CONTENIDO Equilibrio químico. El concepto de equilibrio y la constante de equilibrio. Escritura de las expresiones y de las constantes de equilibrio. Relación.

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1 CONTENIDO Equilibrio químico. El concepto de equilibrio y la constante de equilibrio. Escritura de las expresiones y de las constantes de equilibrio. Relación entre cinética química y equilibrio químico. Factores que afectan el equilibrio químico. Ácidos y bases de Bronsted. Propiedades acido base del agua. El ph. una medida de acidez. Fuerza de los ácidos y las bases. Ácidos débiles y las constantes de ionizacion de un acido. Bases débiles y las constantes de ionizacion de una base, Relación entre las constantes de ionizacion de los ácidos y sus bases conjugadas. Ácidos diproticos y poliproticos. Propiedades acido-base de las sales. Propiedades acido- base de los óxidos y los hidróxidos.

2 Equilibrio Químico. Cuando una reacción química alcanza el estado de equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en el tiempo, sin que se produzcan cambios visibles en el sistema. En el equilibrio químico participan distintas sustancias como productos y reactivos El equilibrio entre dos fases de la misma sustancia se denomina equilibrio físico debido a que los cambios que ocurren son procesos físicos. Equilibrio homogéneo se aplica a las reacciones en que todas las especies reaccionantes se encuentran en la misma fase Equilibrio heterogéneo se aplica a las reacciones en las que alguna de las especies reaccionantes se encuentra en una fase diferente.

3 Equilibrio Químico Al inicio de un proceso reversible, la reacción procede hacia la formación de productos (velocidad directa). Al formarse el producto comienza el proceso inverso, las moléculas reaccionan y forman reactantes (velocidad indirecta). El equilibrio químico de un sistema se logra observar cuando las propiedades macroscópicas son constantes. Un sistema reversible no asegura que está en equilibrio químico a no ser que cumpla con las características del mismo. El equilibrio químico es un equilibrio dinámico al darse una gran actividad, a nivel molecular se da la conversión de reactantes a productos y viceversa. La velocidad directa es igual a la velocidad indirecta. No confundir entre velocidad de reacción y equilibrio químico

4 Expresión matemática que relaciona las concentraciones de reactivos y productos se la conoce como
LEY DE ACCION DE MASAS a A + b B n c C + d D

5 EL CONCEPTO DE EQUILIBRIO Y LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
N2O4 (g) NO2 (g) K = [NO2]2 [N2O4] = 4.63 x 10-3 aA + bB cC + dD K = [C]c[D]d [A]a[B]b Ley de acción de masa El equilibrio será K >> 1 Desplaza a la derecha Favorece a los productos K << 1 Desplaza a la derecha Favorece a las productos 14.1

6 P2 P En la mayoría de los casos Kc  Kp 14.2
El equilibrio homogéneo se aplica a las reacciones en que todas las especies reactivas están en la misma fase. N2O4 (g) NO2 (g) Kp = NO2 P2 N2O4 P Kc = [NO2]2 [N2O4] En la mayoría de los casos Kc  Kp aA (g) + bB (g) cC (g) + dD (g) Kp = Kc(RT)Dn Dn = moles de productos gaseosos – moles de reactivos gaseosos = (c + d) – (a + b) 14.2

7 ‘ ‘ Equilibrio homogéneo
CH3COOH (ac) + H2O (l) CH3COO- (ac) + H3O+ (ac) [CH3COO-][H3O+] [CH3COOH][H2O] Kc = ‘ [H2O] = constante [CH3COO-][H3O+] [CH3COOH] = Kc [H2O] ‘ Kc = En la práctica general no se incluyen unidades para la constante de equilibrio. 14.2

8 [COCl2] = 0.14 M. Calcule las constantes de equilibrio Kc y Kp.
Las concentraciones de equilibrio para la reacción entre monóxido de carbono y cloro molecular para formar COCl2 (g) a 740C son [CO] = M, [Cl2] = M, y [COCl2] = 0.14 M. Calcule las constantes de equilibrio Kc y Kp. CO (g) + Cl2 (g) COCl2 (g) [COCl2] [CO][Cl2] = 0.14 0.012 x 0.054 Kc = = 220 Kp = Kc(RT)Dn Dn = 1 – 2 = -1 R = T = = 347 K Kp = 220 x ( x 347)-1 = 7.7 14.2

