Autoprotólisis del agua

Presentación del tema: "Autoprotólisis del agua"— Transcripción de la presentación:

1 Autoprotólisis del agua
*En realidad H2O + H2O  H3O+ + OH- T Kw 0 oC x10-14 x10-14 x10-14 El valor de Kw depende de la temperatura

2 pH, pOH y pKw pX= -logX Así, se puede definir pH, pOH, pK pKw = 14.0
pH = -log[H+] pOH = -log[OH-] pKw = -log(Kw) A 25 oC: pKw = -log(1.0x10-14) pKw = 14.0 pKw = -log([H+] [OH-]) = -log[H+] -log[OH-] pKw = pH + pOH = at 25 oC

3 Agua pura [H+] = [OH-] A 25 oC: Kw = 1.0x10-14 = [H+][OH-] = [H+]2
[H+] = [OH-] = 1x10-7 M [pH] = [pOH] = 7.0 A 37 oC: Kw = 3.8x10-14 pKw = -log(3.8x10-14) = 13.4 pH = pOH = 6.7

4 7 pH Agua pura: [H3O+] = [OH-] ; [H3O+] = 10-7 Þ pH = 7
[OH-] = 10-7 Þ pOH = 7 DISOLUCIÓN ÁCIDA [H3O+] > [OH-] pH < 7 DISOLUCIÓN NEUTRA [H3O+] = [OH-] pH = 7 DISOLUCIÓN BÁSICA [H3O+] < [OH-] pH > 7 pH 7 ácida básica

5 Ácidos y bases fuertes:
Tratamiento cuantitativo de sistemas de ácidos y bases Ácidos y bases fuertes: 100% ionizados HCl ejemplo de ácido fuerte Disuelto en agua, la solución resultante contiene iones Cl-, H+, OH- HA(aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + A- (aq) Ca Ca Ca (Ka >> 1) Ca: Concentración del acido [H+] = Ca

6 ÁCIDOS FUERTES Ka > 1 FORMULA NOMBRE H Cl Acido Clorhídrico H Br
Acido Bromhídrico HI Acido Yodhídrico HNO3 Acido Nítrico H C l O 4 Acido Perclórico

7 [H+] = Cb Bases fuertes: NaOH(aq)   OH- (aq) + Na+ (aq) Cb Cb
(Kb >> 1) Cb: Concentración de la base [H+] = Cb

8 Ácidos y bases débiles:
Acidos y bases débiles HA  H+ + A- Ácidos y bases débiles: No están 100% ionizados HAc ejemplo de ácido débil Disuelto en agua, la solución resultante contiene Hac y iones Ac-, H+, OH- HAc  H+ + Ac- H+ Ac- HAc

9 PKa = -Log Ka ALGUNOS ACIDOS DEBILES, SUS CONTANTES
DE DISOCIACION Y pKa a 25ºC Acido Fórmula Ka pKa Salicílico C6H5(OH) CO2H x ,97 Láctico CH3CH(OH)CO2H x Acético CH3CO2H x Cianídrico HCN x PKa = -Log Ka

10 Constante de basicidad
ACIDOS Y BASES DEBILES Para un ácido HA(aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + A- (aq) Constante de acidez (de disociación, de ionización) Ka <<< 1 Análogamente con las bases: B (aq) + H2O (l) BH+ (aq) + OH- (aq) Kb <<< 1 Constante de basicidad

11 Ka= x2 = 7.1 x 10-4 0.50 -x Ecuación Cuadrática !!!!
¿Cuál es el pH de una disolución de HF 0.50M (a 25º C)? Ka HF = 7.1 x10-4 HF (aq) H+ (aq) + F- (aq) Ka= [H+][F-] = 7.1 x 10-4 [HF] HF (aq) H+(aq) F- (aq) Inicial (M) Cambio (M) −x +x x Equilibrio (M) −x x x Ka= x2 = 7.1 x x Ecuación Cuadrática !!!!

