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EQUILIBRIO IÓNICO
Autoionización del agua
H2O + H2O H3O+ + OH-
A 25°C K c vale 1 10-14 y como se debe cumplir que
[H3O+] = [OH-], obtenemos [H3O
+] = [OH-] = 1 10-7 M
Toda solución acuosa a 25°C debe satisfacer
[H3O+] [OH-] = 1 10-14
Kc = [H3O+] [OH-]
Para la autoionización del agua Kc se escribe como Kw
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EQUILIBRIO IÓNICO
Autoionización del agua
• soluciones acuosas donde [H3O+] > 1 10-7 ([OH-] < 1 10-7)
• soluciones acuosas donde [H3O+] < 1 10-7 ([OH-] > 1 10-7)
soluciones ácidas
soluciones básicas
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EQUILIBRIO IÓNICO
Dada una propiedad X, definimos pX según
pX = - log X
Las escalas p son útiles para manejar números muypequeños o muy grandes
Definimos pH y pOH según
pH = - log [H3O+]
pOH = - log [OH-
]
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EQUILIBRIO IÓNICO
Autoionización del agua
• soluciones acuosas donde [H3O+] > 1 10-7 ([OH-] < 1 10-7)
• soluciones acuosas donde [H3O+] < 1 10-7 ([OH-] > 1 10-7)
soluciones ácidas
soluciones básicas
pH < 7
(pOH > 7)
pH > 7(pOH < 7)
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EQUILIBRIO IÓNICO
Autoionización del agua
Kw
= [H3
O+] [OH-]
- l o g Kw = - log [H3O+] - log [OH-]
pKw = pH + pOHa 25 °C, pK w vale 14, por lo tanto
14 = pH + pOH
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EQUILIBRIO IÓNICO
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EQUILIBRIO IÓNICO
Un electrolito es una sustancia que se disocia parcial ototalmente en iones cuando participa como soluto en unasolución. Como consecuencia de la disociación conduce la
corriente eléctrica.
Un no electrolito es una sustancia que no se disocia eniones cuando participa como soluto en una solución. No sonconductores de la corriente eléctrica. Ejemplos: sacarosa,
glucosa, urea.
electrolito fuerte se disocia totalmente . Ejemplos: todas lassales, los hidróxidos de los grupos 1 y 2, HCl, HBr, HI,
H2SO4, HNO3, HClO3, HClO4. electrolito débil se disocia parcialmente . Existe un equilibrioentre los iones y la especie sin disociar. Ejemplos: NH3,
HClO, H2CO3, H3PO4, etc.
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EQUILIBRIO IÓNICO
Ácidos y bases fuertes
Son electrolitos fuertes, se encuentran totalmente disociadosen solución. Son ejemplos los hidróxidos de los grupos 1 y 2,HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4 y H2SO4 sólo para suprimera disociación.
NaOH(ac)→
Na+
(ac) + OH-
(ac)
HNO3(ac) → NO3-(ac) + H+
(ac)
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EQUILIBRIO IÓNICO
Problema 1: Calcular el pH de las soluciones acuosas de lossiguientes ácidos y bases, considerando que se disociantotalmente en agua:
a) HNO3 0.0146 Mb) Ba(OH)2 0.0092 Mc) 75 mL de HBr 3.5x10-4 M llevados a 500 mL finalesd) 13.6 mg de NaOH disueltos en 350 mL.
Respuestas :a) 1.84
b) 12.26c) 4.28d) 10.99
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EQUILIBRIO IÓNICO
Ácidos y bases débiles
Son electrolitos débiles, se encuentran parcialmentedisociados en solución. Se establece un equilibrio entre las
especies disociadas y la no disociada
HA(ac) A-(ac) + H+
(ac)
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EQUILIBRIO IÓNICO
Ácido Ka pKa
HIO3 1.7x10-1
0.77HClO2 1.0x10-2 2.00HNO2 4.3x10-4 3.37HF 3.5x10-4 3.45
CH3COOH 1.8x10-5 4.75HCN 4.9x10-10 9.31
a c i d e z
c r e c i e n t e
Los ácidos fuertes tienen Ka >> 1 (pKa < 0)
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EQUILIBRIO IÓNICO
Problema 2 : Comparar el pH de una solución de HCl deconcentración 0.1 M con el de una solución de HF de igualconcentración molar. (Ka: 3.5 10-4)
Respuestas :Para HCl, pH = 1.0. Para HF, pH = 2.2
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EQUILIBRIO IÓNICO
En el caso de ácidos polipróticos , tendremos una Ka paracada protón que se pierde
H2
SO4(ac)
HSO4
-
(ac)
+ H+
(ac)
Ka1
>> 1
HSO4-
(ac) SO42-
(ac) + H+(ac)
Ka2 = 1.2 10-2
H2SO3(ac) HSO3-(ac) + H+
(ac)Ka1 = 1.5 10-2
HSO3- (ac) SO32-(ac) + H+(ac) Ka2 = 1.2 10-7
Ka1 > Ka2 > Ka3 ...
