EQUILIBRIO IÓNICO Un caso d quilibrio muy important s l d las raccions d disociación lctrolítica qu ocurrn cuando los ácidos, las bass y las sals s disulvn n agua. S han propusto varias torías qu xplican l caráctr d una sustancia ácida o básica d acurdo a alguna caractrística común d sus raccions d disociación. Toría d Arrhnius Sgún sta toría, Acido s toda sustancia qu n solución libra ions hidrógno y Bas s toda sustancia qu n solución libra ions hidroxilos. Aunqu stas dfinicions son satisfactorias para algunos propósitos n solucions acuosas, son insuficints para dscribir todos los fnómnos obsrvados, bin sa n agua o n solvnts no acuosos. Es claro qu sustancias d fórmulas como HCl, H 2 SO 4 y H 3 PO 4 son ácidos y NaOH, Mg(OH) 2 y l Al(OH) 3 son bass. Toría d Bronstd-Lowry Sgún sta toría, Acido s toda sustancia capaz d dar a otra un ión hidrógno y Bas s toda sustancia qu acpta un ión hidrógno d un ácido. En otras palabras, un ácido s una sustancia tal qu, con carga o sin lla, actúa como donadora d ions hidrógnos y una bas s la qu actúa como acptora d ions hidrógnos. Si HA s la fórmula d un ácido y B s la fórmula d una bas, sus corrspondints raccions d disociación son HA H + + A - B BH + + OH - Cualquir intracción ntr una bas y un ácido db simpr conducir a la formación d otro ácido y bas difrnts, s dcir, Acido 1 + Bas 2 Acido 2 + Bas 1
ó HA + B BH + + A - lugo l ácido originado por la bas, al captar un protón n dicha racción corrspond a su ácido conjugado o BH + y la bas qu forma l ácido, al librar un protón, corrspond a su bas conjugada o A -. El amoníaco, NH 3, s una bas porqu capta un ión hidrógno atraído por l par d lctrons sin compartir qu pos l nitrógno transformándos n su corrspondint ácido conjugado, NH + 4, o ión amonio NH 3 + + H + NH 4 + A un ácido furt l corrspond una bas débil y a una bas furt l corrspond un ácido débil. Las bass d los ácidos orgánicos son furts y las d los ácidos inorgánicos son bass débils. El amoniaco s una bas débil mintras qu l ión amonio s un ácido furt. El hidróxido d sodio, NaOH, s una bas furt mintras qu l ión sodio, Na +, s un ácido débil. El HCl s un ácido furt mintras qu l ión cloruro s una bas furt. El ácido acético, CH 3 -C00H, s un ácido débil mintras qu l ión actato, CH 3 -COO -, s una bas furt. Aqullas sustancias qu pudn actuar como ácidos y también como bass como, por jmplo, l agua s dnominan anfótros, y son muy importants para l organismo humano. El agua qu contin un ácido capta l ión hidrógno librado por ést y, por lo tanto, s comporta como una bas, mintras qu cuando s tin una bas n agua, la bas capta l ión hidrógno librado por l agua, actuando ntoncs como ácido. Las raccions d disociación d un ácido y una bas incluyndo l agua son las siguints HA + H 2 O H 3 O + + A - B + H 2 O BH + + OH - El ión hidrógno captado por l agua, H 3 O +, s dnomina ión hidronio. El ión bicarbonato, HCO 3 -, s un ácido débil, muy prsnt n todos los procsos 150
