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Unidad III. Equilibrio Iónico

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SE DESCRIBEN LOS ASPECTOS FUNDAMENTALES DEL EQUILIBRIO IÓNICO

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Unidad III. Equilibrio Iónico

  1. 1. EQUILIBRIO IÓNICO ING. Betsay M.Toyo F. UNEFM
  2. 2.  Los electrolitos son compuestos que se ionizan (o se disocian en sus iones constituyentes) en disoluciones acuosas y conducen la corriente eléctrica. • son compuestos que se caracterizan por ser buenos conductores de la corriente eléctrica, ya que están completamente ionizados en solución acuosa. Forman parte de estos: los ácidos fuertes, bases fuertes y las sales. • HCl(ac) + H2O(l)  H3O+ (ac) + Cl- (ac) Fuertes • son los que se disocian sólo parcialmente, razón por la cual son pocos conductores de la corriente eléctrica. • CH3COOH(ac) + H2O(l)  CH3COO- (ac) + H3O+ (ac) Débiles
  3. 3. Brönsted- Lowry Lewis Arrhenius
  4. 4. Un ácido es aquella sustancia capaz de producir iones H+ en solución acuosa y una base es aquella sustancia capaz de producir iones OH- en solución acuosa, es decir, que el grupo hidroxilo formaba parte de las bases. HCl(ac) H+ (ac) + Cl- (ac) NaOH(s) + H2O(l) Na+ (ac) + OH- (ac)
  5. 5.  Un ácido es aquella sustancia capaz de donar iones H+ (protones) en solución acuosa y una base es aquella sustancia capaz de aceptar H+ (protones) en solución acuosa. Según esta definición, siempre que exista un ácido que done un protón, existirá una base que aceptará ese protón
  6. 6.  “Mientras más fuerte el ácido, su base conjugada es más débil. Mientras más débil es un ácido, más fuerte es su base conjugada”
  7. 7.  Un ácido es una especie que puede aceptar pares de electrones y una base es especie que puede ceder pares de electrones libres.
  8. 8.  El agua es un solvente y un electrolito muy débil, ya que al ionizarse produce bajas concentraciones de iones H+ y OH-, mediante la transferencia de protones de una molécula de agua a otra molécula igual, dando lugar al equilibrio: H2O(l) + H2O(l)  H3O+ (ac) + OH- (ac) anfótera
  9. 9.  En solución acuosa, las concentraciones de protones y de iones hidroxilo son muy pequeñas, por lo que se prefiere expresarlas con logaritmos en lugar de utilizar concentraciones. El pH, y se define como el logaritmo negativo en base 10 de la concentración en mol/L de H3O+ o de H+. pH = - log H3O+  De igual forma, el pOH corresponde al logaritmo negativo en base 10 de la concentración en mol/L de OH-. pOH = - log OH- pH pOH Solución ácida 0-7 14-7 Solución neutra 7 7 Solución básica 7-14 7-0 pH + pOH=14 Se usa el pH para expresar la acidez o alcalinidad de una solución
  10. 10. Ácidos Fuertes • Aquellos que se disocian completamente, transfiriendo totalmente sus protones al agua y no dejan moléculas sin disociar en solución acuosa. Los ácidos fuertes más comunes son: HClO4, HClO3, HNO3, H2SO4, HCl, HBr y HI. • HCl(ac)  H+ (ac) + Cl- (ac) • 0.010 M 0.010 M 0.010 M • pH = - log 0.010 = 2 Bases Fuertes • Aquellas que se disocian completamente en solución acuosa, aportando totalmente sus iones OH –. Las bases fuertes más comunes son: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Sr(OH)2. • Sr(OH)2(ac)  Sr2+ (ac) + 2OH- (ac) • 0,030 M 0,030 M 2 (0,030 M) • pOH = - log 0,060 = 1,22 • pH = 14 – 1,22 = 12,78 Sales fuertes • Son compuestos iónicos que se forman por sustitución de uno o más iones hidrógeno de un ácido por un ión positivo diferente. La mayor parte de las sales son electrolitos fuertes, es decir se disocian completamente. • NaCl(s) Na+ (ac) + Cl- (ac)
  11. 11.  Ácido Débil: El proceso de disociación iónica en solución acuosa sólo ocurre parcialmente, por lo que tiene poca tendencia a ceder un protón, y por tanto se establece un equilibrio entre las moléculas sin disociar y los iones generados. Algunos ejemplos comunes son: el HF, HCN, CH3COOH, C6H5COOH y el H2CO3, entre otros.  En forma general, los ácidos débiles se disocian de la siguiente manera:
  12. 12.  Base Débil: estas sustancias reaccionan parcialmente con el agua, pues tiene poca atracción por el protón y forma el ácido conjugado y el ión OH-. Análogo a los ácidos débiles, también se da un equilibrio entre las moléculas y los iones disociados. Los ejemplos más comunes son el NH3 y sus derivados orgánicos, como C6H5NH2, CH3NH2, entre otros. NH3(ac) + H2O(l) NH4 + (ac) + OH – (ac)
  13. 13.  Es la relación que existe entre el ácido o base débil disociado y la cantidad inicial del mismo, multiplicado por 100.