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EQUILIBRIO IÓNICO
Para los ácidos polipróticos que presentan todas susconstantes menores a la unidad, la mayor contribución a [H+]proviene de la primera disociación.
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EQUILIBRIO IÓNICO
BOH(ac)
B+
(ac)
+ OH-
(ac)
+
b
B OH K =
BOH
−
Para las bases débiles se escriben ecuaciones similares
Las bases fuertes se caracterizan por valores de Kb >> 1
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EQUILIBRIO IÓNICO
Cuanto más fuerte es un ácido (o una base), más débil serásu base (o ácido) conjugada
Cuanto más débil es un ácido (o una base), más fuerte será
su base (o ácido) conjugada+
a
A H K =
HA
−
A-(ac) + H2O HA(ac) + OH-
(ac) b
AH OH K =
A
−
−
K a× K b= K w K b=
K w
K a
HA A- + H+(ac)
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EQUILIBRIO IÓNICO
BOH(ac) B+(ac) + OH-
(ac)
+
b
B OH K =
BOH
−
B+(ac) + H2O BOH(ac) + H3O
+(ac)
3
+
a +
BOH H OK =
B
b a wK K = K ×
w
ab
K
K = K
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EQUILIBRIO IÓNICO
Problema 3 : Indique cuáles de las siguientes bases es másfuerte: NO2
-, CN-. Ka(HNO2): 4.3 10-4; Ka(HCN): 4.9 10-10
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EQUILIBRIO IÓNICO
Grado de disociación en ácidos débiles
Se define grado de disociación de un ácido débil como
0
Aα=
HA
−
Si Ka / [HA]0 < 0.01 vale la aproximación [A-]2 ≈ Ka [HA]0
[ ]0
aK α=
HA
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EQUILIBRIO IÓNICO
Se cumple que cuanto mayor es la concentración inicial,menor será el grado de disociación
El porcentaje de disociación es 100 x αααα
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EQUILIBRIO IÓNICO
pH e indicadores ácido-base
Los indicadores ácido-base son ácidos débiles (de origenorgánico) cuyas formas ácida y básica poseen distintoscolores.El cambio de coloración sufrido por el indicador depende delpH y ocurrirá cuando el mismo sea del orden de pKIn . A pHácido, predomina la forma HIn y por lo tanto se observa el color 1.
A pH básico domina la forma In- y se observa el color 2
HIn(ac)
In-(ac)
+ H +(ac)
color 1 color 2In
In H K
HIn
− + =
[ ]
log In
In pH = pK +
HIn
−
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EQUILIBRIO IÓNICO
pH e indicadores ácido-base
HIn(ac)
In-(ac)
+ H +(ac)
color 1 color 2In
In H K
HIn
− + =
[ ]
log In
In pH = pK +
HIn
− Cuando [ HIn] = [ In-], el pH es igual a pK
In
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EQUILIBRIO IÓNICO
pH e indicadores ácido-base
HIn(ac)
In-(ac)
+ H +(ac)
color 1 color 2In
In H K
HIn
− + =
[ ]
log In
In pH = pK +
HIn
− Para que un color prevalezca sobre el otro, la relación de
concentraciones debe ser 10:1
[ ]1
10 HIn
> In
− [ ]
1
0.1 In
< HIn
−
color 2color 1
[ ]1
0.1 HIn
< In
− [ ]
1
10 In
> HIn
−
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EQUILIBRIO IÓNICO
pH e indicadores ácido-base
HIn(ac)
In-(ac)
+ H +(ac)
color 1 color 2
1 In pH < pK −
1 In pH > pK +
color 1
[ ]1
In
HIn
− =
[ ]log In
In pH = pK +
HIn
−
[ ]
0.1 In
< HIn
−
color 2
[ ]10
In>
HIn
−
In pH pK =
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EQUILIBRIO IÓNICO
pH e indicadores ácido-base
Indicador pK In
Rango de pH enque cambia el
color
Colorforma
ácida
Colorforma
básica
azul de timol 1.7 1.2-2.8 rojo amarillo
naranja demetilo 3.4 3.2-4.4 rojo amarillo
azul debromotimol 7.1 6.0-7.6 amarillo azul
fenolftaleína 9.4 8.2-10.0 incoloro rosa
amarillo de
alizarina
11.2 10.1-12.0 amarillo rojo
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EQUILIBRIO IÓNICO
Problema 4 : Indicar el color que se observará al agregargotas de los indicadores de la tabla anterior a soluciones delos siguientes pHs: 1, 3, 5, 8 y 13.
