CARACTERÍSTICAS ÁCIDOS: BASES:

Transcripción

1 EQUILIBRIO IÓNICO

2 CARACTERÍSTICAS ÁCIDOS: Tienen sabor agrio. Son corrosivos para la piel. Enrojecen ciertos colorantes vegetales. Disuelven sustancias Atacan a los metales desprendiendo H 2. Pierden sus propiedades al reaccionar con bases. BASES: Tiene sabor amargo. Suaves al tacto pero corrosivos con la piel. Dan color azul a ciertos colorantes vegetales. Precipitan sustancias disueltas por ácidos. Disuelven grasas. Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos

3 Arrhenius (1883) DEFINICIONES Ácido: Sustancia que en disolución acuosa libera H (H + ) HCl + H 2 0 H (aq) + Cl - (aq) Base: Sustancia que en disolución acuosa entrega OH - NaOH Na + (aq) + OH - (aq) Limitaciones: Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidroxilo, por ejemplo NH 3. Se limita a disoluciones acuosas. Se requiere una perspectiva más general

4 DEFINICIONES Brönsted-Lowry (1923) Ácido: Especie que tiende a ceder un ión H Base: Especie que tiende a aceptar un ión H CH 3 COOH (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + CH 3 COO - (aq) ácido base ácido base Transferencia protónica Ventajas Par ácido-base conjugado NH 3 (aq) + H 2 O (l) Ya no se limita a disoluciones acuosas. Se explica el comportamiento básico de NH 3. NH 4 + (aq) + OH - (aq) Sustancia anfótera (puede actuar como ácido o como base)

5 Tabla de Brönsted

6 Lewis (1923) DEFINICIONES Para que una sustancia acepte un H + debe poseer un par de electrones no compartidos. H H + H + + :N H H N H H H Ácido: Especie que puede aceptar pares de electrones. (BF 3 ) Base: Especie que puede aportar pares de electrones. (OH -, H 2 O, anión )

7 Autoionización del agua El agua tiene conductividad eléctrica pequeña, lo que indica que está parcialmente disociado en iones (aproximadamente una de cada 500 millones de moléculas de agua se disocia): 2 H 2 O (l) H 3 O + (ac) + OH (ac) Y su constantes es: K = H 3 O+ [OH ] [H 2 O] 2 En las soluciones acuosas diluidas, el agua es pura y prácticamente se encuentra sin disociar. La expresión resultante recibe el nombre de constante de autoprotólisis del agua y se escribe como Kw, Producto iónico del agua. K. H 2 O 2 = Kw = H 3 O +. OH La constante de equilibrio del agua se ha determinado con precisión y es igual a 1,8x La concentración del agua pura sin disociar es 55,55 M (1000 g/18g.mol -1 ) 1,8x ,55 = Kw Kw = 1x x = H 3 O +. [OH ] H 3 O + = [OH ] H 3 O + 2 = 1x H 3 O + = 1x10 7 A 25 C

8 Concepto de ph Con la finalidad de evitar trabajar con un amplio rango de valores surge el concepto de ph, que se define como: ph= - log H 3 O + Para el caso de agua pura, como H 3 O + =10 7 TIPOS DE DISOLUCIONES ph = log 10 7 = 7 Ácidas: H 3 O + > 10 7 M ph < 7 Básicas: H 3 O + < 10 7 M ph > 7 Neutras: H 3 O + = 10 7 M ph = 7 En todos los casos: K w = H 3 O + OH Por lo tanto, si H 3 O + aumenta (disociación de un ácido), entonces OH debe disminuir para que el producto de ambas concentraciones conserve su valor igual a

9 Escala de ph para sustancias comunes ÁCIDO BÁSICO Jugo de limón Leche Cerveza Sangre Agua mar Amoníaco Agua destilada

10 Concepto de poh En el caso de soluciones básicas o alcalinas se utiliza el siguiente concepto: poh= - log OH - Recordando que: K w = H 3 O + OH = Operando matemáticamente, aplicando logaritmo decimal se obtiene, para una temperatura de 25 C: ph + poh = 14

11 Electrolitos fuertes y débiles Electrolitos fuertes: ( ) Están totalmente disociados Ejemplos: HCl (ac) Cl + H + NaOH (ac) Na + + OH [HA] [A ] [H + ] Electrolitos débiles: ( ) Están disociados parcialmente Ejemplos: CH 3 COOH (ac) CH 3 COO + H + NH 3(ac) + H 2 O (l) NH OH [HA] [HA] [A ] [ H + ]