rspiratorios, qu al librar un protón s forma su bas conjugada, l carbonato ó C0 3. Cuando actúa como bas al captar un protón, su ácido conjugado s l ácido carbónico o H 2 CO 3. HCO 3 H + + CO 3 HCO 3 + H + H 2 CO 3 El fosfato diácido, H 2 PO - 4, al librar un protón forma su bas conjugada fosfato monoácido o HPO 4, los cuals son muy importants n la absorción d nrgía n las vias mtabólicas. El fosfato diácido al captar un protón forma l ácido fosfórico, H 3 PO 4, su corrspondint ácido conjugado. H 2 PO 4 H + + HPO 4 H 2 PO 4 + H - H 3 PO 4 En forma similar, l fosfato monoácido cuando actúa como ácido forma su bas conjugada fosfato o PO -3 4, y cuando actúa como bas forma su ácido conjugado, l ión fosfato diácido HPO 4 H + + PO 4-3 HPO 4 + H H 2 PO 4 - Toría d Lwis Sgún sta toría, Acido s una sustancia qu acpta un par d lctrons para formar un nlac y una Bas s cualquir sustancia qu cd un par d lctrons para formar un nlac. A los ácidos d Lwis s ls considran como spcis ávidas o dficints d lctrons, razón por la cual s ls dnomina lctrófilos, y a las bass d Lwis s ls considran como spcis qu por posr pars d lctrons disponibls stán ávidas d núclos atómicos, razón por la cual s ls dnomina nuclófilos. Esta toría no sólo comprnd a los ácidos y bass qu stablc La Toría d Bronstd-Lowry, sino a otras muchas sustancias, qu d ordinario no stán clasificadas n sta catgoría. 151
Los cloruros d mtals qu pudn comportars también como no mtals como l hirro, l zinc, l aluminio, ntr otros, son jmplos d ácidos d Lwis. El cloruro férrico o FC1 3, s un ácido d Lwis porqu d acurdo a la naturalza anfótra dl hirro, los trs nlacs qu stablc con l cloro son d naturalza covalnt, compltando con llos sis lctrons n su último nivl, s dcir alcanzando una configuración qu stá n capacidad d acptar un par d lctrons adicional para compltar la ly dl octto. El amoníaco s un jmplo d bas d Lwis porqu l nitrógno consrva un par d lctrons qu acpta compartir con spcis dficints d lctrons o lctrófilos. S pud considrar la racción ntr cloruro férrico y amoníaco como la atracción ntr una spci lctrófila o ácido d Lwis y otra nuclófila o bas d Lwis : NH 3 + FCl 3 H 3 N : FCl 3 Las sals son lctrolitos qu al disociars dan ions difrnts qu los dl agua. En gnral, dan los mismos anions qu los ácidos y los mismos cations qu las bass d dond provinn. El cloruro d sodio al disociar produc ión sodio ión cloruro. Constant d ionización d ácidos y bass El valor d la constant d quilibrio d la racción d ionización d un ácido o una bas s una mdida d su furza ácida o básica, la cual stá dtrminada por la ficincia con la qu actúa l ácido como donador d protons o la bas como acptora d protons. Entoncs, cuanto más furt sa l ácido o la bas mas compltamnt ionizará n agua, y mayor srá l valor d su constant d ionización ácida, a, o básica, b. En conscuncia, nos concirn tratar sólo con los quilibrios d ionización d los lctrolitos débils, sto s, la ionización d ácidos y bass débils porqu l principio d la constant d quilibrio no s aplicabl a la ionización d los lctrolitos furts por hallars totalmnt ionizados y aproximars al infinito los valors d sus constants d ionización. Las xprsions para las constants d ionización son 152
Para un ácido: a + [ H ] [ A ] [ HA] Para una bas: a + [ H ] [ A ] [ HA] Aplicando l Principio d Chatlir al quilibrio d ionización d lctrolitos débils, s llga a las mismas conclusions qu hmos studiado n los quilibrios químicos n gnral: Al diluir l sistma, st voluciona tndindo a dar mas partículas, s dcir, s disocia mas. Al añadir ions comuns, la ionización disminuy dsplazándos l quilibrio hacia la izquirda. Al añadir una bas n xcso, s consumn los hidrognions y la ionización aumnta prácticamnt hasta