quÍmica ii (1º) - inicio -...
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QUÍMICA II (1º)BLOQUE 3.1
Equilibrios ácido-base
Equilibrios hidrólisis sales
Equilibrios disoluciones tampónProfesor: Mª del Carmen Clemente Jul
TEORÍA ÁCIDO – BASE DE ARRHENIUS
ÁCIDO: SUSTANCIA QUE LIBERA H+ CUANDO SE DISUELVE EN AGUA
• HIDRÁCIDOS
• OXÁCIDOS
BASE: SUSTANCIA QUE LIBERA OH- CUANDO SE DISUELVE
EN AGUA
REACCIONES ÁCIDO-BASE
ACIDO + BASE SAL + AGUA
• REACCIÓN ENTRE ÁCIDO Y BASE FUERTES
HCl + NaOH NaCl + H2O; H+ + Cl- + Na+ + OH- Na+ + Cl- + H2O
• REACCIÓN ENTRE ÁCIDO FUERTE Y BASE DÉBIL
HNO3 + NH3 NH4NO3; H+ + NO3-+ NH3OH NH4
+ + NO3- + H2O
TEORÍA ÁCIDO – BASE DE BRONSTED
ÁCIDO: SUSTANCIA DONADORA DE H+
CLASIFICACIÓN:
• POR EL Nº DE H+ QUE LIBERAN
MONOPRÓTICOS: HNO3
DIPRÓTICOS: H2SO4
TRIPRÓTICOS: H3PO4
• POR LA CALIDAD DE SU IONIZACIÓN
FUERTES: H2SO4 H+ + HSO4-
DÉBILES: HSO4- H+ + SO4
2-
REACCIONES ÁCIDO – BASE (PARES ÁCIDO – BASE CONJUGADOS)
TODO ÁCIDO DE BRONSTED TIENE UNA BASE CONJUGADA Y TODA BASE DE BRONSTED TIENE UN ÁCIDO CONJUGADO
CH3COO- + HCN CH3COOH + CN-
b1 a2 a1 b2
HF + NH3 NH4+ + F-
a1 b2 a2 b1
HCO3- + HCO3
- H2CO3 + CO32-
b1 a2 a1 b2
H2PO4- + NH3 HPO4
2- + NH4+
a2 b1 b2 a1
HOCl + CH3NH2 CH3NH3+ + ClO-
a1 b2 a2 b1
PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA
H2O H+ + OH-
[ ][ ][ ]
[ ] [ ][ ]−+
−+
==×
=
OHHKOHK
OH
OHHK
w2c
2c
KW, PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA
A 25 ºC EN AGUA PURA
[ ] [ ]1477
W
7
10)100,1)(100,1(K
M100,1OHH−−−
−−+
=××=
×==
ESCALA DE pH
pH = -log [H+]
DISOLUCIONES ÁCIDAS: [H+] > 10-7; pH < 7
BÁSICAS: [H+] < 10-7; pH > 7
NEUTRAS: [H+] = 10-7; pH = 7
pOH = -log [OH-]
Kw = 10-14 = [H+] [OH-] ; -14 = log [H+] + log [OH-]
14 = pH + pOH
FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS
FUERZA DE UN ÁCIDO, ES LA CAPACIDAD DE CEDER UN PROTÓN (QUE ES CAPTADO POR EL DISOLVENTE)
SE PUEDE MEDIR POR EL GRADO DE DISOCIACIÓN α , QUE REPRESENTA A LA FRACCIÓN DE MOLÉCULAS QUE SE DISOCIAN
LOS ÁCIDOS FUERTES, HCl, HNO3, HClO4, H2SO4, SE DISOCIAN EN AGUA AL 100 % (TOTALMENTE)
LA MAYORÍA DE LOS ÁCIDOS SE CLASIFICAN COMO DÉBILES
100ÁCIDODEINICIALIÓNCONCENTRAC
EQUILIBRIOELENDISOCIADOÁCIDOIÓNCONCENTRAC ×=α
FUERZA RELATIVA DE BASES
ES LA CAPACIDAD DE ACEPTAR UN PROTÓN PROCEDENTE DEL DISOLVENTE
SE PUEDE MEDIR POR EL GRADO DE DISOCIACIÓN, α , QUE REPRESENTA A LA FRACCIÓN DE MOLÉCULAS QUE SE DISOCIAN
LAS BASES FUERTES, NaOH, KOH, Ba (OH)2, SE DISOCIAN TOTALMENTE EN AGUA (AL 100 %)