12 Fuerza de ácidos Fuerza de un ácido o una base: Es la mayor o menor tendencia a transferir o aceptar un protón, respectivamente. En disoluciones acuosas diluidas ( H 2 O constante) la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio: HA + H 2 O A + H 3 O + A H 3 O + K c = K c H 2 O = HA H 2 O A H 3 O + HA [ A ] [ H3O ] KC [ H2O] K [ HA] a Constante de acidez

13 Fuerza de ácidos Según el valor de K a hablaremos de ácidos fuertes o débiles: Si K a > 100 El ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad. Si K a < 1 El ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado. Por ejemplo, el ácido acético (CH 3 COOH) es un ácido débil ya que su K a = 1,8 10 5

14 Ácidos polipróticos Son aquellos que pueden ceder más de un H +. Por ejemplo el H 2 CO 3 que es diprótico. Existen pues, tantos equilibrios como H + disocie: H 2 CO 3 + H 2 O HCO 3 + H 3 O + HCO 3 + H 2 O CO H 3 O + HCO 3 H 3 O + K a1 = K a2 = H 2 CO 3 K a1 = 4, K a2 = 5, CO 3 2 H 3 O + HCO 3 La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.

15 Fuerza de bases En disoluciones acuosas diluidas ( H 2 O constante) la fuerza de una base BOH depende de la constante de equilibrio: B + H 2 O BH + + OH BH +. OH K c = K c. H 2 O = B. H 2 O BH +. OH B [ BH ] [ OH ] KC [ H2O] K [ B] b Constante de basicidad

16 Fuerza de ácidos y bases (pk) La fuerza de un ácido para donar un protón se mide a través de su Ka; la fuerza de una base para aceptar un protón se mide por su Kb. Las constantes de acidez y basicidad suelen informarse como sus logaritmos negativos mediante la definición: pka= log Ka pkb= log Kb Cuanto mayor es el valor de Ka o Kb mayor es la fuerza del ácido o de la base. Igualmente, cuanto mayor es el valor de pka o pkb más débil es el ácido o la base.

17 Relación entre K a y K b conjugada Equilibrio de disociación de un ácido: HA + H 2 O A + H 3 O + Reacción de la base conjugada con el agua: A + H 2 O HA + OH A x H 3 O + K a = K b = HA HA x OH A K a x K b = A x H 3 O + x HA x OH HA x A = K W Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil. Si un ácido es débil su base conjugada es fuerte. A la constante del ácido o base conjugada en la reacción con el agua se le suele llamar constante de hidrólisis (K h ).

18 Ejemplo: Determinar el ph y el poh de una disolución 0,2 M de NH 3 sabiendo que K b (25ºC) = 1, M Reacción: NH 3 + H 2 O NH 4+ + OH C. Inicial (mol/l): 0,2 0 0 C. Equilibrio (mol/l): 0,2 x x x NH 4+ x OH x 2 K b = = = 1,8 x 10 5 M NH 3 0,2 x Valor despreciable De donde se deduce que x = OH = 1,9 x 10 3 M poh = log OH = log 1,9 x 10 3 = 2,72 ph = 14 poh = 14 2,72 = 11,28

19 En general, para el cálculo de la concentración de H + e OH -, para ácidos y bases débiles, se usan las siguientes expresiones: Para ácidos débiles: [H + ]= C a K a C a = concentración inicial del ácido Para bases débiles: [OH - ]= C b K b C b = concentración inicial de la base

20 Hidrólisis de sales Comportamiento ácido base de las sales Determinación cualitativa 1. Disociar la sal en sus iones 2. Identificar su procedencia 3. Determinar cuáles se pueden hidrolizar 4. Plantear y analizar el equilibrio de hidrólisis Neutras Ácidas Básicas HIDRÓLISIS: Es la reacción de los iones de una sal con el agua. Sólo es apreciable cuando estos iones proceden de un ácido o una base débil: Hidrólisis ácida (de un catión): NH H 2 O NH 3 + H 3 O + Hidrólisis básica (de un anión): CH 3 COO + H 2 O CH 3 COOH + OH

21 Tipos de hidrólisis Según procedan el catión y el anión de un ácido o una base fuerte o débil, las sales se clasifican en: Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte. Ejemplo: NaCl ph = 7 Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. Ejemplo: NaCN ph > 7 Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. Ejemplo: NH 4 Cl ph < 7 Sales procedentes de ácido débil y base débil. Ejemplo: NH 4 CN ph depende de Ka y Kb

22 Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte. Ejemplo: NaCl NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que tanto el Na + que es un ácido muy débil como el Cl que es una base muy débil apenas reaccionan con agua. Es decir los equilibrios: Na H 2 O NaOH + H 3 O + Cl + H 2 O HCl + OH están muy desplazados hacia la izquierda. Disolución neutra

