02 Acidos Bases Sales v2 PDF

QUÍMICA I ING. E. RAÚL MORALES MUÑOZ MSc. TEMAS: INTRODUCCIÓN ESTEQUIOMETRÍA ESTADO LÍQUIDO SOLUCIONES ÁCIDOS, BASES Y SALES TERMOQUÍMICA ELECTROQUÍMICA 6/17/15

Ing. E. Raúl Morales Muñoz MSc.

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ÁCIDOS, BASES Y SALES. Fuente: Fundamentos de Química General. Ing. Luis Escobar.

GENERALIDADES. Muchas sustancias utilizadas en la industria contienen con frecuencia ácidos y bases. También son producidos por los organismos vivos. Los ácidos, bases y sales han sido usados para varios fines. Los alquimistas los clasificaron por su sabor. La palabra ácido proviene del latín acidus que significa agrio. Todas las sustancias de sabor agrio son ácidas. Las sustancias químicas que tienen sabor amargo se dice que son básicas o alcalinas. 6/17/15


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ÁCIDOS Posteriormente, se reconoció a los ácidos por ser sustancias que, en solución acuosa, tienen las siguientes propiedades: a) Son de sabor agrio, si se los diluye lo suficiente para poder probarlos. b) Hacen que el papel indicador tornasol, que contiene un colorante extraído de algunos líquenes, cambie de color, de azul a rojo.

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ÁCIDOS c) Reaccionan con los metales activos como el Magnesio Mg, Zinc Zn y Hierro Fe produciendo Hidrógeno gaseoso. d) Reaccionan con los Carbonatos y Bicarbonatos, formando Anhídrido Carbónico. e) Reaccionan con las bases formando sales y Agua. f) Conducen la corriente eléctrica, es decir son electrolitos si contienen iones libres.

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BASES, ÁLCALIS O HIDRÓXIDOS. En cambio, a las bases se reconoció porque en Solución acuosa presentan las siguientes propiedades : a) Tienen sabor amargo. b) Son untuosas (resbalosas o jabonosas) al tacto. c) Hacen que el papel indicador tornasol cambie de color rojo a azul. d) Reaccionan con los ácidos formando sales y Agua. e) Conducen la corriente eléctrica, o sea son electrolitos al formar iones libres. 6/17/15


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ÁCIDOS, BASES Y SALES A continuación se muestran algunas sustancias comunes y su ingrediente: ACIDOS:

SUSTANCIA

Ácido de batería Agua carbonatada Solución para el lavado de ojos Conservador de alimentos Limón, lima, tomate Removedor de óxido Leche agria Jugo gástrico Vinagre Vitamina C BASES: Limpiador para el drenaje Leche de magnesia Mortero y yeso Limpiador de ventanas

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COMPONENTE Ácido Sulfúrico Ácido Carbónico Ácido Bórico Ácido Benzóico Ácido Cítrico Ácido Fosfórico Ácido Láctico Ácido Clorhídrico Ácido Acético Ácido Ascórbico Hidróxido de Sodio Hidróxido de Magnesio Hidróxido de Calcio Solución de Amoníaco


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Aplicaciones.

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ÁCIDOS, BASES Y SALES TEORÍA DE ARRHENIUS. Es una teoría propuesta alrededor de 1894 para explicar la naturaleza de los ácidos y las bases. ACIDO. Es cualquier sustancia que en Solución acuosa libera y cede iones hidrógeno H+. En estado de Equilibrio:

En la representación de los ácidos inorgánicos, los átomos de Hidrógeno se escriben a la izquierda por ser los menos electronegativos. En la representación de ácidos orgánicos, el grupo funcional ácido –COOH, como en el ácido , Ácido Etanoico, se escribe a la derecha. 6/17/15


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TEORÍA DE ARRHENIUS El ion hidrógeno H+ se considera como un protón que en Solución acuosa se hidrata y se convierte en ión hidronio H3O+: H+ + H2O ⇆ H3O+ En estado de Equilibrio, se usa Concentraciones Molares relativas y se las escribe entre corchetes. Muchos ácidos en Solución acuosa se ionizan según el siguiente esquema de Equilibrio:

CH3COOH + H2O ⇆ H3O+ + CH3COO– 6/17/15


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TEORÍA DE ARRHENIUS BASE. Es toda sustancia que en Solución acuosa libera y cede iones hidróxido OH– según el siguiente Equilibrio:

NH4OH en H2O ⇆ NH4+ + OH– Los compuestos iónicos se ionizan. Los compuestos covalentes se disocian. La ruptura de un enlace covalente puede ser homolítica y heterolítica. La ruptura homolítica produce radicales; la heterolítica produce iones. 6/17/15


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ÁCIDOS, BASES Y SALES REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN. De acuerdo con la teoría de Arrhenius, en Solución acuosa, un ácido cede H+ y una base libera OH–, produciéndose una reacción de neutralización que se representa de la siguiente manera: Ácido + Base → Sal + Agua HCl + NaOH → NaCl + H2O HNO3 + KOH → KNO3 + H2O H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + H2O CH3COOH + NH4OH → CH3COONH4 + H2O 6/17/15