la totalidad Al añadir un ácido n xcso, s consumn los hidroxilos y la ionización aumnta prácticamnt hasta la totalidad. Constants d ionización d ácidos polipróticos Los ácidos qu posn mas d un hidrógno ionizabl, s ionizan n tantas tapas como hidrógnos librabls posan n su fórmula molcular. Así, l ácido carbónico ioniza n dos tapas por sr un ácido diprótico. + H 2 CO 3 H + - [ H ] [ HCO3 ] + HCO 3 1 [ HCO] 2 3 - HCO 3 H + + [ H ] [ CO3 ] + CO 3 2 [ HCO ] 3 mintras qu l ácido fosfórico ioniza n trs tapas por sr un ácido triprótico 153
+ H 3 PO 4 H + - [ H ] [ H2PO4 ] + H 2 PO 4 1 [ HPO] 3 4 H 2 PO 4 - + H + [ H ] [ HPO4 ] + HPO 4 2 [ HPO ] 2 4 HPO 4 H + + PO 4-3 3 [ H ] [ PO ] [ ] + 3 4 HPO4 En cualquir ácido poliprótico, la ionización primaria s más complta qu la sgunda y ésta a su vz mas complta qu la trcra y así sucsivamnt. Cada stado constituy un vrdadro quilibrio con una constant d ionización. Obsrvando los valors numéricos d las constants d ionización ncontramos qu para una cirta concntración d ácido, la xtnsión d la ionización d cada stado disminuy marcadamnt dl primr paso hacia dlant, s dcir qu para un ácido triprótico, por jmplo, 1 > 2 > 3. Potncial d la constant d ionización d un ácido o una bas, p a y p b El p s una mdida d la furza lctrolítica dl ácido o bas y s dfin, matmáticamnt, como l logaritmo dl invrso d la constant d ionización d un ácido o una bas. p p a b 1 log log a 1 log log b a b Entr mas furt s l ácido, mayor s l valor d su constant d ionización y mnor l valor d su p. Igual rlación s cumpl para las bass. Un ácido diprótico tin dos p, y un ácido triprótico tin trs p. El agua s considra como un ácido muy débil d p igual a catorc, a vinticinco grados cntígrados. 154
Constant producto iónico dl agua, W La constant producto iónico dl agua s l producto d las concntracions d los ions dl agua indica qu n cualquir solución acuosa, los ions hidrógno hidroxilos dbn ncontrars prsnts y qu l producto d sus concntracions s constant, s dcir: [H + ] [OH - ] W El valor d la constant producto iónico dl agua aumnta aprciablmnt con la tmpratura, dbido a qu la racción d ionización dl agua s ndotérmica, y si bin s mantin n valors normmnt bajos; a 25 C, por jmplo, s igual a uno por diz a la mnos catorc, W 1 x -14. La cuación dl producto iónico dl agua prmit rlacionar los valors d las concntracions d los ions hidrógno hidroxilo n las solucions acuosas. Por jmplo, n agua pura y n cualquir solución nutra, las concntracions d stos ions son iguals a uno por diz a la mnos sit molar; pro si s adiciona ácido s aumnta la concntración dl ión hidrógno, a un valor mayor qu uno por diz a la mnos sit molar, l quilibrio iónico s dsplaza hacia la izquirda con l consiguint consumo d ions hidroxilos hasta ajustar l producto d las concntracions al valor d la constant producto iónico dl agua. Análogamnt, si s aumnta la concntración d hidroxilos, por adición d una bas a la solución nutra, l quilibrio iónica s dsplaza hacia la izquirda disminuyndo la concntración d ions hidrógno a un valor mnor qu uno por diz a la mnos sit molar hasta qu s ajust l producto d las concntracions al valor d la constant producto iónico dl agua. Para una solución nutra: Para una solución ácida: Para una solución básica: [H + ] 1 x -7 M o [OH - ] 1 x -7 M [H + ] > 1 x -7 M o [OH - ] < 1 x -7 M [H + ] < 1 x -7 M o [OH - ] > 1 x -7 M 155
