QUIMICA GENERAL Y ORGANICA

EQUILIBRIO IONICO

2015

Equilibrio iónico

El equilibrio iónico es un tipo especial de equilibrio químico, caracterizado por la presencia de especies químicas en solución acuosa, las cuales producen iones

Las especies que producen en solución cargas son denominadas electrolitos. Un electrolito es cualquier especie que permite la conducción de la corriente eléctrica.

Reacciones Acido-Base. (Transferencia de Protones)

A. Propiedades de los Ácidos

1.- Son conductores de electricidad (electrolitos)

2.- Reaccionan con ciertos compuestos orgánicos llamados indicadores, (tornasol azul se pone rojo).

3.- Reacciona con las bases, perdiendo sus propiedades ácidas (neutralización)

4.- Reacciona con ciertos metales liberando H2(g)

B. Propiedades de las Bases.

1.- Es conductora de la electricidad (electrolitos)

2.- Cambia el color frente a indicadores específicos (tornasol rojo se vuelve azul) y reacciona frente a la fenolftaleína tomando una coloración fucsia.

3.- Reacciona con los ácidos y al hacerlo pierde sus propiedades.

Teorías Acido-Base

1. Teoría de Svante Arrhenius (1844)

2. Teoría de Bronsted-Lowry (1923)

3. Teoría de Lewis. (1923)

Teoría de Arrhenius

Acido: Toda sustancia que en disolución acuosa libera iones hidrógenos (H+). Para un ácido se cumple que:

HA H+ + A-

ácido ión hidrógeno anión

Base: Toda sustancia que en disolución acuosa libera grupos hidroxilos o iones hidróxidos (OH-)

M(OH)n Mn+ + nOH-

base catión ión hidróxilo

Teoría de Bronsted-Lowry

Acido: Toda sustancia que puede donar protones o iones hidrógeno en agua.

HBr + H2O H3O+ + Br-

Base: Toda sustancia que en solución es capaz de aceptar protones.

NH3 + H+ NH4+

De acuerdo con la definición anterior, una reacción acido-base siempre es una transferencia de iones hidrógeno.

Pares Acido-Base Conjugado.

El ácido al liberar uno o más protones se convierte en una base, capaz de aceptar nuevamente el protón, la cual se denomina BASE CONJUGADA.

Ejemplo:

ACIDO BASES CONJUGADAS

H2O H+ + OH-

NH4+ H+ + NH3

HCO3- H+ + CO3

-2

BASES ACIDOS CONJUGADOS

OH- + H+ H2O

H2O + H+ H3O+

NH3 + H+ NH4+

SO4-2 + H+ HSO4

-

Así los pares ácidos-bases son:

Acido1 H+ + base1 (base conjugada)

Base2 + H+ acido2 (acido conjugado)

Teoría de Lewis

Lewis enfocó su razonamiento en la capacidad que tienen los átomos, iones o compuestos para transferir electrones.

Acido: Toda sustancia capaz de aceptar un par de electrones (todos los iones metálicos, ya que están en condiciones de aceptar y compartir un par de electrones proveniente de la base)

Ejemplo: H+ Ag+

Na+ Cu+2

Li+ Mg+2

Base: Toda sustancia que puede donar un par de electrones.

Ejemplo: NH3 (amoniaco) Cl- (ión cloruro)

H2O (agua) F- (ión flururo)

Así una reacción acido-base de este tipo sería:

Acido Base

BF3 + F- BF4-

Ag+ + 2CN- Ag (CN)2-

H + Cl- HCl

Electrolitos según su fuerza

Cuando la disociación ocurre completamente se habla de electrolito fuerte. Un electrolito fuerte es aquél cuya disociación es prácticamente completa. Cuantitativamente hablando, un electrolito fuerte es aquel cuya constante de equilibrio tiende a infinito

Ejemplo: HCl + H2O --> H3O+ + Cl-

Donde:

Keq=[H3O+][Cl-]/[HCl]

Cuando la disociación es menor al 100%, se habla de un

electrolito débil. Los eletrolitos débiles forman equilibrios verdaderos

Fuerza de Ácidos y Bases.

Los ácidos y bases fuertes son aquellos que en disolución acuosa están en un gran porcentaje disociados. Esto quiere decir que la fase iónica es mayor que la fase molecular y por lo tanto en disolución acuosa existen como iones.

Ácidos Fuertes Bases Fuertes

HCl HClO4 NaOH

HI HClO3 KOH

HNO3 H2SO4 Ca (OH)2

* En el caso de los ácidos monopróticos la concentración de H+(ac) es

igual a la concentración del ácido.

