acidos y bases
DESCRIPTION
-Ácidos producen iones H + en agua: HCl, HF, HNO 3 -Bases producen iones OH - en agua: NaOH , KOH. Arrhenius:. HA: Acido HA H + + A - BOH: Base BOH OH - + B +. H + ( aq ) + OH - ( aq ) H 2 O( l ) ∆ H = -13.7 kcal/eq. - PowerPoint PPT PresentationTRANSCRIPT
ACIDOS Y BASES
H+(aq) + OH- (aq) H2O(l) ∆H = -13.7 kcal/eq
Neutralización:
el H+ del ácido y el OH- de la base se combinan para formar agua
Arrhenius: -Ácidos producen iones H+ en agua: HCl, HF, HNO3
-Bases producen iones OH- en agua: NaOH , KOHHA: Acido HA H+ + A-
BOH: Base BOH OH- + B+
Brønsted-Lowry: Acido es un donador de protones, cualquier especie que cede un ión H+.
Base es un aceptor de protones, cualquier especie que acepta un ión H+.
Todos los ácidos de Arrhenius son ácidos de Brønsted-Lowry. En la definición de Brønsted-Lowry una reacción acido-base es un proceso de transferencia de protones.
HCl(aq) + NH3(aq) NH4+(aq) + Cl-(aq)
acido base base conjugada
acidoconjugado
BRONSTED - LOWRY
BRONSTED - LOWRY
Lewis definió un ácido como una substancia que puede aceptar un par de electrones (frecuentemente tiene solo 6 electrones en lugar de 8 en su capa de valencia), y a una base como una substancia capaz
de donar un par de electrones (tiene un octeto, pero por lo menos un par de electrones no compartidos).
LEWIS
ACIDOS Y BASES DE LEWIS
Acido : acepta par electrónico
Base : dona par electrónico
LA NATURALEZA DEL PROTÓN HIDRATADO
EL IÓN HIDRONIO H3O+
O HHH
+• H+ (aq) no existe realmente
• H3O+ (aq) es el ión hidronio
• Empleamos H+(aq) y H3O+
(aq) indistintamente
Ión hidronio
EL H2O ES ANFÓTERO
Anfótero: Puede actuar como un ácido o base
HF(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + F-(aq)
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)
acido base
base acido
AUTOIONIZACION DEL AGUA
H2O(l) H3O+(aq) OH-(aq)
+
H2O(l)
+
La constante del producto iónico
del agua vale 1.0x10-14 a 25ºC
222
2
3 ][ OHKKsiO][H
]][HOO[HK CWC
]][HOO[HKW 3
AUMENTO DE [H3O+] DISMINUCIÓN DE [OH-]
Solución ácida:
[H3O+] > [OH-] [H3O+]>10-7M y [OH-]<10-7M
Solución básica:
[OH-] > [H3O+] [H3O+]<10-7M y [OH-]>10-7M
Solución neutra: [H3O+] = [OH-] = 10-7 M
]][HOO[HKW 3
pH < 7 medio ácidopH > 7 medio básicopH = 7 medio neutro
LAS ESCALAS DE pH & pOH
]O[HpH 3log
][HOpOH log
KpK log
][HpH log
14log WKpOHpH
Papel Indicador
pH- metro
MEDICIÓN DE pH
Ácidos fuertes: Se disocian completamente en iones en agua.
Ácidos débiles: Se disocian muy poco en iones en agua.
HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq) KC > 1
HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq) KC <<1
ELECTROLITIOS FUERTES Y DÉBILES
Acidos fuertes: HClO3, HBr, HCl, HI, HNO3, HClO4, H2SO4
Bases fuertes: Na(OH), Li(OH), K(OH), Ca(OH)2, Ba(OH)2, Sr(OH)2
CONSTANTES DE DISOCIACIÓN PARA ÁCIDOS
Ácidos fuertes:Ka grande alta [H3O+]
Ácidos débiles:Ka pequeña baja [H3O+]
O][AH][H]][AO[H
KC2
3
O][HKK Ca 2
[AH]]][AO[H
Ka
3
Valores de Ka para algunos ácidos monopróticos a 25oC Nombre Fórmula de Lewis Ka
Acido iódico
Acido cloroso
Acido fluorhídrico
Acido nitroso
Acido fórmico
Acido benzoico
Acido acético
Acido propanoico
Acido hipocloroso
Acido hipobromoso
Acido cianhídrico
Fenol
Acido hipoiodoso
El caracter en rojo indica la parte del ácido que se ioniza
(Ácido perclórico)(Ácido iodhídrico)
(Ácido bromhídrico) (Ácido clorhídrico)
(Ácido sulfúrico)
(Ácido nítrico)
(Ión hidronio)
(Ión sulfato ácido) (Ácido fluorhídrico)
(Ácido nitroso)(Ácido fórmico)
(Ácido acético) (Ión amonio)
(Ácido cianhídrico) (Agua)
(Amoníaco)
(Ión perclorato)
(Ión ioduro)(Ión bromuro)
(Ión cloruro)
(Ión sulfato )
(Ión nitrato) (Agua)
(Ión fluoruro)
(Ión nitrito) (Ión formiato)
(Ión acetato)(Amoníaco)
(ión cianuro) (ión oxidrilo)
(ión amida)
Se
incr
emen
ta la
fuer
za á
cida
Se
incr
emen
ta la
fuer
za d
e la
bas
e
Áci
dos
débi
les
á
cido
s fu
erte
s
Ácido Base conjugada
GRADO DE DISOCIACIÓN ()
HA (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq)
lesmoles tota
ciadosmoles disoα -α
.CαK
[AH]
]][AO[HK aa 1
23
nT - - Inicial
nT – x x x Equilibrio
ACIDEZ DE LOS COMPUESTOS BINARIOS
6A(16)
H2O
H2S
H2Se
H2Te
6A(16)
H2O
H2S
H2Se
H2Te
7A(17)
HF
HCl
HBr
HI
7A(17)
HF
HCl
HBr
HI
Electronegatividad aumenta Acidez aumenta
Fue
rza
de
enla
ce d
ism
inuy
e
Áci
de
zau
men
ta
Se incrementa la fuerza del ácido
Se incrementa la fuerza de la base
Se
incr
emen
ta la
fuer
za d
el á
cido
Se
incr
emen
ta la
fuer
za d
e la
bas
e
Grupo
Período 2
Período 3Sin propiedades Ácido- base
Sin propiedades Ácido- base
Base débil
Base débil ácido débil
ácido débil
ácido fuerte
M O H+
M+ + OH-
M = metal alcalino ó alcalinotérreo
M = elemento electronegativo en estado de oxidación alto
+ H+M O H M O
+-
FUERZA RELATIVA DE LOS OXACIDOS
XOH
Al aumentar la electronegatividad la acidez se incrementa
H O Cl
O
O
O<<H O Cl
Al aumentar el número de átomos de oxígeno la acidez se incrementa
Electronegatividad y desplazamiento electrónico
OXIACIDOS
Los electrones se comparten desigualmente entre los átomos de O e H, formando un enlace covalente polar.
La densidad electrónica se mueve hacia el átomo altamente electronegativo, Y, facilitando la liberación del ión H+
Desplazamiento electrónico fuera del enlace O-H
Desplazamiento electrónico fuera del enlace O-H
Fuerza de los ácidos y las bases Si un ácido es fuerte, su base conjugada no tiene fuerza medible De un conjunto de ácidos débiles, mientras más fuerte sea el ácido, más debil será su base conjugada y viceversa.El H3O+ es el ácido más fuerte que puede existir en solución acuosa. Cualquier ácido más fuerte que él reacciona con el agua para dar H3O+ y su correspondiente base conjugada.