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EQUILIBRIO IÓNICO
Titulaciones ácido-base
reacción de neutralización entre un ácido y una base
Titulante : e specie agregada desde una bureta, deconcentración conocida
Analito : muestra problema, de concentración desconocida
El punto estequiométrico o equivalente de una titulación
es aquel en que se agregó un número de equivalentes detitulante igual al número de equivalentes de analito . Dependede la naturaleza del titulante y del analito.
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EQUILIBRIO IÓNICO
Titulación de un ácido fuerte con una base fuerte
Solo ácido(pH inicial)
[H+] = [OH-](pH punto equiv.)
Solo base
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EQUILIBRIO IÓNICO
Titulación de una base fuerte con un ácido fuerte
Solo base(pH inicial)
[H+] = [OH-]
(pH punto equiv.) Solo ácido
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EQUILIBRIO IÓNICO
Titulación base fuerte / ácido fuerte
NaCl + H2O → Na+(ac) + Cl-(ac)
Na+(ac) + H2O → no reacciona
Cl-(ac) + H2O → no reacciona
El pH en el punto de equivalencia es = 7
HCl + NaOH NaCl + H2O
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EQUILIBRIO IÓNICO
Titulación ácido fuerte / base fuerte
VHCl VNaOH Vtotal Moles H+ Moles OH- Exceso (M) pH25.00 0.00 25.00 0.0025 0.00 0.1 (H+) 1.025.00 10.00 35.00 0.0025 0.0010 0.043 (H+) 1.4
25.00 24.99 49.99 0.0025 0.002499 0.00002 (H+) 4.725.00 25.00 50.00 0.0025 0.0025 0 7.025.00 25.01 50.01 0.0025 0.002501 0.00002 (OH-) 9.3
25.00 26.00 51.00 0.0025 0.0026 0.002 (OH-) 11.325.00 50.00 75.00 0.0025 0.0050 0.033 (OH-) 12.5
Titulación de 25 mL de HCl 0.1 M con NaOH 0.1 M
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EQUILIBRIO IÓNICO
Titulación de un ácido débil con una base fuerte
Solo ácido
(pH inicial)
(pH punto equiv.)pH > 7
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EQUILIBRIO IÓNICO
NaCH3COO+H2 →Na+
(ac)+Ac-(ac)
Na+(ac)+H2O→ no reacciona
Ac-(ac)+H2O HAc(ac) + OH-
El pH en el punto de equivalencia es > 7
CH3COOH + NaOH → NaCH3COO + H2O
Titulación de un ácido débil con una base fuerte
Ó
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EQUILIBRIO IÓNICO
Solo base(pH inicial)
pH < 7(pH punto equiv.)