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ÁCIDOS, BASES Y SALES TEORÍA DE BRÖNSTED Y LOWRY. Fue propuesta en 1923. Las definiciones de Brönsted y Lowry son más generales que las de Arrhenius, ya que no se limitan a soluciones acuosas. ACIDO. Es toda sustancia capaz de ceder iones hidrógeno H + a otra sustancia. En estado de Equilibrio: H3O+ + Cl– ⇆ H2O + HCl BASE. Es toda sustancia capaz de aceptar iones hidrógeno H+ de otra sustancia. En estado de Equilibrio: NH3 + H+ ⇆ NH4+ ANFÓTERO. Las sustancias anfóteras pueden actuar como ácidos o como bases. 6/17/15


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TEORÍA DE BRÖNSTED Y LOWRY El Agua puede actuar como base o como ácido, pues acepta y cede iones hidrógeno. Pares conjugados ácido/base:

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TEORÍA DE BRÖNSTED Y LOWRY Según la teoría de Brönsted y Lowry, no necesariamente se produce una neutralización entre ácido y base. HCl + H2O ⇆ H3O+ + Cl– Esquema de ionización del HCl ácido base

H2O + H2O ⇆ H3O+ + OH–

Esquema de disociación del H2O

ácido base

H2SO4 + H2O ⇆ H3O+ + HSO4– HSO4– + H2O ⇆ H3O+ + SO42– ácido base

HCl + NH3 ⇆ NH4+ + Cl– Esquema de neutralización del HCl ácido base 6/17/15


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ÁCIDOS, BASES Y SALES TEORIA DE LEWIS. El concepto de ácidos y bases propuesto por Lewis en 1923 es la definición más general e incluye a todas las sustancias que son ácidos y bases de acuerdo a las definiciones dadas por Arrhenius y Bronsted-Lowry. Según Lewis: ÁCIDO. Es una sustancia capaz de aceptar y compartir un par de electrones y formar un enlace covalente. BASE. Es una sustancia capaz de ceder y compartir un par de electrones y formar un enlace covalente.

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TEORIA DE LEWIS Así, la definición de ácido se aplica a sustancias que, sin ceder iones hidrógeno H+, actúan como ácidos, y la definición de una base se aplica a sustancias que, sin aceptar iones hidrógeno H + o ceder iones hidróxido HO−, actúan como bases. Por lo tanto, el ion hidrógeno H+ es un ácido puesto que puede aceptar un par de electrones, como se indica en el siguiente esquema de Equilibrio: H+ + H2O ⇆ H3O+

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o

H2O + H+ ⇆ H3O+


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TEORIA DE LEWIS El ion hidróxido OH– es una base, puesto que puede ceder un par de electrones, como se indica en el Equilibrio dado: H3O+ + OH– ⇆ H2O + H2O

La reacción entre el Fluoruro de Boro con el Amoníaco es un ejemplo clásico de la teoría de Lewis:

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Aplicaciones.

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ÁCIDOS, BASES Y SALES FUERZA DE LOS ACIDOS Y LAS BASES. Los ácidos y las bases pueden ser fuertes y débiles. ACIDOS Y BASES FUERTES. Son aquellas sustancias que al ionizarse lo hacen completamente. Son considerados electrolitos fuertes; algunos ácidos y bases fuertes son: ÁCIDOS FUERTES Ácido Clorhídrico, HCl Ácido Bromhídrico, HBr Ácido Iodhídrico, HI Ácido Sulfúrico, H2SO4 Ácido Nítrico, HNO3 Ácido Perclórico, HClO4

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BASES FUERTES Hidróxido de Sodio, NaOH Hidróxido de Potasio, KOH Hidróxido de Calcio, Ca(OH)2


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ÁCIDOS, BASES Y SALES ÁCIDOS Y BASES DÉBILES. Son los que se ionizan muy poco o parcialmente. Se consideran electrolitos débiles; algunas de estas sustancias se muestran a continuación: ÁCIDOS DÉBILES

BASES DÉBILES

Ácido Fosfórico, H3PO4 Ácido Carbónico, H2CO3 Ácido Acético, CH3COOH Ácido Cítrico, C3H5(COOH)3 Ácido Láctico, CH3CHOHCOOH Ácido Bórico, H3BO3 Ácido Benzoico, C6H5COOH

Dimetilamina, (CH3)2NH Anilina, C6H5NH2 Hidróxido de Magnesio, Mg(OH)2 Hidróxido de Amonio, NH4OH Hidracina, N2H4 Piridina, C5H5N Hidróxido de Aluminio, Al(OH)3

Ácido Benzoico 6/17/15


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ÁCIDOS, BASES Y SALES CONSTANTE DE IONIZACIÓN. Es la constante de Equilibrio de una ionización, definida por su ecuación en función de las Concentraciones Molares relativas de los iones formados y la del correspondiente ácido o base, en Equilibrio. HCl → H+ + Cl– NaOH → Na+ + HO–