Potncial d ions hidrógno n una solución, ph Para dar un mdio convnint d xprsión a la concntración d los ions hidrógno sin tnr qu utilizar xponnts ngativos, Sorn Sornsn, un químico danés, sugirió l uso d la scala potncial d ions hidrógnos o ph. El ph, matmáticamnt, s dfin como l logaritmo dcimal dl invrso d la concntración d los ions hidrógno y su valor cuantifica la concntración d ions hidrógnos librs n solución y dtrmina, por lo tanto, l caráctr ácido, básico o nutro d una solución. ph 1 + log log[ H ] + [ H ] La scala ph toma valors ntr cro y catorc. Valors d ph mnors qu sit corrspondn a solucions ácidas mintras qu ph mayors qu sit corrspondn a solucions básicas. Las solucions nutras tinn ph igual a sit. En l intrvalo ácido a mnor valor d ph mayor acidz mintras qu n l intrvalo básico a mnor valor d ph mnor basicidad. Para una solución nutra: ph 7 Para una solución ácida: ph < 7 Para una solución básica: ph > 7 Algunos ph d intrés fisiológico son: Plasma sanguíno, 7.4; Fluido intrsticial, 7.4; Jugo gástrico, 1.5-3.0; Jugo pancrático, 7.8 8.0; Lch humana, 7.4; Saliva, 6.4-7.0; Orina, 5,0-8.0. Análogamnt, s dfin la scala potncial d ions hidroxilos o poh, como l logaritmo dcimal dl invrso d la concntración d los ions hidroxilos cuyo valor también cuantifica l caráctr ácido, básico o nutro d una solución. 1 ph log log[ OH ] [ OH ] 156
Valors d poh mnors qu sit corrspondn a solucions básicas mintras qu poh mayors qu sit corrspondn a solucions ácidas. Un poh d sit corrspond a una solución nutra. Para una solución nutra: poh 7 Para una solución ácida: poh > 7 Para una solución básica: poh < 7 A partir d la constant producto iónico dl agua, s pud dmostrar qu, para una solución, la suma d los valors dl ph y poh totalizan catorc, s dcir, ph + poh 14 Ejrcicios Propustos Ejrcicio 1. Calcular dl ph d una solución d un ácido furt, HA, d concntración 0.1 M Considrando al ácido furt d un grado d disociación dl 0 %, la concntración d ions hidrógnos librs n la solución s igual a la dl ácido, s dcir [H + ] 0.1 M El ph d la solución s calcula como l ngativo dl logaritmo d la concntración d ions hidrógnos, s dcir ph - log 0.1 1 Ejrcicio 2. Calcular l ph d una solución d una bas furt, B, d concntración 0.08 M Considrando a la bas furt d un grado d disociación dl 0 %, la concntración d 157
ions hidroxilos librs n la solución s igual a la d la bas, s dcir [OH - ] 0.08 M El poh d la solución s calcula como l ngativo dl logaritmo d la concntración d ions hidroxilos, s dcir poh - log 0.08 1.1 y l ph s calcula rstando l valor dl poh d 14, s dcir ph 14 - poh 14-1.1 12.9 Ejrcicio 3. Calcular l ph d una solución d ácido débil, HA, d concntración 0.1 M y constant d ionización 3.5 x -5 Sindo un ácido débil, s stablc un quilibrio ntr los ions y l ácido sin disociar, s dcir HA H + + A - sobr la bas d un litro d solución y considrando qu disocian "x" mols d ácido, las concntracions n quilibrio son [HA] 0.1 x [H + ] x [A - ] x al aplicar la cuación para la constant d la racción d ionización dl ácido, rsulta la siguint cuación 158
