Transcript 13 Equilibrio ionico ICQ161

Universidad de La Frontera
Fac. Ing. Cs. y Adm.
Dpto. Cs. Químicas
Equilibrios Iónicos en
sistemas acuosos
Prof. Josefina Canales
Una disolución amortiguadora es una disolución de:
1. Un ácido débil o una base débil y
2. La sal de un ácido débil o una base débil
¡Ambos deben estar presentes!
Una disolución amortiguadora tiene la habilidad de resistir
los cambios en el pH en la adición de cantidades pequeñas
de ácido o base.
Considere una mezcla molar igual de CH3COOH y CH3COONa
Adicionar ácido fuerte
H+ (aq) + CH3COO- (ac)
Adicionar base fuerte
OH- (ac) + CH3COOH (ac)
CH3COOH (ac)
CH3COO- (ac) + H2O (l)
El efecto del ion común es el desplazamiento del equilibrio
causado por la adición de un compuesto que tiene un ion
común con la sustancia disuelta.
La presencia de un ion común suprime la
ionización de un ácido débil o una base débil .
Considere la mezcla de CH3COONa (electrólito 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 el ácido débil HA.
NaA (s)
Na+ (ac) + A- (ac)
HA (ac)
H+ (ac) + A- (ac)
[H+]
Ka [HA]
=
[A-]
-log [H+] = -log Ka - log
[HA]
[A-]
-]
[A
-log [H+] = -log Ka + log
[HA]
[A-]
pH = pKa + log
[HA]
[H+][A-]
Ka =
[HA]
Ecuación de
Henderson-Hasselbalch
[base conjugada]
pH = pKa + log
[ácido]
pKa = -log Ka
¿Cuál es el pH de una disolución que contiene 0.30 M
HCOOH y 0.52 M HCOOK?
¡Mezcla de ácido débil y base conjugada!
HCOOH (ac)
H+ (ac) + HCOO- (ac)
Inicial (M)
0.30
0.00
0.52
Cambio (M)
-x
+x
+x
0.30 - x
x
0.52 + x
Equilibrio (M)
Efecto del ion común
0.30 – x  0.30
0.52 + x  0.52
HCOOH pKa = 3.77
[HCOO-]
pH = pKa + log
[HCOOH]
[0.52]
= 4.01
pH = 3.77 + log
[0.30]
¿Cuál de los sistemas siguientes son amortiguadores?
(a) KF/HF
(b) KBr/HBr, (c) Na2CO3/NaHCO3
(a) KF es un ácido débil y F- es una base conjugada
disolución amortiguadora
(b) HBr es un ácido fuerte
disolución no amortiguadora
(c) CO32- es una base débil y HCO3- es un ácido conjugado
disolución amortiguadora
Calcule el pH del sistema amortiguador 0.30 M NH3/0.36 M
NH4Cl. ¿Cuál es el pH después de la adición de 20.0 mL
de 0.050 M NaOH a 80.0 mL de la disolución
amortiguadora?
NH4+ (aq)
H+ (aq) + NH3 (aq)
[NH3]
pH = pKa + log
[NH4+]
pKa = 9.25
principio (moles) 0.029 0.001
NH4+ (ac) + OH- (ac)
fin (moles)
0.028
0.0
[0.30]
pH = 9.25 + log
= 9.17
[0.36]
0.024
H2O (l) + NH3 (ac)
0.025
volumen final = 80.0 mL + 20.0 mL = 100 mL
[NH4
+]
0.028
0.025
=
[NH3] =
0.10
0.10
[0.25]
pH = 9.25 + log
= 9.20
[0.28]
Cómo funciona un amortiguador
Amortiguador
después de agregar
H3O+
Amortiguador con
concentraciones
iguales de ácido y base
conjugadas
Amortiguador
después de agregar
OH–
Como funciona un amortiguador
Consideremos un amortiguador elaborado al preparar 0.25 mol de ácido
acético y 0.25 mol de acetato de sodio por litro de solución. ¿Cuál es el pH
del amortiguador? Y ¿cuál será el pH de 100.00 mL del amortiguador antes
y después de agregar 1.00 mL de HCl (12.0 M) concentrado? ¿Cuál será el
pH de 300.00 mL de agua pura si se agrega el mismo ácido?
[H3
O+]
= Ka x
[CH3COOH]
= 1.8 x
10-5
x
(0.25)
= 1.8 x 10-5
[CH3COO-]
(0.25)
pH = -log[H3O+] = -log(1.8 x 10-5) = pH = 4.74 ¡Antes de la adición!