  

CMrEq ( H  ) CMrEq (Cl – ) H  Cl – K a ( HCl )    HCl  CMrEq ( HCl )





CMrEq ( Na  ) CMrEq ( HO – ) Na   HO – K b ( NaOH )    NaOH  CMrEq ( NaOH )

La fuerza de ácidos y bases se cuantifica según la constante de ionización Ka y Kb, que solo depende de la temperatura. Para ácidos y bases fuertes la constante es muy grande, pero para ácidos y bases débiles es muy baja. A continuación se muestran algunas constantes de ácido Ka y de base Kb. 6/17/15


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

ÁCIDOS, BASES Y SALES Para ácidos:

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ÁCIDOS

Ka

HClO4 HI HBr HCl HNO3 H2SO4 HIO3 HOOC-COOH HNO2 HF CH3COOH H3BO3 HCN

muy grande muy grande muy grande muy grande muy grande muy grande 0,17 5,9∙10–2 4,6∙10–4 3,5∙10–4 1,8∙10–5 7,3∙10–10 4,9∙10–10


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ÁCIDOS, BASES Y SALES Para bases:

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BASES

Kb

NaOH KOH LiOH Etilamina, C2H5NH2 Metilamina, CH3NH2 Amoniaco, NH3, NH4OH Piridina, C5H5N Anilina, C6H5NH2 Cafeína, C8H10N4O2 Urea, (NH2)2CO

muy grande muy grande muy grande 5,6∙10–5 4,2∙10–4 1,8∙10–5 1,5∙10–9 4,2∙10–10 5,3∙10–14 1,5∙10–14


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ÁCIDOS, BASES Y SALES Para ácidos polipróticos o poliprotónicos : NOMBRE

FÓRMULA

Ka1

Ka2

Ka3

Ascórbico Carbónico Cítrico Oxálico Fosfórico Sulfuroso Sulfúrico Tartárico Sulfhídrico

H 2 C6 H 6 O 6 H2CO3 H 3 C6 H 5 O 7 H2C2O4 H3PO4 H2SO3 H2SO4 H 2 C4 H 4 O 6 H2 S

8,0∙10–5 4,2∙10–7 7,4∙10–4 5,9∙10–2 7,5∙10–3 1,7∙10–2 muy grande 1,0∙10–3 9,5∙10–8

1,6∙10–12 5,6∙10–11 1,7∙10–5 6,4∙10–5 6,2∙10–8 6,4∙10–8 1,2∙10–2 4,6∙10–5 1,0∙10–19

4,0∙10–7 4,8∙10–13

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Aplicaciones.

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ÁCIDOS, BASES Y SALES DISOCIACIÓN y AUTODISOCIACIÓN DEL AGUA. Los enlaces iónicos producen ionización. Los enlaces covalentes se disocian en forma homolítica y en forma heterolítica. El Agua puede actuar como un ácido y como una base, por tanto, es una sustancia anfótera. La disociación heterolítica del Agua se produce según el Equilibrio: H2O + H2O ⇆ H3O+ + OH– También puede autodisociarse: H2O ⇆ H+ + OH– La disociación y regeneración del Agua son procesos que están en Equilibrio. 6/17/15


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ÁCIDOS, BASES Y SALES Para el Equilibrio de la autodisociación y regeneración del Agua tenemos: H2O ⇆ H+ + OH–  H   OH   K Equilibrio 

 H 2O 

Como el Agua se encuentra, en diferentes condiciones, casi en su totalidad en forma de moléculas no disociadas, su muy pequeña disociación influye poco en la Concentración molar relativa de Equilibrio [H2O], y se puede considerar constante:

 

K Equilibrio  H 2O   H  OH 



El producto KEquilibrio∙ [H2O] se denomina Kw, y se constituye en la constante del producto iónico del Agua:  

  OH 

Kw  H

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ÁCIDOS, BASES Y SALES Para el Agua y para Soluciones acuosas diluidas a 25°C, Kw es:

 



K w  H  OH  1,00 10 14 y depende solo de la temperatura, como se observa en la siguiente tabla: Kw Temperatura [°C] Una Solución es diluida cuando su Molaridad es menor que 1 M y mayor que 10−7 M.