2 x 3.5 0.1 x 5 si s dsprcia l valor d "x" con rspcto al valor 0.1, s simplifica la cuación antrior a la forma 2 x 3.5 0.1 5 d tal manra qu dspjando y xtrayndo raíz cuadrado rsulta qu l valor d "x" o la concntración d ions hidrógnos librs n la solución s x 1.85 x -3 M l ph s calcula con l ngativo dl logaritmo d la concntración d ions hidrógnos librs, s dcir ph - log 1.85 x -3 2.73 Ejrcicio 4. Calcular l ph d una solución d bas débil, B, d concntración 0.1 M y constant d ionización 1 x -5 Sindo una bas débil, s stablc un quilibrio ntr los ions y la bas sin disociar, s dcir B BH + + OH - sobr la bas d un litro d solución y considrando qu disocian "x" mols d bas, las concntracions n quilibrio son [B] 0.1 x [BH + ] x [OH - ] x 159
al aplicar la cuación para la constant d la racción d ionización d la bas, rsulta la siguint cuación 2 x 1 0.1 x 5 si s dsprcia l valor d "x" con rspcto al valor 0.1, s simplifica la cuación antrior a la forma 2 x 1 0.1 5 d tal manra qu dspjando y xtrayndo raíz cuadrado rsulta qu l valor d "x" o la concntración d ions hidroxilos librs n la solución s x 1 x -3 M l poh s calcula con l ngativo dl logaritmo d la concntración d ions hidroxilos librs, s dcir poh - log 1 x -3 3 y l ph s halla rstando l valor dl poh d 14, s dcir ph 14 - poh 14-3 11 Racción d nutralización Racción d nutralización s la intracción ntr cualquir ácido y cualquir bas, n la cual l ácido transfir un ión hidrógno a la bas. S pud considrar como la formación d agua por la asociación d ions hidrógno librados por l ácido, con los ions hidroxilos librados por la bas. 160
H + + OH - H 2 O En txtos lmntals, todavía s dfin la racción d nutralización como la intracción ntr un ácido y una bas para producir sal y agua. Acido + Bas Sal + Agua S pud rsumir qu la nutralización s llva a cabo cuando s mzclan igual númro d quivalnts-gramo d un ácido y una bas, s dcir qu No. d q-g d ácido No. d q-g d bas Para un volumn V a d una solución ácida d normalidad N a qu s nutralizada por un volumn V b, d una solución básica d normalidad N b, la antrior igualdad s pud scribir mdiant la siguint cuación V a N a V b N b S ntind d lo antrior qu, si al mzclar una solución ácida con una solución básica s difrnt l númro d q-g d ácido al númro d q-g d bas la mzcla rsultant s dl caráctr qu corrspond al qu sté n xcso, s dcir qu si No. d q-g d ácido > No. d q-g d bas o V a N a > V b N b, la mzcla s ácida y si No. d q-g d ácido < No. d q-g d bas o V a N a < V b N b, la mzcla s básica Ejrcicio 5. Calcular la normalidad d una solución ácida qu al nutralizar 25 ml d lla, s rquir 50 ml d hidróxido d sodio 0.1 N Para la nutralización s rquir qu l númro d q-g d NaOH sa igual al númro d q-g d ácido, por lo tanto aplicamos la cuación corrspondint 161
V a VN b b (50 ml)(0.1 N) 0.2N N (25 ml) a Ejrcicio 6. Calcular l ph d la solución qu rsulta al mzclar 50 ml d HCl 0.2 N con 0 ml d NaOH 0.16 N, considrando qu la sal producida n la nutralización s una sal nutra No. mq-g HCI (50 ml)(0.2 mq-g HCl / ml) No. mq-g NaOH (0 ml)(0.16 mq-g NaOH / ml) 16 S obsrva un xcso d 6 mq-g d NaOH n los 150 ml d solución, por lo tanto la solución s básica d una concntración igual a 6 mq-g NaOH Normalidad d la mzcla básica 0.04 150 ml d soluci[on La concntración d NaOH s igual a la concntración d ions hidroxilos, por lo tanto, l poh s igual a poh - log 0.04 1.4 y ph 14 1.4 12.6 Curvas d nutralización Las curvas d nutralización son una rprsntación d la forma n qu cambia l ph cuando s nutraliza una solución acuosa d un ácido con una bas, y vicvrsa, proporcionando así, un mjor conociminto d la naturalza dl procso. Curva nutralización d un ácido furt con una bas furt En la curva d nutralización d un ácido furt con una bas furt s obsrva l aumnto 162
