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EQUILIBRIO IONICO EN SOLUCIONES

ACUOSAS

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INTRODUCCION El equilibrio iónico estudia los equilibrios que

ocurren en solución acuosa. El equilibrio ácido-base en los sistemas biológicos.

el equilibrio químico se puede presentar, según su velocidad de reacción y estas son: meta estables (indica que no se ha alcanzado el equilibrio) y estables (indica que se ha alcanzado el equilibrio real, a través de un catalizador).

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OBJETIVOS Conocer los procesos de disociación

de los distintos compuestos poli funcionales, teniendo en cuenta las propiedades ácidos básicos del agua y el producto iónico

Determinar el pH y pOH de una solución.

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Ácido-Base

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CaracterísticasÁCIDOSÁCIDOS::

Tienen sabor agrio. Son corrosivos para la piel. Enrojecen ciertos

colorantes vegetales. Disuelven sustancias Atacan a los metales

desprendiendo H2. Pierden sus propiedades al

reaccionar con bases.

BASESBASES:: 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.

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Definición de Arrhenius Publica en 1887 su teoría de

““disociación iónica”disociación iónica”.* Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se

disocian en cationes y aniones. ÁCIDO:ÁCIDO: Sustancia que en disolución acuosa

disocia cationes H+. BASE:BASE: Sustancia que en disolución acuosa

disocia aniones OH–.

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Disociación ÁCIDOS: AH (en disolución acuosa) A– + H+

Ejemplos: * HCl (en disolución acuosa) Cl– + H+

* H2SO4 (en disolución acuosa) SO42– + 2 H+

BASES: BOH (en disolución acuosa) B + + OH–

Ejemplo: * NaOH (en disolución acuosa) Na+ + OH–

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Neutralización Se produce al reaccionar un ácido con una

base por formación de agua: H+ + OH– — H2O El anión que se disoció del ácido y el catión

que se disoció de la base quedan en disolución inalterados (sal disociada):

NaOH +HCl — H2O + NaCl (Na+ + Cl–)

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Teoría de Brönsted-Lowry.

ÁCIDOS: “Sustancia que en disolución cede H+”.

BASES: “Sustancia que en disolución acepta H+”.

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Par Ácido/base conjugado Siempre que una sustancia se comporta como

ácido (cede H+) hay otra que se comporta como base (captura dichos H+).

Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada” y cuando una base captura H+ se convierte en su “ácido conjugado”.

ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–)– H+

+ H+

BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+)+ H+

– H+

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Ejemplo de par Ácido/base conjugado

Disociación de un ácido: HCl (g) + H2O (l) H3O+(ac) + Cl– (ac) En este caso el H2O actúa como base y el HCl al

perder el H+ se transforma en Cl– (base conjugada)Disociación de una base: NH3 (g) + H2O (l) NH4

+ + OH–

En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ al NH3 que se transforma en NH4

+ (ácido conjugado)

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Teoría de Lewis ()ÁCIDOS:ÁCIDOS: “Sustancia que contiene al menos un átomo

capaz de aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado”.

BASES:BASES: “Sustancia que contiene al menos un átomo

capaz de aportar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado”.

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Teoría de Lewis (Ejemplos) HCl (g) + H2O (l) H3O+(ac) + Cl– (ac)

En este caso el HCl es un ácido porque contiene un átomo (de H) que al disociarse y quedar como H+ va a aceptar un par de electrones del H2O formando un enlace covalente coordinado (H3O+).

NH3 (g) + H2O (l) NH4+ + OH–

En este caso el NH3 es una base porque contiene un átomo (de N) capaz de aportar un par de electrones en la formación del enlace covalente coordinado (NH4

+).

