2. Equilibrio iónico
Es una aplicación del
equilibrio químico a las
reacciones
donde
participan
soluciones
acuosas de especies
iónicas.
La constante de equilibrio en
este tipo de reacciones se
sigue calculando de la misma
manera:
Además se puede
aplicar para
Considerando:
Luego:
Sales poco solubles
Ácidos y Bases
Hidrólisis
3. Sales poco solubles
Solubilidad: cantidad de soluto presente en una cantidad dada de disolvente,
cuando la solución está saturada. Sus unidades son las de concentración ( mol/L ).
Se denomina poco soluble a las sales con concentración 0,1M
Cuando un sistema es
heterogéneo la
concentración [AB] permanece
constante
Donde Kps es la constante de
del producto de solubilidad
Kps depende exclusivamente de
la temperatura.
Para que una sustancia precipite:
Kps representa el valor máximo que puede tener el producto de
las concentraciones iónicas a una temperatura dada.
El Kps permite calcular la solubilidad de una sal.
4. +
El agua es el solvente mas difundido en la naturaleza
Características del agua como solvente
+
De acá podemos hallar el producto
iónico del agua
Reacción de disociación del agua:
Si se trata de agua pura
Kw = 1×10 ̂(-14)
Se define una solución acida como la que posee una mayor concentración de protones a la de oxidrilos. En el
caso contrario se define una solución alcalina.
Se define el pH como:
Los valores que puede tomar pH van de 0 a 14
Luego teniendo:
*Entre 0 y menor que 7 (0; <7 ) es un acido.
*7 corresponde al agua pura.
*Mayor a 7 hasta 14 (>7 ; 14) son bases.
Llegamos a:
Kw = 1×10 ̂(-14)
pH + pOH = 14
Ahora se puede hallar pH o pOH
5. Ácidos y Bases
Arrhenius
Acido: sustancia que libera
protones en solución acuosa
Base: sustancia que libera
oxidrilo en solución acuosa
Bronsted
Acido: compuestos capaces
de ceder protones.
Para un acido, la constante de
concentración es:
Ka : constante de disociación
del acido
Base: compuesto capas de
tomar protones.
Para una base, la constante
es:
Kb : constante de disociación
de la base.
G.N. Lewis
En soluciones acuosas todos los
ácidos de Lewis interaccionan
con el solvente para dar un
acido de Bronsted.
Sabiendo que existe Ka y Kb
Kw = Ka.Kb = 1×10 ̂(-14)
Conociendo Ka o Kb se puede
calcular
la
constante
de
disociación de su base o acido
conjugado respectivo.
6. Ácidos y Bases
Clasificación de los ácidos
* Según la cantidad de protones que tienen para liberar en soluciones acuosas
* Capacidad de disociación del acido
-Ácidos monoproticos: que
liberan un protón.
- Ácidos poliproticos: liberan
mas de un protón.
- Ácidos fuertes: aquellos que se disocian
totalmente.
- Ácidos débiles: aquellos que se disocian
parcialmente.
* Concentración del ácido en solución
Para realizar el calculo de la concentración protónica se
evalúa si el acido es fuerte o débil (Ka) y también se
considera si la solución es concentrada o diluida (Ca)
Para ácidos débiles concentrados ( Ka « [H+] ) :
Ácidos fuertes diluidos ( Ka » [H+] ) :
Soluciones
- Diluidas: concentración del soluto
igual o menor a 1×10 ̂(-6) M.
- concentrada: mayores a 1×10 ̂(-6)
M.