LA MAYORÍA DE LAS BASES SE CLASIFICAN COMO DEBILES
100BASEDEINICIALIÓNCONCENTRAC
EQUILIBRIOELENDISOCIADOBASEIÓNCONCENTRAC ×=α
FUERZA RELATIVA DE PARES CONJUGADOS ÁCIDO – BASE
• SI UN ÁCIDO ES FUERTE SU BASE CONJUGADA NO TIENE FUERZA MEDIBLE
• SI UN ÁCIDO ES DÉBIL CUANTO MÁS FUERTE SEA MÁS DÉBIL SERÁ SU BASE CONJUGADA
HNO2 NO2- + H+
a1 b1
HCOOCH3- COOCH3 + H+
a2 b2
a1 MÁS FUERTE QUE a2 b1 MÁS DÉBIL QUE b2
TEORÍA ÁCIDO-BASE DE LEWIS
ÁCIDO: SUSTANCIA CAPAZ DE ACEPTAR UN PAR DE e-
BASE: SUSTANCIA CAPAZ DE DONAR UN PAR DE e-
•ba
BNHFHNBF 333 3→+ &&
• CO2 + H2O H2CO3
a b
CO2 ACEPTA EL PAR DE e- NO ENLAZANTES DEL O DEL H2O
•
F3B CON HIBRIDACIÓN sp2 EN EL B CUYO ORBITAL 2p SIN HIBRIDAR ACEPTA EL PAR DE e- NO ENLAZANTES DEL N DEL NH3
++ + 3633
3 )NH(CoHN6Co &&
Co3+ ACEPTA 6 PARES DE e- DE LOS 6NH3
EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE
TRATAMIENTO CUANTITATIVO DE LA DISOCIACIÓN DE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES EN AGUA BASADO EN EL EQUILIBRIO QUÍMICO EN DISOLUCIÓN
ÁCIDOS DÉBILES Y CONSTANTES DE IONIZACIÓN ÁCIDA
HA + H2O H3O+ + A-
ó
HA H+ + A-
HA
AHKa
−+
= CONSTANTE DE IONIZACIÓN ÁCIDA
GRADO DE DISOCIACIÓN, α
EL PORCENTAJE DE DISOCIACIÓN DE LOS ÁCIDOS DÉBILES MONOPRÓTICOS (HA) SE PUEDE EXPRESAR COMO
100HA
ANDISOCIACIÓ%
100IHA
HNDISOCIACIÓ%
INICIAL
EQUILIBRIOELEN
NICIAL
EQUILIBRIOELEN
×=
×=
−
+
BASES DÉBILES Y CONSTANTE DE DISOCIACIÓN BÁSICA
BOH B+ + OH-
BOH
OHBKb
−+
=CONSTANTE DE DISOCIACIÓN BÁSICA
GRADO DE DISOCIACIÓN, α
INICIAL
EQUILIBRIO
BOH
OH−
=α Ó
INICIAL
EQUILIBRIO
BOH
B+
=α
CÁLCULO DE Ka, pH Y CONCENTRACIONES DE LAS ESPECIES PRESENTES EN EL EQUILIBRIO 3.1.1b, 3.1.1c Y 3.1.2
3.1.1a)
a) LAS CONCENTRACIONES DE TODAS LAS ESPECIES EN EL EQUILIBRIO SE EXPRESAN EN FUNCIÓN DE LA CONCENTRACIÓN INICIAL DE ÁCIDO Y DE UNA SOLA INCÓGNITA x QUE ES EL CAMBIO DE LA CONCENTRACIÓN
CH3COOH + H2O CH3-COO- + H3O+
INICIO 10-1 M 0 0
CAMBIO -x M +x M +x M
EQUILIBRIO (10-1 – x) M +x M +x M
c) CON x SE CALCULAN LAS CONCENTRACIONES DE LAS ESPECIES EN EL EQUILIBRIO Y EL pH DE LA DISOLUCIÓN:
|H+| = 1,34.10-3 ; pH = 2,87
b) Ka SE ESCRIBE EN TÉRMINOS DE LAS CONCENTRACIONES EN EQUILIBRIO. SI SE CONOCE EL VALOR DE Ka SE PUEDE RESOLVER LA ECUACIÓN Y OBTENER EL VALOR DE x
32
1
25 10.34,1x;
1,0
x
x10
x10.8,1Ka −
−− ==
−==
CÁLCULO DE Kb, pH, pOH, CONCENTRACIONES DE LAS ESPECIES PRESENTES EN EL EQUILIBRIO Y EL GRADO DE DISOCIACIÓN 3.1.5; 3.1.6; 3.1.7
3.1.5.
