EQUILIBRIO QUÍMICO ÁCIDO - BASE

Tamaño: px

Comenzar la demostración a partir de la página:

Download "EQUILIBRIO QUÍMICO ÁCIDO - BASE"

María Isabel Hidalgo Martin
hace 7 años
Vistas:

1 EQUILIBRIO QUÍMICO ÁCIDO - BASE

2 TEMARIO 1) Química Analítica. Análisis Químico Cualitativo y Análisis Químico Cuantitativo 2) Importancia de la Química Analítica en la carrera de Agronomía 3) Equilibrio Químico: Equilibrio Ácido - Base 4) Ionización del agua 5) Función p Sorensen. Escala de ph. 6) Ionización de ácidos y bases fuertes y débiles 7) Acidez total, actual y potencial

3 QUE ES LA QUÍMICA ANALÍTICA?

4 Y EL ANÁLISIS QUÍMICO?

5 SEMEJANZAS Y DIFERENCIAS A.Q.CUALITATIVO Y CUANTITATIVO A. Q. CUALITATIVO A. Q. CUANTITATIVO SEMEJANZAS a) Hacen uso de las mismas propiedades físicas o químicas b) Requieren de las mismas operaciones preliminares a) Naturaleza de la muestra a) Cantidad en la muestra DIFERENCIAS b) Resultados se expresan en palabras o símbolos c) Tolera pérdidas parciales b) Resultados se expresan en cifras y unidades c) No tolera pérdidas

6 CUÁL ES SU IMPORTANCIA EN LA CARRERA DE AGRONOMÍA?

Mercados Producto Fresco Exportación Suelo Deficiencias Contaminación Agua Cultivos Insumos Fertilizantes Plaguicidas Industria Desechos Aire Agua

7 Mercados Producto Fresco Exportación Suelo Deficiencias Contaminación Agua Cultivos Insumos Fertilizantes Plaguicidas Industria Desechos Aire Agua Suelo Desarrollo Rural Productos humanos Producto Animal Granjas Dietas Cosechas C. Química Nutricional Toxicología Estabilidad Animales Domésticos

8 EQUILIBRIO QUÍMICO: EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE

9 Equilibrio Ácido-Base Química Analítica Reacciones químicas reversibles Equilibrio Químico V1 a A + b B c C + d D V2 V1 = V2

10 Equilibrio Ácido-Base Ley de Acción de las Masas V 1 = K 1 [A] a [B] b V 2 = K 2 [C] c [D] d ; si V 1 = V 2, entonces: K 1 [A] a [B] b = K 2 [C] c [D] d ; si K 1 / K 2 K 1 K 2 = [C]c [D]d Keq [A] a [B] b = [C] c [D] d [A] a [B] b Ley del Equilibrio Químico

11 Equilibrio Ácido-Base QUÉ ES UN ELECTROLITO?

12 Equilibrio Ácido-Base Fuertes HCl H + + Cl - ELECTROLITOS NaOH Na + + OH - KCl K + + Cl - Débiles CH 3 COOH CH 3 COO - + H + NH 4 OH NH 4+ + OH -

13 CONCEPTO ÁCIDO BASE BRONSTED Y LOWRY Equilibrio Ácido-Base Ácido Donador de protones Ácido Base conjugada + H + Base Aceptor de protones Base + H + Ácido conjugado Concepto Par Ácido-Base Conjugado Reacción de Neutralización Ácido + Base Base conj. + Ácido conj.

14 Equilibrio Ácido-Base Ej: HNO 2 + H 2 O NO H 3 O ácido base base conj. ácido conj. + NH 3 + H 2 O NH OH- base ácido ácido conj. base conj. Sustancias que se comportan como ácidos o bases Sustancias anfipróticas

15 IONIZACIÓN DEL AGUA

16 Ionización del agua + H 2 O + H 2 O H 3 O + OH- H 2 O H + + OH- Keq = [H+][OH-] [H 2 O] Keq (25ºC) = 1,8 x [H 2 O] (25ºC)= 55,5 M Keq [H 2 O] = [H+][OH-] Kw = [H+][OH-] 1 x = [H+][OH-]