H2O

HI(ac) H+(ac) + I-

(ac)

0,5 mol/l 0,5 mol/l 0,5 mol/l

* En el caso de las bases que tienen un grupo hidróxilo ocurre algo igual que con el ácido. La cantidad de iones hidróxilos es igual a la concentración de la base.

H2O

KOH(ac) K+(ac) + OH-

(ac)

0,5 mol/l 0,5 mol/l 0,5 mol/l

* En los ácidos fuertes dipróticos la concentración de H+(ac) es el doble

de la concentración del ácido.

H2O

H2SO4(ac) 2H+(ac) + SO4

-2(ac)

0,5 mol/l 1mol/l 0,5 mol/l

* En las bases que tienen dos grupos hidroxilos OH-(ac) es el doble de la

concentración de la base.

H2O

Ca(OH)2(ac) Ca+2(ac) + 2OH-

(ac)

0,5 mol/l 0,5 mol/l 1 mol/l

Autoionización del Agua Corresponde a la propiedad química del agua donde ésta se

autosepara en sus componentes iónicos.

El agua es un electrolito débil, por lo que conduce la corriente eléctrica en una fracción pequeñísima, debido a que se encuentra poco disociada.

H2O + H2O = H3O+ + OH-

Al ser una reacción reversible, podemos expresarla en función de una constante de equilibrio:

Keq= [H3O+]·[OH-]

Al ser el agua una especie pura, no se le considera en la expresión, por ende, la constante de equilibrio del agua queda expresada en función de la presencia de los dos iones formados.

Mediante procesos electroquímicos, se pudo comprobar que la constante de equilibrio de esta relación tiene un valor de:

[H3O+] = [OH-] = 1·10-7

Kw=1·10-14

La que se conoce como: Constante de autoionización del agua

Equilibrio Iónico del Agua.

Una sustancia que puede donar o aceptar protones se llaman ANFOLITOS. El caso mas importante de una sustancia anfolito es el agua, puesto que se comporta como base frente a un acido y como acido frente a una base.

En el líquido puro ocurre el siguiente fenómeno:

H2O + H2O H3O+ + OH-

acido1 base2 acido2 base1

Sin embargo la ionización es extremadamente pequeña. Como se trata de una ecuación acido-base, también posee un Ka que en este caso específico constante iónica del agua Kw.

Kw = [H3O+] [OH-]

Kw = 1,00 x 10-14

Las concentraciones de H+ (H3O+ ) y de OH- en el agua pura son iguales y por lo tanto se cumple que:

[H+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/l

pH El pH es una medida de la acidez o alcalinidad de una

solución. El pH indica la concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en determinadas sustancias. La sigla significa "potencial de hidrógeno" (pondus Hydrogenii

En 1909, el químico danés Sorensen definió el potencial hidrógeno como el logaritmo negativo de la concentración molar (más exactamente de la actividad molar) de los iones hidrógeno.

Concepto de pH

Como la concentración de H+(ac) en disolución acuosa es muy

pequeña por conveniencia, se expresa casi siempre la acidez de un compuesto en base al pH. En términos simples el pH se define como:

pH = -log [H+]

Entonces se cumple que:

[H+] > [OH-] ; [H+] > 10-7 el pH < 7 = disolución ácida

[H+] = [OH-] ; [H+] = 10-7 el pH = 7 = disolución neutra

[H+] < [OH-] ; [H+] < 10-7 el pH > 7 = disolución básica

Análogo al pH está el pOH y el pKw. Con lo que la constante de ionización del agua se puede expresar:

pKw = pH + pOH

14 = pH + pOH

Ka: Es la constante de disociación o ionización ácida. Su valor representa la medida cuantitativa de la fuerza de un ácido. Esto significa que mientras más grande sea Ka, más fuerte es el ácido, pues mayor es la concentración de protones en disolución.

HA(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + A-

(ac)

Ka = [H3O+] [A-]

[HA]

Rangos de Ka Fuerza de Ácidos

Ka > 1 muy fuerte

Ka > 10-4 medianamente débil

Ka > 10-14 débil

Ka < 10-14 muy débil

Kb: Es la constante de disociación básica.

B + H2O HB- + OH-

Kb = [HB-] [OH-]

[B]

EJERCICIOS

1.- Calcule las concentraciones de H3O+ y OH- en una solución 0,050 molar de ácido nítrico.

.

2.- El pH de una solución es 3,30. ¿Cuál es la concentración de H3O+ en dicha solución?

 

• Calcule la concentración de H3O+, pH, concentración OH- y pOH de una solución 0,015 Molar de ácido nítrico, HNO3.

