Dra. Patricia Satti, UNRN EQUILIBRIO IÓNICO Equilibrio Iónico Dra. Patricia Satti, UNRN SOLUCIONES ACUOSAS Soluciones acuosas Los solutos que se disuelven en agua se agrupan en dos categorías: 1) no-electrolitos 2) electrolitos Un Electrolito es una sustancia que, disuelta en agua forma una solución que conduce la corriente eléctrica Un Electrolito genera iones en la solución. Dra. Patricia Satti, UNRN SOLUCIONES ACUOSAS No electrolitos Cuando se disuelve en agua un compuesto No Electrolito, como por ejemplo…. ¡¡Azúcar!! o (sacarosa o C 12 H 22 O 11) se obtiene una solu- ción que no conduce la corriente Esto implica que en la solución no hay iones, el soluto está en la misma forma que establece la fórmula y para representar la solución se escribe C 12 H 22 O 11 (ac) Dra. Patricia Satti, UNRN SOLUCIONES ACUOSAS Los electrolitos se clasifican en 2) ELECTROLITOS FUERTES Especies que se disocian COMPLETAMENTE (100%) en iones Ejemplos: KCl, HCl, NaNO 3 , NaOH 1) ELECTROLITOS DÉBILES Especies que se disocian PARCIALMENTE (menos de 100%) en iones Ejemplos: NH 3 , HNO 2 , HCN
31
Embed
Teoria 11- Equilibrio ionico - unrn.edu.arunrn.edu.ar/blogs/qgi/files/2012/08/Teoria-11-Equilibrio-ionico... · y Dra. Patricia Satti, UNRN Dra. Patricia Satti, UNRN SOLUCIONES ACUOSASESTRUCTURA
This document is posted to help you gain knowledge. Please leave a comment to let me know what you think about it! Share it to your friends and learn new things together.
Electrolitos fuertesAl disolver compuestos como el KCl en agua se obtiene una solución conductora de electricidad. Esto implica que en la solución formada hay ionesEstos iones provienen del soluto, en este caso K+ y Cl- y por ser un electrolito fuerte TODO el KCl se disocia en iones.
Entonces, para la solución lo correcto es escribir:
K+(ac) + Cl-(ac)Ya que la especie KCl no existe en la solución
Las ecuaciones iónicas describen la disolución (formación de iones) de sustancias solubles en agua
KCl(ac) + AgNO3(ac) → KNO3(ac) + AgCl(s)
En estas ecuaciones se indican los iones y moléculas en solución, así como también las sustancias sólidas, líquidas o gaseosas que no se disuelven. K+
(ac) + Cl-(ac) + Ag+(ac) + NO3
-(ac) → K+
(ac) + NO3-(ac) +AgCl(s)
Ecuaciones IónicasCuando los compuestos iónicos fuertes se disuelven en agua éstos se separan en sus iones, este proceso se llama disociación (ionización).Se sabe que los compuestos iónicos se disocian cuando se disuelven en agua porque la solución conduce la electricidad.
Reacciones de PrecipitaciónSe produce cuando se mezclan soluciones que reaccionan para formar un sólido insoluble.Si no se forma un precipitado no hay reacción. Esto se puede preveer de acuerdo a las reglas de solubilidad.
• La mayoría de los compuestos que contienen iones SO4
2- son solubles, excepto BaSO4, PbSO4, CaSO4
• La mayoría de compuestos que contienen iones OH- son poco solubles, (precipitan), excepto NaOH y KOH que son solubles y Ba(OH)2, Ca(OH)2 que son moderadamente solubles.
• La mayoría de los compuestos que contienen iones S2-, CO3
Es común en ciencia que las definiciones evolucionen.En el caso de ácidos y bases, las definiciones han ido desde una descripción de sus características más distintivas hasta, hoy en día, la descripción del comportamiento ácido-base a nivel atómico y molecular.
“En reconocimiento a los extraodinarios servicios que haprestado al avance de la química mediante su teoríaelectrolítica de la disociación”.