pausado dl ph con la adición d la bas y l cambio brusco qu xprimnta l ph al acrcars al punto d quivalncia (punto n qu l númro d quivalnts d ácido y bas son iguals). Figura 1. Curva d nutralización d ácido furt con una bas furt Curva d nutralización d una bas furt con un ácido furt En la curva d nutralización d una bas furt con un ácido furt s obsrva la disminución pausada dl ph con la adición dl ácido y l cambio brusco qu xprimnta l ph al acrcars al punto d quivalncia. Hidrólisis d sals El fnómno d la hidrólisis d una sal s la tndncia qu ésta mustra a raccionar con l agua n qu s disulvn y por sa razón a invrtir l procso d nutralización d su formación. 163
Figura 2. Curva d nutralización d una bas furt con un ácido furt Si la racción ntr un ácido furt como l clorhídrico y una bas furt como l hidróxido d sodio s complta, la nutralización xacta dará una solución nutra; s dcir, sin xcso d ions hidrógno hidroxilos. Sin mbargo, cuando un ácido débil como l acético s nutraliza con una bas furt como l hidróxido d sodio, s ncuntra qu la solución final no s nutra sino básica; y cuando una bas débil s nutraliza con un ácido furt, la solución final s ácida. La basicidad d la solución final n un caso y la acidz n otro s dbn a las hidrólisis d las sals formadas. Al considrar la conducta d hidrólisis d varias sals, podmos distinguir cuatro class d sals sgún qu l ácido y la bas san furts y /o débils. Las sals d ácidos y bass furts son las producidas por la intracción d un ácido furt con una bas furt. Sus ions son insignificantmnt ácidos o básicos qu no alcanzan a hidrolizar y dan lugar a una solución acuosa d ph nutro. El cloruro d sodio s un jmplo d st tipo d sal. Las sals d ácidos débils y bass furts s forman por la nutralización d un ácido débil con una bas furt. Uno d sus ions s la bas conjugada significativamnt furt dl 164
ácido débil patrno y la otra srá significativamnt ácido débil. El actato d sodio s una sal d ácido débil y bas furt. CH 3 -COONa CH 3 -COO - + Na El ph d sta solución srá alcalino dbido a la acptación d protons dl agua por ión básico. CH 3 -COO - + H 2 O CH 3 -COOH + OH - S pud dmostrar qu la constant d quilibrio d la racción d hidrólisis d una sal d ácido débil con bas furt s calcula con la siguint cuación h W a sindo w l producto iónico dl agua y a la constant d ionización dl ácido débil d dond provin la sal. Ejrcicio 7. Calcular l ph d una solución d actato d sodio 0.01 M si la constant d ionización dl ácido acético s 1.76 x -5 La sal actato d sodio hidroliza d tal manra qu su ión actato s significativamnt furt y atra un ión hidrógno d una molécula d agua aumntando con llo la concntración d ions hidroxilos La constant d hidrólisis d dicha sal s h 14 1 5.68 5 1.76 165