9 La constante de equilibrio Kp para la reacción
es 158 a1000K. ¿Cuál es la presión en el equilibrio de O2 si las PNO = atm y PNO2 = atm? 2NO2 (g) NO (g) + O2 (g) Kp = 2 PNO PO PNO PO 2 = Kp PNO PO 2 = 158 x (0.400)2/(0.270)2 = 347 atm 14.2

10 El equilibrio heterogéneo se aplica a las reacciones en que los reactivos y productos están en diferentes fases . CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) Kc = ‘ [CaO][CO2] [CaCO3] [CaCO3] = constante [CaO] = constante Kc x ‘ [CaCO3] [CaO] Kc = [CO2] = Kp = PCO 2 La concentración de sólidos y líquidos puros no son incluidos en la expresión para la constante de equilibrio. 14.2

11 No depende de la cantidad de CaCO3 o CaO
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) PCO 2 = Kp PCO 2 No depende de la cantidad de CaCO3 o CaO 14.2

12 Considere el equilibrio siguiente en 295 K:
La presión parcial de cada gas es atm. ¿Calcule Kp y Kc para la reacción? NH4HS (s) NH3 (g) + H2S (g) Kp = P NH3 H2S P = x = Kp = Kc(RT)Dn Kc = Kp(RT)-Dn Dn = 2 – 0 = 2 T = 295 K Kc = x ( x 295)-2 = 1.20 x 10-4 14.2

13 ‘ ‘ ‘ ‘ ‘ Kc = Kc = Kc A + B C + D Kc C + D E + F A + B E + F Kc Kc =
x Si una reacción se puede expresar como la suma de dos o más reacciones, la constante de equilibrio para la reacción global está dada por el producto de las constantes de equilibrio de las reacciones individuales. 14.2

14 ‘ N2O4 (g) 2NO2 (g) 2NO2 (g) N2O4 (g) = 4.63 x 10-3 K = [NO2]2 [N2O4]
= 216 Cuando la ecuación para una reacción reversible se escribe en dirección opuesta, la constante de equilibrio se vuelve el inverso de la constante de equilibrio original. 14.2

15 Escritura de las expresiones de las constante de equilibrio
Las concentraciones de las especies reactivas en fase condensada se expresan en M. En la fase gaseosa, las concentraciones se pueden expresar en M o en atm. Las concentraciones de sólidos puros, líquidos puros y solventes no aparecen en las expresiones de constantes de equilibrio. La constante de equilibrio es una cantidad adimensional. Citando un valor por la constante de equilibrio, debe especificar la ecuación balanceada y la temperatura. Si una reacción puede expresarse como una suma de dos o más reacciones, la constante de equilibrio para la reacción global está dada por el producto de las constantes de equilibrio de las reacciones individuales.

16 Química cinética y equilibrio químico
velocidadf = kf [A][B]2 A + 2B AB2 kf kr velocidadr = kr [AB2] Equilibrio velocidadf = velocidadr kf [A][B]2 = kr [AB2] kf kr [AB2] [A][B]2 = Kc = 14.3

17 Qc = Kc el sistema está en equilibrio
El cociente de reacción (Qc) se calcula sustituyendo las concentraciones iniciales de los reactivos y productos en la expresión de la constante de equilibrio (Kc). SI Qc > Kc el sistema procede de derecha a izquierda para alcanzar el equilibrio Qc = Kc el sistema está en equilibrio Qc < Kc el sistema procede de izquierda a derecha para alcanzar el equilibrio Reactivos Producos Equilibrio: no hay cambio neto Reactivos  Producos