17 Ionización del agua + H 2 O + H 2 O H 3 O + OH- H 2 O H + + OH- Keq = [H+][OH-] [H 2 O] Keq (25ºC) = 1,8 x [H 2 O] (25ºC)= 55,5 M Keq [H 2 O] = [H+][OH-] Kw = [H+][OH-] 1 x = [H+][OH-] Determinar [H+] y [OH-]

18 Ionización del agua Kw = [H+][OH-] Kw = x. x Kw = x 2 x = Kw = 1 x = 1 x 10-7 M x = [H+] = [OH-] = 1 x 10-7 M Sol. neutras [H+] > [OH-]; [H+] > 1 x 10-7 M Sol. ácidas [H+] < [OH-]; [H+] < 1 x 10-7 M Sol. básicas

19 DETERMINACIÓN DEL ph DE ÁCIDOS Y BASES FUERTES Y DÉBILES

20 Cálculo de ph Función p de Sorensen función p = - log [iones] ph = - log [H+] poh = - log [OH-] Si Kw = [H+] [OH-], al aplicar log log 1x = log [H+] + log [OH-] -14 = log [H+] + log [OH-] (-1) 14 = - log [H+] - log [OH-] 14 = ph + poh Escala de ph

Cálculo de ph Escala de ph [H+] [OH-] ph poh 1x10 0 1x10-14 0 14 1x10-1 1x10-13 1 13 1x10-2 1x10-12 2 12.

21 Cálculo de ph Escala de ph [H+] [OH-] ph poh 1x10 0 1x x10-1 1x x10-2 1x x10-7 1x x x x x Sol. ácidas Sol. neutras Sol. básicas

22 Cálculo de ph Ácidos y Bases Fuertes Ca Ej: HCl H + + Cl- ph = -log [H+] ph = -log Ca Ca Ca Cb Ej: NaOH Na + + OH- poh = -log [OH-] poh = -log Cb ph = 14 - poh Cb Cb

23 Cálculo de ph Ácidos y Bases Débiles Ca Ej: CH 3 COOH CH 3 COO- + H + Ca - x x x Ka = [CH 3 COO-] [H + ] = x. x [CH 3 COOH] Ca - x = x 2 Ca x 2 = Ka. Ca x = [H + ] = Ka. Ca ph = -log [H + ]

24 Cálculo de ph Ácidos y Bases Débiles Cb Ej: NH 4 OH NH 4+ + OH - Cb - x x x Kb = [NH 4+ ] [OH-] = x. x [NH 4 OH] Cb - x = x 2 Cb x 2 = Kb. Cb x = [OH-] = Kb. Cb poh = -log [OH-] ph = 14 - poh

25 ACIDEZ TOTAL, ACTUAL Y POTENCIAL

26 Acidez total, actual y potencial Acidez Total ó Titulable: Concentración de iones H + que puede originar el ácido Acidez Actual ó Activa: Concentración de iones H + presentes en solución (ionizados) Acidez Potencial: Concentración de iones H + unidos covalentemente al ácido, una vez ocurrida la ionización

Acidez total, actual y potencial Ej: HNO 3 0,1 M Ca HNO 3 H + +NO 3 Ca Ca C 6 H 5 COOH 0,1 M; Ka = 6,3 x 10-5 Ca C 6 H 5 COOH C 6 H 5 COO - + H + Ca-x x x ACIDO ACIDEZ TOTAL ACIDEZ ACTUAL ACIDEZ

27 Acidez total, actual y potencial Ej: HNO 3 0,1 M Ca HNO 3 H + +NO 3 Ca Ca C 6 H 5 COOH 0,1 M; Ka = 6,3 x 10-5 Ca C 6 H 5 COOH C 6 H 5 COO - + H + Ca-x x x ACIDO ACIDEZ TOTAL ACIDEZ ACTUAL ACIDEZ POTENCIAL HNO 3 AT=Ca AT=0,1M AA =[H + ] AA=x=0,1M AP=AT-AA AP=0M C 6 H 5 COOH AT=Ca AT=0,1M AA=[H+]=x x= Ka.Ca x= 6,28x10-5 x 0,1 x= 6,28x10-6 x=2,5x10-3 M AP=AT AA AP=0,1 2,5x10-3 AP=0,0975~0,1M