ClH + H2O Cl- + H3O+
Los ácidos más debiles que el H3O+ reaccionan con el agua en mucha menor proporción, produciendo H3O+ y las correspondientes bases conjugadas:
HF + H2O = H3O+ + F- (eq. desplazado a la izquierda) El ión OH- es la base más fuerte que puede existir en solución acuosa. Las bases más fuertes que el OH- reaccionan con el agua para dar OH- y sus ácidos conjugados correspondientes:
NH2-(ac) + H2O NH3(ac) + OH-(ac)
La fuerza de ácidos debe compararse respecto del mismo solvente. Efecto nivelador del solvente: su incapacidad para distinguir la fuerza relativa de los ácidos más fuertes que el ácido conjugado del solvente.
Ej: ClH, BrH e HI son todos ácidos fuertes en agua. Si se comparan sus fuerzas en otro solvente, como ácido acético, se ve que:ClH < BrH < IH
Fuerza de los ácidos
HF << ClH < BrH < IH Debil Son fuertes en agua
HOI < HOBr < HOCl
HBrO4 < HClO4
HOCl < HClO2 < HClO3 < HClO4
CALCULO DE pH EN SOLUCIONES DE ACIDOS FUERTES
Autoionización del agua : despreciable
Por ejemplo: HNO3 0.1 M pH = 1
10-7 < 0.1
Algunos Acidos Fuertes
HCl (clorhídrico)HNO3 (nítrico)H2SO4 (sulfúrico)
Algunas Bases Fuertes
NaOH (hidróxido de sodio)KOH (hidróxido de potasio)Ca(OH)2 (hidróxido de calcio)
Antes de la disociaciónDespués de la disociación,en el equilibrio
Disociación de un ácido fuerte
Veamos el ejemplo:Veamos el ejemplo:
HCl HHCl H+++ Cl+ Cl--
Relaciones de conservación de la masaRelaciones de conservación de la masa
[HCl][HCl]00= a [Cl= a [Cl--]= a]= a
Kw = [HKw = [H++][OH][OH--]]
Además está presente el equilibrio HAdemás está presente el equilibrio H22O O OH OH-- + H + H++
Condición de electroneutralidadCondición de electroneutralidad
[OH[OH--] + [Cl] + [Cl--]= [H]= [H++]] [OH[OH--] + a = [H] + a = [H++]] [OH[OH--] = [H] = [H++] - a] - a
Kw = [HKw = [H++]{[H]{[H++] - a} = [H] - a} = [H++]]22 - a[H - a[H++]]
2
Kw4aaH
2 Si aSi a224Kw4Kw [H[H++] = a] = a
ACIDOS Y BASES DEBILES
AH H+ + A-
Ka = [H+][A-] / [AH]
Constante de disociación ácida
Antes de la disociaciónDespués de la disociación,en el equilibrio
Disociación de un ácido débil
CALCULO DEL pH EN SOLUCIONES DE ACIDOS Y BASES DEBILES
AH H+ + A-Ka = [H+][A-] / [AH]
[AH]0 = [A-] + [AH]
Ecuaciónes de conservación :
[H+] = [A-] + [OH-]
H2O H+ +
OH-
KW =[H+][OH]
4 incógnitas y 4 ecuaciones
[AH]0 = [A-] + [AH] Kw = [H+][OH-]
[H+] = [A-] + [OH-] Ka = [A-][H+]/[HA]
[AH]0 = [A-](1 + [H+]/Ka)
[H+] = {[AH]0/ (1 + [H+]/Ka)}+ Kw/[H+]
[H+]- Kw/[H+] = {[AH]0/ (1 + [H+]/Ka)}
[H+] + [H+]2/Ka- Kw/[H+]-Kw/Ka - [HA]0 = 0
[H+]3 + Ka[H+]2 -(Kw+ Ka[HA]0)[H+]- KwKa = 0
Al resolver el sistema anterior obtenemos una ecuación cúbica en [H+]:
Como resolver esto ?
Para el caso de un ácido : [H+] > [ OH-] y por lo tanto podemos hacer:
[H+] = [A-] Que significa esta aproximación ?