0 10 25 37 45 60

1,13∙10–15 2,92∙10–15 1,00∙10–14 2,40∙10–14 4,02∙10–14 9,61∙10–14

Aunque Kw es independiente de las Concentraciones, para las Soluciones concentradas no ideales se realiza correcciones. 6/17/15


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ÁCIDOS, BASES Y SALES De la ecuación de Kw podemos concluir que: a) Una Solución es NEUTRA, si: [H+] = [OH–] = 1,00∙10–7 b) En una Solución ÁCIDA, se cumple que: [H+] > [OH–] c) En una Solución BÁSICA, se cumple que: [H+] < [OH–]

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ÁCIDOS, BASES Y SALES POTENCIAL DE HIDRÓGENO o pH. Determinar el potencial de Hidrógeno, de hidronio o pH de una Solución, es determinar el valor −logaritmo base 10 de la Concentración Molar relativa de iones hidrógeno [H+], en el estado de Equilibrio. Sörensen, estableció la expresión matemática para facilitar la indicación de la [H+] de una Solución en Equilibrio:

 

pH  log H 

 H  C

 

 H  10 pH



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MrH  Equilibrio


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ÁCIDOS, BASES Y SALES De la ecuación anterior se puede establecer de una forma similar que: Una Solución es NEUTRA si pH = 7,00 pH neutro Una Solución es ÁCIDA cuando el pH  7,00 pH ácido Una Solución es BÁSICA cuando el pH  7,00 pH básico Se establece la siguiente escala de pH:

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ÁCIDOS, BASES Y SALES Además se puede usar el pOH, que es igual a: pOH  log OH    



OH  

 10 pOH 

En el Equilibrio, entre el pH y el pOH, se puede establecer la siguiente relación: pH  pOH 14,0 Si CM(Solución HCl) = 0,10 M Ácido fuerte, se ioniza totalmente. Ka grande. HCl → H+ + Cl− 0,10 mol HCl → 0,10 mol H+ + 0,10 mol Cl− CMr(HCl) = 0,10 [H+] = 0,10 = 1,0∙10−1 pH(Solución 0,10 M HCl) = −log(0,10) = 1,0 Si CM(Solución NaOH)=0,10 M Base fuerte, se ioniza totalmente. Kb grande. NaOH → Na+ + HO− 0,10 mol NaOH → 0,10 mol Na+ + 0,10 mol HO− CMr(NaOH)=0,10 [HO−]=0,10= 1,0∙10−1 pOH(Solución 0,10 M NaOH) = −log(0,10) = 1,0 pH(Solución 0,10 M NaOH) = 14,0 − 1,0 = 13 ó si [H +] [HO−] = kw = 1,00∙10−14 6/17/15


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ÁCIDOS, BASES Y SALES A continuación se muestra el pH de algunas sustancias:

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Solución

pH

Solución 0,10 M HCl Jugo gástrico Jugo de limón Vinagre Bebidas gaseosas Cerveza Leche Orina Agua de lluvia Saliva Agua pura Sangre Clara de huevo Bilis Leche de magnesia Amoníaco doméstico Solución 0,10 M NaOH

1,0 1,6 – 1,8 2,3 2,4 – 3,4 2,0 – 4,0 4,0 – 4,5 6,3 – 6,6 5,5 – 7,5 5,6 6,2 – 7,4 7,00 7,35 – 7,45 7,6 – 8,0 7,8 – 8,6 10,5 11 13


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Aplicaciones.

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HIDROLISIS. HIDROLISIS DE SALES. Cuando un ácido reacciona con una cantidad estequiométrica de una base, los productos son Agua y una sal. El proceso se denomina neutralización, y las Soluciones de las sales debería ser neutro, pH = 7,00 ácido + base → sal + Agua HCl + NaOH → NaCl + H2O Ka y Kb muy grandes CH3COOH + NH4OH → CH3COONH4 + H2O

Ka y Kb pequeñas

Las sales en Soluciones acuosas se ionizan. La reacción de los cationes o aniones de ciertas sales con el Agua, formando H+ y OH− respectivamente, se conoce como HIDRÓLISIS, palabra del griego: hydro (agua) y lysis (ruptura). Al formarse H+ y OH− el pH de las Soluciones de dichas sales no es neutro. 6/17/15


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HIDROLISIS Las sales pueden ser: neutras, ácidas, básicas y ligeramente ácidas o básicas. Esto depende de la naturaleza de los ácidos y de las bases utilizados en la reacción de neutralización para la obtención de las sales. Los casos se presentan en la tabla: ÁCIDO

BASE

Fuerte Fuerte Fuerte Débil Débil Fuerte Débil Débil

SAL Neutra Ácida Básica Ligeramente ácida o básica

EJEMPLO NaCl NH4Cl CH3COONa CH3COONH4

Las sales que provienen de un ácido débil o una base débil pueden regenerar el ácido débil o la base débil en Solución en Agua. El Equilibrio de hidrólisis determina su pH. 6/17/15


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HIDROLISIS. HIDRÓLISIS DE UNA SAL BÁSICA. Consideremos la hidrólisis de una sal básica, Acetato de Sodio CH3COONa: a) En primer lugar la sal se ioniza, totalmente, como cualquier sal. Este proceso no produce H+ o OH− y no influye en el pH. porque b) Luego se produce la Hidrólisis del ión acetato, produciendo el ácido débil. Este proceso de Equilibrio influye en el pH. CH3COO– + H2O ⇆ CH3COOH + OH− cuya constante de Equilibrio se define de la siguiente manera: K hidrólisis 

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 CH 3COOH  OH     CH COO    H O  3  2