18 Cálculo de las concentraciones de equilibrio
Exprese las concentraciones de equilibrio de todas las especies en términos de las concentraciones iníciales y una sola variable x que representan el cambio en la concentración. Escriba la expresión de la constante de equilibrio en términos de las concentraciones de equilibrio. Sabiendo el valor de la constante de equilibrio, resuelva para x. Habiendo resuelto para x, calcule las concentraciones de equilibrio de todas las especies. 14.4

19 ICE A 12800C la constante de equilibrio (Kc) para la reacción
Es 1.1 x Si las concentraciones iniciales son [Br2] = M y [Br] = M, calcule las concentraciones de estas especies en equilibrio. Br2 (g) Br (g) Sea x el cambio en la concentración de Br2 Br2 (g) Br (g) 0.012 Inicial (M) 0.063 ICE Cambio (M) -x +2x Equilibrio(M) x x [Br]2 [Br2] Kc = Kc = ( x)2 x = 1.1 x 10-3 Resuelva para x 14.4

20 Kc = ( x)2 x = 1.1 x 10-3 4x x = – x 4x x = 0 -b ± b2 – 4ac  2a x = ax2 + bx + c =0 x = x = Br2 (g) Br (g) Inicial(M) Cambio(M) Equilibrio(M) 0.063 0.012 -x +2x x x En equilibrio, [Br] = x = M o M En equilibrio, [Br2] = – x = M 14.4

21 Principio de Le Châtelier
Si una tensión externa se aplica a un sistema en equilibrio, el sistema se ajusta de tal manera que la tensión se compensa parcialmente, así el sistema alcanza una nueva posición de equilibrio. Equilibrio final Equilibrio inicial Cambio Cambios en la concentración N2 (g) + 3H2 (g) NH3 (g) Add NH3 El equilibrio desplaza a la izquierda para compensar la tensión Concentration Tiempo

22 Principio de Le Châtelier
Cambios en la concentración (continuación) Remove Add Add Remove aA + bB cC + dD Cambios Desplazamiento del equilibrio Aumenta la concentración del producto(s) izquierda Dismunuye la concentración del producto(s) derecha Aumenta la concentración del reactivo(s) derecha Dismunuye la concentración del reactivo(s) izquierda 14.5

23 Principio de Le Châtelier
Cambios en la temperatura Cambio Rx exotérmica Rx endotérmica Aumenta la temperatura K disminuye K aumenta Disminuye la temperatura K aumenta K disminuye Adicionando un catalizador no cambia K no desplaza la posición de un sistema en equilibrio el sistema alcanzará el equilibrio más pronto 14.5

24 La Velocidad de una Reacción
La cinética química es el área de la química que tiene relación con la velocidad con que ocurre una reacción química. Cinética sugiere movimiento o cambio Cinética química es el cambio en la concentración de un reactivo o un producto con respecto del tiempo.

25 La Velocidad de una Reacción
Se puede seguir el progreso de una reacción al medir ya sea la disminución de la concentración de los reactivos o el aumento en la concentración de los productos. La velocidad de una reacción se expresa, usualmente, en mol/l × s. La velocidad de las reacciones químicas abarca escalas de tiempo muy amplias. Por ejemplo, una explosión puede ocurrir en menos de un segundo; la cocción de un alimento puede tardar minutos u horas; la corrosión puede tomar años y la formación de petróleo puede tardar millones de años.

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31 Escriba la expresión de velocidad para la reacción siguiente :
CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (g) D[CH4] = - D[O2] Dt 1 2 = D[CO2] Dt = D[H2O] Dt 1 2 velocidad = - Dt 13.1

32 EJERCICIO Escribir las expresiones de velocidad para:
I-(ac) + OCL-(ac) Cl-(ac) + OI-(ac) Velocidad = ∆[I-] = ∆[OCL-] = ∆[Cl-] = ∆[OI-] ∆t ∆t ∆t ∆t Esto porque los coeficientes son 1. b) 3O2(g) O3(g) Velocidad = 1 ∆[O2] = 1∆[O3] 3 ∆t ∆t

33 2 NO (g) + Cl2 (g) 2 NOCl (g) Velocidad = k [NO]2[Cl2]
Para la siguiente reacción: 2 NO (g) + Cl2 (g) NOCl (g) la ecuación de velocidad hallada experimentalmente es: Velocidad = k [NO]2[Cl2] La velocidad de reacción es directamente proporcional a la concentración de Cl2 y al cuadrado de la concentración de NO. Por ello, la reacción es de primer orden respecto al cloro y de segundo orden respecto al monóxido de nitrógeno.