Titulación de un base débil con una ácido fuerte
Ó
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EQUILIBRIO IÓNICO
NH4Cl+H2O→NH4+(ac)+Cl-(ac)
NH4+
(ac) + H2O NH3 + H3O+
Cl-(ac) + H2O → no reacciona
El pH en el punto de equivalencia es < 7
HCl + NH4
OH → NH4
Cl + H2
O
Titulación de un base débil con una ácido fuerte
Ó
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EQUILIBRIO IÓNICO
Titulación de un ácido débilcon una base fuerte
Titulación de un ácido fuertecon una base fuerte
pH = 7
Ó
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EQUILIBRIO IÓNICO
Calculo del pH durante una titulación de un ácido o basedébil con una base o ácido fuerte
Se titulan 25 mL de HAc 0.1 M con NaOH 0.1 M (Ka=1.8 10-5)
HAc H+(ac) + Ac-
(ac)
51.8 10
+
a
Ac H K = =
HAc
−
−
2.87+
a H = HAc K pH = →
INICIAL
EQUILIBRIO IÓNICO
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EQUILIBRIO IÓNICO
Calculo del pH durante una titulación de un ácido o basedébil con una base o ácido fuerte
Se titulan 25 mL de HAc 0.1 M con NaOH 0.1 M (Ka=1.8 10-5)
HAc + OH- H2O + Ac-(ac)
C0 x 0
C0-x 0 x
AL AGREGAR NaOH
loga
Ac pH = pK +
HAc
−
Al agregar 10 mL de NaOH:V=25mL+10mL = 35mL
x=10mL 0.1mol / 1000mL = 0.001 molC0-x= 25mL 0.1mol / 1000mL – 0.001mol = 0.0015 mol
0.0286 , 0.0429 , 4.57 Ac M HAc M pH − = = =
EQUILIBRIO IÓNICO
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EQUILIBRIO IÓNICO
Calculo del pH durante una titulación de un ácido o basedébil con una base o ácido fuerte
Se titulan 25 mL de HAc 0.1 M con NaOH 0.1 M (Ka=1.8 10-5)
Ac- + H2O HAc + OH-(ac)
C0 0 0
C0-x x x
PUNTO DE EQUIVALENCIA = NEUTRALIZACIÓN TOTAL
wb
a
HAc OH K K = =
K Ac
−
−
0 8.72bOH = C K pH =−
→
EQUILIBRIO IÓNICO
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EQUILIBRIO IÓNICO
Calculo del pH durante una titulación de un ácido o basedébil con una base o ácido fuerte
Se titulan 25 mL de HAc 0.1 M con NaOH 0.1 M (Ka=1.8 10-5)
Ac- + H2O HAc + OH-(ac)
C0 0 exc
C0-x x exc+x
EXCESO DE NaOH
wb
a
HAc OH K K = =
K Ac
−
−
Al agregar 30 mL de NaOH:
V=25mL+30mL = 55mL
C0= 25mL 0.1mol/1000mL = 0.0025exc=30mL 0.1mol / 1000mL – 0.0025 = 0.0005 mol
0.0091 11.96 HO M pH − = → =
EQUILIBRIO IÓNICO
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EQUILIBRIO IÓNICO
Ecuaciónutilizada
VHCl VNaOH Vtotal Reaccióndominante
[H+]/M [OH-]/M pH
25.00 0.00 25.00
25.00 5.00 30.00
25.00 10.00 35.00
Problema 5 : Construir una tabla para la titulación de 25 mLde HAc 0.1 M con NaOH 0.1 M, indicando el pHcorrespondiente cada agregado de 5 mL de base.
EQUILIBRIO IÓNICO
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EQUILIBRIO IÓNICO
Uso de indicadores ácido-base para determinar el pH delpunto de equivalencia en una titulación
Condición: el rango de pH en que el indicador cambia de
color debe encontrarse en la zona vertical de la curva de pHvs volumen de titulante
Como tenemos un rango de pH en que el indicador cambia de
color, el punto de equivalencia es determinado de formaaproximada. Por tal razón, hablamos de punto final de unatitulación
EQUILIBRIO IÓNICO
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EQUILIBRIO IÓNICO
rango de pH en que debeactuar un indicador para poderser usado en esta titulación
EQUILIBRIO IÓNICO
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EQUILIBRIO IÓNICO
rango de pH en que debeactuar un indicador para poderser usado en esta titulación
EQUILIBRIO IÓNICO
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EQUILIBRIO IÓNICO
Problema 6 : ¿Qué indicador de los dados anteriormenteutilizaría para una titulación de 25 mL de HAc 0.1 M conNaOH 0.1 M?
EQUILIBRIO IÓNICO
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EQUILIBRIO IÓNICO
Problema 7 : Si un ácido débil HX tiene una Ka desconocida,¿Cómo aprovecharía una curva de titulación para determinarla constante?
