2013 a e Homogeneo
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EUILIBRIO HOMOGENEO FASE LIQUIDA
2013-A
Usos de algunos ácidos y bases comunes18.1 Algunos ácidos y bases comunes y sus usos en el hogar
Sustancia Fórmula UsoÁcidosAcido acético (vinagre) CH3COOH (o HC2H3O2) Saborizante, conservadorÁcido cítrico H3C6H5O7 SaborizanteÁcido fosfórico H3PO4 Removedor de óxidoÁcido bórico B(OH)3 (o H3BO3) Anticéptico suave; insecticidaSales de aluminio NaAl(SO4)2·12H2O En polvos para hornear, con
carbonato ácido de sodioÁcido clorhídrico HCl Limpiador de azulejos, de (ácido muriático) cerámica y ladrillos BasesHidróxido de sodio (sosa) NaOH Limpia hornos, destapa cañosAmoniaco NH3 Limpiador caseroCarbonato de sodio Na2CO3 Suavizante de agua, removedor de grasaCarbonato ácido NaHCO3 Extintor de fuego, agente esponjante en mezclas de pastel (bicarbonato de sodio), antiácido suaveFosfato de sodio Na3PO4 Limpiador para superficie antes de pintar o tapizar
Extensión dedisociaciónpara ácidos
fuertes ydébiles
Antes de la disociación
A Ácido fuerte: HA(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + A–(ac)
Después de la disociación
B Ácido débil: HA(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + A–(ac)
Nú
mero
rela
tivo d
e m
ole
s
Ácidos monoprotónicosHCl H+ + Cl-
HNO3 H+ + NO3-
CH3COOH H+ + CH3COO-
Electrolito fuerte, ácido fuerte
Electrolito fuerte, ácido fuerte
Electrolito débil, ácido débil
Ácidos diprotónicosH2SO4 H+ + HSO4
-
HSO4- H+ + SO4
2-
Electrolito fuerte, ácido fuerte
Electrolito débil, ácido débil
Ácidos triprotónicosH3PO4 H+ + H2PO4
-
H2PO4- H+ + HPO4
2-
HPO42- H+ + PO4
3-
Electrolito débil, ácido débil
Electrolito débil, ácido débil
Electrolito débil, ácido débil
4.3
Un electrolito es una sustancia que, al disolverse en agua, es capaz de conducir corriente eléctrica.
Un no electrolito es una sustancia que, al disolverse en agua, no es capaz de conducir corriente eléctrica.
No electrolito Electrolito débil Electrolito fuerte
Electrolito fuerte – 100% ionizado
NaCl (s) Na+ (ac) + Cl- (ac)H2O
Electrolito débil – se ioniza parcialmente
CH3COOH CH3COO- (ac) + H+ (ac)
¿Se conduce la electricidad en solución?
Cationes (+) y Aniones (-)
¿Un no electrolito no conduce la electricidad?
Ni cationes (+) ni aniones (-) en solución
C6H12O6 (s) C6H12O6 (ac)H2O
Electrolito fuerte – se disocia al 100%
NaCl (s) Na+ (ac) + Cl- (ac)H2O
Electrolitos débiles – no se disocian completamente
CH3COOH CH3COO- (ac) + H+ (ac)
Los ácidos fuertes son electrolitos fuertes
HCl (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl- (ac)
HNO3 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO3- (ac)
HClO4 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + ClO4- (ac)
H2SO4 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + HSO4- (ac)
HF (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + F- (ac)
Los ácidos débiles son electrolitos débiles
HNO2 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO2- (ac)
HSO4- (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + SO4
2- (ac)
H2O (l) + H2O (l) H3O+ (ac) + OH- (ac)
Las bases fuertes son electrolitos fuertes
NaOH (s) Na+ (ac) + OH- (ac)H2O
KOH (s) K+ (ac) + OH- (ac)H2O
Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac)H2O
Reacción de zinc con un ácido fuerte y un ácido débil
La hidratación es el proceso por el cual un ion es rodeado por moléculas de agua orientadas en una manera específica.
d+
d-
H2O
El ácido de Arrhenius es una sustancia que produce H+ (H3O+) en agua
La base de Arrhenius es una sustancia que produce OH- en agua
Un ácido de Brønsted es una sustancia que puede donar un protón.
Una base de Brønsted es una sustancia que puede aceptar un protón.