CH3NH2 + H2O CH3-NH3+ + OH-
INICIO 10-1 M 0 0
CAMBIO -x M +x M +x M
EQUILIBRIO (10-1 – x) M +x M +x M
1
2
1
2
23
334
10
x
x10
x
NHCH
OHNHCH10.4,4Kb −−
−+− =
−=
−==
x = 6,6.10-3
|OH-| = 6,6.10-3; pOH = 2,18; pH = 14-2,18 = 11,82
..
APROXIMACIONES EN EL CÁLCULO DE EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE
SI LA Ka,O LA Kb, ES MENOR O IGUAL A 10-4 Y LA CONCENTRACIÓN DEL ÁCIDO, O DE LA BASE, ES MAYOR O IGUAL A 0,1 M:
Co-x = Co (Co = CONCENTRACIÓN INICIAL DEL ÁCIDO, O BASE)
CALCULADO x SE COMPRUEBA SI ES MENOR, O IGUAL, AL 5% DE Co
3.1.35
SOLUCIÓN ACUOSA SATURADA DE CO2 A 25 ºC: 0,145 g CO2/100 mL solucion.
a) EN 1 L. (1000 mL) LA SOLUCIÓN ACUOSA SATURADA DE CO2
CONTIENE 1,45 g CO2
[ ]
M033,0
L/moles033,044
45,1
)g(PmCO
molCO1
.L1
gCO45,1
.L1
molesCOºnCO
2
22202
=
==×==
b) LEY DE HENRY: LA SOLUBILIDAD DE UN GAS EN UN LÍQUIDO ES PROPORCIONAL A LA PRESIÓN DEL GAS SOBRE LA DISOLUCIÓN
c = K. p (c ES LA CONCENTRACIÓN MOLAR DEL GAS DISUELTO, p ES LA PRESIÓN DEL GAS EN ATMÓSFERAS Y K ES LA CONSTANTE DE HENRY = 4,49.10-5 M/Torr)
Torr10.3,7Torr/M10.49,4
M033,0)Torr(COP 2
52 == −
COMO 1 Torr = 1mm Hg y 1 atm = 760 mmHg = 760 torr
atm97,0Torr760
atm1.Torr10.3,7)atm(COp 2
2 ==
c) CO2 + H2O H2CO3
0,033M 0,033M
H2CO3 + H2O HCO3- + H3O+ Ka1 = 4,3.10-7
HCO3- + H2O CO3
2- + H3O+ Ka2 = 4,7.10-11
COMO Ka1 >> Ka2, LA (H+) Y EL pH SERÁN LAS PROCEDENTES DE LA PRIMERA DISOCIACIÓN
3.1.35
3.1.35
H2CO3 + H2O HCO3- + H3O+
INICIAL 0,033M 0 0
CAMBIO -x M +x M +x M
EQUILIBRIO (0,033-x)M +x M +x M
92,3pH;M10.19,1Hx
033,0
x
x033,0
x
COH
OHHCO10.3,4Ka
4
22
32
3371
===
≈−
===
−+
+−−
HIDRÓLISIS DE SALES
SAL: COMPUESTO IÓNICO QUE SE FORMA POR LA REACCIÓN ENTRE UN ÁCIDO Y UNA BASE.