1.00 mL conc. HCl
1.00 mL x 12.0 mol/L = 0.012 mol H3O+
Al agregar a 300.00 mL de agua:
0.012 mol H3O+ = 0.0399 M H O+ pH = -log(0.0399 M)
pH = 1.40 ¡Sin amortiguador!
3
301.00 mL sol.
Cómo funciona un amortiguador
Después de agregar el ácido:
Conc. (M)
CH3COOH(ac) + H2O(ac)
Inicial
0.250
---Cambio
+0.012
---Equilibrio
0.262
---Resolviendo para la cantidad ionizada:
Conc. (M)
CH3COOH(ac) + H2O(ac)
Inicial
Cambio
Equilibrio
0.262
-x
0.262 - x
----------
CH3COO- + H3O+
0.250
0
-0.012
0.012
0.238
0.012
CH3COO- + H3O+
0.238
+x
0.238 + x
0
+x
x
Suponiendo que: 0.262 - x = 0.262 & 0.238 + x = 0.238
[CH3COOH]
+
[H3O ] = Ka x
=1.8 x 10-5 x (0.262) = 1.982 x 10-5
(0.238)
[CH3COO-]
pH = -log(1.982 x 10-5) = 5.000 - 0.297 = 4.70 ¡Después de la adición!
Cómo trabaja un amortiguador
Adicionemos ahora 1.0 mL de una base concentrada en lugar de un ácido.
Si se agrega 1.0 mL de 12.0 M NaOH a agua pura y a nuestro amotiguador,
observamos lo siguiente: 1.00 mL x 12.0 mol OH-/1000mL = 0.012 mol OH¡Esto reducirá la cantidad de ácido presente y forzará el equilibrio para
producir más iones hidronio que remplazarán a los iones neutralizados por
la adición de la base!
Conc. (M)
Inicial
Cambio
Equilibrio
CH3COOH(ac) + H2O(ac)
0.250
---- 0.012
---0.238
----
CH3COO- + H3O+
0.250
0
+0.012 +0.012
0.262
+0.012
Suposición: De nuevo, sea x la cantidad de ácido disociado, obtendremos:
nuestras suposiciones normales: 0.262 + x = 0.262 y 0.238 - x = 0.238
[H3O+] = 1.8 x 10-5 x
0.238
0.262
= 1.635 x 10-5
pH = -log(1.635 x 10-5) = 5.000 - 0.214 = 4.79 ¡Después de la adición!
Cómo trabaja un amortiguador
Al adicionar 1.00mL de base a 300.00 mL a agua pura deberíamos
obtener una concentración del ion hidróxido de:
0.012
mol
OH
=
= 3.99 x 10-5 M OH301.00 mL
La concentración del ion hidrógeno es:
[OH-]
[H3
O+]
=
Kw
[OH-]
=
1 x 10-14
= 2.506 x 10-10
3.99 x 10-5 M
Al hacer el cálculo resulta un pH de:
pH = -log(2.5 6 x 10-10) = 10.000 - 0.408 = 9.59 ¡Con 1.0 mL de base
en agua pura!
En resumen:
pH del amortiguador solo = 4.74
pH del amortiguador más 1.0 mL de base = 4.79
pH del amortiguador más 1.0 mL de ácido = 4.70
pH de la base sola = 9.59
pH del ácido solo = 1.40
Preparación de un amortiguador
Problema: El amortiguador del ion amoniaco-amonio tiene un pH cercano
a 9.2 y puede usarse para mantener soluciones en el intervalo de pH básico.
¿Qué masa de cloruro de amonio debe agregarse a 400.00 mL de una
solución 3.00 M de amoniaco para preparar un amortiguador?
Plan: El par conjugado es el ion amoniaco-amonio con una constante de
equilibrio de Kb = 1.8 x 10 -5. La ecuación de la reacción con agua debe
escribirse con la expresión Kb, ya que queremos agregar los iones
amonio suficientes para igualar la concentración acuosa de amoniaco.