ácidobase base conjugada
ácidoconjugado
Constante ácida:Una constante de disociación ácida, Ka, (también conocida como constante de acidez, o constante de ionización ácida) es una medida cuantitativa de la fuerza de un ácido en solución. Es la constante de equilibrio de una reacción conocida como disociación en el contexto de las reacciones ácido-base
REACCION ACIDO DEBIL CON BASE DEBIL
CH3COOH + NH3 CH3COO- + NH4+
ACIDO
BASE BASE
ACIDO
CONJUGADO
CONJUGADA
DISOCIACION DEL ACIDO ACETICO
CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+
ACIDO BASE BASE
CONJUGADA
ACIDO
CONJUGADO
La disociación del ácido fosfórico
El ácido fosfórico es un ácido débil y normalmente sólo cede un protón en solución, pero cederá los tres cuando reacciona con una base fuerte con calor. La constante de ionización se obtiene por comparación.
H3PO4 (ac) + H2O(l) H2PO4–
(ac) + H3O+(ac)
H2PO4–
(ac) + H2O(l) HPO42–
(ac) + H3O
HPO42–
(ac) + H2O(l) PO43-
(ac) + H3O
H3PO4 (ac) + 3 H2O(l) PO43–
(ac) + 3 H3O
DISOCIACION DEL AMONIACO
NH3 + H2O NH4+ + OH-
BASEACIDO
BASEACIDO
CONJUGADOCONJUGADA
Ejemplos de pares conjugados
Ácido + Base Base + Ácido
Par conjugado
Par conjugado
R1 HF + H2O F– + H3O+
R2 HCOOH + CN– HCOO– + HCN
R3 NH4+ + CO3
2– NH3 + HCO3–
R4 H2PO4– + OH– HPO4
2– + H2O
R5 H2SO4 + N2H5+ HSO4
– + N2H62+
R6 HPO42– + SO3
2– PO43– + HSO3
–
Identificación de pares conjugados ácido-base
Problema: Las siguientes reacciones químicas son importantes en procesos industriales. Identifique los pares conjugados ácido-base.a) HSO4
–(ac) + CN–
(ac) SO42–
(ac) + HCN(ac)
b) ClO–(ac) + H2O(l) HClO(aqc) + OH–
(ac)
c) S2–(ac) + H2O(ac) HS–
(aqc) + OH–(ac)
Plan: Para encontrar los pares conjugados, encontramos las especies que donan un H+ y las especies que lo aceptan. El ácido (o base) a la izquierdase convierte en su base conjugada (o ácido) a la derecha.Solución:
a) El protón es transferido del sulfato al cianuro, por tanto: HSO4
–(ac)/SO4
2–(ac) y CN–
(ac)/HCN(ac ) son los pares ácido-base.b) El agua cede un protón al anión hipoclorito, por tanto: ClO–
(ac)/HClO(ac) y H2O(l) / OH–(ac ) son los pares ácido-base.
c) Uno de los protones de agua se transfiere al ion sulfuro, por tanto: S2–
(ac)/HS–(ac) y H2O(l)/OH–
(ac) son los pares ácido-base.
O
H
H + O
H
H O
H
H H OH-+[ ] +
Propiedades ácido-base del agua
H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac)
H2O + H2O H3O+ + OH-
ácido base conjugada
base ácido conjugado
Autoionización del agua
H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac)
El producto iónico del agua
Kc =[H+][OH-]
[H2O][H2O] = constante
Kc[H2O] = Kw = [H+][OH-]
La constante del producto-ion (Kw) es el producto de la concentración molar de los iones H+ y OH- a una temperatura en particular.
A 250CKw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14
[H+] = [OH-]
[H+] > [OH-]
[H+] < [OH-]
La solución esneutral
ácida
básica
¿Cuál es la concentración de los iones OH- en una solución de HCl cuya concentración del ion hidrógeno es de 0.13 M?
Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14
[H+] = 0.13 M
[OH-] =Kw
[H+]1 x 10-14
0.13= = 7.7 x 10-14 M
El significado de Ka, la constante de disociación del ácido
Para la ionización de un ácido, HA:HA(aqc) + H2O(l) H3O+
(ac) + A–(ac)
Kc = [H3O+] [A–][HA] [H2O]
Como la concentración de agua es alta y no cambia significativamente durante la reacción, su valor es absorbido en la constante.
Por tanto:
Kc =[H3O+] [A-]
[HA]A mayor fuerza del ácido, mayor es la [H3O+]en el equilibrio, y mayor es la Ka:
Ácido más fuerte alta [H3O+] mayor Ka
Para un ácido débil con una Ka relativamente alta (~10-2 ), una solución 1 M tiene ~10% de las moléculas de HA disociadas.Para un ácido débil con una Ka moderada (~10-5 ), una solución 1 M tiene ~ 0.3% de las moléculas de HA disociadas.Para un ácido débil con una Ka relativamente baja (~10-10 ), una solución 1 M tiene ~ 0.001% de las moléculas de HA disociadas.