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Teoría de Lewis (cont.) De esta manera, sustancias que no tienen átomos

de hidrógeno, como el AlCl3 pueden actuar como ácidos:

AlCl3 + :NH3 Cl3Al:NH3 Cl H Cl H

| | | | Cl–Al + : N–H Cl–AlN–H | | | | Cl H Cl H

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Equilibrio de ionización del agua. La experiencia demuestra que el agua tiene una

pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones:

2 H2O (l) H3O+(ac) + OH– (ac) H3O+ · OH–

Kc = —————— H2O2

Como H2O es constante por tratarse de un líquido, llamaremos Kw = Kc · H2O2

conocido como “producto iónico del aguaproducto iónico del agua”

[ ]× [ ] -w 3K H O OH

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Concepto de pH. El valor de dicho producto iónico del agua es:

KW (25ºC) = 10–14 M2

En el caso del agua pura: ———–

H3O+ = OH– = 10–14 M2 = 10–7 M Se denomina pH a:

Y para el caso de agua pura, como H3O+=10–7 M: pH = – log 10–7 = 7

3pH log [H O ]

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Tipos de disoluciones Ácidas: H3O+ > 10–7 M pH < 7 Básicas: H3O+ < 10–7 M pH > 7 Neutras: H3O+ = 10–7 M pH = 7 En todos los casos: Kw = H3O+ · OH– luego si H3O+ aumenta (disociación de un ácido),

entonces OH– debe disminuir para que el producto de ambas concentraciones continúe valiendo 10–14 M2

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Gráfica de pH en sustancias comunes

ÁCIDO BÁSICO

141 2 3 4 6 8 9 10 11 12 135 7

Zumo de limón Cerveza

LecheSangre

Agua marAmoniaco

Agua destilada

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Concepto de pOH. A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al

de pH:

Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2

Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos:

pH + pOH = 14 para una temperatura de 25ºC.

pOH log [OH ]

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Electrolitos fuertes y débiles Electrolitos fuertesElectrolitos fuertes: (: ())

Están totalmente disociados* Ejemplos: HCl (ac) Cl– + H+

NaOH (ac) Na+ + OH–

Electrolitos débilesElectrolitos débiles: (: ()) Están disociados parcialmente

* Ejemplos: CH3–COOH (ac) CH3–COO– + H+

NH3 (ac)+ H2O NH4+ + OH–

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Electrolitos fuertes y débiles

[A–] [H+]

[H+][A–]

[HA][HA]

Ácido fuerte           

[HA]

     Ácido débil               

22Ejemplo: Justifica porqué el ión HCO3–

actúa como ácido frente al NaOH y como base frente al HCl.

El NaOH proporciona OH– a la disolución: NaOH (ac) Na+ + OH–

por lo que HCO3– + OH– CO3

2– + H2O es decir, el ión HCO3

– actúa como ácido.

El HCl proporciona H+ a la disolución: HCl (ac) H+ + Cl–

por lo que HCO3– + H+ H2CO3

(CO2 + H2O) es decir, el ión HCOel ión HCO33

– – actúa como baseactúa como base.

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Fuerza de ácidos. En disoluciones acuosas diluidas (H2O

constante) la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio:

HA + H2O A– + H3O+ A– · H3O+ A– · H3O+Kc = —————— Kc · H2O = —————— HA · H2O HA

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2[ ] [ ]

[ ][ ]C a

A H OK H O KHA

constante de disociación

(K acidez)

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Fuerza de ácidos (cont.). Según el valor de Ka hablaremos de ácidos fuertes

o débiles: Si Ka > 100 El ácido es fuertefuerte y estará disociado

casi en su totalidad. Si Ka < 1 El ácido es débildébil y estará sólo

parcialmente disociado. Por ejemplo, el ácido acético (CH3–COOH) es un

ácido débil ya que su Ka = 1,8 · 10–5 M

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Ácidos polipróticos Son aquellos que pueden ceder más de un H+. Por ejemplo

el H2CO3 es diprótico. Existen pues, tantos equilibrios como H+ disocie: H2CO3

+ H2O HCO3– + H3O+

HCO3– + H2O CO3

2– + H3O+ HCO3

– · H3O+ CO32– · H3O+

Ka1 = ———————— Ka2 = ——————— H2CO3 HCO3

– Ka1 = 4,5 · 10–7 M Ka2 = 5,7· 10–11 M La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.

