07/09/2012

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EQUILIBRIO IÓNICO EN SOLUCIONES ACUOSAS

Equilibrio entre una sal sólida poco soluble y sus iones en solución

Producto de solubilidad (Kps)

• Muchos compuestos (sales, hidróxidos) sonlevemente solubles en agua (ej.: BaSO4; BaCl2; AgCl;PbSO4 etc)

Ba2+(ac) 

2-SO4 (ac)Sulfato sin disolver

BaSO4(s) Ba2+(ac) + SO42-(ac)

AgCl(s) Ag+(ac) + Cl-(ac)[ Ag+] [ Cl-]

[AgCl]Kc=

[Ag+] = [Cl-] = s = solubilidad de las sales [mol/L] o [g/L]

es un sólido y su concentración es constante en su propia fase

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Kc  [AgCl] = [Ag+] [ Cl‐]= Kps

Kps = [Ag+][Cl‐]  Kps =varía con la temperatura

Cuando la solución se halla en equilibrio con exceso de sólido.

Kps PRODUCTO DE SOLUBILIDAD o

CONSTANTE DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD

Si llamamos Q = producto iónico (o cociente de solubilidad)

Q = [Ag+][Cl‐]Q = Kps solución saturada ∃ precipitado

Q K l ió t d ∃ d

AgCl(s)  Ag+(ac)  + Cl‐(ac)      Kps = [Ag+][Cl‐]s s Kps= s. s = s2

Ag2CrO4(s)  2Ag+ + CrO4=

Q < Kps solución no saturada ∃ ppdo

g2 4( ) g 4

2s s

Kps = [Ag+]2[CrO4=] = (2s)2. s = 4.s3

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Producto iónico y Kps

Disolución Precipitado

• EjemploA 3,0 10-5 moles de AgCl se le agrega agua hasta completar 6dm3 y se agita hasta disolución total, siendo la temp. 25°C.

a) ¿Cuánto vale el producto iónico del AgClb) Comparar Q con el producto de solubilidad (Kps = 1,69.10-10)

[Ag+] = [Cl-] = 3,0.10-5mol = 5.10-6M6L

a) Q = [Ag+] = [Cl-] = (5.10-6)2 = 2,5 10-11 mol/L

b) Q < Kps = 1,69 10-10 ⇒si le seguimos agregando AgCl(s) el Q irá hasta igualarKps, y luego precipitará para establecer el equilibrio.

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Precipitado de una sal de plomo

TEORÍA ÁCIDO‐BASE• Teoría de Arrhenius

• Acido aquella sustancia que tiene H en su molécula yque en solución acuosa libera cationes H+

HCl(ac) → H+(ac) + Cl-(ac)

• Base sustancia que tiene el grupo hidroxilo en sumolécula y que en soluciones acuosas libera el aniónmolécula y que en soluciones acuosas libera el aniónHO-

NaOH → Na+(ac) + HO-(ac)

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• Teoría de Bronsted-Lowry

• Ácido cualquier entidad química capaz de q q pceder un protón H+

• Base cualquier entidad química capaz deaceptar un protón H+

• En solución acuosa el H+ se encuentrahidratado no libre:

H+ + H2O H3O+ protón hidronio

HX + H2O H3O+ + X-

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• El H3O+ actúa como ácido y le cede un protón al X- quese comporta como base.

ácido 2base 2

• HCl + H2O→ H3O+ + Cl‐

par conjugado

ácido 1 base 1

Las especies Cl‐ y HCl     o

H2O y H3O+ difieren en 1 protón H+

Se llamanpares  ÁCIDO‐BASE CONJUGADOS

• BaseNH3 + H2O NH4

+ + OH-

ácido 2 base 2

base 1 ácido 1

Teoría ácido‐base de Lewis (concepto más general)

Acido: Cualquier entidad química capaz de aceptar unAcido: Cualquier entidad química capaz de aceptar un par de electrones para formar una unión covalente.

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H

Base: Entidad química capaz de ceder un par de e‐ para formaruna unión covalente.