Ácido yódico (HIO3)
Ácido cloroso (HClO2)Ácido nitroso (HNO2)Ácido fluorhídrico (HF)
Ácido fórmico (HCOOH)
Ácido benzoico (C6H5COOH)
Ácido acético (CH3 COOH)
Ácido propanoico (CH3CH2COOH)
Ácido hipocloroso (HClO)Ácido hipobromoso (HBrO)Ácido cianhídrico (HCN)
Fenol (C6H5OH)
Ácido hipoyodoso (HIO)* El tipo rojo indica el protón ionizable; las estructuras tienen carga formal cero.
FU
ER
ZA
ÁC
IDA
Tabla 18.2 Valores de Ka para algunos ácidos monopróticos a 25oC.Nombre (fórmula) Estructura de Lewis* Ka
Valores de Ka para algunos ácidos monopróticos
Carácter ácido-base y la escala pH
En soluciones ácidas, los protones que son liberados en la solución no quedarán solos debido a su gran densidad de carga positiva y tamaño pequeño. Éstos serán atraídos a los electrones cargados negativamente en los átomos de oxígeno en agua, para formar iones hidronio.
H+(ac) + H2O(l) = H3O+
(l) [H+] = [H3O+]
Para manejar variaciones muy grandes en las concentraciones del ion H en soluciones acuosas se usa la escala de pH, que consiste en:
pH =-log[H3O+]
pH de una solución neutra = 7.00pH de una solución ácida < 7.00pH de una solución básica > 7.00
Los valores de pH de algunas
soluciones acuosas familiares
[H3O+]
[OH–]
[OH–] = KW
[H3O+]
soluciónneutra
soluciónácida
soluciónbásica
[H3O+]> [OH–]
[H3O+]< [OH–]
[H3O+] = [OH–]
Amoniaco casero (11.9)
Leche de magnesia (10.5)
Solución detergente (10)
Sangre (7.4)Agua de mar (7.0-8.3)
Leche (6.4) NEUTRO
Orina (4.8-7.5)Agua de lluvia sin contaminar (5.6)
Cerveza (4.0-4.5)
Vinagre (2.4-3.4)
Jugo de limón (2.2-2.4)
Lejía (13.0)
NaOH 1 M (14)
Ácido estomacal (1.0-3.0)
HCl 1 M (0.0)
M
ÁS
BÁ
SIC
O
MÁ
S Á
CID
O
La relación entre Ka y pKa
Nombre del ácido (Fórmula) Ka a 25oC pKa
Ion sulfato ácido (HSO4–) 1.02 x 10–2 1.991
Ácido nitroso (HNO2) 7.1 x 10–4 3.15
Ácido acético (CH3COOH) 1.8 x 10–5 4.74
Ácido hipobromoso (HBrO) 2.3 x 10–9 8.64
Fenol (C6H5OH) 1.0 x 10-10 10.00
Relacionesentre [H3O+],pH, [OH–] y pOH
NEUTRO
BÁSICO
ÁCIDO
MÁ
S Á
CID
O
MÁ
S B
ÁS
ICO
pOH = -log [OH-]
[H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14
-log [H+] – log [OH-] = 14.00
pH + pOH = 14.00
El pH del agua de lluvia recolectada en una región del noreste del Perù en un día normal era de 4.82.¿Cuál es la concentración del ion H+ del agua de lluvia?
pH = -log [H+]
[H+] = 10-pH = 10-4.82 = 1.5 x 10-5 M
La concentración del ion OH- de una muestra de sangre es de 2.5 x 10-7 M. ¿Cuál es el pH de la sangre?
pH + pOH = 14.00
pOH = -log [OH-] = -log (2.5 x 10-7) = 6.60
pH = 14.00 – pOH = 14.00 – 6.60 = 7.40
¿Cuál es el pH de una solución 2 x 10-3 M de HNO3 ?
HNO3 es un ácido fuerte – Se disocia al100%
HNO3 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO3- (ac)
pH = -log [H+] = -log [H3O+] = -log(0.002) = 2.7
Inicial
Final
0.002 M
0.002 M 0.002 M0.0 M
0.0 M 0.0 M
¿Cuál es el pH de una solución 1.8 x 10-2 M de Ba(OH)2 ?