EQUILIBRIO IÓNICO
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EQUILIBRIO IÓNICO
Ácidos y Bases según Arrhenius
Un ácido es una sustancia que reacciona con agua
aumentando la cantidad de protones en solución
HCl + H2O → Cl- + H3O+
CH4 no libera protones al reaccionar con agua → no es unácido de Arrhenius
EQUILIBRIO IÓNICO
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EQUILIBRIO IÓNICO
Ácidos y Bases según Arrhenius
Una base es una sustancia que reacciona con agua
aumentando la cantidad de hidroxilos en solución
NaOH + H2O → Na+(ac) + OH-
NH3 también es una base de Arrhenius aunque no contengahidroxilos en su fórmula
NH3 + H2O → NH4+
(ac) + OH-
EQUILIBRIO IÓNICO
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EQUILIBRIO IÓNICO
Ácidos y Bases según Arrhenius
La principal limitación de la definición de Arrhenius radica en la
necesidad de la reacción con agua para aumentar lasconcentraciones de protones o hidroxilos. Se conocen reaccionesácido-base en solventes distintos al agua e incluso en fase
gaseosa.
Existen sustancias que se comportan como ácidos y no contienenátomos de hidrógeno en su fórmula, ej: BF3.
Existen sustancias que se comportan como bases y no aumentanla cantidad de hidroxilos, ej: piridina.
EQUILIBRIO IÓNICO
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EQUILIBRIO IÓNICO
Ácidos y Bases según Brønsted y Lowry
Un ácido es una especie que tiene tendencia a donar un protón y una base es una especie que tiene tendencia a
aceptar un protón .HCl + H2O → Cl- + H3O
+
ácido base
Observando la reacción del lado de los productos, podemosescribir
HCl + H2O → Cl- + H3O+
ácido base base ácido
Par ácido-base conjugado
EQUILIBRIO IÓNICO
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Q
Ácidos y Bases según Brønsted y Lowry
NH3 + H2O → NH4+
(ac) + OH-
base ácido ácido base
H2O + H2O → H3O+ + OH-
base ácido ácido base
Explica el anfoterismo del agua
La principal deficiencia de la definición de Brønsted y Lowryradica en que no contempla reacciones del tipo NH3 + BF3 en
las cuales no hay cesión de protones
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Q
Ácidos y Bases según Lewis
Un ácido es una especie que tiene tendencia a aceptar un par de electrones y una base es una especie que tiene
tendencia a donar un par de electrones .
H3N: + BF3 → H3N:BF3
base ácido aducto
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Estructura y acidezEn ácidos binarios del tipo HX, la capacidad de ceder elprotón viene dada por la competencia entre la polaridad del
enlace y la energía del enlace:
H----XA mayor diferencia de electronegatividad,
mayor polaridad del enlace y mayor facilidadpara romperlo y liberar el protón
H----X A mayor diferencia de tamaño entre X y H,menos efectivo será el enlace y mayor
facilidad para romperlo y liberar el protón
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A lo largo de un período dominael efecto de la polaridad del enlace
Aldescender
en
un grupodominael efecto
de laenergía
del enlace
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En el caso de oxoácidos de fórmula (OH)nXOm, donde X esun no metal, la acidez depende del valor de m y de lanaturaleza de XCuanto mayor es el valor de m, más fuerte es el ácido
m = 0 m = 1 m = 2 m = 3
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Cuando el valor de m es el mismo para una serie de ácidos, amayor electronegatividad de X, mayor acidez
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Propiedades ácido-base de soluciones de sales en aguaTodas las sales se comportan como electrolitos fuertes enagua, se disocian completamente.
El comportamiento ácido-base dependerá de la hidrólisis quepuedan sufrir el catión y el anión de la sal.
Hidrólisis reacción con el agua que puede sufrir un anión o catiónproduciendo protones o hidroxilos.Los cationes y aniones provenientes de bases y ácidosfuertes NO sufren hidrólisis . Los cationes y anionesprovenientes de bases y ácidos débiles sufren hidrólisisdando soluciones ácidas, neutras o básicas .
