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Equilibrio Iónico
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Equilibrio Químico Se alcanza cuando tienen lugar reacciones en sentidos opuestos a la misma velocidad y el sistema tiene la apariencia macroscópica de estabilidad y permanencia, a pesar de que los reaccionantes se transformen a productos y viceversa, al nivel molecular.
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T i e m po V 1 2 = V
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Equilibrio Iónico Son aquellos equilibrios químicos en los cuales algunas de las especies participantes son iones. Además de los iones en disolución, pueden haber especies moleculares y pueden coexistir sustancias sólidas.
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Electrolitos: Son sustancias que al disolverse en agua se disocian en iones, y su movimiento en disolución permite la conductividad eléctrica. Ej: sales, ácidos, bases, etc. Se clasifican en fuertes y débiles, según la conductividad eléctrica de sus disoluciones acuosas y el grado de disociación.
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Fuertes: Se encuentran completamente disociados en iones disoluciones con una elevada conductividad eléctrica. Ej: HCl, NaOH, NaCl, etc. Débiles: Presentan un equilibrio entre moléculas neutras e iones disueltos disoluciones con una baja conductividad eléctrica. Ej: HAc, NH3, H2S, etc.
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AB (ac) ⇌ A+ (ac) + B- (ac)
Constante de Disociación ó ionización Ki >> 1 Fuertes Ki = 1 Medios Ki << 1 Débiles
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Otra clasificación se fundamenta en el criterio de solubilidad:
Electrolitos: Otra clasificación se fundamenta en el criterio de solubilidad: se clasifican en solubles y poco solubles, según ya sea alta o baja respectivamente Reglas de Fortaleza y Solubilidad
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Representación de electrolitos de acuerdo a su fortaleza y solubilidad:
Los electrolitos fuertes y solubles (FS) se representan totalmente como iones. Ejemplos: HCl, NaOH, NaCl, etc. H+ (ac) + Cl- (ac) Na+ (ac) + OH- (ac) Na+ (ac) + Cl- (ac)
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2. Los electrolitos fuertes y poco solubles
(FI) se representan como iones en equilibrio con el sólido no disuelto (precipitado). Ejemplos: CaCO3, PbCl2, Mg(OH)2, etc. CaCO3 (s) ⇌ Ca2+ (ac) + CO32- (ac) PbCl2 (s) ⇌ Pb2+ (ac) Cl- (ac) Mg(OH)2 (s) ⇌ Mg2+ (ac) OH- (ac)
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3. Los electrolitos débiles y solubles
(DS) se representan como moléculas en equilibrio con sus iones correspondientes, ambos en disoln acuosa. Ejemplos: HAc, H2S, NH3, etc. HAc (ac) ⇌ H+ (ac) + Ac- (ac) H2S (s) ⇌ 2 H+ (ac) + S2- (ac) NH3 (ac) + H2O ⇌ NH4+ (ac) + OH- (ac)
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4. Los electrolitos débiles y poco solubles
(DI) se representan como moléculas en equilibrio con el sólido no disuelto y en equilibrio con los iones disueltos. Ejemplos: Cu(OH)2, Fe(OH)3, etc. Cu(OH)2 (s) ⇌ Cu(OH)2 (ac) ⇌ Cu2+ (ac) + 2 OH- (ac) Fe(OH)3 (s) ⇌ Fe(OH)3 (ac) ⇌ Fe3+ (ac) + 3 OH- (ac)
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1. Teoría de Brönsted – Lowry (1923):
- Acido cede protones. - Base acepta protones. Un ácido y una base son conjugados cuando están relacionados por la ecuación: Ácido ⇌ Protón + Base Ejemplos: HAc H+ Ac- NH4+ NH3 HCO3- CO3-
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HA + H2O ⇌ H3O+ + A- ácido base ácido base 1 Esta teoría sugiere que un ácido será tanto más fuerte cuanto más tendencia tenga a ceder protones, y una base será tanto más fuerte cuanto más afinidad tenga por los protones .
