acidos y bases

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.