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pH de soluciones acuosas de salesa) Si la sal es derivada de un ácido fuerte y una base fuerte
NaCl + H2O Na+(ac) + Cl-(ac)
Na+(ac) + H2O no reacciona
Cl-(ac) + H2O no reacciona
El pH del agua pura no cambia
solución neutra (pH = 7)
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pH de soluciones acuosas de salesb) Si la sal es derivada de un ácido fuerte y una base débil
NH4Cl + H2O NH4+
(ac) + Cl-(ac)
NH4+
(ac) + H2O NH3(ac) + H3O+
(ac)
La primera reacción contribuye con protones
Cl-(ac) + H2O no reacciona
solución ácida (pH < 7)
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NaNO2 + H2O Na+(ac) + NO2
-(ac)
Na+(ac) + H2O no reacciona
NO2-(ac)+ H2O HNO2(ac)+ OH-(ac)
pH de soluciones acuosas de salesc) Si la sal es derivada de un ácido débil y una base fuerte
La segunda reacción contribuye con hidroxilos
Solución básica (pH > 7)
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pH de soluciones acuosas de salesd) Si la sal es derivada de un ácido débil y una base débil
pH de la solución depende de las fuerzas relativasde la base débil y del ácido débil originales
NH4NO2+H2ONH4+
(ac)+NO2-(ac)
NO2-(ac)+H2O HNO2(ac)+OH-(a
La primera reacción contribuye con protones
La segunda reacción contribuye con hidroxilos
NH4+
(ac)+H2O NH3(ac)+H3O+
(ac
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pH de soluciones acuosas de salesd) Si la sal es derivada de un ácido débil y una base débil
Sal BA (de BOH y HA) Caso 1: Ka
(HA) > Kb
(BOH)
A-(ac)+H2O HA(ac)+OH-
(ac)
B+(ac)+H2O BOH(ac)+H3O
+(ac)
Ka(B+) = Kh(B
+) = Kw / Kb(BOH)
Kb(A-) = Kh(A-) = Kw / Ka(HA)
Se cumple que Kh(B+) > Kh(A
-)
la solución será ácida
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pH de soluciones acuosas de salesd) Si la sal es derivada de un ácido débil y una base débil
Sal BA (de BOH y HA) Caso 1: Ka
(HA) < Kb
(BOH)
A-(ac)+H2O HA(ac)+OH-
(ac)
B+(ac)+H2O BOH(ac)+H3O
+(ac)
Ka(B+) = Kh(B
+) = Kw / Kb(BOH)
Kb(A-) = Kh(A-) = Kw / Ka(HA)
Se cumple que Kh(B+) < Kh(A
-)
la solución será básica
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Problema 8 : Indique si las soluciones de las siguientes salestendrán pH ácido, neutro o básico:a) KClb) KF,
c) (NH4)2SO4,d) (CH3NH3)CN (cianuro de metilamonio).Datos K
b
(CH3
NH2
): 3.6x10-4 ; Kb
(NH3
): 1.8x10-5; Ka
(HCN): 4.9x10-10;Ka(HF): 3.5x10-4.Respuestas :a) neutro
b) básicoc) ácidod) básico
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Problema 9 : Calcular el pH de las siguientes soluciones:a) NH4Cl, 0.15 Mb) Na(CH3CO2), 0.30 MDatos
Kb(NH3): 1.8x10-5; Ka(CH3CO2H): 1.8x10-5
Respuestas :a) 5.04
b) 9.10
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pH de soluciones de ácidos dipróticos¿Cuál será el pH de una solución acuosa de la sal Na(HA),donde el anión proviene del ácido H2A?
H2A + H2O HA- + H3O+
HA- + H2O A2- + H3O+
Ka1
Ka2
HA- + H2O H2A + OH- Kb1 = Kw / Ka1
Si Ka2 > Kb1, la solución será ácida
Si Ka2 < Kb1, la solución será básica
HA- + H2O A2- + H3O+ Ka2
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Problema 10 : Indique cómo será el pH (menor, igual o mayora 7) de una solución de NaHS.Datos Ka1: 9.5x10-8; Ka2: 1.0x10-19
Respuesta :pH > 7
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La solución reguladora resiste el agregado de pequeñascantidades de OH- o H+ sin cambios grandes de pH.
Soluciones reguladoras , amortiguadoras o buffers
Está formada por una mezcla de:
Un ácido débil (HA) y una sal de su base conjugada (A-)con el ácido conjugado de una base fuerte
Una base débil (BOH) y una sal de su ácido conjugado (B+)
con la base conjugada de un ácido fuerte
Ejemplos: HAc/Ac-, NH3 /NH4+, HNO2 /NO2
-, HClO2 /ClO2-,
H2PO4- /HPO4
2-
oEQUILIBRIO IÓNICO
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HA(ac) A-(ac) + H+
(ac)
• Frente a un agregado de OH-, el componente ácido de la
solución reacciona para neutralizarloOH- + HA(ac) A-
(ac) + H2O
H+ + A-(ac) HA(ac) + H2O
• Frente a un agregado de H+, el componente básico de lasolución reacciona para neutralizarlo
Soluciones reguladoras , amortiguadoras o buffers
La solución reguladora resiste el agregado de pequeñascantidades de OH- o H+ sin cambios grandes de pH.