1903Tercer premio Nobelde Química
Limitaciones:* Se limita a disoluciones acuosas.* Las sustancias deben tener H+ u OH- en su composición* Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidroxilo (p.ej.: NH3 líquido)
Se requiere una perspectiva más generalDra. Patricia Satti, UNRN ESTRUCTURA ATOMICADra. Patricia Satti, UNRN EQUILIBRIO IÓNICO
La naturaleza del protón hidratado. El ión hidronio H3O+
H+(aq) no existe realmenteH3O+ (aq) es el ión hidronioEmpleamos H+ (aq) y H3O+ (aq) indistintamente
Plantea existencia de pares ácido-base conjugadosNo se restringe a soluciones acuosasUn ácido DEBE tener H+ en su composiciónUna base debe poder aceptar los H+ , pero NO NECESITA tener OH- en su composición
Pares ácido-base conjugadosTodo ácido tiene asociado una base conjugada que se origina cuando el ácido transfiere un protón a otra baseToda base tiene asociado un ácido conjugado que se origina cuando la base acepta un protónEl caso del Agua es muy particular, porque puede actuar COMO ÁCIDO o como BASE, esos compuestos se llaman ANFÓTEROS o ANFOLITOS
Lewis definió un ácido como una sustancia 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 sustancia capaz de donar un par de electrones (tiene un octeto, pero por lo menos un par de electrones no compartidos).
Fuerza de ácidos y de bases.Los diferentes ácidos manifiestan su carácter con diferente intensidad.Esto significa que un determinado ácido puede ser más ácido o puede ser menos ácido que otro. Lo mismo sucede con las bases.La intensidad del carácter ácido(de un ácido) se denomina fuerza del ácido y la intensidad del carácter básico(de una base) se denomina fuerza de la base.Estas diferencias permiten “ordenar” las especies ácidas y las especies básicas según su fuerza relativa.
Fuerza de ácidos y de bases.En soluciones acuosas, las fuerzas relativas de los ácidos y de las bases se ordenan y se cuantifican según se comporten frente al agua.
A mayor concentración de H+ mayor es la acidez del sistema y viceversa.A mayor concentración de OH- mayor es la basicidad del sistema y viceversa.Por ejemplo, si en una solución:
[H+] > [OH-] la solución es áciday si [H+] < [OH-] la solución es básica
La escala de pHDado que las concentraciones molares de H+ y OH-
son entonces números tan pequeños, resultaba difícil expresar la acidez o basicidad en función de la concentración molar de las soluciones. En 1909 el químico danés Sören Sörensen propuso una alternativa para medir la acidez, diseñando la escala de pHEl rango de medición está entre 0 y 14 y se define a través del logaritmo de la concentración (en realidad de la actividad) del ión hidrógeno.
Los diagramas representan soluciones acuosas de tres ácidos (HX, HY y HZ), habiéndose omitido las moléculas de agua para mayor claridad.
HY es un ácido fuerte porque está totalmente ionizado (no hay moléculas de HY en disolución), mientras que tanto HX como HZ son ácidos débiles, cuyas disoluciones consisten en una mezcla de moléculas y iones. El ácido más fuerte es el que más iones H+ y menos moléculas de ácido no disociado tiene en disolución; por tanto, el orden es HY> HZ > HX.
Fuerza relativa de ácidosSean dos ácidos cuyas fuerza ácida se desea comparar. La fuerza de cada uno de estos ácidos se mide con respecto del agua (base).Las reacciones son:
Fuerza relativa de ácidosAmbas reacciones se pueden escribir en forma más simple como sigue con sus respectivas constantes de equilibrio a T:
Estas reacciones se conocen como “reacciones de disociación” del ácido, Su constante de equilibrio se denomina “constante de disociación ácida” y se designa por Ka.
Fuerza relativa de ácidosLa reacción que tiene el mayor valor de Ka, presenta mayor avance de la reacción. En consecuencia, a partir de una misma condición inicial, genera mayor concentración de H+.Esta mayor concentración de H+ es indicación de mayor fuerza ácida.Se concluye entonces que:
La mayoría de los ácidos son débiles existen solo algunos ácidos fuertes.Los ácidos fuertes son electrolitos fuertes y para los fines prácticos se supone que disocian completamente en agua.
o simplemente:
La disociación completa del ácido HA significa que en el sistema no existe la forma HA puesto que todo se ha disociado en iones H+ y A-.
Si falta la especie HA, no existe equilibrio con respecto de la reacción de disociación.Si se intenta expresar un equilibrio, éste debería satisfacer:
pero como el sistema no tiene HA ⇒ [HA] = 0Ka tendería a infinito, o sea Ka de un ácido fuerte debería ser infinitamente grande, lo que no tiene sentido.
pH de ácidos débilesLos ácidos débiles disocian parcialmente.Si HX es un ácido débil, la reacción de disociación:
HX(ac) + H2O(l) = H3O+(ac) + X-(ac)
o su equivalente:
HX(ac) = H+(ac) + X-(ac)ocurre parcialmente y por lo tanto se establece un equilibrio entre las especies presentes HX (ácido que queda sin disociar), H+y X-.
Modificaciones de equilibrios de disociación de ácidos y de bases débiles.