[AH]0 - [A-] = [AH] o [AH]0 - [H+] = [AH]
Ka = [H+]2 / ([AH]0 - [H+])
[H+]2 + Ka[H+] - Ka[AH]0 = 0
[H+]3 + Ka[H+]2 -(Kw+ Ka[HA]0)[H+]- KwKa = 0
Calculando pH en soluciones de ácidos y bases débiles (Cont.)
Solución 0,1 M de ácido acético
AcH Ac- + H+ Ka = [Ac-][H+] / [AcH]
AcH Ac- H+
INICIAL 0.1 0 0CAMBIO -X X XEQUILIBRIO 0.1 - X X X
Ka = X2 / [a - X]
X2 + Ka X - a . Ka = 0
Calculando pH en soluciones de ácidos y bases débiles (Cont.)
= grado de disociación [HA]0 x =[A-]EQ.
[HA]0 x =[H+]EQ.
[HA]0 x (1 - ) = [HA]EQ.
Ka = [HA]0 x / (1-)
Que efecto tendrá la dilución sobre el pH ?
Acido fuerte
Acido débil
Concentración inicial del ácido
% I
on
izac
ión
EQUILIBRIO EN ÁCIDOS POLIPRÓTICOS
Ejemplos: H3PO4, H2CO3, H2SO3
Ka1 > Ka2 > Ka3
]PO[H
]PO][HO[HKa
43
4231
3) HPO42- (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + PO4
3- (aq)
1) H3PO4 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + H2PO4- (aq)
2) H2PO4- (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + HPO4
2- (aq)]PO[H
]][HPOO[HKa
42
243
2
][HPO
]][POO[HKa
24
343
3
Ascórbico
CarbónicoCítricoOxálicoFosfóricoSulfurosoSulfúricoTartárico
Nombre
ACIDOS POLIPROTIDOSACIDOS POLIPROTIDOS
HH22SS , H2CO3 , H2SO4 , H3PO4 .
H2S SH- + H+ K1 = [SH-][H+] / [H2S]
SH- S-2 + H+ K2 = [S-2][H+] / [SH-]
OH2 H+ + OH- KW = [H+][OH-]
Equilibrios presentes en el sistema :
Condiciones de conservación :
C0 = [SH2] + [SH-] + [S-2]
[H+] = [SH-] + 2[S-2] + [OH-]
EFECTO DE ION COMUN
AH H+ + A- Ka = [H+][A-]/[AH]
o Ka = [X][X] /([AH]0- [X])
Al agregar un ácido fuerte : [HCl] = a
Ka = X ( X + a) / ([AH]0 - X)
Relaciones de conservación :
[AH]0 = [AH] + [H+]
[H+] = [Cl-] + [A-] + [OH-]
HIDRÓLISISCH3CO2
-, SH-, ClO-, CN-, NH4+, etc.
CH3CO2Na CH3CO2- + Na+
CH3CO2- + H2O CH3CO2H + OH-
Además tenemos los siguientes equilibrios :
Kh = [CH3CO2-][OH-]/[CH3CO2
-]
Ka = [CH3CO2-][H+]/[CH3CO2H] KW = [OH-][H+]
Kh = KW / Ka
Ejemplos de hidrólisis
• NH4Cl
NH4Cl NH4+ + Cl-
NH4+ + H2O NH3 + H3O+ solución ácida
• NaCN
NaCN CN- + Na+
CN- + H2O HCN + OH- solución alcalina
Determinación cualitativa del pH
1) Sal de ácido fuerte y base fuerte
*No hay hidrólisis NaCl*pH = 7
2) Sal de base fuerte y ácido débil*Hidrólisis del anión
ClONa*pH > 7
3) Sal de base débil y ácido fuerte*Hidrólisis del catión
Cl(NH4)*pH < 7
4) Sal de base débil y ácido débil*Hidrólisis de catión y anión
CH3CO2(NH4)*pH = ?
INDICADORES• Se emplean para dar información acerca del grado de acidez (pH) de una
sustancia o del estado de una reacción química en solución acuosa.