28 QUÉ SON SOLUCIONES REGULADORAS?

29 Soluciones reguladoras COMPOSICIÓN a) Acido débil + Sal proveniente del ácido base conjugada Ej.: C 6 H 5 COOH + C 6 H 5 COONa Par ácido-base conjugado b) Base débil + Sal proveniente de la base Ej.: NH 4 OH + NH 4 Cl ácido conjugado Ión común

30 Soluciones reguladoras PREPARACIÓN a) Mezcla directa de los componentes Una base débil y la sal de la misma base Un ácido débil y la sal del mismo ácido b) Neutralización parcial del electrolito débil BD + AF Sal + H 2 O Ej.: NH 4 OH + HCL NH 4 Cl + H 2 O Siempre que el reactivo en exceso sea la base débil AD + BF Sal + H 2 O Ej.: CH 3 COOH + KOH CH 3 COOK + H 2 O Siempre que el reactivo en exceso sea el ácido débil

31 Soluciones reguladoras CÁLCULO DEL ph a) Acido débil + Sal Ej: HClO / NaOCl Ca HClO H + + ClO - Ca - x x x Cs NaOCl Na + + ClO - 0 Cs Cs [H + ] = x [ClO - ] = Cs + x [HClO] = Ca - x Ka = [H + ] [ClO - ] [HClO] x = [H + ] = Ka. Ca Cs Ka = x. (Cs + x) = x. Cs (Ca x) Ca ph = -log [H + ]

32 Soluciones reguladoras CÁLCULO DEL ph b) Base débil + Sal Ej: NH4OH / NH4Cl Cb NH4OH NH4 + + OH - Cb - x x x Cs NH4Cl NH4 + + Cl - 0 Cs Cs [NH4 + ] = Cs + x [OH - ] = x [NH4OH] = Cb - x Kb = [NH4 + ] [OH - ] [NH4OH] x = [OH - ] = Kb. Cb Cs Kb = (Cs + x). x = Cs. x (Cb x) Cb poh = -log [OH - ] ph = 14 - poh

33 Soluciones reguladoras ACCIÓN REGULADORA Se presenta cuando el sistema regulador trata de mantener el ph, cuando es sometido a variaciones como: Adición de un ácido fuerte Adición de una base fuerte Dilución: en general el ph no cambia con la dilución.

34 Soluciones reguladoras ACCIÓN REGULADORA a) Adición de un ácido fuerte Cb NH4OH NH4 + + OH - Cb - x x x Cs NH4Cl NH4 + + Cl - 0 Cs Cs HCl [NH4 + ] = Cs [OH - ] = x [NH4OH] = Cb NH4OH + HCl NH4Cl + H2O < > x = [OH - ] = Kb. (Cb a) (Cs + a) > poh = -log [OH - ] < ph = 14 - poh

35 Soluciones reguladoras ACCIÓN REGULADORA a) Adición de una base fuerte Cb NH4OH NH4 + + OH - Cb - x x x Cs NH4Cl NH4 + + Cl - 0 Cs Cs KOH [NH4 + ] = Cs [OH - ] = x [NH4OH] = Cb NH4Cl + KOH NH4OH + KCl < > x = [OH - ] = Kb. (Cb + b) (Cs - b) < poh = -log [OH - ] > ph = 14 - poh

36 Soluciones reguladoras CAPACIDAD REGULADORA La máxima capacidad reguladora se logra cuando: Ca = Cs Ca = 1 ó Cs Cb = 1 Cs [H + ] = Ka. Ca ; [H + ] = Ka ; ph = pka Cs [OH - ] = Kb. Cb ; [OH - ] = Kb ; poh = pkb Cs

37 Soluciones reguladoras CAPACIDAD REGULADORA ph = pka log Ca Cs Ecuación Henderson- Hasselbach La Capacidad Reguladora depende de: Características del ácido y la base débil Concentraciones de los componentes Relación entre concentraciones del ácido y su sal, o de la base y su sal

38 CUÁL ES LA IMPORTANCIA DE ESTAS SOLUCIONES EN EL SISTEMA PRODUCTIVO AGRÍCOLA??

Documentos relacionados

TEMA 7: REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES

TEMA 7: REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES 1. Concepto de ácido y de base De las distintas teorías que existen de ácidos y bases, sólo vamos a exponer dos de las más utilizadas, la teoría de Arrhenius