Los estados de equilibrio de soluciones de ácidos y de bases débiles pueden ser alterados toda vez que el sistema reciba un efecto que haga a Q distinto de K.El sistema responde a esta alteración siguiendo el principio de Le Châtelier:
“la reacción se desplaza en la dirección que disminuye el efecto causado”.
La presencia del ion BrO- en la solución hace que el equilibrio se desplace hacia donde el BrO- se consume, esto es,
R P,con lo cual disminuye la [H+] y la solución se vuelve menos ácida.
¿Cómo será la [H+] en la solución c)?La solución c) tiene mayor concentración de NaBrO que la b), luego se espera que [H+] en c) sea menor que [H+] en b).
Efecto de ión comúnEl desplazamiento del equilibrio mostrado en el problema anterior se conoce como “efecto de ión común”.
La especie que produce el desplazamiento es un ion idéntico al que genera la disociación (del ácido o de la base) pero aportado por una sustancia diferente.
En nuestro ejemploel ión BrO- que pro-vino de NaBrO.
Compare el % de disociación del HBrO en las soluciones del problema anterior:
a) 0,10 M de HBrOb) 0,10 M de HBrO y 0,05 M de NaBrOc) 0,10 M de HBrO y 0,10 M de NaBrO
En las soluciones b) y c) hay efecto de ion común en la disociación del HBrO. La solución con mayor concentración de BrO-presenta el mayor efecto. Por lo tanto el % de disociación del HBrO en las soluciones cambia de la siguiente manera:
Acidos polipróticosLos ácidos polipróticos tienen tantas constantes de disociación como iones hidrógenos puedan liberar. Las constantes se designan por Ka1 ; Ka2…y los valores son siempre:
ProblemaCalcule la concentración (en el equilibrio) de todas las especies presentes en una solución de ácido carbónico 0,02 M. En el equilibrio existen
todas las especies que derivan del H2CO3 y del H20
El equilibrio principal (primera disociación del H2CO3) fija las concentraciones de equilibrio de todas las especies involucradas en esa reacción. En este caso esas especies son H2CO3, H+ y HCO3
- en el equilibrio.
Por lo tanto todas las otras condiciones de equilibrio que deba satisfacer el sistema tienen
que respetar las concentraciones ya determinadas por la reacción principal
La presencia simultánea de cationes de bases débiles y de aniones de ácidos débiles conduce a una sola reacción de hidrólisis, para formar la base débil y el ácido débil, respectivamente:
Catión + Anión ⇒ Ácido débil + Base débilacido base
conjugado conjugada
La hidrólisis simultánea es: ácida si el A conj es más fuerte que la B conjbásica si la B conj es más fuerte que el A conj.
La valoración se realiza mezclando gradualmente una cantidad conocida del ácido con la base hasta alcanzar el Punto de Equivalencia, es decir, el momento en que la reacción de neutralización ha sido completa.
Indicador
nº equivalentes de ácido = nº equivalentes de base
La valoración se realiza mezclando gradualmente una cantidad conocida del ácido
¿Cuál es el pH del punto de equivalencia?Si valoro ácido fuerte con base fuerte (o al revés) ⇒pH = 7Si valoro ácido débil con base fuerte ⇒ pH > 7Si valoro base débil con ácido fuerte ⇒ pH < 7
¿Puedo calcular el pH de ese punto o de cualquier punto de la curva?
Sí… sabiendo cuáles son las especies que participan en cada punto de la curva
¿Puedo saber si llegué al punto de equivalencia sin representar la curva de valoración entera?
Sí, mediante un indicador apropiado Apropiado: que cambie de color justo cuando la reacción llega al punto de equivalencia OPC.
Sistemas amortiguadores ácido-base.Amortiguador = es algo que reduce el impacto que recibe un sistema que ha sido producido por una fuerza externa a él.
soluciones reguladoras de pH o soluciones tampones.
¿Qué es una solución amortiguadora de pH (solución tampón)?
Una solución que resiste la adición de un ácido o de una base fuertes sin que cambie significativamente el pH.Debe contener un componente ácido que pueda reaccionar con los OH- que se adicionan y un componente básico que pueda reaccionar con lo iones H+ que se le adicionen.Los componentes ácido y base no pueden ser cualquiera porque dentro de la solución ellos se neutralizarían.
Los componentes ácido y base de una solución tampón pueden ser:un par conjugado ácido-base de un ácido débilun par conjugado ácido-base de una base débilun anfolito (un ácido o una base poliprótico débil)
Ejemplos de soluciones amortiguadoras de pH.1.Solución HBrO y NaBrO2.Solución NH4Cl y NH3