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2. Teoría de Lewis (1923): - Acido acepta pares de electrones. - Base cede pares de electrones. Electrofílico (ávido de e-) ácidos Nucleofílico (donante de e-) bases
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Agua realiza un comportamiento ácido-base (puede actuar como ácido y como base)
Anfoterísmo H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH- ácido base ácido base 1
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Autoprotólisis del agua H2O (l) ⇌ H+ (ac) + OH- (ac)
Ki = c(H+) c(OH-) / c(H2O) Ki . c(H2O) = KH2O
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Para el agua pura a 25º C
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Se forma un ion H+ y OH- por cada molécula de agua ionizada
Agua pura la única fuente de iones H+ y OH- es el agua misma: Se forma un ion H+ y OH- por cada molécula de agua ionizada
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pH medida relativa de la c (H+) ó c (OH-)
La función p se define como p = - log c (H+) = c (OH-) pH = 7 Disolución neutra c (H+) > c (OH-) pH < 7 Disolución ácida c (H+) < c (OH-) pH > 7 Disolución básica
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Escala de pH Forma apropiada de expresar la acidez y basicidad de disoluciones acuosas diluidas.
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Ejemplos: 1. Si la c (H+) = mol/L, calcule el pH. pH = - log 4 x 10-3 = - (log 4 – 3 log 10) pH = 3 – log 4 = 3 – 0.6 pH = 2.4 2. Si la c (OH-) = 0.05 mol/L, calcule el pH. pOH = - log 5 x 10-2 = - (log 5 - 2) = 2 – log 5 = 2 – 0.69 = 1.31 pOH = 1.31 pH + pOH = 14 pH = 14 – pH = 12.69
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Ácidos y Bases fuertes:
Las c (H+) y c (OH-) se consideran iguales a la c (x) del ácido o de la base, multiplicada por el número de iones H+ y OH- presentes en ellos: c (HCl) = 0.01 mol/L c (H+) = 0.01 mol/L c (H2SO4) = 0.01 mol/L c (H+) = 2 · 0.01 = 0.02 mol/L c (NaOH) = 0.01 mol/L c (OH-) = 0.01 mol/L c (Ba(OH)2) = 0.01 mol/L c (OH-) = 2 · 0.01 = 0.02 mol/L
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Ácidos débiles: HA (ac) ⇌ H+ (ac) + A- (ac) Como c (H+) = c (A-) de donde: ó
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Bases débiles: BOH (ac) ⇌ B+ (ac) + OH- (ac) Como c (B+) = c (OH-) de donde: ó
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Ejemplos: 1. Calcule el pH de una disolución de HAc de c = 0.1 mol/L. HAc ácido débil HAc ⇌ H+ + Ac- Ka = 1.8 x 10-5 pH = 3 – log 1.34 = 3 – 0.127 pH = 2.87
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2. Calcule el pH de una disolución de NH3 de c = 0.001 mol/L.
NH3 base débil NH3 + H2O ⇌ NH OH- Kb = 1.8 x 10-5 pOH = 4 – log 1.34 = 4 – pOH = 3.87 pH + pOH = 14 pH = 14 – pOH = 14 – 3.87 pH = 10.13
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Disoluciones buffer ó reguladoras de pH
Mantienen la c(H+) y la c(OH-) constantes, estabilizando el pH, aun cuando se añaden sustancias tales como AF y BF, capaces de hacer variar considerablemente dichas concentraciones
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Disoluciones buffer se consiguen mezclando un AD con una sal de dicho ácido, o una BD con una sal de la base en cuestión, ambas sales deben ser FS. Ejemplos: a) HAc y NaAc Buffer ácido b) NH3 y NH4Cl Buffer básico c) HCOOH (ácido fórmico) y NaHCOO (formiato de sodio) Buffer ácido d) HCN y KCN Buffer ácido
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HAc ⇌ H+ + Ac- Ejemplo de buffer ácido:
Ácido débil Base conjugada 1. Si se añade pequeña cantidad de AF, la base conjugada reacciona con los iones H+ añadidos evitando un aumento de la c (H+): H+ + Ac- ⇌ HAc