• Son sustancias naturales o sintéticas que cambian de color como respuesta a la naturaleza de su ambiente químico
InH In- + H+ [HIn]
]][H[InK
-
In
[HIn]
][InpKpH
-
In log
Indicadores de pH
)(
101
rojaformalavemosHInIn
Si
HIn
HInKa
1
101loglog
pKpH
pKpHHInIn
pKpH
Indicadores (cont.)
De la misma manera, si 10
HInIn
1
10loglog
pKpH
pKpHHInIn
pKpH
Rango de viraje del indicador: pH = pK ± 1
Soluciones reguladoras (Buffers)
• Sal de anión de ácido débil + Acido débil• Sal de catión de base débil + Base débil
En concentraciones iguales (ó similares)
HAc (1M) + NaAc (1M)
Soluciones reguladoras (Buffers)
HAc (Ca) + NaAc (Cb) (Ac= CH3CO2-)
NaAc Na+ + Ac-
Ac- + H2O = HAc + OH-
HAc = H+ + Ac-
[Ac-] ≈ Cb y [HAc] ≈ Ca
a
b
ab
a
a
ba
CC
logpKpH
KCC
H
CCH
HAcAcH
K
SOLUCIONES REGULADORAS (BUFFERS)
CH3CO2Na + CH3CO2H (sal) (ácido)
pH = pKa + log [Ac-]/[AcH] = pKa + log [sal]/[ácido]
[sal] = 1 M [ácido] = 1 MKa = 1.8 x 10-5
Inicial : pH = pK + log 1/1 = 4.76agregamos clorhídrico para hacer [HCl] = 0.1 MFinal: pH = pKa + log 0.9/1.1 = 4.67
[H+]0 = 10-4.76 [H+]f = 10-4.67
[H+]0 - [H+] f = 2.14x10-5 - 1.74 x 10-5 = 4 x10-6 M
Soluciones reguladoras
• Intervalo de amortiguamiento: intervalo de pH en el que el amortiguador es eficaz:
pH = pKa ± 1• A pH fuera de estos rangos predomina
mucho una forma sobre otra (por ej. la ácida sobre la básica a pH muy bajos).
• Para que exista efecto amortiguador, las concentraciones de ambas formas deben ser comparables.
Diagramas de distribuciónAcH Ac- + H+
Titulaciones
BaseFuerte
ÁcidoFuerte
Volumen de base agregado (mL)
0 10 20 30 40 500
2
4
6
8
10
12
14p
H
VNaOH añadido / ml
Titulación de 25.00 ml de HCl 0.100 M con NaOH 0.100 M
punto de equivalencia
pH = 7 (CH+
= COH-
= 1x10-7M)
HpH
V
xVxH
base
base log,25
1.01.025
Cálculo de [H+] antes del p.e.:
Cálculo de [H+] después del p.e.:
HpH
OH
KH
V
xxVOH
w
base
base
log
25
1.0251.0
En el p.e.: [H+] = [OH-] = 10-7M
Volumen de ácido agregado (mL)
BaseFuerte
ÁcidoFuerte
BaseFuerte
Ácidodébil
Volumen de base agregado (mL)
ÁcidoFuerte
Basedébil
Volumen de ácido agregado (mL)
Ácido fuerte
Basedébil
pH del titulante (base fuerte)
pH de la solución de la sal
pKa del ácido débil
pH de la solución del ácido débil
Volumen de base agregado
Pun
to d
e eq
uiva
lenc
ia
La m
itad
del p
unto
de
equi
vale
ncia
BaseFuerte
Ácidobébil
Punto estequiométrico
Fenolftaleína
NaranjaDe metilo
Volumen de ácido agregado
Azul de bromotimol
Volumen de ácido agregado
Fenolftaleína
Naranja demetilo
Fenolftaleína
Naranja demetilo
Volumen de base agregado
Volumen de base agregado
Constante de Producto de Solubilidad (Kps)
AgCl Ag+ + Cl- Kps = [Ag+][Cl-]
Se pone la sal en el agua y comienza la disolución.