Kh 


 CH 3COOH  OH   



CH COO    3  37

HIDROLISIS. c) En un tercer paso se produce la ionización del ácido débil regenerado. Este proceso de Equilibrio influye en el pH. CH3COOH ⇆ CH3COO– + H+ La constante de ionización del ácido débil se calcula con: CH COO    H    3    Ka   CH 3COOH

Si multiplicamos las dos constantes, podemos escribir:

 CH 3COOH   OH    CH 3COO   H   Kh K a     CH 3COO   CH 3COOH  6/17/15


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HIDROLISIS. De donde:

 



K h K a  H  OH   K w 1,00 10 14 Kw Kh  Ka

K h K a  K w

HIDRÓLISIS DE UNA SAL ÁCIDA. El producto de las constantes de Hidrólisis y ionización de base débil para la sal ácida es:

 OH  K

K h K b  H



K h K b  K w 6/17/15



w

1,00 10

Kw Kh  Kb Ing. E. Raúl Morales Muñoz MSc.

 14

NH4Cl → NH4+ + Cl− NH4+ + H2O ⇆ NH4OH + H+ NH4OH ⇆ NH4+ + OH− 39

HIDROLISIS. PORCENTAJE DE HIDRÓLISIS DE UNA SAL ÁCIDA O BÁSICA. Es la relación entre la masa hidrolizada y la masa inicial de la sal que se encuentra en Solución. PCH 

masa Hidrolizada Concentración de Hidrólisis 100%  100% masa Inicial Concentración Inicial

PORCENTAJE DE IONIZACIÓN DE UN COMPUESTO IÓNICO. Es la relación entre la masa ionizada y la masa inicial del compuesto iónico que se encuentra en Solución. masa ionizada Concentración de ionización PCI  100%  100% masa inicial Concentración inicial 6/17/15


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Aplicaciones.

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EJERCICIOS RESUELTOS Ejercicio 1. Calcular la [H+] y la [OH–] en una Solución 0,100M de Ácido Acético CH3COOH, cuya constante Ka es 1,75∙10–5. DATOS DE ENTRADA

CM(Solución CH3COOH) = 0,100M

(3 cifras significativas)

CMr(Solución CH3COOH) = 0,100 Ka(CH3COOH) = 1,75∙10–5 DATOS DE SALIDA


[H+] [OH–] RESOLUCIÓN

El Ácido Acético CH3COOH es un ácido débil. 6/17/15


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EJERCICIOS RESUELTOS El CH3COOH ioniza una parte X de su Concentración Molar inicial CMrI que pasa a una Concentración de Equilibrio CMrEq : CH3COOH ⇆ CH3COO– + H+ (esquema de ionización) CMrI :

0,100

CMrEq: 0,100−X

0

0,0

X

X

La [H+]H2O << 0,100 no incide en el Equilibrio por ser muy pequeña: 1,00∙ 10−7

Entonces, en el Equilibrio, la constante de ionización es:

CH COO  H   

Ka

3



 CH 3COOH 

y

2 X 1,75 10 5  0,100  X

X 2  1,75 10 5 X  1,75 10 6 0 X 1 = 1,31415 10 3 6/17/15

X 2 =  1,33165 10 3 Ing. E. Raúl Morales Muñoz MSc.

X es la Concentración de ionización del ácido débil, en el Equilibrio 43

EJERCICIOS RESUELTOS El valor negativo de X2 no tiene significado físico. Entonces: X1 = [H+] = 1,31415 ∙10–3 y CM Eq(H+) = 1,31415 ∙10–3 mol/L [H+] = 1,31 ∙10–3


En el Agua y en las Soluciones diluidas, las Concentraciones relativas [H+] y [OH–] dependen de la constante del producto iónico del agua Kw: [H+][OH–] = Kw = 1,00∙10–14



1,00 10  14  12 OH   7 , 60948  10 1,31415 10  3 



[OH–] = 7,61 ∙10–12 6/17/15

CM Eq (OH  ) 7,60948 10  12 mol/L

(3 cifras significativas) Ing. E. Raúl Morales Muñoz MSc.

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EJERCICIOS RESUELTOS Ejercicio 2. Calcular el pH y el porcentaje de ionización en una Solución 1,00 M de Ácido Cianhídrico HCN, si la Ka es 4,80∙10–10. DATOS DE ENTRADA

CM(Solución HCN) = 1,00M


CMr(Solución HCN) = 1,00 Ka(HCN) = 4,80∙10–10 DATOS DE SALIDA


pH(Solución HCN) PCI(HCN) RESOLUCIÓN

El Ácido Cianhídrico HCN es un ácido débil. 6/17/15


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EJERCICIOS RESUELTOS El HCN ioniza una parte X de su Concentración Molar inicial CMrI la cual cambia a una Concentración de Equilibrio CMrEq : HCN ⇆ H+ + CN– CMrI : 1,00 0,0 0 CMrEq: 1,00−X X X La constante de ionización es:

(esquema de ionización) La [H+]H2O << 1,00 de la autodisociación del Agua no incide en el Equilibrio por ser muy pequeña: 1,00∙10−7

 H   CN   2     X Ka  y 4,80 10  10   HCN  1,00  X X es la Concentración X 2  4,80 10  10 X  4,80 10  10 0 de ionización del ácido  5  5 débil, en el Equilibrio X1 = 2,19087 10 X 2 =  2,19091 10 6/17/15


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EJERCICIOS RESUELTOS Dado que el valor negativo de X2 no tiene significado físico: X1 = [H+] = 2,19087 ∙ 10–5 y CM Eq(H+) = 2,19087 ∙ 10–5 mol/L pH(Solución HCN) = −log(2,19087 ∙ 10–5) = −4,65938 pH(Solución HCN) = −4,66 (3 cifras significativas) PCI(HCN) = Concentrac Porcentaje iónde deionización ionización del HCN. PCI (HCN ) 

100%

Concentrac ión inicial 2,19087 10  5 PCI (HCN )  100% 2,19087 10  3% 1,00 PCI (HCN ) 2,19 10  3% (3 cifras significat ivas) 6/17/15


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EJERCICIOS RESUELTOS Ejercicio 3. Calcular la Molaridad de una Solución de Hidróxido de Amonio NH4OH, que se encuentra ionizada en un 2,00%, si su Kb es 1,80∙10–5. DATOS DE ENTRADA

PCI(NH4OH) = 2,00%


Kb(NH4OH) = 1,80∙10–5 DATOS DE SALIDA


M(Solución NH4OH) RESOLUCIÓN

El Hidróxido de Amonio NH4OH es una base débil. 6/17/15


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Aplicaciones.

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EJERCICIOS RESUELTOS El NH4OH ioniza parte X de su Molaridad relativa inicial Mr , la cual cambia a una Concentración de Equilibrio Mr – X : NH4OH ⇆ NH4+ + OH– (esquema de ionización) Se verá que la [OH ] << M CMrI : Mr 0 0,0 no incide en el Equilibrio por ser muy pequeña: 1,00∙10 CMrEq : Mr – X X X En el Equilibrio, las Concentraciones Molares relativas se relacionan con la constante de ionización de la base: –

H2O

r

−7

X X X2  K b 1,80 10  5 Mr  X Mr  X Concentración de ionización X Si PCI ( NH 4 OH)  100 %  100 % Concentración inicial Mr y si PCI ( NH 4 OH) 2,00% 6/17/15

2,00% 

X 100 % Mr


2,00 

X 100 Mr

M r 50,0 X 50

EJERCICIOS RESUELTOS Remplazando Mr = 50,0X en la ecuación de la constante Kb: X2 X2 X2   1,80 10 5 M r  X 50,0 X  X 49,0 X X 2  8,82 10 4 X 0 X 1 8,82 10

4

X ( X  8,82 10  4 ) 0 X 2 0

X 2 0 significa que la sal no se ioniza. M r 50,0 X 1

M r 50,0 8,82 10  4 0,0441  1,00 10 7

 M (NH 4OH) 0,0441 CM (NH 4OH) 0,0441

mol L

mol L

0,0441 M

0,0441 M

M (Solución NH 4OH) 0,0441 M 6/17/15

X es la Concentración de ionización de la base, en el Equilibrio



51

EJERCICIOS RESUELTOS Ejercicio 4. El pH de una Solución 0,072000 M de Ácido Benzoico ó C6H5COOH es 2,7000. Calcular la constante Ka de este ácido. DATOS DE ENTRADA

pH(Solución C6H5COOH) = 2,7000


CM(Solución C6H5COOH) = 0,072000 M CMr(Solución C6H5COOH) = 0,072000 DATOS DE SALIDA


Ka(C6H5COOH) RESOLUCIÓN

El Ácido Benzoico es unIng.ácido débil. Es un sólido incoloro y 52 6/17/15 E. Raúl Morales Muñoz MSc.

EJERCICIOS RESUELTOS C6H5COOH ⇆ C6H5COO− + H+ (esquema de ionización) La [H ] << 0,072 no CMrI : 0,072 0 0,0 incide en el Equilibrio por ser muy pequeña. CMrEq: 0,072−X X X En el Equilibrio, las Concentraciones Molares relativas se relacionan con la constante de ionización del ácido Ka: X2 Ka  X  H   10 pH 10 2,7000 1,99526 10 3 0,072  X +

1,99526 10 

3 2

Ka 

0,072  1,99526 10 3

K a 5,6869 10 5 6/17/15

H2O

5,68685 10 5

(5 cifras significat ivas) Ing. E. Raúl Morales Muñoz MSc.