23 Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. Ejemplo: NaCH 3 COO SE PRODUCE HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el Na + es un ácido muy débil y apenas reacciona con agua, pero el CH 3 COO es una base fuerte y sí reacciona con ésta de forma significativa: CH 3 COO + H 2 O CH 3 COOH + OH lo que provoca que el ph > 7 Disolución básica

24 Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. Ejemplo: NH 4 Cl SE PRODUCE HIDRÓLISIS ÁCIDA ya que el NH 4 + es un ácido relativamente fuerte y reacciona con agua mientras que el Cl es una base débil y no lo hace de forma significativa: NH H 2 O NH 3 + H 3 O + lo que provoca que el ph < 7 Disolución ácida

25 Sales procedentes de ácido débil y base débil. Ejemplo: NH 4 CN En este caso tanto el catión NH 4+ como el anión CN se hidrolizan y la disolución será ácida o básica según qué ion se hidrolice en mayor grado. Como K b (CN ) = M y K a (NH 4+ ) = 5, M en este caso, la disolución es básica ya que K b (CN ) es mayor que K a (NH 4+ ) Si K a (catión) > K b (anión) = Disolución ácida. Si K a (catión) < K b (anión) = Disolución básica. Si K a (catión) = K b (anión) = Disolución neutra.

26 Disoluciones amortiguadoras o tampón: Disoluciones que mantienen un ph aproximadamente constante cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base o cuando se diluyen. Su ph se calcula a través de: ph pk a [base] o log [ácido] o Ecuación de Henderson-Hasselbalch Están formadas por: Disoluciones de ácido débil + sal de dicho ácido débil con catión neutro: Ejemplo: ácido acético + acetato de sodio. Disoluciones de base débil + sal de dicha base débil con anión neutro: Ejemplo: amoniaco y cloruro de amonio. Cumplen con lo que se conoce como EFECTO DE IÓN COMÚN

27 Variación del ph al añadir pequeñas cantidades de NaOH o HCl

28 VALORACIONES O TITULACIONES ÁCIDO-BASE Se utilizan para determinar la concentración de un ácido o de una base en una disolución. Una disolución que contiene una concentración conocida de base (o ácido) se hace reaccionar con una disolución de ácido (o de base) de concentración desconocida. En un Erlenmeyer se coloca un volumen conocido de la sustancia que se desea titular o valorar (determinar su concentración) y se agregan gotas de indicador. Se carga la bureta con la solución del reactivo titulante. Se mide el volumen de la disolución de base (o ácido) necesario para que consuma (neutralice) todo el ácido (o base). Cuando se observa cambio de color en la solución, se está en se está en situación de Punto Final, se encuentra dentro de un intervalo de valores. Cuando se logra la neutralización completa se ha alcanzado el Punto de equivalencia, que es un punto contenido dentro del rango del punto final.

29 CURVAS DE TITULACIÓN Son representaciones gráficas de la variación del ph en el transcurso de la valoración: Permiten estudiar los diferentes casos de valoración. Ayudan a predecir el intervalo de ph en el cambio (Punto Final). Facilitan la selección del indicador. (1) (2) (3) Hay que resaltar tres zonas: 1- Antes de alcanzar el Punto de Equivalencia 2- El Punto de Equivalencia (Dentro del rango del punto final registrado por el indicador) 3- Después del Punto de Equivalencia Los casos más frecuentes son: a. Valoración de ácido fuerte con base fuerte. b. Valoración de base fuerte con ácido fuerte. c. Valoración de ácido o base débil con base o ácido fuerte.

30 Valoración de un ácido fuerte con una base fuerte: Es importante que el intervalo de viraje del indicador coincida con el salto de ph que se produce cuando alcanzamos el punto de equivalencia.

31 Curva de valoración de un ácido débil con una base fuerte: La situación es distinta al caso anterior ya que para el cálculo del ph entran en juego distintos tipos de equilibrios dependiendo de la relación de concentraciones. El ph inicial lo fija la Ka o Kb. El ph se corresponde con el de la disolución reguladora o amortiguadora que se forma en el transcurso de la valoración. El ph en el Punto de Equivalencia se corresponde con el de la sal formada. El ph depende del exceso de base o ácido añadido.

