Descargar la presentación
La descarga está en progreso. Por favor, espere
Publicada porPedro Lagos Rubio Modificado hace 7 años
2
¿Qué es el pH? zEl pH es una escala matemática en la que se expresa la concentración de iones hidronio (H 3 O + ) (soluciones ácidas) y lo iones hidróxido (solucione básicas)
3
zPara medir pH se emplea:
4
z Algunos indicadores son mejores a pH bajos, otros, a pH moderado y otros, a pH alto.
6
6 Fuerza de ácidos. En disoluciones acuosas diluidas ( H 2 O constante) la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio: HA + H 2 O A – + H 3 O + A – · H 3 O + A – · H 3 O + K c = —————— K c · H 2 O = —————— HA · H 2 O HA constante de disociación (K acidez)
7
7 Fuerza de ácidos (cont.). Según el valor de K a hablaremos de ácidos fuertes o débiles: fuerte Si K a > 100 El ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad. débil Si K a < 1 El ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado. Por ejemplo, el ácido acético (CH 3 –COOH) es un ácido débil ya que su K a = 1,8 · 10 –5 M
8
8 Ácidos polipróticos Son aquellos que pueden ceder más de un H +. Por ejemplo el H 2 CO 3 es diprótico. Existen pues, tantos equilibrios como H + disocie: H 2 CO 3 + H 2 O HCO 3 – + H 3 O + HCO 3 – + H 2 O CO 3 2– + H 3 O + HCO 3 – · H 3 O + CO 3 2– · H 3 O + K a1 = ———————— K a2 = ——————— H 2 CO 3 HCO 3 – K a1 = 4,5 · 10 –7 M K a2 = 5,7· 10 –11 M La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.
9
9 Ejemplo: Sabiendo que las constantes de acidez del ácido fosfórico son: K a1 = 7,5 x 10 –3, K a2 = 6,2 x 10 –8 y K a3 = 2,2 x 10 –13, calcular las concentraciones de los iones H 3 O +, H 2 PO 4 –, HPO 4 2– y PO 4 3– en una disolución de H 3 PO 4 0,08 M. Equilibrio 1: H 3 PO 4 + H 2 O H 2 PO 4 – + H 3 O + c. in.(mol/l): 0,08 0 0 c. eq.(mol/l): 0,08 – x x x x = 0,021
10
10 Equilibrio 2: H 2 PO 4 – + H 2 O HPO 4 2– + H 3 O + c. in.(mol/l): 0,021 0 0,021 c. eq.(mol/l): 0,021 – y y 0,021 + y y = 6,2 x 10 –8 M Equilibrio 3: HPO 4 2– + H 2 O PO 4 3– + H 3 O + c. in.(mol/l): 6,2 x 10 –8 0 0,021 c. eq.(mol/l): 6,2 x 10 –8 – z z 0,021 + z z = 6,5 x 10 –19 M
11
11 Fuerza de bases. En disoluciones acuosas diluidas ( H 2 O constante) la fuerza de una base BOH depende de la constante de equilibrio: B + H 2 O BH + + OH – BH + x OH – BH + x OH – K c = —— ———— K c x H 2 O = —————— B x H 2 O B (K basicidad)
12
12 Fuerza de ácidos y bases (pK) Al igual que el pH se denomina pK a: pK a = – log K a ; pK b = – log K b Cuanto mayor es el valor de K a o K b mayor es la fuerza del ácido o de la base. Igualmente, cuanto mayor es el valor de pK a o pK b menor es la fuerza del ácido o de la base.
13
13 Ejemplo: Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH 3 sabiendo que K b (25ºC) = 1,8 · 10 –5 M Equilibrio: NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH – conc. in.(mol/l): 0,2 0 0 conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x NH 4 + x OH – x 2 K b = ——————— = ——— = 1,8 x 10 –5 M NH 3 0,2 – x De donde se deduce que x = OH – = 1,9 x 10 –3 M 2,72 pOH = – log OH – = – log 1,9 x 10 –3 = 2,72 11,28 pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,28
14
14 Relación entre K a y K b conjugada Equilibrio de disociación de un ácido: HA + H 2 O A – + H 3 O + Reacción de la base conjugada con el agua: A – + H 2 O HA + OH – A – x H 3 O + HA x OH – K a = —————— ; K b = —————— HA A – A – x H 3 O + x HA x OH – K a x K b = ———————————— = K W HA x A –
15
15 Relación entre K a y K b conjugada (cont.). En la práctica, esta relación (K a x K b = K W ) significa que: Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil. Si un ácido es débil su base conjugada es fuerte. A la constante del ácido o base conjugada en la reacción con el agua se le suele llamar constante de hidrólisis (K h ).
16
16 Ejemplo: Calcular la K b del KCN si sabemos que la K a del HCN vale 4,9 · 10 –10 M. El HCN es un ácido débil (constante muy pequeña). Por tanto, su base conjugada, el CN –, será una base relativamente fuerte. Su reacción con el agua será: CN – + H 2 O HCN + OH – K W 10 –14 M 2 K b = —— = —————— = 2,0 x 10 –5 M K a 4,9 x 10 –10 M
17
Una solución amortiguadora, buffer o tampón zTiene la capacidad de resistir los cambios de pH cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base. zSe compone de 1)Un ácido débil o una base débil 2)su sal Ejemplos: - amoniaco, NH 3 (base débil) y una sal de amonio, como NH 4 Cl Si se añade un ácido, el NH 3 reacciona con los iones H + Si se añade una base el ión NH 4 + de la sal reacciona con el OH - Amortiguadores
18
- Ácido acético CH 3 COOH (ácido débil) y la sal acetato de sodio CH 3 COONa. Si se añade una base el ácido del sistema reacciona para neutralizar el OH - de la base. Si se añade un ácido, el ión CH 3 COO - (base conjugada) reacciona con los iones H +
19
Una solución amortiguadora, buffer o tampón zTiene la capacidad de resistir los cambios de pH cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base. zSe compone de 1)Un ácido débil o una base débil 2)su sal Ejemplos: - amoniaco, NH 3 (base débil) y una sal de amonio, como NH 4 Cl Si se añade un ácido, el NH 3 reacciona con los iones H + Si se añade una base el ión NH 4 + de la sal reacciona con el OH - Titulaciones ácido-base
Presentaciones similares
© 2024 SlidePlayer.es Inc.
All rights reserved.