UNIDAD II : EQUILIBRIO IÓNICO

Capítulos 16 y 17 del Texto Química La Ciencia Central de Brown y Colaboradores

INTRODUCCIÓN En esta unidad seguimos manejando el concepto de Equilibrio.

Entendiendo al Equilibrio Proceso.La diferencia que se tiene con respecto al Equilibrio Químico es que aquí las especies que se van a producir son Iones, es decir

especies cargadas.

AVISO IMPORTANTELa clase no1 debe ser preparada por los estudiantes de la secciones 02 y 03 de la Prof. L. Manganiello y todas las tareas allí asignadas son de obligado cumplimiento para asistir a la clase no 2. Recuerden que se trata de una evaluación continua, el cual estudiante debe cumplir para asegurar la comprensión del tema. Las asignaciones deben ser preparadas en su cuaderno de clase. El profesor las revisara previo a

comenzar la clase

UNIDAD II : EQUILIBRIO IÓNICO Clase no 1

Contenido:

•Definición de electrólito

• Clasificación de electrólitos

•Conceptos de ácidos y bases según:

I. Arrhenius

II. Bronsted – Lowry

III.Lewis

• Ionización de ácidos y bases fuertes

•Ionización de ácidos y bases débiles

•Fuerza de ácidos y bases

•Ácidos polipróticos

Material preparado por la Profesora Lisbeth ManganielloMayo 2010

Cátedra de Química General II

Electrólito

Es una sustancia que en solución existe como iones y conduce electricidad

Clasificación

Electrólitos fuertes

Electrólitos débiles

Ejemplos

HCl (ac) H+(ac) + Cl -(ac)

electrólito fuerte

NH3 (ac) + H2O (ac) NH4+

(ac) + OH - (ac) electrólito débil

Observando lo expuesto anteriormente, define:Electrólito débil:_________________________________________________________________Electrólito fuerte:____________________________________________________________

Definición de electrolito y clasificación

CONCEPTOS DE ACIDO - BASE SEGÚN Svante Arrhenius, Químico sueco (1859 – 1927)

Johannes Bronsted, Químico danes (1879- 1947) – Thomas Lowry, Químico inglés (1874 – 1936)

Gilbert N. Lewis, Químico estadounidense (1875 – 1946)

Ácido: sustancia que en solución acuosa

produce iones H+ y/o H3O+

Ejemplo: H2SO4(ac) SO4

-(ac) + 2H+

(ac)

Ambos científicos proponen en forma independiente:

Ácido: es una sustancia (molécula o ion) capaz de transferir un protón a otra sustancia.

Base: es una sustancia (molécula o ion) capaz de

aceptar un protón de otra sustancia.

Este concepto nos expone que en una reacción una sustancia trasfiere un protón y otra lo acepta.

Ejemplo: HCL(ac) + H2O(l) H3O+ (ac) + Cl- (ac)

De acuerdo al ejemplo : HCl se comporta como ácido: por que transfiere el protón al agua. Cuando observamos el producto solo tenemos Cl-

El agua se comporta como base porque acepta el protón. Cuando observamos el producto se ve la ganancia del protón H3O+

Ácido: sustancia capaz de aceptor de un par de electrones.

Base: sustancia capaz de donar un

par de electrones.

Ejemplo: H H+ + : N H

H + H H N H H

Base: sustancia que en solución acuosa

produce iones OH-

Ejemplo: NH3 (ac) + H2O(l) NH4

+ (ac) + OH-

(ac)

Nota: concepto valido para electrolitos fuertes y débiles El concepto hace énfasis en la trasferencia de protones El concepto hace énfasis en la

transferencia de electrones LOS FUNDAMENTOS DE LOS CONCEPTOS SON DIFERENTES PERO LAS TEORIAS NO SE CONTRADICEN

Asignación: En el caso del NH3, se dice que es una base de acuerdo a los tres conceptos expuestos. Demuéstrelo (Coloque la Ecuación Química del Equilibrio)

Conceptos de ácidos y bases

http://trabajodeacidobase.blogspot.com/2008/09/biografia-de-johannes-bronsted.html

BUSCAR Y LEER PARA COMPLEMENTAR

Conceptos de ácidos y bases

Consultar y sacar un resumen (colocarlo en su cuaderno declase) acerca del Concepto de Pares conjugados ácido – base,buscar en el texto del Brown. ¿A que teoría de las vista en lalamina anterior se asocia este concepto?

Ver el Ejercicio Tipo 16. 1 del Brown y resolver el ejercicio de aplicación que se encuentra sugerido.

