Equilibrio ionico

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Equilibrio ionico

  1. 1. EQUILIBRIO IONICO Equilibrio ácido-base
  2. 2. ELECTROLITOS Son substancias que al disolverse en el agua se ionizan (disocian) + ÀCIDO HCl → H + Cl¯ + HCl + H2O → H3O + Cl¯ + BASE NaOH → Na + OH¯ + SAL NaCl → Na + Cl¯
  3. 3. C12H22O11 → C12H22O11NaCl Na+ → Na + Cl¯
  4. 4. CLASIFICACIÒN DE LOS ELECTROLITOS Electrolito fuerte  Electrolito débil Es el que se disocia totalmente Es el que se disocia parcialmente → ⇆ +  + ÀCIDO HCl →H + Cl¯ CH3COOH ⇆ CH3COO¯ + H +  + BASE NaOH → Na + NH4OH ⇆ NH4 + OH¯ OH¯  * todas las sales son + electrolitos fuertes SAL NaCl → Na + Cl¯
  5. 5. Gráficoselectrolito fuerte y electrolito débil
  6. 6. Electrolitos débiles Constante de ionización ( Ki ) HAc + H2O ⇆ H3O+ + Ac¯ HAc ⇆ H+ + Ac¯Kc = [H3O+]·[Ac¯] / [HAc]·[H2O] [H2O] = ctteKi = [H3O+]·[Ac¯] / [HAc]Ki = [H+]·[Ac¯] / [HAc] [H+] = Ki [HAc]
  7. 7. Tabla de las constantes de ionización
  8. 8. pH (potencial de hidrógeno) Es la medida de la concentración molar de iones hidrógeno en una solución acuosa + pH = ─ log [H ]
  9. 9. pH = –log [ H+] HCl electrolito fuerte HCl HCl HCl 1M 0.1M 2M[ HCl ] = 1 → [ H+] = 1 [ HCl ] = 0.1 → [ H+] = 0.1 [ HCl ] = 2 → [ H+] = 2 pH = -log 1 pH = -log 0.1 pH = -log 2 pH = 0 pH = 1 pH = – 1.3
  10. 10. pH = –log [ H+] CH3COOH electrolito débil Ki = 1.58 · 10-5CH3COOH CH3COOH CH3COOH 1M 0.1M 2M[H+] = 1.58·10-5 x 1 [H+] = 1.58·10-5 x 0.1 [H+] = 1.58·10-5 x 2 pH = -log (*) pH = -log (*) pH = -log (*) pH = 2.4 pH = 2.9 pH = 2.25 [H+] = Ka [Ácido]
  11. 11. pOH (potencial de oxidrilo) Es la medida de la concentración molar de iones oxidrilo en una solución acuosa pOH = ─ log [OH¯]
  12. 12. IONIZACIÒN DEL AGUA + H2O ⇆ H + OH¯ + Ki = [H ]·[OH¯] / [ H2 O ] [H2O] = ctte + Ki · [H2O] = [H ]·[OH¯] + Kw = [H ]·[OH¯] Kw = producto iònico del agua Kw = [H ]·[OH¯] = -log 1·10 pH K -7 pH = 7 [H+] = 1·10-7 [OH¯] = 1·10-7 + -14
  13. 13. pH = –log [ H+] NaOH electrolito fuerte NaOH NaOH NaOH 1M 0.1M 3M[ NaOH ]=1 → [ OH¯]=1 [ NaOH ]=0.1 → [ OH¯]=0.1 [ NaOH]=3 → [ OH¯]= 3 Kw = [H+]·[OH¯] = 1·10-14 [H+]·[ 1 ] = 1·10-14 [H+]·[ 0.1 ] = 1·10-14 [H+]·[ 3 ] = 1·10-14 [ H+] = 1·10-14 [ H+] = 1·10-13 [ H+] = 3.3·10-15 pH = -log 1·10-14 pH = -log 1·10-13 pH = -log 3.3·10-15 pH = 14 pH = 13 pH = 14.48
  14. 14. NH4OH electrolito débil pH = –log [ H ] + [OH¯] = Kb [Base] NH4OH NH4OH NH4OH 1M 0.1M 3M[OH¯] = 1.58·10-5 x 1 [OH¯] = 1.58·10-5 x 2 [OH¯] = 1.58·10-5 x 3 Kw = [H+]·[OH¯] = 1·10-14 [H+]·[OH¯ ] = 1·10-14 [H+]·[OH¯ ] = 1·10-14 [H+]·[OH¯ ] = 1·10-14 [ H+] = 2.51·10-12 [ H+] = 1.77·10-12 [ H+] = 1.45·10-12 pH = -log 2.51·10-12 pH = -log 1.77·10-12 pH = -log 1.45·10-12 pH = 11.59 pH = 11.75 pH = 11.83
  15. 15. + H2O ⇆ H + OH¯ + Kw = [H ]·[OH¯] = 1·10-14 MEDIO ÀCIDOÀCIDO HCl → H+ + Cl¯ MEDIO BÁSICOBASE NaOH → Na+ + OH¯ MEDIO ÀCIDO?SAL NaCl → Na+ + Cl¯ MEDIO BÁSICO? MEDIO NEUTRO?
  16. 16. H2O ⇆ H+ + OH¯ +ÀCIDO HCl → H + Cl¯ +BASE NaOH → Na + OH¯ +SAL NaCl → Na + Cl¯ÁCIDO FUERTEBASE FURTE
  17. 17. NH4Cl HIDRÓLISIS + H2O ⇆ H + OH¯ + Kw = [H ]·[OH¯] = 1·10-14 Es la reacción de los iones de una sal con los iones del agua +ÀCIDO HCl → H + Cl¯ +BASE NH4OH ⇆ NH4 + OH¯ +SAL NH4Cl → NH4 + Cl¯ + ⇆ la + OH¯ H2O disminuyeH concentración de OH¯ aumenta la concentración de H+ÁCIDO FUERTE MEDIO ÁCIDO
  18. 18. HIDRÓLISISCH3COONa + H2O ⇆ H + OH¯ + Kw = [H ]·[OH¯] = 1·10-14 Es la reacción de los iones de una sal con los iones del agua +ÀCIDO CH3COOH ⇆ H + CH3COO¯ +BASE NaOH → Na + OH¯ + SAL CH3COONa → Na + CH3COO¯ + H2O ⇆ H + OH¯ + la concentración de H disminuye aumenta la concentración de OH¯ MEDIO BÁSICOÁCIDO DÉBIL
  19. 19. CÁLCULOS HIDRÓLISIS
  20. 20. EFECTO DEL ION COMÚN + Solución básica NH4OH ⇆ NH4 + OH¯ + NH4Cl → NH4 + Cl¯ + H2O ⇆ H H + Si disminuye la concentración de OH¯ entonces se incrementa la OH¯ concentración de H + , el pH disminuirá
  21. 21. SOLUCIONES BUFFER

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