Solución: La reacción para el amortiguador del ion amoniaco-amonio es:
NH3 (ac) + H2O(l)
NH4+(ac) + OH-(ac)
[NH4+] [OH-]
Kb =
= 1.8 x 10-5
[NH3]
[NH4+] = 3.00 mol x 0.400 L = 1.20 mol
L
NH4Cl = 53.49 g/mol
Por tanto, masa = NH4Cl
= 1.20 mol x 53.49g/mol
masa = 64.19 g NH4Cl
Valoraciones
En una valoración una disolución de concentración
exactamente conocida se agrega gradualmente adicionando a
otra disolución de concentración desconocida hasta que la
reacción química entre las dos disoluciones está completa.
Punto de equivalencia: el punto en que la reacción está
completa
Indicador: sustancia que cambia el color en (o cerca de)
el punto de equivalencia
Despacio agregue la
base al ácido
desconocido
HASTA
que el indicador
cambia de color
(rosa)
Valoraciones ácido fuerte- base fuerte
NaOH (ac) + HCl (ac)
OH- (ac) + H+ (ac)
H2O (l) + NaCl (ac)
H2O (l)
0.10 M NaOH agrega a 25 mL de 0.10 M HCl
Volumen de NaOH
agregado(mL9
pH
Punto de
equivalencia
Volumen de NaOH agregado(mL)
Colores e intervalo aproximado de pH de
algunos indicadores ácido-base
comunes
Cristal violeta
Azul de timol
2,4-dinitrofenol
Azul de bromofenol
Verde de bromocresol
Rojo de metilo
Alizarina
Azul de bromotimol
Rojo de fenol
Fenolftaleína
Amarillo de alizarina R
Curva para una titulación ácido fuerte-base fuerte
Volumen adicionado de
NaOH (mL)
pH
00.00
10.00
20.00
30.00
35.00
39.00
39.50
39.75
39.90
39.95
39.99
40.00
40.01
40.05
40.10
40.25
40.50
41.00
45.00
50.00
60.00
70.00
80.00
1.00
1.22
1.48
1.85
2.18
2.89
3.20
3.50
3.90
4.20
4.90
7.00
9.40
9.80
10.40
10.50
10.79
11.09
11.76
12.05
12.30
12.43
12.52
Titulación de 40.00 mL de HCl
0.1000 M con Na OH 0.1000 M
Fenolftaleína
pH = 7.00 en el punto
de equivalencia
Rojo de metilo
Volumen adicionado de NaOH (mL)
Solubilidad molar (mol/L) es el número de moles de soluto
disuelto en 1 litro de una disolución saturada.
Solubilidad (g/L) es el número de gramos de soluto disuelto
en 1 litro de una disolución saturada.
Solubilidad
del compuesto
Kp del
compuesto
Solubilidad
molar
del compuesto
Concentraciones
de cationes
y aniones
Concentraciones
de cationes
y aniones
Solubilidad
molar
del compuesto
Kp del
compuesto
Solubilidad
del
compuesto
Equilibrios de solubilidad
AgCl (s)
Ksp = [Ag+][Cl-]
MgF2 (s)
Ag2CO3 (s)
Ca3(PO4)2 (s)
Ag+ (ac) + Cl- (ac)
Ksp es la constante del producto de
solubilidad
Mg2+ (ac) + 2F- (ac)
2Ag+ (ac) + CO32- (ac)
3Ca2+ (ac) + 2PO43- (ac)
Kps = [Mg2+][F-]2
Kps = [Ag+]2[CO32-]
Kps = [Ca2+]3[PO33-]2
Escritura de expresiones ion-producto para
compuestos iónicos poco solubles
Problema: Escriba la expresión ion-producto para (a) bromuro de plata;
(b) fosfato de estroncio; (c) carbonato de aluminio; (d) sulfuro de níquel(III).
Plan: Se escribe la ecuación para una solución saturada, después se escribe
la expresión para el producto de solubilidad.
Solución:
(a) Bromuro de plata:
AgBr(s)
Ag+(ac) + Br -(ac)
Kps = [Ag+] [Br -]
(b) Fosfato de estroncio:
Sr3(PO4)(s)
3 Sr2+(ac) + 2 PO43-(ac)
Kps = [Sr2+]3[PO43-]2
(c) Carbonato de aluminio: Al2(CO3)3 (s)
2 Al3+(ac) + 3 CO32-(ac)
Kps = [Al3+]2[CO32-]3
(d) Sulfuro de níquel(III):
Ni2S3 (s) + 3 H2O(l)
2 Ni3+(ac) + 3 HS -(ac) + 3 OH-(ac)
Ksp =[Ni3+]2[HS-]3[OH-]3
Predicción de la formación de un precipitado: Qps vs. Kps
La constante del producto de solubilidad, Kps, puede compararse con
la constante ion-producto, Qps para comprender las características de
una solución respecto a la formación de un precipitado.