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Fuerza de bases. En disoluciones acuosas diluidas (H2O

constante) la fuerza de una base BOH depende de la constante de equilibrio:

B + H2O BH+ + OH–

BH+ x OH– BH+ x OH– Kc = —————— Kc x H2O = —————— B x H2O B

2[ ] [ ][ ]

[ ]C bBH OHK H O K

B (K basicidad)

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Fuerza de ácidos y bases (pK)

Al igual que el pH se denomina pK a:

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

menor es la fuerza del ácido o de la base.

28Relación entre la constante y el grado de disociación “”

En la disociación de un ácido o una base

Igualmente:

En el caso de ácidos o bases muy débiles (Ka/c o Kb/c < 10–4), se desprecia frente a 1 con lo que: Ka = c 2 (Kb = c 2 )

De donde:

bcK

2

1

23

1 1[ ] [ ]

[ ] ( - )aA H O c c cK

HA c

aKc

bKc

29 Ejercicio : En un laboratorio se tienen dos matraces, uno conteniendo 15 ml de HCl cuya concentración es 0,05 M y el otro 15 ml de ácido etanoico (acético) de concentración 0,05 M a)a) Calcule el pH de cada una de ellas. b)b) ¿Qué cantidad de agua se deberá añadir a la más ácida para que el pH de las dos disoluciones sea el mismo? Dato: Ka (ácido etanoico) = 1,8 x 10-5

a)a) HCl es ácido fuerte luego está totalmente disociado, por lo que [H3O+] = 0,05 M

pH = –log [H3O+] = –log 0,05 = 1,301,30 CH3COOH es ácido débil por lo que:

Ka 1,8 ·10-5 M = —— = ————— = 0,019 c 0,05 M

[H3O+] = c = 0,05 M x 0,019 = 9,5 x 10-4 M

pH = –log [H3O+] = –log 9,5 x 10-4 = 3,03,0

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Hidrólisis de sales 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): NH4

+ + H2O NH3 + H3O+

Hidrólisis básica (de un anión): CH3–COO– + H2O CH3–COOH + OH–

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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 Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.

* Ejemplo: NaCN Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.

* Ejemplo: NH4Cl Sales procedentes de ácido débil y base débil.

* Ejemplo: NH4CN

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Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.

Ejemplo: NaClEjemplo: NaCl NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que tanto

el NaNa++ que es un ácido muy débil como el ClCl–– que es una base muy débil apenas reaccionan con agua. Es decir los equilibrios:

Na+ + 2 H2O NaOH + H3O+ Cl– + H2O HCl + OH– están muy desplazado hacia la izquierda.

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Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.

Ejemplo: NaEjemplo: Na++CHCH33–COO–COO––

SE PRODUCE HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el NaNa++ es un ácido muy débil y apenas reacciona con agua, pero el CHCH33–COO–COO–– es una base fuerte y si reacciona con ésta de forma significativa:

CH3–COO– + H2O CH3–COOH + OH– lo que provoca que el pH > 7 (dis. básica).

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Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.

Ejemplo: NHEjemplo: NH44ClCl SE PRODUCE HIDRÓLISIS ÁCIDA ya

que el NHNH44+ es un ácido relativamente fuerte y

reacciona con agua mientras que el ClCl–– es una base débil y no lo hace de forma significativa:

NH4+ + H2O NH3

+ H3O+

lo que provoca que el pH < 7 (dis. ácida).

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Sales procedentes de ácido débil y base débil.

Ejemplo: NHEjemplo: NH44CNCN En este caso tanto el catión NHNH44

++ como el anión

CNCN–– se hidrolizan y la disolución será ácida o básica según qué ion se hidrolice en mayor grado.

Como Kb(CN–) = 2 · 10–5 M yKa(NH4

+) = 5,6 · 10–10 M , en este caso, la disolución es básica ya que Kb(CN–) es mayor que Ka(NH4

+)

36Ejemplo: Sabiendo que Ka (HCN) = 4,0 · 10–10

M, calcular el pH y el grado de hidrólisis de una disolución acuosa de NaCN 0,01 M.