1. Calcular el pH de una solución cuya concentración de iones hidroxilo es:

a) 4,5 x 10-12 M b) 0,000316 M c) 2,3 x 10-4 M

2. Calcular el [OH-], [H+], pOH, pH de una solución que se prepara disolviendo 0.4 g de hidróxido de calcio en agua hasta completar 1,5 L (PM= 74g/mol). (Respuesta: pH= 11,9)

3. Calcular el pH de una solución de HCl cuya concentración es 2,0 x 10-9 M

4.

5.

6. Calcule el pH de una solución 0.5 M de hidroxilamina, NH2OH (Kb = 6.6 x 10-4)

R: 12.26

8. El pH de una solución 0.1 M de ácido fórmico, HCOOH es de 2.38. ¿Cuál es el valor de Ka?

R: 1,74 x 10-4

9. Calcular el pH de una solución cuya concentración de iones hidroxilo es:

b) 4,5 x 10-12 M b)0,000316 M c) 2,3 x 10-4 M

10. La concentración de iones H+ en una solución 0.072 M de ácido benzoico es de 2.1 x 10-3 M calcular Ka. R: Ka= 6,3 x10-5

11. Calcule el pH de una solución 0,080 M de ácido acético. La constante de disociación Ka es de 1,8 x 10-5 a 25 ºC R/: ( pH= 2,92)

12. Calcular la concentración de ion H+ y el pH de una solución 0,0010 M de ácido fórmico, H-COOH. Ka = 1,8 x 10-4. (H+= 0,00125M ; pH= 2,9 )

13.

14.

Soluciones amortiguadoras Las soluciones amortiguadoras, también conocidas como buffer o tampón,

son disoluciones que por el agregado de cantidades moderadas de ácidos o bases fuertes mantienen prácticamente constante el pH

También se dice que una solución es amortiguadora, reguladora o tampón si la concentración de protones H+, es decir el pH de una solución no se ve afectada significativamente por la adición de pequeñas cantidades o volúmenes de ácidos y bases.

Son soluciones que contienen una mezcla de sustancias químicas que limitan las variaciones del pH , producidas al agregarse un ácido o una base. Generalmente están formadas por la combinación de un ácido débil y una sal del mismo.

Para poder determinar el pH de una disolución amortiguadora, es necesario determinar tanto la concentración de la sal como la del ácido.Una de las aplicaciones de estos sistemas amortiguadores es la que utiliza el cuerpo humano en el control del pH en la sangre.Para esto utiliza tres sistemas buffer: de proteínas, de fosfatos y el del ácido carbónico. Estos 3 sistemas se relacionan entre sí con el fin de mantener el pH sanguíneo en un valor de 7,35.Así la expresión para determinar el pH de las soluciones es:

pH = pKa + log [sal] [ácido]

Ejercicios

1-¿Cuál es el pH de un buffer preparado con un ácido (HA) de concentración 0,46M de Ka = 1,5x 10-6 y su sal (MA) de concentración 0,87M ?

R: 6,09.

1.- Calcular el pH de una solución que contiene ácido acético 0,2 M (Ka = 1,8 · 10-5) y su sal acetato de sodio 0,3 M (R = 4,92)

2.-Calcular el pH del sistema amortiguador NH3 0,15 M (Kb = 1,8 · 10-5) y NH4Cl 0,35 M.(R = 8,88)

3.-El pH de un amortiguador de acetato de sodio y ácido acético es 4,50 (Ka = 1,8 · 10-5). Calcular la relación [Sal] / [Ácido]. (R = 0,58)

4.-Cuál es el pH de una solución preparada por adición de 25 g de ácido acético (Ka = 1,8 · 10-5) y 25 g de acetato de sodio a suficiente agua para formar 4 L de solución, (R = 4,60)

5.- Cuál es el pH de una solución formada por adición de 0,5 moles de cloruro de amonio y 0,03 moles de amoniaco (Kb = 1,8 · 10-5) a agua suficiente para formar 2,5 L de solución.

(R= 9,03)

6.- Cuantos moles de hipobromito de sodio se debe añadir a 100 L de ácido hipobromico (Ka = 2,0 · 10-9) para formar una solución amortiguadora de pH = 8,80. (R = 0,25 moles)

7.- Cuál es la relación de HCO3- a H2CO3 en la sangre para que su pH sea 6,4.

8.-Un buffer formado por concentraciones iguales de sal y ácido tiene un pH = 7,8. Determine el pKa del ácido. (R = 7,80)

9.-

10.-

11.- Si se añaden 0,05 moles de KOH sólido a 1,0 litro de solución amortiguadora que contiene CH3COOH 0,50 M y NaCH3COO 0,10 M. ¿Cuanto variará el pH?. Se conoce que la Ka del CH3COOH es 1,8 x 10-5