34 En una reacción, el exponente al que se encuentra elevada la concentración de un reactivo en la ecuación de velocidad se llama orden parcial respecto a ese reactivo. La suma de los órdenes parciales, esto es, la suma de todos los exponentes de la ecuación de velocidad, es el orden total de la reacción. En el ejemplo, el orden total es 3. 2 NO (g) + Cl2 (g) NOCl (g) Velocidad = k [NO]2[Cl2]1

35 NO HAY UNA RELACIÓN DIRECTA ENTRE LOS COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS DE LA ECUACIÓN QUÍMICA BALANCEADA Y LOS ÓRDENES CON RESPECTO A CADA REACTIVO. El único caso cuando existe una relación directa entre el orden y el coeficiente estequiométrico es cuando la reacción ocurre en un solo paso (i.e. reactivos se convierten en productos en un solo paso)

36 Velocidad inicial (M/s)
Determine la ley de la velocidad y calcule la constante de velocidad para la reacción siguiente de los datos siguientes: S2O82- (ac) + 3I- (ac) SO42- (ac) + I3- (ac) Experimento [S2O82-] [I-] Velocidad inicial (M/s) 1 0.08 0.034 2.2 x 10-4 2 0.017 1.1 x 10-4 3 0.16 velocidad = k [S2O82-]x[I-]y y = 1 x = 1 velocidad = k [S2O82-][I-] Doble [I-], velocidad doble (experimento 1 y 2) Doble [S2O82-], velocidad doble (experimento 2 y 3) k = velocidad [S2O82-][I-] = 2.2 x 10-4 M/s (0.08 M)(0.034 M) = 0.08/M•s

37 La reacción 2A B es de primer orden en A con una constante de velocidad de 2.8 x 10-2 s-1 en 800C. ¿Cuánto tiempo tomará para A disminuir de 0.88 M a 0.14 M ? [A]0 = 0.88 M ln[A] = ln[A]0 - kt [A] = 0.14 M kt = ln[A]0 – ln[A] ln [A]0 [A] k = ln 0.88 M 0.14 M 2.8 x 10-2 s-1 = ln[A]0 – ln[A] k t = = 66 s

38 Resumen de la cinética para las reacciones de
orden cero, primer orden y de segundo orden Ecuación Concentración-Tiempo Ley de la velocidad Orden Vida media t½ = [A]0 2k velocidad = k [A] = [A]0 - kt t½ ln2 k = 1 velocidad = k [A] ln[A] = ln[A]0 - kt 1 [A] = [A]0 + kt t½ = 1 k[A]0 2 velocidad = k [A]2 13.3

39 En una reacción de orden cero, la velocidad de formación del producto es independiente de la concentración de sustrato: v = k En una reacción de primer orden la velocidad de formación de los productos es directamente proporcional a la concentración del sustrato: v = k [A]. Así, en la reacción: sacarosa + agua glucosa + fructosa La velocidad de hidrólisis de la sacarosa es, en todo momento, proporcional a la concentración de sacarosa. Dicho matemáticamente, donde [A] es la concentración de sacarosa a cada tiempo (t) y k es la constante de proporcionalidad. Se dice que ésta es una reacción de primer orden. Una reacción de segundo orden es aquella en la que la velocidad de formación del producto depende: 1. de la concentración de dos sustratos (como en una reacción de condensación): v = k [A1] [A2] 2. del cuadrado de la concentración de un único sustrato (reacción de dimerización): v = k [A]2

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45 Constante de equilibrio
Dependiendo del sistema evaluado se presentan diferentes constantes: Ke: incluye todas las especies. K : sólo aquellas especies cuya concentración pueda variar (acuosas y gaseosas). Kp: para los gases, expresa presiones parciales en equilibrio. Kps: constante del producto de solubilidad. Kw: constante de ionización del agua. Ka: constante de ionización de los ácidos o constante de acidez Kb: constante de ionización de las bases o constante de basicidad. Las constantes marcadas se expresan en términos de concentraciones molares.