Qps = Kps : Cuando se satura una solución, no se disolverá más soluto
y la solución se denominará “saturada”. No ocurrirán más
cambios.
Qps > Kps : Se formarán precipitados hasta que la solución se satura.
Qps< Kps : La solución es insaturada y no se formarán
precipitados.
Predicción de la formación de un precipitado
Problema: ¿Se formará un precipitado si se agrega 0.100 L de una solución
que contiene 0.055 M de nitrato de bario a 200.00 mL de una solución
0.100 M de cromato de sodio?
Plan: Primero vemos si las soluciones producirán iones solubles, entonces
se calculan las concentraciones, sumando los dos volúmenes para obtener el
volumen total de la solución, entonces se calcula la constante del producto
(Qps), y se compara con la constante del producto de solubilidad para saber
si se formará un precipitado.
Solución: Tanto Na2CrO4 como Ba(NO3) son solubles, por tanto, habrá
iones de Na+, CrO42-, Ba2+ y NO3- presentes en 0.300 L de solución. Cambiaremos las parejas, buscaremos las solubilidades y encontraremos que BaCrO4
sería insoluble, así calculamos su constante ion-producto y la compararemos
con la constante del producto de solubilidad de 2.1 x 10-10:
Para Ba2+: [0.100 L Ba(NO3)2] [0.55 M] = 0.055mol Ba2+
2+
0.055
mol
Ba
2+
[Ba ] =
= 0.183 M en Ba2+
0.300 L
Predicción de la formación de un precipitado
Continuación:
Para CrO42- : [0.100 M Na2CrO4] [0.200 L] = 0.0200 mol CrO42[CrO42-] =
0.0200 mol CrO420.300 L
= 0.667 M en CrO42-
Qps = [Ba2+] [CrO42-] =(0.183 M Ba2+)(0.667 M CrO42-) = 0.121
Ya que Kps = 2.1 x 10-10 y Qps = 0.121,
Qps >> Ksp y se formará un
precipitado.
Si 2.00 mL de 0.200 M NaOH son agregados a 1.00 L
de 0.100 M CaCl2, ¿se formará precipitado?
Los iones presentes en la disolución son Na+, OH-, Ca2+, Cl-.
El único precipitado posible es Ca(OH)2 (reglas de solubilidad ).
Es Q > Kps para Ca(OH)2?
[Ca2+]0 = 0.100 M
[OH-]0 = 4.0 x 10-4 M
Q = [Ca2+]0[OH-]02 = 0.10 x (4.0 x 10-4)2 = 1.6 x 10-8
Kps = [Ca2+][OH-]2 = 8.0 x 10-6
Q < Kps
No formará precipitado
El efecto del ión común y la solubilidad
La presencia de un ion común disminuye la
solubilidad de la sal.
¡Cuál es la solubilidad molar del AgBr en (a) agua pura
y (b) 0.0010 M NaBr?
AgBr (s)
Ag+ (ac) + Br- (ac)
Kps = 7.7 x 10-13
s2 = Kps
s = 8.8 x 10-7
NaBr (s)
Na+ (ac) + Br- (ac)
[Br-] = 0.0010 M
AgBr (s)
Ag+ (ac) + Br- (ac)
[Ag+] = s
[Br-] = 0.0010 + s  0.0010
Kps= 0.0010 x s
s = 7.7 x 10-10
El pH y la solubilidad
•
•
•
La presencia de un ion común disminuye la solubilidad.
Las bases Insolubles disuelven en las disoluciones ácidas
Los ácidos Insolubles disuelven en las disoluciones básicas
remover
Mg(OH)2 (s)
Mg2+ (ac) + 2OH- (ac)
Con pH menor que 10.45
Kps = [Mg2+][OH-]2 = 1.2 x 10-11
Menor [OH-]
Kps = (s)(2s)2 = 4s3
- (ac) + H+ (ac)
OH
H2O (l)
3
-11
4s = 1.2 x 10
Aumenta la solubilidad de Mg(OH)2
s = 1.4 x 10-4 M
Con pH mayor que 10.45
[OH-] = 2s = 2.8 x 10-4 M
pOH = 3.55 pH = 10.45
Aumenta [OH-]
Disminuye la solubilidad de Mg(OH)2
FIN