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Soluciones reguladoras , amortiguadoras o buffers
La solución reguladora resiste el agregado de pequeñascantidades de OH- o H+ sin cambios grandes de pH.
Solución reguladoraoriginal
Solución luego delagregado de OH-
Solución luego delagregado de H+
HA A-HA A- HAOH- H+
A-
A- + H+→ HA + H2OHA + OH-
→ A- + H2O
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Soluciones reguladoras , amortiguadoras o bufferspH de una solución reguladora
HA(ac) A-(ac) + H
+(ac)
Ecuación de Henderson-Hasselbach
loga
A
pH = pK + HA
−
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Soluciones reguladoras , amortiguadoras o bufferspH de una solución reguladora
BOH(ac) B+
(ac) + OH-
(ac)
logb
B
pOH = pK + BOH
+
La elección de una solución reguladora se hace en base alvalor de pKa o pKb
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Soluciones reguladoras , amortiguadoras o buffersCapacidad amortiguadora de una solución reguladora
Máxima cantidad de ácido o base que puede agregarse antesde perder la capacidad de resistir los grandes cambios de pH
Una solución reguladora se considera agotada cuando su
componente ácido se ha convertido casi totalmente en suparte básica o viceversa.
Se considera que una solución reguladora es efectiva en unrango de pH del orden de pKa ± 1 o pKb ± 1.
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Soluciones reguladoras , amortiguadoras o buffersCapacidad amortiguadora de una solución reguladora
Máxima cantidad de ácido o base que puede agregarse antesde perder la capacidad de resistir los grandes cambios de pH
Una solución reguladora con mayores concentraciones deácido (o base) débil y base (o ácido) conjugado tendrá mayorcapacidad amortiguadora que una con menores
concentraciones.
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Problema 11: Cuales de los siguientes pares utilizaría parapreparar soluciones reguladoras con pH = 5 y pH = 10.
HAc/Ac- (pKa: 4.74),
NH3 /NH4+ (pKa: 9.25),HNO2 /NO2
- (pKa: 3.37),HClO2 /ClO2
- (pKa: 2.00),H
2
PO4
- /HPO4
2- (pKa: 7.21)
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Problema 12 : Se prepara una solución reguladora a partir de100 mL de NaAc 0.50 M y 200 mL de HAc 0.25 M.(Ka(HAc): 1.8x10-5)a) Calcular el pH de la solución.
b) Calcular la variación de pH al agregar:i) 10 mL de HCl 0.5 Mii) 10 mL de NaOH 0.5 M.
Respuesta: a) 4.74b) i) 4.65
ii) 4.83
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Problema 13 : Calcular la variación de pH al agregar: a) 10mL de HCl 0.5 M, b) 10 mL de NaOH 0.5 M a 300 mL deagua pura (pH = 7).
Respuesta: a) 1.79b) 12.21
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Equilibrios de solubilidadUna solución saturada de una especie sólida en aguacontiene la máxima cantidad de la misma disuelta en una
cantidad determinada del solvente a una temperatura dadaSi la especie se agrega en exceso, algo de la mismapermanecerá precipitada, de forma que podemos pensar en
un equilibrioCA(s) C+
(ac) + A-(ac)
La constante de equilibrio para este proceso se denominaproducto de solubilidad y se escribe Kps
Kps = [C+] [A-]
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La solubilidad molar de una sustancia, S , es la cantidadmáxima de la misma, medida en moles, que puede disolverse
en un litro de solución. Sus unidades son mol L-1
o M.
Cx
Ay(ac)
x C+
(ac)
+ y A-
(ac)S 0 00 x S y S
CxAy(s) CxAy(ac)S
Kps = (x S )x (y S )y
S solubilidad molar
Kpsproducto de solubilidad
Equilibrios de solubilidad
EQUILIBRIO IÓNICO
-5
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Problema 14 : Si la solubilidad molar del Ag2CrO4 es 6.5x10M, calcular el valor de Kps para esa sal.