  14. 14.  Son sustancias capaces de donar más de un protón al agua por molécula. Estos ácidos se ionizan de manera sucesiva, esto es, pierden un protón cada vez, por lo que para cada etapa interviene una expresión propia de la constante de equilibrio y a cada una le corresponde una constante de acidez Ka1, Ka2,.... Para calcular las concentraciones o el pH de una disolución de estos ácidos, se debe tomar en cuenta todas estas constantes.
  15. 15.  Es el proceso de reacción de los iones de las sales con los iones del agua. Generalmente, se aplica a la reacción entre el agua y las bases conjugadas de los ácidos débiles (aniones) y los ácidos conjugados de las bases débiles (cationes).
  16. 16. NaCl(ac)  Na+ (ac) + Cl- (ac) CH3COONa(ac)  CH3COO- (ac) + Na+ (ac) CH3COO- (ac) + H2O(l)  CH3COOH(ac) + OH- (ac) Kb= Kw/ Ka NH4Cl(s)  NH4 + (ac) + Cl- (ac) NH4 + (ac) + H2O(l)  NH3(ac) + H3O+ (ac) Ka= Kw/ Kb pH= 7 pH< 7 pH> 7
  17. 17.  Cuando se disuelve esta sal en agua, tanto el catión como el anión reaccionan con los iones del agua para formar ácido y base sin disociar. El pH de la solución resultante dependerá de la fortaleza de un equilibrio sobre el otro. El equilibrio que tenga una mayor constante de hidrólisis ocurrirá en mayor proporción y definirá el pH final. Si Kb = Ka • La solución es neutra. Kb > Ka • La solución es básica Ka > Kb • La solución es ácida
  18. 18.  En general, según el Principio de Le Chatelier, la disociación de un electrolito débil, sea un ácido o una base, disminuye al agregar a la solución un electrolito fuerte que tenga un ión común con el electrolito débil. Este desplazamiento de la posición de equilibrio que ocurre cuando adicionamos un ión común, que es uno de los componentes de una reacción en equilibrio, es lo que se llama efecto del ión común.
  19. 19.  Se obtienen mezclando un ácido o base débil y una sal de su respectiva base o ácido conjugado, y son aquellas que tienen la capacidad de mantener la concentración de iones H3O+, o el pH, de la solución dentro de cierto rango, aún cuando se agregue pequeñas cantidades de un ácido o base fuerte. La resistencia al cambio en el pH es debido a que contienen una especie ácida que neutraliza a los iones OH- de la base fuerte, y una especie básica que neutraliza los iones H3O+ del ácido fuerte. Este efecto, se pierde si la cantidad de ácido o base que se agrega sobrepasa las concentraciones de la base o del ácido conjugado, por lo que la capacidad amortiguadora, es la cantidad de ácido o base que puede neutralizar antes de que el pH cambie en grado significativo.    Ácido Sal pKapH log    Sal Base pKapH log Kb Kw Ka  Kb Kw Ka  Kb Kw Ka 
  20. 20. Si se adiciona base fuerte, no aumenta considerablemente el pH, pues la base (OH-) se neutraliza con algo del ácido de la solución reguladora: OH- + HA  H2O + A- , esto causa que la concentración del ácido disminuya y la de la sal aumente. Si se añade un ácido fuerte, no disminuye considerablemente el pH, porque la reacción del ácido débil se desplaza a la izquierda, neutralizando parte del H+ con la base conjugada que forma parte del amortiguador y formando ácido: HA  H+ + A-, esto hace que aumente la concentración del ácido y disminuya la concentración de la sal.
  21. 21. Es la reacción entre un ácido y una base para producir una sal y agua AguaSalBaseÁcido  AguaSalBaseÁcido  El momento de la neutralización corresponde al Punto de Equivalencia nº equivalentes de ácido = nº equivalentes de base Una valoración ácido-base es la determinación de la concentración de un ácido en disolución a partir de una concentración conocida de una base o viceversa, basándose en la reacción de neutralización. C1x V1 = C2 x V2
  22. 22. Tiene la propiedad de cambiar de coloración según el pH del medio en que encuentre.
