QUÍMICA 2 Cap. 3. Equilibrio iónico. Efecto del ión común. Neutralización ácido base y soluciones buffer: Formación de sales de ácido fuerte y base fuerte, ácido débil y base fuerte, ácido fuerte y base débil. Hidrólisis. Soluciones buffer: su función e importancia para los sistemas vivos.
Lic. Luis R. Angeles Villón
Reacción de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte Ejemplo: Mezclamos 1 L de una solución acuosa 0,2 M de HCl con 1 L de una solución acuosa 0,2 M de NaOH. ¿Calcule el pH inicial de cada solución antes de la reacción de neutralización y el pH final luego de culminar la reacción de neutralización? pH en una solución de ácido fuerte (electrolito fuerte - Disociación 100%)
H+(ac) + Cl
a) Disociación según Arrhenius: HCl (ac) En 1 L de solución
−
0,2 ácido
0,2 base
b) Disociación según según Br&Lo: HCl HCl (ac) + H2O(l) En 1 L solución-
Inicio: 0,2
Disociación Disociaci ón o Reacción (Rx):
Final:
−
0,2 -
pH = − log [H3O+] o pH= − log (0,2/1) =
(ac)
0,2 ácido conj.
base conj.
H3O+(ac) + Cl
−
n
-
(ac)
-
0,2
0,2
0,2
(n − 0,2)
0,2
0,2
−
pH = − log [H+] −
(− 0,7) = 0,7
1
Reacción de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte pH en la solución de una base fuerte (electrolito fuerte - Disociación 100%)
Na+(ac) + OH
a) Disociación según Arrhenius: NaOH (ac) En 1 L de solución
−
0,2
0,2
(ac)
0,2
b) Disociación según Br&Lo: ácido
base
En 1 L solución: Inicio: Disociación o reacción (Rx):
base conj.
NaOH (ac) + H2O(l) 0,2 n − 0,2 − 0,2
Final:
-
(n − 0,2)
OH 0,2
−
(ac)
ácido conj.
+H2O(l) + Na +(ac) 0,2 0,2
0,2
0,2
0,2
pOH = − log [OH+] = − log (0,2/1) = − (− 0,7) = 0,7
pOH + pH = 14 ,
0,7 + pH = 14
pH = 13,3
Reacción de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte Ejemplo: Mezclamos 1 L de una solución acuosa 0,2 M de HCl con 1 L de una solución acuosa 0,2 M de NaOH. ¿Calcule el pH inicial de cada solución antes de la reacción de neutralización y el pH final luego de culminar la reacción de neutralización? pH de la solución resultante de la neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte
Balance de moles Para 1 L
HCl (ac) + NaOH(ac)
NaCl(ac) + H2O(l)
Inicio:
0,2
0,2
Rx:
- 0,2
- 0,2
0,2
0,2
-
0,2
0,2
Final:
-
pH=7
2
Reacción de neutralización de un ácido débil con una base fuerte Ejemplo: Mezclamos 0,5 L de una solución acuosa 0,2 M de ácido acético (HAc, K a : 1,8 × 10 5) con 0,5 L de una solución acuosa 0,2 M de NaOH, ¿pH al finalizar la neutralización? ácido −
Balance de moles
HAc (ac) + NaOH(ac)
H2O(ac) + NaAc(ac)
Inicio:
0,1
0,1
-
Rx:
-0,1
-0,1
0,1
0,1
0,1
0,1
Eq:
-
-
-
- Se produce la hidrólisis de la base conjugada del ácido débil base conj. Ac (ac) + H2O (l)
Balance de moles
−
HAc(ac) + OH
−
Inicio:
0,1
-
-
Rx:
-x
x
x
x
x
Eq:
(0,1- x)
(ac)
Reacción de neutralización de un ácido débil con una base fuerte - Se produce la hidrólisis de la base conjugada del ácido débil base conj. Balance de moles
x
−
(ac)
+ H2O (l)
HAc(ac) + OH
−
Inicio:
0,1
-
-
Rx:
-x
x
x
x
x
Eq: K a K b
Ac
(0,1- x) 1 10 14
K w
1,8 10
7,45 10 6 6
5
( x1 ) 2 (
0 ,1 x 1
)
(ac)
K b
considerando (0,1 x) 0,1
moles
[OH ] 7 , 45110 M
pOH - log (7,45 10 6 ) 4,13
pH 9,87
3
Reacción de neutralización de una base débil con un ácido fuerte Ejemplo: Mezclamos 0,5 L de una solución acuosa 0,2 M de amoniaco (NH3, K b : 1,8 × 10 5) con 0,5 L de una solución acuosa 0,2 M de HCl, ¿pH al finalizar la neutralización? base ácido conj. −
Balance de moles
NH3 (ac) + HCl(ac)
NH4+ (ac) + Cl
−
(ac)
Inicio:
0,1
0,1
-
-
Rx:
-0,1
-0,1
0,1
0,1
0,1
0,1
Eq:
-
-
- Se produce la hidrólisis del ácido conjugado de la base débil ácido conj.
