TEMA: Ionización del Agua Disociación del Agua La Escala de PH Concepto Indicadores de PH TEMA: Ionización del Agua Disociación del Agua La Escala de PH Concepto Indicadores de PH

IONIZACIÓN DEL AGUA El H 2 O actúa como donador o como aceptor de un protón. La transferencia de protones entre moléculas de agua se llama auto ionización. H 2 O (l) + H 2 O (l) « H 3 O + (ac) + OH (ac) La constante de equilibrio para este sistema se define como: K w El H 2 O actúa como donador o como aceptor de un protón. La transferencia de protones entre moléculas de agua se llama auto ionización. H 2 O (l) + H 2 O (l) « H 3 O + (ac) + OH (ac) La constante de equilibrio para este sistema se define como: K w Constante de equilibrio K W = [H 3 O + ][OH ] K w tiene un valor de 1,0 x 10 – 14 a 25 ºC. [ H 3 O + ] = [OH ] = 1,0 x 10 – 7 Constante de equilibrio K W = [H 3 O + ][OH ] K w tiene un valor de 1,0 x 10 – 14 a 25 ºC. [ H 3 O + ] = [OH ] = 1,0 x 10 – 7

DISOCIACIÓN DEL AGUA. Una disolución es: Ácida Neutra Básica si [H 3 O + ] > [OH - ] si [H 3 O + ] = [OH - ] si [H 3 O + ] < [OH - ] En una disolución acuosa diluida, la [H 2 O] es muy grande y permanece prácticamente constante, por lo que se incluye en el valor de la constante de equilibrio, obteniéndose una nueva, K w, que recibe el nombre de producto iónico del agua: El agua se autoioniza según la ecuación H 2 O + H 2 O H 3 O + (aq) + OH - (aq) Kc =Kc = [H 3 O + ][OH - ] [H 2 O] 2 = 3, (a 25ºC) En cualquier disolución acuosa, las variables [H 3 O + ] y [OH - ] son inversamente proporcionales Reacción muy desplazada hacia la izquierda la constante de equilibrio es muy pequeña

6 CONCEPTO DE PH. El pH de una disolución es el logaritmo en base 10, con el signo cambiado, de la concentración de iones H 3 O + expresada en mol L -1. Por tanto, [H 3 O + ] = 10 -pH (mol L -1 ) Para una temperatura dada, el producto iónico del agua permanece constante El valor del pH permite asignar el carácter ácido o básico de las disoluciones [ H 3 O + ] > [OH - ] Disolución ácida [H 3 O + ] > mol L -1 pH < 7 [H 3 O + ] = [OH - ] Disolución neutra [H 3 O + ]= mol L -1 pH = 7 [H 3 O + ] < [OH - ] Disolución básica [H 3 O + ] < mol L -1 pH > 7 Por tanto, para el agua pura: pH = - log = - (-7) = 7 A 25ºC, K w = [H 3 O + ][OH - ] = moles 2 L -2 y en el agua pura, [H 3 O + ] = [OH - ] = mol L -1

7 GRÁFICA DE PH EN SUSTANCIAS COMUNES ÁCIDOBÁSICO Zumo de limón Cerveza Leche Sangre Agua mar Amoniaco Agua destilada

INDICADORES DE pH (ácido- base) Son ácidos o bases débiles cuyo color es diferente a su base o ácido conjugado HIn (aq) + H 2 O (l) Forma ácida (color 1) In - (aq) + H 3 O + (aq) Forma básica (color 2) La constante de acidez del indicador es: K In = [In - ] [H 3 O + ] [HIn] [In - ] [H 3 O + ] K In Þ = Con esta expresión se puede interpretar el “color” que presentará el indicador según el pH de la disolución. Así se tiene que cuando la concentración de H 3 O + : Sea mayor que K In pH > [In - ]  Color de la forma ácida Sea menor que K In pH >> pK In [HIn] << [In - ]  Color de la forma básica Sea igual que K In pH = pK In [HIn] = [In - ]  Color intermedio

El indicador elegido debe tener el punto final próximo al punto de equivalencia de la valoración: p K In = pH EJEMPLOS DE INDICADORES ÁCIDO-BASE Rojo Amarillo Incoloro Rojo Amarillo Incoloro Rojo Amarillo Azul Rosa Púrpura Amarillo Azul Rosa Púrpura 1,2-2,8 3,2-4,2 4,8-6,0 5,0-8,0 6,0-7,6 8,0-9,6 8,2-10,0 11,0-12,4 1,2-2,8 3,2-4,2 4,8-6,0 5,0-8,0 6,0-7,6 8,0-9,6 8,2-10,0 11,0-12,4 1,7 3,4 5,0 6,5 7,1 8,9 9,4 11,7 1,7 3,4 5,0 6,5 7,1 8,9 9,4 11,7 Nombre del indicador Azul de timol Naranja de metilo Rojo de metilo Tornasol Azul de bromotimol Azul de timol Fenolftaleína Alizarina pK in Color forma ácida Color forma básica Rango pH de cambio color El pK In, debe diferir del valor del pH en el punto de equivalencia en más/menos una unidad: pK In  pH ( punto de equivalencia) ± 1