Ba(OH)2 es una base fuerte – Se disocia al 100%
Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac)
Inicial
Final
0.018 M
0.018 M 0.036 M0.0 M
0.0 M 0.0 M
pH = 14.00 – pOH = 14.00 + log(0.036) = 12.6
¿Cuál es el pH de una solución 0.5 M de HF (a 250C)?
HF (ac) H+ (ac) + F- (ac) Ka =[H+][F-]
[HF]= 7.1 x 10-4
HF (ac) H+ (ac) + F- (ac)
Inicial (M)
Cambio (M)
Equilibrio (M)
0.50 0.00
-x +x
0.50 - x
0.00
+x
x x
Ka =x2
0.50 - x= 7.1 x 10-4
Ka x2
0.50= 7.1 x 10-4
0.50 – x 0.50Ka << 1
x2 = 3.55 x 10-4 x = 0.019 M
[H+] = [F-] = 0.019 M pH = -log [H+] = 1.72[HF] = 0.50 – x = 0.48 M
¿Cuándo se puede utilizar la aproximación siguiente?
0.50 – x 0.50Ka << 1
Cuando x es menor que 5% del valor del cual es substraído.
x = 0.019 0.019 M0.50 M
x 100% = 3.8%Menor que 5%
La aproximación estaría correcta.
¿Cuál es el pH de una solución 0.05 M de HF (a 250C)?
Ka x2
0.05= 7.1 x 10-4 x = 0.006 M
0.006 M0.05 M
x 100% = 12%Mayor que 5%
La aproximación no estaría correcta.
Se debe resolver para “x” exactamente usando la ecuación cuadrada o el método de aproximación.
¿Cuál es el pH de un ácido monoprótico 0.122 M si su Ka es de 5.7 x 10-4?
HA (ac) H+ (ac) + A- (ac)
Inicial (M)
Cambio (M)
Equilibrio (M)
0.122 0.00
-x +x
0.122 - x
0.00
+x
x x
Ka =x2
0.122 - x= 5.7 x 10-4
Ka x2
0.122= 5.7 x 10-4
0.122 – x 0.122Ka << 1
x2 = 6.95 x 10-5 x = 0.0083 M
0.0083 M0.122 M
x 100% = 6.8%Mas del 5%
No estaría bien por este método
Ka =x2
0.122 - x= 5.7 x 10-4 x2 + 0.00057x – 6.95 x 10-5 = 0
ax2 + bx + c =0-b ± b2 – 4ac
2ax =
x = 0.0081 x = - 0.0081
HA (ac) H+ (ac) + A- (ac)
Inicial (M)
Cambio (M)
Equilibrio (M)
0.122 0.00
-x +x
0.122 - x
0.00
+x
x x
[H+] = x = 0.0081 M pH = -log[H+] = 2.09
Porcentaje de =ionización
Concentración del ácido ionizado en equilibrio
Concentración inicial del ácidox 100%
Para un ácido monoprótico HA
Porcentaje de =ionización
[H+][HA]0
x 100% [HA]0 = concentración inicial
NH3 (ac) + H2O (l) NH4+ (ac) + OH- (ac)
Bases débiles y constantes de ionización de bases
Kb =[NH4
+][OH-][NH3]
Kb es la constante de ionización de las bases
KbFuerza de
BasesDébiles
Resuelve problemas de bases débiles como ácidos débiles, pero resuelve para [OH-] en vez de [H+].
Constantes de ionización de pares conjugados ácido-base
HA (ac) H+ (ac) + A- (ac)
A- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HA (ac)
Ka
Kb
H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac) Kw
KaKb = Kw
Ácidos débiles y su base conjugada
Ka = Kw
Kb
Kb = Kw
Ka
La Química en acción: antiácidos y el balance del pH en el estómago
NaHCO3 (ac) + HCl (ac)
NaCl (ac) + H2O (l) + CO2 (g)
Mg(OH)2 (s) + 2HCl (ac)
MgCl2 (ac) + 2H2O (l)
El efecto del ion común es el cambio en el equilibrio causado por la suma de un compuesto teniendo un ion en común con la sustancia disuelta.
La presencia de un ion común suprime la ionización de un ácido débil o de una base débil.
Considere la mezcla de CH3COONa (electrolito fuerte) y CH3COOH (ácido débil).
CH3COONa (s) Na+ (ac) + CH3COO- (ac)
CH3COOH (ac) H+ (ac) + CH3COO- (ac)
Ion
común
Considere la mezcla de sal NaA y un ácido débil HA.