B d L iH

H N H●●

●▼▼●

Base de Lewis

▼●

NH3 + H2O NH4+ + OH-

El agua como ácido y como base

base ácido ácido base

• HF + H2O H3O+ + F-

1 12 2

2 3ácido base ácido base 11 2 2

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Autoionización del agua pura

base ácidoH2O + H2O OH- + H3O+

2 2

ácido base11

[H3O+] [ HO-]

[H2O]2Kc=                   

CTE

Kw = [OH‐][ H3O

+]

P d t ió i d lProducto iónico del aguaKw= varía con la temperatura

Kw 25°C = 1.10‐14

Soluciones neutras, ácidas y básicas

soluciónNEUTRA [OH-]=[ H3O+]= 1.10-7MÁCIDA [ H3O+]>1.10-7MBÁSICA [ H3O+]<1.10-7M

• En soluciones acuosas diluidas  [OH‐][ H3O+]  = constante

pH (potencial de H)

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Para concentraciones < 1 mol/L, (por comodidad, por las potencias negativas) se introduce un operador matemático:

p = -log10p log10

Si tenemos una especie de concentración c ⇒ pc = -log10 c

Si la especie es H+ ⇒ pH = - log [H+]

Para un ión HO- ⇒ pOH = -log [HO-]Para un ión HO ⇒ pOH log [HO ]

Para constante de equilibrio pKw = -log Kw = 14,00 (a 25°C)

Solución

- neutra pH = 7 = pOH

- ácida pH < 7

- básica pH > 7

En soluciones acuosas diluidas: [OH-].[ H3O+]= 1.10-14

-log [ H3O+] + (-) log [OH-]=(-) – 14

pH + pOH = 14

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pH Se puede determinar mediante indicadores

papel indicador universal se moja en la solución y se compara su color con un diagrama patrón.

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• O un pHmetro

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Fuerza de ácidos y bases en disolución acuosa

• Ácido fuerte          está totalmente ionizado

Ejemplo:

HNO3 + H2O → H3O+ + NO3-

HCl + H2O → H3O+ + Cl-

H2SO4 + H2O → H3O+ + HSO4-

Acido débil ionización parcial

( HF, HNO2, HClO, HCN, CH3COOH)( HF, HNO2, HClO, HCN, CH3COOH)

antes después

HA H+ A-HA HA

antes equilibrio

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• HF  +  H2O  H3O+ + F‐ (Ka = 6,7. 10‐4)

[H3O+] [ F-]

[H2O][HF]

Kc=     Kc [H2O] = Kaconstante de ionización

•[H2O][HF] constante de ionización

HAc Ac-

[H3O+] [ Ac-][HAc]

Ka= = 1,8.10-5

CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-

Ka se calculan experimentalmente y están tabuladas

KaHF > KaHNO2 > KaCH3COOH > KaHClO > KaHCN6,7 .10-4 1,8.10-5

Sus valores indican hasta qué grado se ionizan los electrolitos débiles ⇒ a > Ka > fuerza del ácido

ácido más débil

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α = grado de disociación :cantidad de moles de electrólito que se disocia por cada mol de soluto disuelto inicialmente.

HA A- + H+

α = x/c

% ionización = α x 100 α= [ácido]ionizado/ [ácido]inicial

c-x x x

Ejemplos

1.- ¿Qué valor tendrá la concentración del ión hidronio enuna solución de HCl 0,01 M? ¿Cuáles serán el pH y pOH?

HCl + H2O → H3O+ + Cl- pH = -log [H3O+]

pH = -log 0,01 = 2

pH = 2 pOH = 12

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2.- Calcular el pH de una solución de HF 0,01 M(Ka=6,7.10-4).

HF + H2O H3O+ + F-

c-x x x

6,7. 10-4 = x2/(0,01-x) x2 + 6,7.10-4 x –6,7.10-4.0,01= 0

x = 2 27 10-3 M

[H3O+] [ F-] x.x [HF] c- xKa= =

x = 2,27.10-3 M

pH = 2,64

REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN

• Reacción de un ácido con una base

HCl + NaOH → NaCl + H OHCl + NaOH → NaCl + H2OSe reduce a una reacción entre H+ y OH-

H+ + OH- →H2O

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Valoración o titulación ácido‐base

• Método que consiste en agregar cuidadosa y lentamenteuna solución de un reactivo adecuado y concentraciónuna solución de un reactivo adecuado y concentraciónconocida (solución patrón) a la muestra problema, cuyaconcentración queremos determinar, hasta que terminela reacción entre los dos.

ej. Indicador fenolftaleína    j

incoloro  pH < 8

fucsia pH  10 (básico)

Indicador

Solución patrón o titulante Vbase

Vácido