La sal continúa su disolución, sin embargo, los iones disueltos tambien van a precipitar. Dado que la sal se disuelve más rápido de lo que precipitan los iones, el movimiento neto es hacia la disolución
Eventualmente, la velocidad de disolución alcanzará la de precipitación y la solución estará en equilibrio, pero los iones continuarán disolviéndose y precipitando.
Ejemplos
AgClAgCl(s) = Ag+(ac) + Cl-(ac)
Kps= [Ag+][Cl-] = 1.6x10-10 s?
Mg(OH)2
Mg(OH)2(s) = Mg+2(ac) + 2OH-(ac)
Kps= [Mg2+][OH-]2 = 1.2x10-11 s?
Ag2CO3
Ag2CO3(s) = 2Ag+(ac) + CO32-(ac)
Kps= [Ag+]2[CO32-] = 8.1x10-12 s?
Producto iónico
• Solución acuosa de Ag+ y Cl- a 25oC.
Q: producto iónico, el producto de las concentraciones molares de los iones elevados a una potencia igual a sus coeficientes estequiométricos.
Q = [Ag+]0[Cl-]0
1) Q < Kps, solución insaturada, no ocurre precipitación.
2) Q = Kps, solución saturada, no ocurre precipitación.
3) Q > Kps, solución sobresaturada, el AgCl precipitará hasta que Q = Kps.
Precipitación fraccionada
Si dos sales tienen Kps muy diferentes, es posible separarlas por precipitación.
Si tenemos una mezcla de Zn2+(ac) y Cu2+(ac) y agregamos una solucion de SH2, el CuS precipita antes que ZnS.
CuS (Kps= 6×10-37)
ZnS (Kps= 2×10-25)
PRODUCTO DE SOLUBILIDAD (Kps)PRODUCTO DE SOLUBILIDAD (Kps)
++50ml 50ml
==100ml
AgNOAgNO33
5.20 x 105.20 x 10-5 -5 MM
NaClNaCl2.4 x 102.4 x 10-4 -4 MM
Qué iones tendremos en la solución ?Qué iones tendremos en la solución ?
AgNOAgNO33 Ag Ag++ + NO + NO33--
NaCl NaCl Na Na++ + Cl + Cl --
Producto de Solubilidad (Kps)Producto de Solubilidad (Kps)
Pero en la solución existe el siguiente equilibrio:Pero en la solución existe el siguiente equilibrio:
AgAg++(aq) (aq) + Cl+ Cl- - (aq)(aq) AgCl AgCl(s)(s)
Kps = [AgKps = [Ag++] [Cl] [Cl--] = 1.70 x 10] = 1.70 x 10-10-10
Cuáles son las concentraciones de los iones en la solución ycuál la cantidad de AgCl precipitado?
V
n
V
nKps ClAg
V = VV = V11 + V + V22 = 100 ml = 100 ml
Producto de Solubilidad (Kps)Producto de Solubilidad (Kps)
AgAgAg nnn 0 Número de molesNúmero de moles
de Agde Ag++ que que desaparecen dedesaparecen dela solución parala solución paraformar el ppdoformar el ppdo..
Número de molesNúmero de molesde Agde Ag++ que que
desaparecen dedesaparecen dela solución parala solución paraformar el ppdoformar el ppdo..
ClClCl nnn 0
xnn ClAg
xnxnV
Kps ClAg 00
2
1
Producto de SolubilidadProducto de Solubilidad
0 = x0 = x22 - (n - (n00AgAg + n + n00
ClCl)x + (n)x + (n00AgAgnn00
Cl Cl - KpsV- KpsV22))
x = moles de AgCl precipitadox = moles de AgCl precipitado
mmAgClAgCl = x . PM = x . PM
V
nCl
V
nAg
Cl
Ag
Solubilidad del Hidróxido de MagnesioSolubilidad del Hidróxido de Magnesio
a) en agua.