46 El equilibrio en sistemas químicos
Cuando se coloca en un recipiente de volumen conocido a temperatura constante una muestra de 2N2O5(g), éste se descompone: 2N2O5(g) NO2(g) + O2(g) Cuando la concentración de los productos aumenta los mismos se convierten en reactantes: 4NO2(g) + O2(g) N2O5(g)

47 Reacciones Reversibles
Finalmente, las dos reacciones evolucionan de modo tal que sus velocidades se igualan, estableciéndose un equilibrio químico. Bajo estas condiciones la reacción es reversible y se representa de la siguiente manera: 2N2O5(g) NO2(g) + O2(g) En una reacción reversible, la reacción ocurre simultáneamente en ambas direcciones. Lo anterior se indica por medio de una doble flecha En principio, casi todas las reacciones son reversibles en cierta medida.

48 Velocidad de reacción La velocidad de reacción es una magnitud positiva que expresa cómo cambia la concentración de un reactivo o producto con el tiempo. Δ[c] Δt Velocidad=

49 Velocidad de reacción Velocidad = k [N2O5]
- Expresión de la velocidad de reacción para la descomposición de N2O5 Velocidad = k [N2O5] k =constante de velocidad

50 K de equilibrio Las constantes de equilibrio proporcionan información muy útil sobre si la reacción se desplaza hacia la formación de productos o hacia la formación de reactivos. Keq > 1, se desplaza hacia la formación productos Keq < 1, se desplaza hacia la formación de reactivos

51 Ejemplo de equilibrio químico
El equilibrio del sistema N2O4-NO2 N2O4 congelado es incoloro A temperatura ambiente el N2O4 se descompone en NO2 (marrón) El equilibrio químico es el punto donde las concentraciones de todas las especie son constantes

52 Dependencia de la Keq de la temperatura
La constante de equilibrio depende de la temperatura a la que se lleva a cabo la reacción química. En la tabla se observa como varía la Keq con la temperatura para la siguiente reacción. CO(g) + 3H2(g) CH4(g) + H2O(g) DH = kJ

53 Efecto de un catalizador
Los catalizadores modifican las velocidades de reacción sin consumirse. Si se agrega un catalizador a un sistema en equilibrio este puede modificar la velocidad directa e inversa, pero no modifica la posición del equilibrio ni tampoco la constante de equilibrio. El catalizador actúa cambiando la trayectoria de la reacción, disminuyendo la energía de activación necesaria y aumentando la velocidad de reacción. 2

54 Cálculos con la constante de EQUILIBRIO
En un recipiente de 10 litros se introduce una mezcla de 4 moles de N2(g) y 12moles de H2(g). Después de cierto tiempo se comprueba que la composición del sistema se mantiene constante (equilibrio químico) y que la cantidad de amoniaco en el recipiente es de 0,92 mol NH3(g)‏ a) escribe la expresión de la constante de equilibrio N2(g) + 3 H2(g) NH3(g)‏

55 Cálculos con la constante de EQUILIBRIO
N2(g) + 3 H2(g) NH3(g)‏

56 Cálculos con la constante de EQUILIBRIO
N2(g) + 3 H2(g) NH3(g)‏

57 La constante Kp y su relación con Kc
N2(g) + 3 H2(g) NH3(g)‏ nTOTAL= 0, , ,092 =1,508 mol

58 La constante Kp y su relación con Kc
N2(g) + 3 H2(g) NH3(g)‏

59 La constante Kp y su relación con Kc
N2(g) + 3 H2(g) NH3(g)‏ Kp = Kc · (R·T)∆n ∆n=npro – n rea = 2 – 4 = -2

60 AH A- + H+ B + H+ BH+ Ácidos y Bases (teoría de Bronsted-Lowry)
Ácido: Especie química que tiende a ceder protones Base: Especie química que tiende a aceptar protones AH A- + H+ B + H+ BH+