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HAc ⇌ H+ + Ac- Ejemplo de buffer ácido:
Ácido débil Base conjugada 2. Si se añade pequeña cantidad de BF, los iones H+ reaccionan con los iones OH- añadidos, evitando el aumento de c (OH-): OH- + H+ ⇌ H2O
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Permite calcular la c (H+) de una disoln buffer ácida
Permite calcular la c (OH-) de una disoln buffer básica
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A este fenómeno se le denomina:
Existen ciertas sales que cuando se disuelven en agua, la disoln resultante no es neutra sino que presenta carácter ácido o básico. Se debe a que ha ocurrido un desplazamiento del equilibrio iónico del agua, producido por uno o más de los iones de la sal. A este fenómeno se le denomina: Hidrólisis Salina
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¿Por qué? a) Cuando NaAc se disuelve en agua
la disoln es básica (pH > 7): ¿Por qué? NaAc Formada por el catión de BF y el anión de AD, su disoln presenta carácter básico pues es el que predomina
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c (OH-) > c (H+) pH > 7
H2O = H+ + OH- Ac- Na+ ║ (FS) HAc (AD) c (OH-) > c (H+) pH > 7 Hidrólisis básica Na+ + Ac- + H2O ⇌ Na+ + OH- + HAc Ac- + H2O ⇌ OH- + HAc
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¿Por qué? b) Cuando NH4Cl se disuelve en agua
la disoln es ácida (pH < 7): ¿Por qué? NH4Cl Formada por el catión de BD y el anión de AF, su disoln presenta carácter ácido pues es el que predomina
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c (OH-) < c (H+) pH < 7
H2O = H+ + OH- Cl- NH4+ (FS) ║ NH3 + H2O (BD) c (OH-) < c (H+) pH < 7 Hidrólisis ácida NH H2O ⇌ NH3 + H+ + H2O NH4+ ⇌ NH3 + H+
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¿Por qué? c) Cuando la sal es derivada de un ácido y
una base débil, NH4Ac), su disoln presenta carácter neutro (pH = 7): ¿Por qué? NH4Ac Formada por el catión de BD y el anión de AD, su disoln presenta carácter neutro pues ninguno predomina
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Ac- + NH4+ + H2O = HAc + NH3 + H2O
║ HAc (AD) NH3 + H2O (BD) c (OH-) = c (H+) pH = 7 Hidrólisis neutra Ac- + NH H2O = HAc + NH3 + H2O Ac- + NH4+ = HAc + NH3
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d) Cuando la sal es derivada de un ácido y
una base fuerte, NaCl), su disoln presenta carácter neutro (pH = 7): NaCl No desplaza el equilibrio iónico del agua y por lo tanto no presenta hidrólisis H2O = H+ + OH- Cl- Na+ (FS)
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Permite calcular la c (OH-) de una disoln de una sal de hidrólisis básica
Permite calcular la c (H+) de una disoln de una sal de hidrólisis ácida ☻
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Equilibrio de electrolitos fuertes y poco solubles
A n B m ( s ) + a c - D i o l u ó P r e p t constante
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Constante del producto de solubilidad
Kps Valor constante a una temperatura dada y aparece tabulada generalmente a 298 K
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Ki = c(HAc) . C(OH-) / c(Ac-) . C(H2O) Ki . C(H2O) = Kh
Ac H2O ⇌ OH HAc Ki = c(HAc) . C(OH-) / c(Ac-) . C(H2O) Ki . C(H2O) = Kh Kh = c(HAc) . C(OH-) / c(Ac-) Multiplicando el numerador y el denominador por c(H+) Kh = c(HAc) . C(OH-) . C(H+) / c(Ac-) . C(H+) Ordenando tenemos c(HAc) / c(Ac-) . C(H+) = 1 / Ka y c(OH -) . c(H+) = KH2O Kh = KH2O / Ka Kh = KH2O / Ka = c(HAc) . C(OH-) / c(Ac-) c(HAc) = C(OH-) KH2O / Ka = c 2(OH -) / c(Ac-) c(OH -) = √ KH2O / Ka . c(s) c(Ac-) = c(s) ☻
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