HA (ac) H+ (ac) + A- (ac)
NaA (s) Na+ (ac) + A- (ac)Ka =
[H+][A-][HA]
[H+] =Ka [HA]
[A-]
-log [H+] = -log Ka - log [HA]
[A-]
-log [H+] = -log Ka + log [A-][HA]
pH = pKa + log [A-][HA]
pKa = -log Ka
Ecuación de
Henderson-Hasselbalch
pH = pKa + log[base conjugada]
[ácido]
¿Cuál es el pH de una solución que contiene 0.30 M HCOOH y 0.52 M HCOOK?
HCOOH (ac) H+ (ac) + HCOO- (ac)
Inicial (M)
Cambio (M)
Equilibrio (M)
0.30 0.00
-x +x
0.30 - x
0.52
+x
x 0.52 + x
Efecto del ion común
0.30 – x 0.30
0.52 + x 0.52
pH = pKa + log [HCOO-][HCOOH]
HCOOH pKa = 3.77
pH = 3.77 + log[0.52][0.30]
= 4.01
¡Mezcla de ácido débil y base conjugada!
Una solución Buffer es una solución de:
a)Un ácido débil con una sal que contiene el anión del
ácido débil (buffer ácido)
b)Una base débil con una sal que contiene el catión de
la base débil (buffer básico)
Una solución Buffer tiene la propiedad de resistir cambios bruscos en el pH al agregar pequeñas cantidades ya sea de un ácido o una base.
¿Cuáles de los siguientes son sistemas Buffer? (a) KF/HF (b) KBr/HBr, (c) Na2CO3/NaHCO3
(a) KF es un ácido débil y F- es su base conjugadasolución Buffer
(b) HBr es un ácido fuerteNo es una solución Buffer
(c) CO32- es una base débil y HCO3
- es su ácido conjugadosolución Buffer
TitulacionesEn una titulación una solución con una concentración conocida es agregada gradualmente a otra solución con concentración desconocida, hasta que la reacción química entre las dos soluciones se completa.
Punto de equivalencia – el punto en el que una reacción es completa
Indicador – sustancia que cambia de color en (cerca de) el punto de equivalencia
Agregar lentamente una basea un ácido desconocido
HASTA que cambie de color a
(rosa)
Titulaciones de un ácido fuerte con una base fuerte
NaOH (ac) + HCl (ac) H2O (l) + NaCl (ac)
OH- (ac) + H+ (ac) H2O (l)
Titulación de un ácido débil con una base fuerte
CH3COOH (ac) + NaOH (ac) CH3COONa (ac) + H2O (l)
CH3COOH (ac) + OH- (ac) CH3COO- (ac) + H2O (l)
CH3COO- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + CH3COOH (ac)
En el punto de equivalencia (pH > 7):
Titulación de un ácido fuerte con una base débil
HCl (ac) + NH3 (ac) NH4Cl (ac)
NH4+ (ac) + H2O (l) NH3 (ac) + H+ (ac)
En el punto de equivalencia (pH < 7):
H+ (ac) + NH3 (ac) NH4Cl (ac)
Indicadores ácido-base
HIn (ac) H+ (ac) + In- (ac)
10[HIn][In-]
Color del ácido (HIn) predomina
10[HIn][In-]
Color de la base conjugada (In-) predomina
Curva de titulación de un ácido fuerte con una base fuerte
¿Qué indicador se usaría para una titulación de HNO2 con KOH ?
Ácido débil titulado con una base fuerte.En el punto de equivalencia, tendrá una base conjugada del ácido débil.En el punto de equivalencia, pH > 7Se usaría rojo crisol o fenoftaleina
pH y solubilidad
Mg(OH)2 (s) Mg2+ (ac) + 2OH- (ac)
Kps = [Mg2+][OH-]2 = 1.2 x 10-11
Kps = (s)(2s)2 = 4s3
4s3 = 1.2 x 10-11
s = 1.4 x 10-4 M [OH-] = 2s = 2.8 x 10-4 M pOH = 3.55 pH = 10.45
Equilibrio iónico complejo y solubilidad
Un ion complejo, es un ion que contiene un catión metálico central enlazado a uno o más iones.
Co2+ (ac) + 4Cl- (ac) CoCl4 (ac)2-
Kf =[CoCl4 ]
[Co2+][Cl-]4
2-
La constante de formación o la constante de estabilidad (Kf), es el equilibrio constante para la formación compleja del ion.
Co(H2O)62+ CoCl4
2-
KfEstabilidad
de la complejidad