12 X = Ka Ca X = Ka Ca X = Limite de aproximación:
Si Ca >> 500 Ka aplica aproximación 1) Aproximación X = Ka Ca X = Ka Ca En el ejemplo anterior entonces: X = 7.1 x * 0.5 X = M

13 [HF] = 0.50 –x = 0.48 M [H+] = [F-] = M pH = -log [H+] pH = -log [0.019 M] = 1.72

14 X 100 % Limite de aproximación:
Si % disociación < 5 % aplica aproximación En el ejemplo anterior entonces: % Disociación = M x 100 % = 3.8 % 0.5 M

15 Relación entre Ka y Kb pKa + pKb = pKw = 14.0 Acido: HA  H+ + A-
Base conjugada: A- + H2O  HA + OH- = [H+][OH-] = Kw KaKb = Kw log(KaKb) = log(Ka) + log(Kb) = log(Kw) -log(Ka) + -log(Kb) = -log(Kw) pKa + pKb = pKw = 14.0

16 Acido conjugado: BH+  H+ + B Base: B + H2O  BH+ + OH-
KaKb = Kw pKa + pKb = pKw = 14.0 y Acido Fórmula Ka pKa Iódico HIO x Láctico CH3CH(OH)CO2H x Acético CH3CO2H x Hidrociánico HCN x Relaciones anteriores demuestran que un ácido fuerte tiene una base conjugada débil, y un ácido débil una base conjugada fuerte Kb pKb 5.9x 1.2x 5.6x 2.0x

17 1.- Calcule el pH de cada una de las siguientes soluciones:
solución de CH3COOH 0,2 M. Ka = 1.78 x 10 -5 solución formada 10,0 mL de HBr 0,010 M Ka >>1 solución de HOCN 0.3 M pKa =3.46 d) Solución de NaOH 0.02 M Kb >> 1 2.- Cuantos gramos de ácido acético se necesitan para preparar 250 ml de solución de pH = 4. datos: pKa = 4.74.

18 2. - Se disuelven 3,5 g de NaOH en 247
2.- Se disuelven 3,5 g de NaOH en ml de agua, obteniendo la solución A. Si posteriormente se sacan 15 mL de la solución A y se llevan a un matraz de aforo de 500 mL, se obtiene la solución B. Finalmente, se toman 15 mL de la solución A y 20 mL de la solución B y se llevan a un volumen final de 250 mL se obtiene la solución C. Calcule: a) % P/V de la solución A b) pH de la solución B c) pH y % P/P de la solución C Datos: Kb NaOH >>1; d NaOH: 1,4 g/mL MM NaOH: 40 g/mol Trabaje como máximo con 3 cifras significativas.

19 3.- El ácido nítrico y el ácido benzoico son componentes de varios alimentos.
Si se tiene una solución A de 200 ml de ácido nítrico de pH 1,5 y b) una solución B que contiene 5 g de ácido benzoico disueltos en 100 ml de solución. Determine: 1.- La cantidad de g de ácido nítrico en la solución A. 2.- El pH final de la solución B y el porcentaje de disociación. 3.- El pH final cuando se mezclan 5 ml de la solución A con 5 mL de la solución B. Datos: Ka ac. Benzoico: 6,4 X 10-5 Ka HNO3: >>1 MM ac. Benzoico: 122 g/mol MM HNO3: 63 g/mol Trabaje como máximo con 3 cifras significativas.

20 5. Para las siguientes mezclas calcule el pH, planteé las ecuaciones químicas respectivas:
a) La mezcla de 400 ml de HCl 0,25 M con 200 ml HCl 0,15 M b) La mezcla de 50 ml de NaOH 0,25 M con 15 ml de NaOH 0,15 M.