La xprsión para la constant d hidrólisis dl ión actato s h [ CH3 COOH ] [ OH ] [ CH COO ] 3 Considrando qu un litro d solución hidrolicn "x" mols d ión actato, las concntracions n quilibrio d la racción d hidrólisis son [CH3-COO - ] 0.01 - x [CH 3 -COOH] [OH - ] x Sustituyndo n la xprsión para la constant d hidrólisis rsulta qu 2 x 5.68 0.01 x Dsprciando l valor d "x" con rspcto al valor 0.01, dspjando y xtrayndo raíz cuadrada, ncontramos l valor d "x", s dcir l valor d la concntración d ions hidroxilos [OH - ] 2.38 x -6 M d dond, poh - log 2.38 x -6 l ph 14-5.62 8.38 5.62 y Las sals d ácido furt y bas débil s forman por la intracción ntr una bas débil y un ácido furt. Uno d sus ions s l ácido conjugado significativamnt furt d la bas débil patrna y l otro srá la bas conjugada infinitamnt débil dl ácido furt patrno. El cloruro d amonio s una sal d ácido furt y bas débil. NH 4 Cl NH 4 + Cl Las solucions acuosas d stas sals son ácidas, dpndindo dl ph tanto d la 166
concntración d sal prsnt, como dl valor dl pa dl ión ácido. NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O + La Constant d hidrólisis d una sal dtrmina l grado n qu la bas conjugada o ácido conjugado, sgún l tipo d sal, raccionará con l agua para formar ácido hidroxilo, bas o ion hidrógno. S pud dmostrar qu la constant d quilibrio d la racción d hidrólisis d una sal d ácido furt con bas débil s calcula con la siguint cuación h W b sindo w l producto iónico dl agua y b la constant d ionización d la bas débil d dond provin la sal. Ejrcicio 8. Calcular l ph d una solución d cloruro d amonio 0.01 M si la constant d ionización dl amoniaco s 1.76 x -5 La sal cloruro d amonio hidroliza d tal manra qu su ión amonio s significativamnt furt y libra un ión hidrógno qu s atraído por una molécula d agua aumntando con llo la concntración d ions hidrógnos. La constant d hidrólisis d dicha sal s h 14 1 5.68 5 1.76 La xprsión para la constant d hidrólisis dl ión actato s + [ NH3] [ H ] h [ NH ] + 4 167
Considrando qu un litro d solución hidrolicn "x" mols d ión amonio, las concntracions n quilibrio d la racción d hidrólisis son [NH + 4 ] 0.01 x [NH 3 ] [H + ] x Sustituyndo n la xprsión para la constant d hidrólisis rsulta qu 2 x 5.68 0.01 x 5 Dsprciando l valor d "x" con rspcto al valor 0.01, dspjando y xtrayndo raíz cuadrada, ncontramos l valor d "x", s dcir l valor d la concntración d ions hidrógnos [H + ] 2.38 x -6 M d dond, ph - log 2.38 x -6 5.62 Las sals d ácidos y bass débils s forman por la intracción d un ácido débil y una bas débil. Su disolución n agua pud tnr un ph ácido, nutro o alcalino, dpndindo d la furza rlativa d los ions ácido y básico. Por jmplo, n l actato d amonio la furza ácida dl ion amonio (pa 9.26) contrarrsta prfctamnt la furza básica dl ión actato (pb 9.26), por lo qu la nutralización mutua d stos ions significa qu una disolución acuosa diluida d actato d amonio tndrá un ph nutro cualquira qu sa su concntración ral. CH 3 -COONH 4 CH 3 -COO - + NH 4 + CH 3 -COO - + NH 4 + + H 2 O CH 3 -COOH + NH 3 S pud dmostrar qu la constant d quilibrio d la racción d hidrólisis d una sal d ácido y bas débils s calcula con la siguint cuación 168
W W a b Indicadors d ph Suln sr ácidos o bass débils qu s caractrizan porqu su molécula nutra tin un color difrnt dl qu da la forma iónica. La fnolftalína, por jmplo, s comporta como un ácido débil qu cuando s agrga n un mdio ácido tind a consumir los ions hidrógnos n xcso, prdominando la fórmula molcular ácida d la fnolftalína (incolora); mintras n mdio alcalino los hidroxilos librs consumn los ions hidrógno aparcindo la forma básica d la fnolftalína (color roja). El cambio d color qu xprimnta una misma sustancia al variar l ph, s atribuy a la transformación