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Equilibrio en soluciones acuosas
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Equilibrio en soluciones acuosas

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  • 1. EQUILIBRIO EN SOLUCIONES ACUOSASEquilibrio iònico del aguaEn el agua se cumple el siguiente equilibrio : H2O (l) ↔ H+ (ac) + OH- (ac)Para este equilibrio Kc= [H+].[OH-] ya que la concentración del agua es constante. Eneste caso la constante de equilibrio recibe el nombre de constante de disociación iónicadel agua y se representa Kw. Kw = [H+].[OH-] = 1 x 10 -14 a 25ºCEl valor de la constante Kw caracteriza no solo al agua pura sino también las solucionesacuosas.En el agua pura [H+] = [OH-] , por lo que el agua pura no es ácida ni básica o sea esneutra. En las soluciones acuosas ácidas o básicas [H+] ≠ [OH-] pero en todos los casosse cumple que [H+].[OH-] = 1x 10 -14Para una solución ácida [H+] > 1 x 10 -7 y [OH-] < 1x 10 -7Para una solución básica [H+] < 1 x 10 -7 y [OH-] > 1x 10 -7Escala de pH: Se define pH como pH = -log [H+]Como en el agua pura [H+] = [ OH-] = 1 x 10 -7 entonces pH = -log 1 x 10 -7 = 7Por lo tanto 0 --------- 7 ---------- 14 Ácido básicoAlgunos valores de pHJugo gástrico 1-2Jugo de limón 2,1Vinagre 2,2Jugo de naranja 2,8Vino 3,5Jugo de tomate 4,2Saliva 6,5Leche 6,8Sangre 7,4Agua de mar 8,2Jabón 10Sol. De amoníaco 12De forma análoga a la definición de pH se define pOH como pOH = -log [OH-]A partir de la constante iónica del agua y realizando algunas operaciones matemáticasse llega a que pH + pOH = 14Ácidos fuertes y ácidos débiles:Ácidos fuertes son aquellos que están totalmente disociados, o sea que en soluciónacuosa no se encuentran moléculas del ácido sino iones del mismo. Por ejemplo :
  • 2. HCl (ac) → H+ (ac) + Cl- (ac)HNO3 (ac) → H+ (ac) + NO3- (ac)Ácidos débiles son aquellos que están parcialmente disociados en iones, o sea que seencuentran parte como moléculas y parte como iones. Se genera un equilibrio llamadoequilibrio de disociación ácidaHF (ac) ↔ H+ (ac) + F- (ac)HCN (ac) ↔ H+ (ac) + CN- (ac)CH3COOH (ac) ↔ H+ (ac) + CH3COO-(ac)En cada caso la constante de equilibrio se denomina constante de disociación ácida ytiene un valor característico para cada ácido.Ka = [H+].[F-] = 6,8 x 10 -4 [HF]Ka = [H+].[CN-] = 4,9 x 10 -10 [HCN]Ka = [H+].[CH3COO-] = 1,8 x 10 -5 [CH3COOH]Dado que la disociación es completa en un ácido fuerte entonces [H+] = M ácidoPara los ácidos débiles, sin embargo la cantidad de iones H+ presentes en la solucióndepende de la constante de disociación ácida, además de la concentración molar delmismo.En general para un ácido débil monoprótico [H+] = √ Ka.MácidoPorcentaje de disociación de un ácido débil, es la relación entre el número de molesdisociados y el número total de moles del ácido x 100 % d = [H+] x 100 MácEl porcentaje de disociación de un ácido débil depende de la concentración inicial delácido.Bases fuertes y bases débiles:De la misma forma que hay ácidos fuertes y débiles también hay bases fuertes y débiles.El hidróxido de sodio NaOH, es una base fuerte, totalmente disociada NaOH (ac) → Na+ (ac) + OH- (ac)Para calcular el pH, primero debemos calcular el pOH dado que al disociarse la basefuerte libera OH- pOH = -log[OH-] donde [OH-] = M base
  • 3. como las escalas se refieren siempre a pH, nos interesa el pH de soluciones de bases ypara eso pH + pOH = 14De forma análoga a los ácidos débiles existen las base débiles, que presentan unequilibrio de disociación básica y una constante de disociación KbDe la misma forma que para ácidos débiles, para las bases débiles se calcula laconcentración de OH- como [OH-] = √ Kb.M baseCalculamos pOH = -log [OH-] y luego pH = 14 – pOHSoluciones Amortiguadoras :(Se las denomina también Buffer, reguladoras o tampones)Son soluciones que admiten el agregado de pequeñas cantidades de ácido o base fuertesin que se modifique prácticamente el valor del pH.Se preparan mezclando dos soluciones, una de ácido o base débil y otra de una sal deese ácido o base.Por ejemplo ácido acético con acetato de sodio o solución de amoníaco con clorurode amonio.El efecto amortiguador se debe a la presencia de un equilibrio y el ión común.Para calcular el pH de una solución amortiguadora, si se trata de un ácido con su sal HA (ac) ↔ H+(ac) + A-(ac) NaA (ac) → Na+(ac) + A-(ac)Para el ácido débil Ka = [H+].[A-] y despejando [H+] = Ka [HA] [HA] [A-]Como la sal está totalmente disociada, la concentración de A- es prácticamente lamisma que la de la sal y podemos despreciar la concentración de A- que aporta el ácidoporque está parcialmente disociado y además por el efecto del ión común el equilibrioestá desplazado hacia la izquierda. Entonces queda [H+] = Ka Mácido MsalPara una solución amortiguadora formada por una base débil con su sal y razonando demanera similar queda que : [OH-] = Kb Mbase MsalLa capacidad del buffer para amortiguar está relacionado con las concentraciones de lassoluciones que componen el sistema. En general si las concentraciones de ácido y salson iguales el par amortiguará por igual frente a un ácido y frente a una base.Teoría ácido-base de Brönsted-LowryUn ácido es aquella sustancia que es capaz de ceder un H+ .
  • 4. Una base es aquella sustancia capaz de aceptar un H+ . Es una teoría más amplia ya queno está restringida a soluciones acuosas como la teoría de Arrhenius.En este caso la neutralización consiste en la transferencia de protones del ácido a la basey por lo tanto siempre existen pares conjugados de ácidos y bases. CH3COOH + H2O → H3O+ + CH3COO- Ácido base ácido base NH3 + H2O → NH4+ + OH- Base ácido ácido baseLas sustancias que como el agua pueden actuar como ácidos y como bases sedenominan anfopróticas o anfóteras

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