  23. 23.  Es la representación del pH en función del volumen del titulante añadido
  24. 24.  Curva de Valoración de un Ácido Fuerte con una Base Fuerte: se colocan en la fiola 25,00mL de solución de HCl de concentración 0,100 mol/L y la bureta se llena con solución de NaOH de concentración 0,100 mol/L ; se mide el pH resultante (en la fiola) para cada volumen de base añadido.
  25. 25.  La precipitación de un compuesto en una solución dependerá de su solubilidad en el solvente utilizado. SI el compuesto es muy soluble, hay pocas probabilidades que precipite, mientras que si el compuesto es escasamente soluble sí aumentan las posibilidades de que ocurra la precipitación. Cuando la disolución y la cristalización tienen lugar a la misma velocidad, la disolución se encuentra en un estado de equilibrio dinámico. Equilibrio en una solución SATURADA
  26. 26.  La constante del producto de solubilidad (Kps), es la constante de equilibrio para el equilibrio que se establece entre un soluto sólido y sus iones en solución saturada, esta constante es dependiente de la temperatura. AnBm (s) ↔ nAm+ (ac) + mBn- (ac) Kps = [Am+]n [Bn-]m Ag2CrO4(s) ↔ 2Ag+ (ac) + CrO4 2- (ac) Kps = Ag+ 2 CrO4 2- = 2.6x10-12 Ag2CrO4(s) ↔ 2Ag+ (ac) + CrO4 2- (ac) Kps = Ag+ 2 CrO4 2- = 2.6x10-12
  27. 27.  La constante de producto de solubilidad para el Fluoruro de Calcio es 3,9x10-11. Determine la solubilidad del Fluoruro de Calcio en agua en: mol/L , g/L. Kps CaF2= 3,9x10-11 . Masa molar CaF2= 78,1 g/mol )(2 s CaF 2 )(acCa  )(2 acF         3222 42 sssFCaKps  
  28. 28. Compuestos solubles:  Todos los de los metales alcalinos (Grupo 1 de la Tabla Periódica) y el ión amonio (NH4 +)  Los nitratos, los percloratos y los acetatos. Compuestos en su mayoría solubles  Los cloruros, los bromuros y los yoduros, excepto los de Pb2+, Ag+, Hg2 2+ (ion mercurioso) que son insolubles.  Los sulfatos, excepto los de Sr2+, Ba2+, Pb2+, Hg2 2+ que son insolubles (CaSO4 es un poco soluble). Compuestos en su mayoría insolubles  Los hidróxidos excepto los de los metales del Grupo 1 y el NH4 +. Los de Ca2+, Sr2+ y Ba2+ son ligeramente solubles.  Los sulfuros excepto los de los metales del Grupo 1, Grupo 2 y el ión NH4 +.  Los carbonatos y los fosfatos excepto los de los metales del Grupo 1 y el ion NH4 +.
  29. 29.  Es un técnica analítica en la que dos o más iones en disolución, todos ellos capaces de ser precipitados por un reactivo común, son separados selectivamente por diferencias de solubilidad mediante la adición de ese reactivo. Por medio de esta técnica es posible que un ión específico quede en solución mientras otro forme un compuesto insoluble con el precipitante. La condición principal para una buena separación fraccionada es que haya una diferencia significativa en las solubilidades de los compuestos a separar (diferencia amplia entre los valores de la constante de producto de solubilidad).
  30. 30. Si se tiene una solución con iones B- (ac) y C- (ac) y se le agrega una solución de agente precipitante AP (ión clave A+ y P- como espectador), se tiene las siguientes reacciones: B- (ac) + AP  AB(s) + P- Kps= [A+][B-] C- (ac) + AP  AC(s) + P- Kps= [A+][C-]  Identificar el ion que precipita primero: ambos iones pueden precipitar con el agente precipitante. El compuesto que precipitará primero es aquel que necesite la menor concentración de ión de precipitante [A+]1= (KpsAB /[B-]) [A+]2 = (KpsAC /[C-])  Determinar si la separación es cuantitativa: se considera que la precipitación es cuantitativa si el segundo ion comienza a precipitar una vez que ha finalizado la precipitación del primero. Uno de los criterios mas usados para establecer la finalización de una precipitación es considerar que es completa cuando la concentración de ese ion alcanza el valor arbitrario de 1*10-6 mol/L.
  31. 31.  De acuerdo al principio de Le Chatelier, al agregar un ión común a una solución saturada hace que disminuya la solubilidad debido a que permite el desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda.  Si el AgNO3, se agrega a una disolución saturada de: AgCl(s)  Ag+ (ac) + Cl- (ac)  El ión común es Ag+, esto hará que aumente el producto iónico.  Para restablecer el equilibrio, algo de AgCl precipitará, hasta que el producto iónico se haga otra vez igual al Kps. El efecto de agregar un ión común es, entonces, una disminución en la solubilidad de la sal (AgCl).

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