La reacción de hidrólisis será: CN– + H2O HCN + OH–

HCN · OH– KWKh(CN–) = —————— = —————— = CN– 4,0 · 10–10 M

1 · 10–14 M2

Kh(CN–) = —————— = 2,5 · 10–5 M 4,0 · 10–10 M

37 Ejercicio : Razone utilizando los equilibrios correspondientes, si los pH de las disoluciones que se relacionan seguidamente son ácidos, básicos o neutros. a)a) Acetato potásico 0,01 M; b)b) Nitrato sódico 0,01 M; c)c) Sulfato amónico0,01 M; d)d) Hidróxido de bario 0,01 M.

c)c) Sulfato amónico: pH ácidopH ácido, ya queNH4

+ + H2O NH3 + H3O+

por ser el amoniaco débil, mientras que el SO42– no

reacciona con agua por ser el H2SO4 ácido fuerte.

d)d) hidróxido de bario: pH básicopH básico pues se trata de una base fuerte (los hidróxidos de los metales alcalinos y alcalino-térreos son bases bastantes fuertes)

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Disoluciones amortiguadoras (tampón)

Son capaces de mantener el pH después de añadir pequeñas cantidades tanto de ácido como de base. 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.

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Variación del pH al añadir pequeñas cantidades de NaOH o HCl

© Ed. Santillana

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Indicadores de pH (ácido- base)

Son sustancias que cambian de color al pasar de la forma ácida a la básica:

HIn + H2O In– + H3O+

forma ácida forma básica El cambio de color se considera apreciable

cuando [HIn] > 10·[In–] o [HIn]< 1/10·[In–] In– · H3O+ HIn

Ka = —————— H3O+ = Ka · ——— HIn In–

pH = pKa + log In– / HIn = pKa 1

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Algunos indicadores de pH

Indicador Color forma ácida

Color forma básica

Zona de viraje (pH)

Violeta de metilo Amarillo Violeta 0-2

Rojo Congo Azul Rojo 3-5

Rojo de metilo Rojo Amarillo 4-6

Tornasol Rojo Azul 6-8

Fenolftaleína Incoloro Rosa 8-10

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Valoraciones ácido-base Valorar es medir la

concentración de un determinado ácido o base a partir del análisis volumétrico de la base o ácido utilizado en la reacción de neutralización.

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Gráfica de valoración de vinagre con NaOH

Zona de viraje fenolftaleína

20 40 60 V NaOH(ml)

12 10 8642

pH

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Valoraciones ácido-base. La neutralización de un ácido/base con una base/ácido

de concentración conocida se consigue cuando n(OH–) = n(H3O+).

La reacción de neutralización puede escribirse: b HaA + a B(OH)b BaAb + a·b H2O

En realidad, la sal BaAb (aBb+ + bAa–) se encuentra disociada, por lo que la única reacción es: H3O+ + OH– 2 H2O

n(ácido) x a = n(base) x b

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Valoraciones ácido-base Vácido x [ácido] x a = Vbase x [base] x b Todavía se usa mucho la concentración expresada

como Normalidad: Normalidad = Molaridad x n (H u OH)

Vácido x Nácido = Vbase x Nbase

En el caso de sales procedentes de ácido o base débiles debe utilizarse un indicador que vire al pH de la sal resultante de la neutralización.

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CONCLUSIONES Las constantes son herramientas muy

importantes en los trabajos de laboratorio, ya que con ellos se pueden encontrar concentraciones desconocidas.

La teoría de Arrehnius está restringida a moléculas que producen iones H+ y OH-.

La teoría de Bronsted y Lowruy se aplica a cualquier sistema de solventes protónicos, es decir, que tengan moléculas que pueden ceder o aceptar electrones.

La teoría de Lewis saca a los ácidos y bases de los límites del medio acuoso, no todo se restringe al protón (H+) si no que incluye otros iones.

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GRACIAS