61 Base Ácido conjugada Ác. Clorhídrico HCl Cl- Ác. Fórmico H-COOH H-COO-
Ác. Acético CH3-COOH CH3-COO- Ác. Carbónico: Disociación H2CO3 HCO3- Disociación HCO CO32- Ác. Fosfórico: Disociación H3PO4 H2PO4- Disociación H2PO4- HPO42- Disociación HPO42- PO43- Amoníaco NH4+ NH3 Metilamina CH3NH3+ CH3NH2

62 Ácidos y Bases (teoría de Lewis)
Bases: grupos moleculares con pares electrónicos libres (nucleófilos) Ácidos: grupos moleculares con afinidad hacia pares electrónicos libres (electrófilos)

63 [base] pH = pKa + log [ácido] AH A- + H+ Ecuación de Henderson-
Hasselbach [A-][H+] Ka = [AH] [A-] logKa = log [H+] + log [AH] [A-] -log [H+] = -logKa + log [AH] [base] pH = pKa + log [ácido]

64 Producto iónico del agua
H2O H+ + OH- [H+][OH-] Kd = [H2O] Kd[H2O] = [H+][OH-] = 10-14

65 Concepto de pH - Logaritmo cambiado de signo de
la concentración de hidrogeniones - Dado el producto iónico del agua, [H+][OH-] = 10-14 la neutralidad ácido-base tiene lugar cuando [H+] = [OH-] = ; pH = 7 - Medio ácido: pH < 7 Medio básico: pH > 7

66 Concepto de pKa - Logaritmo cambiado de signo de la constante de equilibrio de disociación de un ácido de Bronsted - Es propio de un grupo, no de una molécula - Cuando pH = pKa, [ácido] = [base] - La capacidad tampón es máxima en las proximidades del pKa - Un ácido es tanto más fuerte cuanto más bajo es su pKa; una base es tanto más fuerte cuanto más alto es su pKa.

67 pKa de algunos sistemas ácido-base
Ác. Fórmico Ác. Acético Ác. Fosfórico: Disociación Disociación Disociación Amoníaco Metilamina

68 ∞ FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES
La facilidad de un ácido para ceder un protón y la de una base para aceptarlo FUERZA Cuando un ácido o una base se disuelve en agua se disocia o se ioniza: TOTALMENTE: ácidos o bases FUERTES Ka o Kb ∞ PARCIALMENTE: ácidos o bases DÉBILES Ka o Kb finita Ejemplos: Ácido fuerte Cede fácilmente un protón HCl, HClO4, HNO3, H2SO4 Base fuerte Acepta fácilmente un protón NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2 Ácido débil Cede con dificultad un protón CH3COOH, H2CO3, HCN, HF Base débil Acepta un protón con dificultad NH3,C6H5NH2, CH3NH3Cl

69 Teoría de Bronsted-Lowry
Acido: sustancia (molécula o ion) que puede transferir un H+ a otra sustancia Base: sustancia (molécula o ion) que es capaz de aceptar un H+ a otra sustancia.

70 Ácidos débiles CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO - [H3O+ [CH3COO - Ka =
[H3O+ = Ka. [CH3COOH  [CH3COO - Si las concentraciones de [CH3COOH] y [CH3COO  ] son iguales el [ H+] = Ka Entonces pH = pKa

71 pH y pKa H2O CH3COOH  H+ + CH3COO 
Ka = [CH3COO ] [ H+] / [CH3COOH] [ H+] = Ka. [CH3COOH] [CH3COO ] Si las concentraciones de [CH3COOH] y [CH3COO  ] son iguales el [ H+] = Ka Entonces pH = pKa

72 Si las concentraciones de [AH] y [A ] son iguales el pH = pKa
Reacción Ka pKa pH [ácido]=[base] HSO4-  SO42-+ H+ 1.3x10-2 1.88 AcH  Ac- + H+ 1.8x10-5 4.74 CO3H2  CO3H- + H+ 4.2x10-7 6.38 H2PO4-  HPO42-+ H+ 6.2x10-8 7.21