intrna d la molécula por cambios tautoméricos dbido a qu la pérdida d un hidrognión provoca una rorganización intrna d los nlacs. Por lo gnral, una structura bncénica s transforma n otra quinónica, d color difrnt, d ordinario mas furt. S ntind por p d un indicador aqul ph n l qu stán n quilibrio proporcions iguals d sus formas ácidas y básicas, y s dnomina zona d viraj al intrvalo d ph n l cual s obsrva variación n l color y stá comprndido ntr l valor corrspondint al p mnos uno y l valor corrspondint al p mas uno. Los indicadors s usan, con frcuncia, n análisis volumétrico d dtrminación d concntracions d solucions ácidas mdiant una solución stándar básica (acidimtría) y vicvrsa (alcalimtría). Al ralizar una d stas valoracions s slcciona un indicador cuyo p sa casi igual al ph n l punto d quivalncia para obtnr un punto final ajustado. Algunos indicadors con sus valors d p y sus coloracions n mdio ácido y básico son: 169
Indicador Color ácido Color alcalino p Zona d viraj Fnolftalina Incoloro Rojo 9.4 8.3 - Azul d timol Rojo Amarillo 1.51 1.2-2.8 Naranja d mtilo Rojo Amarillo 3.7 11-4.4 Azul d bromofnol Amarillo Azul 3.98 3.0-4.6 Rojo d mtilo Rojo Amarillo 5.1 4.2-6.3 Rojo d clorofnol Amarillo Rojo 5.98 4.8-6.4 Azul d bromotimol Amarillo Azul 7.0 6.0-7.6 Í Rojo d crsol Amarillo Rojo 8.3 7.2-3.8 Producto d solubilidad Cuando una sal poco solubl n agua como l sulfato d bario, s agita n agua hasta la saturación, s stablc un quilibrio ntr la fas sólida y los ions d la sal totalmnt disociada. S dnomina Constant producto d solubilidad o simplmnt Producto d Solubilidad al producto d las concntracions d los ions d la sal disociada. BaSO 4 Ba +2 - + SO 4 ps [Ba +2 ] [SO -2 4 ] El producto d solubilidad prmit stimar la máxima concntración d ions d una sal n solución y, también para prdcir si al mzclar dos solucions qu raccionan s pud formar un prcipitado. El procdiminto consist n ncontrar las concntracions d cada ion n la mzcla final y calcular l producto iónico, si ést s mnor qu l producto d solubilidad no s producirá, pro, si n cambio, rbasa l producto d solubilidad, ntoncs si s producirá prcipitación. Ejrcicio 9. Calcular la concntración máxima d ions sulfato y bario n una solución, sabindo qu la constant producto d solubilidad dl sulfato d bario s 1.21 x - 170
Hacindo qu "x" sa la concntración d ions bario y sulfato n solución y d acurdo a la xprsión para l producto d solubilidad tnmos qu d dond, x 2 1.21 x - x 1.1 x -5 M d modo qu la concntración máxima d sulfato d bario n agua s 1.1 x -5 M Ejrcicio. Calcular la concntración d ions bario y sulfato prsnts n una solución formada al mzclar volúmns iguals d una solución d cloruro d bario, BaC1 2, 0.02 M con otra solución d sulfato d sodio, Na 2 SO 4, 0.0004 M. S formará prcipitado? Al mzclars volúmns iguals, la solución rsultant tndrá un volumn l dobl, lo qu hac qu las concntracions d los ions bario y sulfato san las mitads d los valors nunciados, s dcir +2 0.02 [Ba ] 0.01 M 2-2 0.0004 [SO 4 ] 0.0002 M 2 El producto d solubilidad para l sulfato d bario s halla multiplicando las concntracions d sus ions, s dcir ps (0.01)(0.0002) 2 x -6 Est rsultado s mayor qu l valor dl producto d solubilidad dl sulfato d bario, por lo tanto s concluy qu si hay prcipitación porqu supra l valor máximo d solubilidad d dicha sal. 171