53

EJERCICIOS RESUELTOS Ejercicio 5. Calcular el pH de una Solución acuosa de Ácido Clorhídrico de Concentración 5,00∙10–8 M. DATOS DE ENTRADA

CM(Solución HCl) = 5,00∙10–8 M


CMr(Solución HCl) = 5,00∙10–8 DATOS DE SALIDA


pH(Solución HCl) RESOLUCIÓN

El Ácido Clorhídrico es un ácido fuerte. Es el gas Cloruro de Hidrógeno disuelto y disociado casi totalmente en Agua. 6/17/15


54

EJERCICIOS RESUELTOS Dado que su constante Ka es muy grande, consideramos que el ácido HCl está totalmente disociado en Agua:

HCl

⇆

H+

+

Cl–

CMrI : 5,00∙ 10–8 1,00 ∙ 10–7 0 CMrEq : 0,0 5,00∙ 10–8 +1,00∙ 10–7 5,00∙ 10–8 Observar que −log(5,00∙10–8) = 7,30103 = pH básico. La escala de pH es válida para Concentraciones entre 10 −7 M y 1 M. La Solución es altamente diluida y aporta menos iones H + que el Agua: [H+] = [H+]HCl + [H+]H2O = 5,00∙ 10–8 + 1,00∙ 10–7 [H+] = 1,5∙ 10–7 pH(Solución HCl)=−log(1,5∙ 10–7)=6,82391 pH(Solución HCl) = 6,82 (3 cifras significativas) 6/17/15


55

EJERCICIOS RESUELTOS Ejercicio 6. Calcular el pH de la Solución 0,00370 M de Ácido Carbónico H2CO3. Las constantes de ionización son: Ka1= 4,20∙10–7 y Ka2= 5,60∙10–11. DATOS DE ENTRADA

CM(Solución H2CO3) = 0,00370 M


Ka1(Solución H2CO3) = 4,20∙10–7 Ka2(Solución H2CO3) = 5,60∙10–11 DATOS DE SALIDA


pH(Solución H2CO3) RESOLUCIÓN 6/17/15


56

EJERCICIOS RESUELTOS El Ácido Carbónico es un ácido débil, que en Solución puede ceder por etapas uno o dos protones.

Etapa 1: H2CO3 CMrI :

HCO

⇆

0,00370

CMrEq : 0,00370 – X

– 3

+

H

+

0

0,0

X

X

[H+]H2O << 0,00370; no incide en el Equilibrio de la etapa 1 por ser muy pequeña.



[H  ][HCO3 ] X2 Ka1   4,20 10 7 [H 2CO3 ] 0,00370  X X 2  4,20 10 7 X  1,554 10 9 0

 

X 1 3,92114 10 5  H  6/17/15

Etapa 1

X 2  3,96314 10 5


57

EJERCICIOS RESUELTOS En la siguiente etapa el anión HCO3– cede otro protón. La [H+]Etapa 1 = 3,92114∙10–5 incide en la etapa 2. Etapa 2:

HCO3–

⇆

CO32–

+

H+

CMrI : 3,92114∙10–5

0

3,92114 ∙10 –5

CMrEq : 3,92114∙10–5 – Y

Y

3,92114∙10–5 + Y

2

[CO3 ][H  ] Y (3,92114 10 5  Y )  11 Ka 2    5 , 60  10  3,92114 10 5  Y [HCO3 ]

Y 2  (3,92114 10 5  5,60 10 11 ) Y  2,19584 10 15 0 Y 2  3,92115 10 5 Y  2,19584 10 15 0

 

Y1 5,59998 10 11  H  6/17/15

Etapa 2

Y2  3,92116 10 5


58

EJERCICIOS RESUELTOS La ionización del HCO3− es muy pequeña comparada con la del H2CO3 , en consecuencia [H+]Etapa 1 >> [H+]Etapa 2 También Y1 = 5,59998∙10−11 = [CO32–]. La Concentración [H+] al final de las dos etapas es: [H+] = [H+]Etapa 1 + [H+]Etapa 2 [H+] = 3,92114∙10–5 + Y1 = 3,92114∙10–5 + 5,59998∙10−11 [H+] = 3,92115∙10–5 pH(Solución H2CO3) = −log(3,92115∙10–5) = 4,40659 pH(Solución H2CO3) = 4,41


La incidencia de la [H+]Etapa 2 en el pH de la Solución es muy pequeña, aun más pequeña que la de [H+]H2O . 6/17/15


59

Aplicaciones.

6/17/15


60

EJERCICIOS RESUELTOS Ejercicio 7. Calcular el pH de una Solución 0,10000 M de Acetato de Sodio CH3COONa, y el porcentaje de hidrólisis del anión acetato, si la Ka del Ácido Acético es 1,7500∙10–5. DATOS DE ENTRADA

CM(Solución CH3COONa) = 0,10000 M


Ka(CH3COOH) = 1,7500∙10–5 (5 cifras significativas)

DATOS DE SALIDA

pH(Solución CH3COONa) PCH(CH3COO−) RESOLUCIÓN 6/17/15


61

EJERCICIOS RESUELTOS El CH3COONa es una sal de ácido débil y base fuerte. Se prevé cualitativamente que su pH será básico. Cuando se disuelve en Agua, se ioniza casi completamente; el enlace iónico O-Na así lo permite. ce(O) = 3,5 ; ce(Na) = 0,9 ∆ce(O; Na) = 2,6 Enlace iónico