73 Bases débiles B + H2O BH+ + OH- x [BH+ [OH- Kb = [B x . x Kb =
Ci-x x [BH+ [OH- Kb = [B x . x Kb = Ci - x

74 pOH y pKb NH3 + H2O NH4+ + OH- [NH4+ [OH- Kb = [NH3 [OH-]=Kb. [NH3
Si las concentraciones de [NH3] y [NH4+ ] son iguales el [ OH-] = Kb Entonces pOH = pKb

75 Características ácido-base de diferentes aniones en agua
Características Ejemplo Ácido Neutro bases conjugadas de ácidos fuertes Básicos bases conjugadas de ácidos débiles otros iones carboxilatos

76 Fuerza relativa de pares conjugados ácido -base

77 NO2- (ac) + H2O HNO2 (ac) + OH– (ac)
Fuerza relativa de ácidos y bases conjugadas HNO2 (ac) + H2O NO2- (ac) + H3O + (ac) NO2- (ac) + H2O HNO2 (ac) + OH– (ac) Par conjugado OH - : base conjugada del H2O NO2- : base conjugada del HNO2

78 NO2- (ac) + H2O HNO2 (ac) + OH– (ac)
Fuerza relativa de ácidos y bases conjugadas HNO2 (ac) + H2O NO2- (ac) + H3O+ (ac) NO2- (ac) + H2O HNO2 (ac) + OH– (ac) Par conjugado OH - : base conjugada del H2O NO2- : base conjugada del HNO2

79 A- (ac) + H2O (l) HAc (ac) + HO - (ac)
Básicos Los aniones que provienen de ácidos débiles NO2- (ac) + H2O HNO2 (ac) + OH– (ac) Los aniones que provienen de ácidos fuertes Neutros HSO3 - (ac) + H2O (l) SO3 2- (ac) + H3O+ (ac) HSO3 - (ac) + H2O (l) H2SO3 (ac) + HO - (ac) Àcido conjugado Aniones anfóteros depende de Ka y Kb del iòn Base conjugada

80 Cálculo de las constantes de disociación de ácidos y bases conjugados
NH3 + H2O NH4 + + HO - [NH4 + ] [OH -] [NH3] Kb= 1,8 x 10-5 NH H2O H3O + + NH3 [H3O + ] [NH3] [NH4 +] Ka= 5,6 x 10-10

81 [H3O + ][NH3] [NH4 +] [NH4+] [OH -] [NH3] Ka . Kb = Ka . Kb = [H3O + ] [OH -] Kw Ka . Kb = Para cualquier par ácido-base conjugado

82 Kw = Ka . Kb Ka = Kw Kb Kb = Kw Ka Para ácidos conjugados
provenientes de base débil Kb = Kw Ka Para bases conjugadas provenientes de ácido débil

83 Algunos pares conjugados ácido-base

84 Propiedades ácido-base de soluciones salinas
Sales Aniones Cationes Tipos de sales 1.- Sales de ácido fuerte y base fuerte solubles. 2.- Sales de base fuerte y ácido débil solubles. 3.- Sales de bases débiles y ácidos fuertes solubles. 4.- Sales de bases débiles y ácidos débiles solubles.

85 1- SALES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE FUERTE
NaCl (s)  Na+ (ac) + Cl (ac) H2O (l) + H2O (l)  OH (ac) + H3O+ (ac) Las soluciones de este tipo de sales son neutras (pH= 7), porque ni su catión, ni su anión reaccionan con el agua.

86 2- SALES DE BASE FUERTE Y ÁCIDO DÉBIL SOLUBLES
H2O CH3COONa (s)  Na+ (ac) +CH3COO  (ac) H2O (l) + H2O (l)  OH (ac) + H3O+ (ac) Si hidrolizamos el anión: CH3COO (ac) + H2O (l)  CH3COOH (ac) + OH (ac) Base fuerte Kb = [CH3COO H] . [OH] [CH3COO  ]

87 2- SALES DE BASE FUERTE Y ÁCIDO DÉBIL SOLUBLES
Si se multiplica el numerador y el denominador de esta expresión por [H3O+], se tiene: Kb = [CH3COOH] . [OH] . [H3O+] . [CH3COO ] . [H3O+]

88 2- SALES DE BASE FUERTE Y ÁCIDO DÉBIL SOLUBLES
Entonces en el caso particular de estas sales, la expresión de Kb será: Kb = Kw = [CH3COOH] . [OH] = 1 x 1014 = 5,6 x 1010 Ka [CH3COO ] ,8 x 105 Esta reacción provocará un exceso de OH y la solución se hará básica (pH > 7).