Mg(OH)Mg(OH)22(s) (s) MgMg2+2+ + 2OH + 2OH--
Kps = 8.90 x 10Kps = 8.90 x 10-12-12
S = [Mg(OH)S = [Mg(OH)22] S = [Mg] S = [Mg2+2+] 2S = [OH] 2S = [OH--]]
Kps = [MgKps = [Mg2+2+][OH][OH--]]22 = [S][2S] = [S][2S]22
3
4
KpsS
Solubilidad del Hidróxido de MagnesioSolubilidad del Hidróxido de Magnesio
b) en una solución de NaOH 0.05 M
NaOH OH- + Na+
Mg(OH)2(s) 2 OH- + Mg2+ [Na[Na++] = a] = a
[Na[Na++] + 2[Mg] + 2[Mg2+2+] = [OH] = [OH--]]
Kps = [OHKps = [OH--]]22 [Mg [Mg2+2+]]
a
La solución exacta conduce a una ecuación cúbica
Podemos obtener una solución aproximada aceptable?
Solubilidad del Hidroxido de Magnesio (Cont.)Solubilidad del Hidroxido de Magnesio (Cont.)
[Na[Na++] = a] = a
[Na[Na++] + 2[Mg] + 2[Mg2+2+] = [OH] = [OH--]]
Kps = [OHKps = [OH--]]22 [Mg [Mg2+2+]]
Si se cumple que:
[Na[Na++] >> [Mg] >> [Mg2+2+]]
[OH[OH--] = a] = a
?
Kps = [MgKps = [Mg2+2+] a] a2 2 S = [MgS = [Mg2+2+] = Kps / a] = Kps / a22
3
4
KpsS
(en agua !)
S = [Mg(OH)2]
Solubilidad del Hidróxido de MagnesioSolubilidad del Hidróxido de Magnesioc)c) Tenemos una solución de MgCl2 0.05M
MgClMgCl22 Mg Mg2+ 2+ + 2 Cl+ 2 Cl--
Cuánto Mg(OH)2 podremos agregar hasta saturar la solución ?
S = [Mg(OH)S = [Mg(OH)22]]
Mg(OH)Mg(OH)22 Mg Mg2+2+ + 2 OH + 2 OH--
Kps = [MgKps = [Mg2+2+][OH][OH--]]22 Kps = [a + S][2 S] Kps = [a + S][2 S]22
a = [MgCla = [MgCl2 2 ] = [Mg] = [Mg2+2+]]
Solubilidad del Hidróxido de MagnesioSolubilidad del Hidróxido de Magnesio
d) en un solución buffer pH = 9.00d) en un solución buffer pH = 9.00
Esta condición Esta condición [H[H++] = constante y [OH] = constante y [OH--] = constante] = constante
pKpKww = pH + pOH pOH = 14 - 9 = 5 = pH + pOH pOH = 14 - 9 = 5
[OH[OH--] = 10 ] = 10 - pOH - pOH = 10 = 10 - 5- 5
Kps = [MgKps = [Mg2+2+][OH][OH--]]22 [Mg [Mg2+2+] = Kps / [OH] = Kps / [OH--]]22
Que concentración podrá alcanzar una solución de MgCl2
sin que precipite Mg(OH)2 ?
Factores que afectan la solubilidad: formación de complejos
Constantes de formación para algunos complejos iónicos de metales en agua a 25oC
Ión complejo Kf Ecuación de equilibrio
Complejos en los cuales el ión metálico actúa como ácido y los ligandos como bases de
Lewis:
AgCl(s) = Ag+(ac) + Cl-(ac) Kps
Ag+(ac) + 2NH3 = Ag(NH3)2+ Kf
Cu(OH)2(s) = Cu2+(ac) + 2OH-(ac) Kps
Cu2+(ac) + 4NH3 = Cu(NH3)42+ Kf
Efecto del pH en la solubilidad
CaF2(s) = Ca2+(ac) + 2F-(ac)
F-(ac) + H+(ac) = HF(ac)
S = [Ca+2]
Si aumenta [H+], disminuye [F-], aumenta la solubilidad de la sal.