ (ac) + 2PO 3-4 (ac) Kps = [Ca 2+ ] 3 [PO 3-4 ] 2 Disolución de un sólido iónico en agua: Q < K ps Solución insaturada No se formará precipitado Q = K ps Solución saturada Q > K ps Solución supersaturada Se formará un precipitado Provisto por Dr. Hernández-Castillo 5

6 Solubilidad molar (mol/l) es el número de moles de soluto disuelto en 1L de una solución saturada. Solubilidad (g/l) es el número de gramos de soluto disuelto en 1L de una solución saturada. Cuál es la solubilidad de AgCl en g/l? AgCl (s) Ag + (ac) + Cl - (ac) Inicial (M) Cambio (M) +s +s Equilibrio (M) s s [Ag + ] = 1.3 x 10-5 M [Cl - ] = 1.3 x 10-5 M K ps = 1.6 x K ps = [Ag + ][Cl - ] K ps = s 2 s = K ps s = 1.3 x 10-5 Solubilidad = de AgCl 1.3 x 10-5 mol AgCl 1 L soln g AgCl x = 1.9 x 10 1 mol AgCl -3 g/l Si 2.00 ml de M NaOH son añadidos a 1.00 L of M CaCl 2, se formará un precipitado? Los iones presentes son Na +, OH -, Ca 2+, Cl -. Sólo Ca(OH) 2 es posible (reglas de solubilidad). Es Q > K ps para Ca(OH) 2? [Ca 2+ ] 0 = M [OH - ] 0 = 4.0 x 10-4 M Q = [Ca 2+ ] 0 [OH - ] 0 2 = 0.10 x (4.0 x 10-4 ) 2 = 1.6 x 10-8 K ps = [Ca 2+ ][OH - ] 2 = 8.0 x 10-6 Q < K sp No se formará un precipitado Provisto por Dr. Hernández-Castillo 6

7 AgCl (s) Qué concentración de Ag es necesaria para precipitar SOLAMENTE AgBr en una solución que contiene ambos Br - y Cl - en una concentración 0.02 M? AgBr (s) Ag + (ac) + Br - (ac) K ps = 7.7 x [Ag + ] = [Ag + ] = Ag + (ac) + Cl - (ac) K ps = [Ag + ][Br - ] K ps 7.7 x 10 = -13 = 3.9 x 10 [Br - ] M K ps = 1.6 x K ps = [Ag + ][Cl - ] K ps 1.6 x 10 = -10 = 8.0 x 10 [Cl - ] M 3.9 x M < [Ag + ] < 8.0 x 10-9 M 16.7 AgBr (s) El efecto del ión común y la Solubilidad La presencia de un ión común disminuye la solubilidad de una sal. Cuál es la solubilidad molar de AgBr en (a) agua pura y (b) M NaBr? K ps = 7.7 x s 2 = K ps s = 8.8 x 10-7 Ag + (ac) + Br - (ac) NaBr (s) [Br - ] = M AgBr (s) [Ag + ] = s Na + (ac) + Br - (ac) Ag + (ac) + Br - (ac) [Br - ] = s K ps = x s s = 7.7 x ph y la solubilidad Equilibrio de ión complejo y solubilidad La presencia de un ión común disminuye la solubilidad. Bases insolubles se disuelven en soluciones ácidas Ácidos insolubles se disuelven en soluciones básicas Mg(OH) 2 (s) K ps = [Mg 2+ ][OH - ] 2 = 1.2 x K ps = (s)(2s) 2 = 4s 3 4s 3 = 1.2 x s = 1.4 x 10-4 M [OH - ] = 2s = 2.8 x 10-4 M poh = 3.55 ph = remover añadir Mg 2+ (ac) + 2OH - (ac) A ph menor que Disminuye [OH - ] OH - (ac) + H + (ac) H 2 O (l) Solubilidad de Mg(OH) 2 aumenta A ph mayor de Aumenta [OH - ] Solubilidad de Mg(OH) 2 disminuye Un ión complejo es un ión que contiene un catión central metálico unido a una o mas moléculas o iones. Co 2+ (ac) + 4Cl - (ac) 2- CoCl 4 (ac) La constante de formación o de estabilidad (K f ) es la constante de equilibrio de la formación del ión complejo. Co(H 2 O) 6 2+ CoCl 4 2- K f = 2- [CoCl 4 ] [Co 2+ ][Cl - ] 4 K f Estabilidad del complejo Provisto por Dr. Hernández-Castillo 7

8 Prueba de la flama para cationes Análisis cualitativo de cationes litio sodio potasio cobre Provisto por Dr. Hernández-Castillo 8

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