89 2- SALES DE BASE FUERTE Y ÁCIDO DÉBIL SOLUBLES
Entonces en el caso particular de estas sales, la expresión de Kb será: Kb = Kw = [CH3COOH] . [OH] = 1 x 1014 = 5,6 x 1010 Ka [CH3COO ] ,8 x 105 Esta reacción provocará un exceso de OH y la solución se hará básica (pH > 7).

90 3- SALES DE BASES DÉBILES Y ÁCIDOS FUERTES SOLUBLES.
H2O NH4Cl (s)  Cl (ac) + NH4+ (ac) H2O (l) + H2O (l)  OH (ac) + H3O+ (ac) Si hidrolizamos el catión: NH4+ (ac) + H2O (l)  NH3 (ac) + H3O+ (ac)

91 3- SALES DE BASES DÉBILES Y ÁCIDOS FUERTES SOLUBLES.
NH4+ (ac) + H2O (l)  NH3 (ac) + H3O+ (ac) Ka =Kw = [NH3] . [H3O+] = 5,6 x 1010 M Kb [NH4+] Esta reacción provocará un exceso de H3O+ y la solución se hará ácida (pH < 7).

92 4.- SALES DE BASES DÉBILES Y ÁCIDOS DÉBILES SOLUBLES.
Por ello se habla de tres casos, según sean los valores de las constantes de ionización del ácido y la base. Esto es: a.- Sales de bases débiles y ácidos débiles para las cuales: Kb = Ka El pH es aproximadamente 7. b.- Sales de bases débiles y ácidos débiles par las cuales: Kb > Ka El pH es ligeramente mayor a 7. c.- Sales de bases débiles y ácidos débiles para las cuales: Kb < Ka El pH es ligeramente menor a 7.

93 a.- Kb = Ka CH3COO NH4  NH4+ (ac)+ CH3COO  (ac)
NH4+ (ac) + H2O (l)  NH3 (ac) + H3O+ (ac) KH =K w /Kb CH3COO  (ac) + H2O (l)  CH3COOH (ac) + OH (ac) Kb =K w /Ka Ka = 1,8 x 10-5 Kb =1,8 x 10-5 Esta reacción no provocará excesos ni de H3O+ , ni de OH. La solución será neutra (pH = 7).

94 b.- Kb > Ka NH4CN  NH4+ (ac)+ CN  (ac)
NH4+ (ac) + H2O (l)  NH3 (ac) + H3O+ (ac) KH1 =K w /Kb CN  (ac) + H2O (l)  HCN (ac) + OH (ac) Kb =K w /Ka Ka = 4 x 1010 Kb =1,8 x Kb > Ka Esta reacción provocará exceso de OH. La solución será básica (pH > 7).

95 c.- Kb < Ka NH4F  NH4+ (ac)+ F  (ac)
NH4+ (ac) + H2O (l)  NH3 (ac) + H3O+ (ac) KH =K w /Kb F  (ac) + H2O (l)  HF (ac) + OH (ac) Kb =K w /Ka Ka = 7,2 x 104 Kb = 1,8 x 10-5 Esta reacción provocará exceso de H3O+ . La solución será ácida (pH< 7).

96 Hidrólisis de iones metálicos
AlCl3(s) Al(H2O) Cl- Al(H2O)63+ + H2O  Al (OH)(H2O) H3O+ [ Al (OH)(H2O)52+ ]. [ H3O+ ] Ka = ________________________ = 1.3 x 10-5 [Al(H2O)63+ ] El pH será ácido.