21 Sales en agua: Hidrólisis
Agua pura: H2O  H+ + OH- pH = 7 Cloruro de potasio: KCl(aq)  K+(aq) + Cl-(aq) pH = 7 Nitrato de sodio: NaNO3(aq)  Na+(aq) + NO3-(aq) pH = 7 Acetato de sodio: NaAc(aq)  Na+(aq) + Ac-(aq) pH > 7 Básico Cloruro de amonio: NH4Cl(aq)  NH4+(aq) + Cl-(aq) pH < 7 Acido

22 K+ Cl- pH = 7 KCl Cloruro de potasio: KCl(aq)  K+(aq) + Cl-(aq) KOH base infinitamente fuerte: KOH  K+ + OH % Su ácido conjugado es infinitamente débil: K+ + H2O  KOH + H+ 0% HCl es un ácido infinitamente fuerte: HCl  H+ + Cl % Su base conjugada es infinitamente débil: Cl- + H2O  HCl + OH- 0%

23 Na+ NO3- pH = 7 NaNO3 Nitrato de sodio: NaNO3(aq)  Na+(aq) + NO3-(aq) NaOH base infinitamente fuerte: NaOH  Na+ + OH- 100% Acido conjugado infinitamente débil: Na+ + H2O  NaOH + H+ 0% HNO3 ácido infinitamente fuerte: HNO3  H+ + NO % Base conjugada infinitamente débil: NO3- + H2O  HNO3 + OH- 0%

24 Na+ Ac- HAc pH > 7 Basico Hidrólisis de Ac- OH- HAc OH- NaAc Acetato de sodio: NaAc(aq)  Na+(aq) + Ac-(aq) NaOH base infinitamente fuerte: NaOH  Na+ + OH % Acido conjugado infinitamente débil: Na+ + H2O  NaOH + H % HAc ácido débil: HAc  H+ + Ac <<100% Báse conjugada se hidrolizará: Ac- + H2O  HAc + OH- >0%

25 NH4+ Cl- Hidrólisis de NH4+ pH < 7 Acido NH3 H+ NH4Cl Cloruro de amonio: NH4Cl(aq)  NH4+(aq) + Cl-(aq) HCl ácido infinitamente fuerte: HCl  H+ + Cl % Base conjugada infinitamente débil: Cl- + H2O  HCl + OH- 0% NH3 base débil: NH3 + H2O  H+ + Ac- <<100% Acido conjugado se hidrolizará: NH4+  H+ + NH >0%

26 HAc OH- Cálculo de pH requiere solu- ción de ambos equilibrios NH3 H+ NH4+ Ac- NH4Ac Acetato de amonio: NH4Ac(aq)  NH4+(aq) + Ac-(aq) HAc ácido débil: HAc  H+ + Ac <<100% Base conjugada se hidrolizará: Ac- + H2O  HAc + OH- >0% NH3 base débil: NH3 + H2O  H+ + Ac- <<100% Acido conjugado se hidrolizará: NH4+  H+ + NH >0%

27 16.- La concentración de Na+ en una solución de NaCN de pH 11.6 es:
Ka HCN = 4,9 x Kb NaOH >1 a) 0.78 M b) 1.23 x10 –7 M c) 0.65 M d) 2.65 x10 5 M e) Ninguna de las anteriores 12.- Si usted dispone de cuatro sales, LiC7H5O2, (C 2H5NH3)Cl, NaNO3 y NH4Cl. Cual de estas sales podría utilizar para generar un pOH = 2,2: a) LiC7H5O2 b) (C 2H5NH3)Cl c) NaNO3 d) H2NNH3ClO4 a) solo I b) solo II c) solo III d) II y IV e) ninguna de las anteriores

28 3.-Se tienen las siguientes soluciones:
a) 250 ml una solución A formada por 4, 6 g de HCN. b) 4,5 g de NaCN disueltos en 500 ml de solución B c) 300 ml de solución C de NaOH 0,3 M d) 65 g de NH3 disueltos en 250 ml de solución D Calcule: 1) el pH de la solución A y solución D 2) el pH de la mezcla de las soluciones A y B 3) el pH que resulta de agregar la solución C a la mezcla anterior (punto 2) 4) el pH de la mezcla de las soluciones C y D. Kb NaOH >>1 Ka HCN: 4,5 x 10 -6, Kb NH3: 1.78 x10-5 MA Na: 23 g/mol; MA C: 12 g/mol MA N:14 g/mol