CMrI : 0,10000 CMrEq :

0,0

0 0,10000

0 0,10000

Considerando la hidrólisis del anión acetato: CH3COO– + H2O ⇆ CH3COOH + OH– CMrI :

0,10000

CMrEq : 0,10000 – X 6/17/15

0

0,0

X

X


62

EJERCICIOS RESUELTOS La constante de hidrólisis de una sal básica, considerando la Ka del ácido débil, se expresa:  14 K K 1 , 00  10  10 w Kh  w    5 , 71429  10 K a K a (CH 3COOH ) 1,75 10 5

Si K h

 CH 3COOH   OH    

 CH COO  

3

X2 5,71429 10 10 0,10000  X

X 2  5,71429 10 10 X  5,71429 10 11 0 X 1 7,55901 10 6

 OH  7,5590110 

X 2  7,55958 10 6 6

pOH  log( 7,55901 10 6 ) 5,12154

También X1 es la Concentración de Hidrólisis del ión acetato: Ch(CH3COO−) = 7,55901∙10−6 mol/L 6/17/15


63

EJERCICIOS RESUELTOS Para Agua pura y Soluciones diluidas: pH + pOH = 14,0 (3 cifras significativas) pH = 14,0 − pOH = 14,0 − 5,12154 = 8,87846 pH(Solución CH3COONa) = 8,88 (3 cifras significativas) Se confirma la predicción cualitativa del pH básico.

Concentración de Hidrólisis PCH  100% Concentración Inicial 6 7 , 55901  10 mol/L  PCH (CH3COO )  100% 7,5590110 3% 0,10000 mol/L

PCH (CH3COO ) 7,5590 10 3% 6/17/15


(5 cifras significat ivas) 64

EJERCICIOS RESUELTOS Ejercicio 8. Calcular el pH de una Solución 0,0200 M de Cloruro de Amonio NH4Cl, y el porcentaje de hidrólisis del catión amonio NH4+ si Kb del Hidróxido de Amonio es 1,80∙10–5. DATOS DE ENTRADA

CM(Solución NH4Cl) = 0,0200 M


Kb(NH4OH) = 1,80∙10–5 DATOS DE SALIDA


pH(Solución NH4Cl) PCH(NH4+) RESOLUCIÓN 6/17/15


65

EJERCICIOS RESUELTOS El NH4Cl es una sal de ácido fuerte y base débil. Se prevé cualitativamente que su pH será ácido. Cuando se disuelve en Agua, se ioniza casi completamente; el enlace iónico del catión NH4+ y del anión Cl− así lo permite.

Ionización del NH4Cl: CMrI : 0,0200 CMrEq : 6/17/15

0,0

0

0

0,0200

0,0200


66

EJERCICIOS RESUELTOS Hidrólisis del NH4+ CMrI :

NH4+ + H2O ⇆ NH4OH + H+ 0,0200

CMrEq : 0,0200 – X

0

0,0

X

X

La constante de hidrólisis de una sal ácida, considerando la Kb de la base débil, se expresa:  14 Kw Kw 1,00 10  10 Kh     5 , 55556  10 K b K b ( NH 4OH ) 1,80 10  5

Si K h

 NH 4OH   H    

 NH   4

X2 5,55556 10  10 0,0200  X

X 2  5,55556 10  10 X  1,11111 10  11 0 6/17/15


67

EJERCICIOS RESUELTOS X 1 3,33305 10  6

 H  3,33305 10 

6

X 2  3,33361 10  6 pH  log( 3,33305 10 6 ) 5,47716

pH(Solución NH4Cl) = 5,48


Se confirma la predicción cualitativa del pH ácido.

También X1 es la Concentración de Hidrólisis del ión amonio: Ch(NH4+) = 3,33305∙10−6 mol/L

Concentración de Hidrólisis PCH  100% Concentración Inicial

6 3 , 33305  10 mol/L PCH (NH4 )  100% 1,6665310 2% 0,0200 mol/L

PCH (NH4 ) 1,67 10 2% 0,0167% 6/17/15

(3 cifras significat ivas)


68

EJERCICIOS RESUELTOS Ejercicio 9. Calcular el pH de una Solución 0,521 M de Cloruro de Sodio NaCl. DATOS DE ENTRADA

CM(Solución NaCl) = 0,521 M DATOS DE SALIDA



pH(Solución NaCl) RESOLUCIÓN

El NaCl es una sal de ácido fuerte y base fuerte, debe tener un pH neutro sin hidrolizar y, como toda sal, debe ionizar casi completamente. La ionización del NaCl no incide directamente en el pH. 6/17/15


69

EJERCICIOS RESUELTOS Suponiendo una ionización completa: NaCl → Na+ + Cl− Esquema de ionización CMrI : 0,521 0 0 CMrEq : 0,0

6/17/15

0,521

0,521


70

Aplicaciones.

6/17/15


71

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