32 ph en el punto de equivalencia Si se valora ácido fuerte con base fuerte (o al revés) ph = 7 Si se valora ácido débil con base fuerte ph > 7 Si se valora base débil con ácido fuerte ph < 7 Se indica que se ha obtenido el punto de equivalencia mediante un indicador apropiado, es decir que cambie de color justo cuando la reacción llega al punto de equivalencia. INDICADORES: Son sustancias orgánicas con propiedades ácido-base de carácter débil y cuyas formas disociadas (par conjugado) presentan coloraciones distintas o diferenciadas, pudiendo existir una gamma amplia de colores en la transición El mejor indicador es potenciométrico (electrodo de vidrio), pero se usan con frecuencia indicadores químicos. Propiedades ideales de los indicadores: Posee carácter (ácido/base) mas débil que el analito en estudio. Presente en concentraciones muy bajas que no interfieren con la curva de valoración. Produce cambios perceptibles y nítidos de color en el P.E.

33 Intervalos de viraje de indicadores

34 EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD EN SOLUCIÓN ACUOSA Para predecir cuantitativamente el comportamiento de compuestos poco solubles en H 2 O se debe partir del concepto de Equilibrio Químico y considerar cómo será su Solubilidad. A este equilibrio se lo conoce como Constante del Producto de Solubilidad: Kps Si se considera la disolución acuosa de AgCl : H 2 O AgCl (s) Ag + (ac) + Cl - (ac) K = [Ag + ][Cl - ]/[AgCl] [AgCl] = constante (Recordar actividad de sólidos y líquidos puros = 1) Kps = [Ag + ][Cl - ] a 25 C y 1 atm.

35 Otros ejemplos de sales poco solubles (Kps < 1): CaF 2(s) Ca 2+ (ac) + 2 F - (ac) Kps = [Ca 2+ ] [F - ] 2 Ag 2 CrO 4(s) 2Ag + (ac) + CrO 4 2- (ac) Kps = [Ag + ] 2 [CrO 4 2- ] Ca 3 (PO 4 ) 2(s) 3Ca 2+ (ac) + 2 PO 4 3- (ac) Kps = [Ca 2+ ] 3 [PO 4 3- ] 2 Para condiciones de no equilibrio, se usa el Producto Iónico Q Por ejemplo; consideremos el AgCl: Q = [Ag + ] o [Cl - ] o Donde, [Ag + ] o y [Cl - ] o son concentraciones iniciales y no de equilibrio.

36 Para las sales poco solubles se pueden presentar las tres situaciones siguientes: Q < Kps Disolución insaturada (No precipita) Q = Kps Disolución saturada equilibrio (No precipita) Q > Kps Disolución sobresaturada (Precipita) Se define como Solubilidad Molar S como los moles de soluto disueltos por litro de solución: mol/l. La S se puede utilizar para determinar Kps y viceversa.

37 Efecto del ph sobre la solubilidad La solubilidad puede también depender del ph de la disolución. Sustancias tales como bases y ácidos pocos solubles se pueden disolver más en medios ácidos y básicos respectivamente. Ejemplo: Fe(OH) 2 (s) Fe OH - Kps = 1,6 x S 2S Kps = [Fe 2+ ][OH - ] 2 = [S][2S] 2 = 1,6 x S= 1,6 x 10-5 M [OH - ] = 2S = 2x1,6x10-5 M= 3,2 x 10-5 M poh = 4,5 ph = 14-4,5 = 9,5 ph = 9,5 Por lo tanto, en un medio que tenga un ph < 9,5 la solubilidad del Fe(OH) 2 debe aumentar, ya que aumenta [H + ] y disminuye [OH - ] (Kw=[H][OH] = ). En consecuencia la [Fe 2+ ] aumenta. Por la misma razón al aumentar el ph de la solución la solubilidad del Fe(OH) 2 debe disminuir.

38 En el ejemplo anterior determine cuánto aumentará la solubilidad de Fe(OH) 2 a ph = 9 ph = 9 poh = 14-9 = 5, [OH - ] = 10-5 M Kps = [Fe 2+ ] [OH - ] 2 = [S][10-5 ] 2 = 1,6 x S = 1,6 x 10-4 M Aumenta: 1,6X10-4 / 1,6 x 10-5 = 10 veces. Y cuánto disminuye la solubilidad de Fe(OH) 2 a ph = 10 ph = 10 poh = = 4, [OH - ] = 10-4 M Kps = [Fe 2+ ][OH - ] 2 = [S][10-4 ] 2 = 1,6 x S = 1,6 x 10-6 M 1,6X10-6 / 1,6 x 10-5 = 1/10 veces. Disminuye 10 veces.

39 EFECTO DE IÓN COMÚN Se conoce como efecto de ion común al desplazamiento del equilibrio iónico cuando cambia la concentración de uno de los iones implicados en dicho equilibrio, debido a la presencia en la disolución de una sal que se encuentra disuelta en él. La solubilidad de un compuesto iónico poco soluble disminuye en presencia de un segundo soluto que proporcione un ión común.