Para asegurar la comprensión del tema cumpla con todas las actividades asignadas

IONIZACIÓN DE ÁCIDOS y BASES FUERTES

Ácidos y Bases Fuertes Electrólitos Fuertes Existen en solución solo como iones. Ocurre una ionización total

En la sección 16.5 de el Texto del Brown se observan ejemplos de ácidos fuertes y bases fuertes. Elabora en tu

cuaderno de clase una tabla para ácidos fuertes y una tabla para bases fuertes, de esta manera te vas

familiarizando con los nombres de los compuestos y sus formulas

Cátedra de Química General II

Ionización de ácidos y bases débilesCátedra de Química General II

Ácidos y bases débiles Electrólitos débiles Sustancias que se ionizan en forma parcial. En solución vamos a tener iones parcialmente formados y parte del reactivo en solución (sustancia neutra)

A fin de familiarizarnos con los ácidos débiles, su formula estructural, su reacción de equilibrio y su base conjugada se recomienda sacar copia a la Tabla 16.2 del Brown y pegarla en su cuaderno de clase. Está servirá de herramienta a la hora de resolver los problemas.

Para el caso de las bases débiles procederemos de igual manera que lo sugerido para los ácidos débiles : sacar copia a la Tabla 16,4.

NOTA IMPORTANTE: EL NO CUMPLIMIENTO DE LAS ACTIVIDADES PREVISTAS EN LA PRESENTACIÓN DE LA CLASE 1, TRAERA COMO CONSECUENCIA QUE EL ESTUDIANTE NO PUEDA ASISTIR A LA CLASE PRESENCIAL SIGUIENTE

LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO PARA ÁCIDOS DÉBILESCátedra de Química General II

Ejemplo no1: Ionización del ácido acético

a) HC2H3O2 (ac) H+(ac) + C2 H3 O2

–(ac)

b) HC2H3O2 (ac) + H2O(l) H3O+ (ac) + C2 H3 O2

–(ac)

Las ecuaciones a y b correspondientes al equilibrio del ácido acético son exactamente iguales

H+ H3O+=

Expresión de la Constante de disociación Ácida, Ka = [H +] [C2 H3 O2–]

[ H C2 H 3 O2 ]

LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO PARA BASES DÉBILESCátedra de Química General II

Ejemplo no 2: Ionización del amoniaco

NH3 (ac) + H2O (l) NH4+

(ac) + OH –(ac)

Expresión de la Constante de disociación básica, Kb = [NH4+] [OH–]

[ NH3 ]

Nota: Cuando escribimos las ecuaciones de equilibrio para las bases, siempre se coloca agua en el lado de los reactivos.

Fuerza relativa de ácidos y bases débiles

La fuerza relativa de ácidos y bases débiles se expresa o seevalúa en función del valor numérico de la contante dedisociación ácida y/o de disociación básica respectivamente

Ejemplo no 3: Se tienen los ácidos HF con un valor de Ka = 6,8 X 10-4

y HC2H3O2 con un valor de Ka = 1,8 X10-5 ambas constantesreportadas a 25 ºC. ¿Cuál de los dos ácidos tiene mayor fuerza deacidez?

Respuesta: El HF, la respuesta la podemos dividir en dos partes:a) Al tener su ctte. Ka un mayor valor indica que se esta disociando mayor cantidad de productos. Uno de los productos es H+ .b) La fuerza de acidez es la capacidad de protones (H+) que se puede liberar al medio, al tener un valor de Ka mayor indica que tiene una mayor capacidad que el ácido acético.

Cátedra de Química General II

Ejercicio propuesto no 1 para el caso de las bases

Cátedra de Química General II

Se tienen las bases Amoniaco con un valor de Kb = 1,8 X 10-5 y lapiridina con un valor de Kb = 1,7 X10-9 ambas constantes reportadas a25 ºC. ¿Cuál de las dos bases tiene mayor fuerza de basicidad?

Orientación para resolver el ejercicio:a) Investiga la ecuación de equilibrio para cada una de las bases

indicadasb) Repasa el concepto de base según arrheniusc) Responde en dos partes la pregunta, tal y como se hizo con los

ácidos

Resolver las asignaciones refuerza el conocimiento

Ácidos Polipróticos

Muchos ácidos tienen más de un átomo de H+ disociable

La Tabla 16.3 del Texto del Brown muestra las constantes de disociación ácida de algunos ácidos

polipróticos comunes

H2SO3 (ac) H+(ac) + HSO3

-(ac) Ka1 = 1,7 X10-2

HSO3-(ac) H+

(ac) + SO3-

(ac) Ka2 = 6,4 X 10-8

Ejemplo no 4

Nota: el hecho de Ka2 es mucho menor que Ka1 indica que es más fácil extraer el protón de la primera ecuación (sobre la base de interacciones electrostáticas)