NH4+(ac) + H2O (l)
Balance de moles
NH3(ac) + H3O+(ac)
Inicio:
0,1
-
-
Rx:
-x
x
x
x
x
Eq:
(0,1- x)
Reacción de neutralización de un ácido débil con una base fuerte - Se produce la hidrólisis de la base conjugada del ácido débil ácido conj. Balance de moles
x
NH3(ac) + H3O+ (ac)
Inicio:
0,1
-
-
Rx:
-x
x
x
x
x
Eq: K a K b
NH4+ (ac) + H2O (l)
(0,1- x) 1 10 14
K w
1,8 10
7,45 10 6 6
5
( x1 ) 2 (
0 ,1 x 1
)
K a
considerando (0,1 x) 0,1
moles
[H 3 O ] 7 , 45110 M
pH - log (7,45 10 6 ) 4,13
pH 4,13
4
Soluciones Amortiguadoras
Consideraciones: Mantienen su pH, ante pequeñas adiciones de ácido o de base. La sangre humana amortiguada a 7,4 de pH. (Ácido Débil)+(Sal de la base conjugada): HAc/NaAc (Base Débil)+(Sal del ácido conjugado): NH3 /NH4Cl •
•
•
•
Cálculo del pH teórico en soluciones amortiguadores Calcular el pH de un litro de una solución que contiene 0,3 mol de Ácido Acético (HAc) y 0,2 mol de Acetato de sodio (NaAc) a 25º C (K a = 1,8 10-5)
×
Solución 0,3 M de HAc y 0,2 M de NaAc
HAc (ac) + H2O(l) ⇋
H3O+(ac) + Ac
−
Inicio:
0,3
-
0,2
Disocia:
-x
x
x
Equilibrio: (0,3 - x)
x
(ac)
(0,2 + x)
5
K a
[H 3 O ][Ac ] [HAc]
0,3 x 0,3 1,8 10
1,8 10 -5
-5
( x1 )( 0, 21 x ) ( 0,31 x )
0,2 x 0,2
y
x 0,2
x
0,3
2,7 10 -5
2,7 10 -5 4,6 pH log 1
Variación del pH en soluciones amortiguadores con adiciones pequeñas de ácidos y bases Adición de Base: Si
de NaOH 2 M
a la solución anterior le agregamos 5 mL de una solución
Moles de NaOH agregados = 2 x 0,005 = 0,01 Recalculando las moles como resultado de la neutralización:
HAc (ac) + OH (ac) 0,30 0,01 −
mol antes Rx: mol que Rx: mol final Rx:
0,01
−
0,29
→
H2O(l) + Ac (ac) 0,20 −
0,01
0,01
-
0,21
−
6
Inicio:
HAc (ac) + H2O(l) 0,29
Disocia:
H3O+(ac) + Ac (ac) 0 0,21 −
⇋
-x
x
Equilibrio: (0,29 x)
x
–
K a
[ H 3 O ][Ac ]
1,8 10
[ HAc]
0,29 x 0,29 1,8 10 -5
x
y
x 0,21 0,29 1,005
(0,21 + x) -5
x x ( 1, 005 )( 01,,21 ) 005 x ( 01,,29 ) 005
0,21 x 0,21 x 2,5 10 -5
2,5 10 -5 pH log 1,005 4,6
7