Respuesta :Kps = 1.1 10-12
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Equilibrios de solubilidadEfecto del ion común el agregado de una
sal o hidróxidoconteniendo un ionen común con laespecie que forma la
solución saturada deinterés, disminuye lasolubilidad de lamisma.
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Equilibrios de solubilidadCaF2 (ac) Ca2+
(ac) + 2 F-(ac)
S 0 0
0 S 2SKps = [Ca2+] [F-]2 = S (2S )2
CaF2 (ac) Ca2+(ac) + 2 F-
(ac)S 0 0.10 M0 S 2S + 0.10
Kps = [Ca2+] [F-]2 = S (2S + 0.10)2≈ S (0.10)2
S = 1.7 10-8 M
Kps = 4.0 10-11
Kps = 4.0 10-11
S = 3.5 10-4 M
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Equilibrios de solubilidadEfecto del pH Es un caso particular
del efecto de ióncomún.
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Equilibrios de solubilidadMg(OH)2 (s) Mg2+
(ac) + 2 OH-(ac) Kps = 1.8x10-11
S 0 0
0 S 2S
Kps = [Mg2+] [OH-]2 = S (2S )2 S = 1.7 10-4 M
En presencia de una solución buffer de pH = 9, [OH-] = 10-5 M
constanteMg(OH)2 (s) Mg2+(ac) + 2 OH-
(ac)S 0 10-5
0 S 2S
Kps = [Mg2+] [OH-]2 = S (10-5)2 S = 0.18 M
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Equilibrios de solubilidadCaF2 (s) Ca2+
(ac) + 2 F-(ac)
F-
(ac) + H2O HF (ac) + OH-
(ac)
CaF2 (s) + 2 H2O Ca2+(ac) + 2 HF (ac) + 2 OH-
(ac)
EQUILIBRIO IÓNICO
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Problema 15 : Indique si la solubilidad de las siguientessustancias se ve influenciada por el pH: a) Ni(OH)2; b)CaCO3; c) BaSO4.
Respuesta :En todos los casos, un aumento de la acidez favorece la
solubilidad
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Precipitación selectivaEs posible separar iones presentes en solución por elagregado de otro ion que forme sales insolubles con ellos. La
clave de la separación son los distintos valores de los Kps,cuanto más diferentes sean esos valores más fácil será laseparación.
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Precipitación selectivaLas sales Pb(NO3)2 y Na2SO4 son extremadamente solublesen agua y están completamente disociadas
Una mezcla de ambas formará también PbSO4 y NaNO3
NaNO3: muy soluble
PbSO4 : Kps = 1.6 10-8
Dependiendo de las concentraciones iniciales de Pb(NO3)2 y
Na2SO4 puede haber precipitación de PbSO4 o no. Es decir,de la relación del Q con el Kps
Q = [Pb2+] [SO42-]
EQUILIBRIO IÓNICO
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Precipitación selectivaQ = [Pb2+] [SO4
2-]
Si Q > Kps: precipitará PbSO4 (hasta que Q = Kps)
Si Q < Kps: no precipita PbSO4 (se puede disolver más hastaque Q = Kps)
Si Q = Kps: no precipita PbSO4 y no se disolverá sólidosolución saturada
PbSO4 : Kps = 1.6 10-8
EQUILIBRIO IÓNICO
Problema 16 f á
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Problema 16 : Determinar si se formará precipitado al mezclar100 mL de Pb(NO3)2 3.0 10-3 M y 400 mL de Na2SO4 5.0 10-3
M. Kps(PbSO4) = 1.6 10-8
Respuesta :Q = [Pb2+] [SO4
2-] = 2.4 10-6 > Kps
Se formará precipitado
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Problema 17 U l ió i l i M2+
(0 050 M)
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Problema 17 : Una solución contiene los iones Mg (0.050 M)y Cu2+ (0.020 M). ¿Qué ion precipitará primero al agregarOH-? ¿Qué concentración de OH- es necesaria para iniciarcada precipitación?
Kps(Mg(OH)2) = 1.8 10-11, Kps(Cu(OH)2) = 2.2 10-20
Respuesta :Para el Cu(OH)2 se necesita [HO-]=1.0 10-9 M y para el
Mg(OH)2, [HO-]=1.9 10-5 M
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