SON ELECTROLITOS FUERTES QUE SE IONIZAN TOTALMENTE EN AGUA
LA HIDRÓLISIS DE LA SAL ES LA REACCIÓN DEL ANIÓN O CATIÓN DE LA SAL CON EL AGUA, INFLUYE EN EL pH DE LA DISOLUCIÓN
HIDRÓLISIS DE SALES QUE PRODUCEN DISOLUCIONES NEUTRAS
SALES CON ANIÓN DE ÁCIDO FUERTE Y CATIÓN DE BASE FUERTE
NaNO3 Na+ + NO3-H2O
(no reacciona con el agua)
(no reacciona con el agua)
pH = 7
HIDRÓLISIS DE SALES QUE PRODUCEN DISOLUCIONES BÁSICAS
SALES CON ANIÓN DE ÁCIDO DÉBIL Y CATIÓN DE BASE FUERTE
CH3COONa CH3-COO- + Na+
CH3COO- + H2O CH3-COOH + OH-
H2O
−
−
−==
COOCH
OHCOOHCHKK
3
3bh
LA BASE CH3COO- TIENE COMO ÁCIDO CONJUGADO CH3COOH CUYA Ka = 1,8.10-3
10
a
w
COO3CHbh 106,5K
KKK −
− ×===
GRADO DE HIDRÓLISIS
INICIAL3
EQUILIBRIOH
COOCH
OH−
−
=α
HIDRÓLISIS DE SALES QUE PRODUCEN DISOLUCIONES ÁCIDAS
SALES CON ANIÓN DE ÁCIDO FUERTE Y CATIÓN DE BASE DÉBIL
NH4Cl NH4+ + Cl-
NH4+ + H2O NH4OH + H+
H2O
+
+
==4
4ah
NH
HOHNHKK
EL ÁCIDO NH4+ TIENE COMO BASE CONJUGADA NH4OH CUYA Kb =
1,8 x 10-5
105
14
b
w
4NHah 10x6,510x8,1
10x1
K
KKK −
−
−
+ ====
GRADO DE HIDRÓLISISINICIAL4
EQUILIBRIOH
NH
H+
+
=α
RELACIÓN ENTRE LAS CONSTANTES DE DISOCIACIÓN DE PARES CONJUGADOS ÁCIDO – BASE
HA A- + H+
A- + H2O HA + OH-
HA
HAKa
+−
=
−
−
=A
OHHAKb
wba KOHHA
OHHA
HA
HAKK ==•=• −+
−
−+−
b
wa K
KK =
a
wb K
KK =
LA IONIZACIÓN DEL AGUA, SE IGNORA SI
|H+|W = |H+| PROCEDENTES DE LA IONIZACIÓN DEL AGUA <= 5% |H+| TOTAL
|H+|TOTAL = [H+] PROCEDENTES DE LA IONIZACIÓN DEL ÁCIDO + [H+]W
Ej.: SI |H+] PROCEDENTES DEL ÁCIDO = 10-3 Y LA |H+|W = 10-7
NO SE CONSIDERA LA IONIZACIÓN DEL AGUA
REACCIONES ÁCIDO – BASE
REACCIONES DE ÁCIDO Y BASE FUERTES
H+ + Cl- + Na+ + OH- Na+ + Cl- + H2O
DISOLUCIÓN: pH NEUTRO
REACCIONES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE FUERTE
CH3COOH + Na+ + OH- CH3-COO- + Na+ + H2O
CH3-COO- + H2O CH3-COOH + OH-
DISOLUCIÓN: pH BÁSICO
REACCIONES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE DÉBIL
H+ + NO3- + NH4OH NH4
+ + NO3- + H2O
NH4+ + H2O NH4OH + H+
DISOLUCIÓN: pH ÁCIDO
REACCIONES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE DÉBIL
CH3COOH + NH3 CH3-COO- + NH4+
CH3-COO- + H2O CH3-COOH + OH-
NH4+ + H2O NH3 + H3O+
DISOLUCIÓN: pH NEUTRO, BÁSICO Ó ÁCIDO
HIDRÓLISIS DE SALES PROCEDENTES DE UN ÁCIDO DÉBIL Y UNA BASE DÉBIL
• SI Kb > Ka anión se hidroliza más que el catión
disolución básica
• SI Ka > Kb catión se hidroliza más que el anión
disolución ácida
• SI Ka = Kb disolución neutra
CRITERIOS DE SIMPLIFICACIÓN EN EL CÁLCULO DE LOS EQUILIBRIOS ÁCIDO – BASE
1) SI C0 > 100 x00 CxC ≈−Ka
Kb
Kh
C0 = CONCENTRACIÓN INICIAL
2) LA IONIZACIÓN DEL AGUA NO SE CONSIDERA |H+|w
SI Ka
Kb X
Kh
Co > 10-13
CÁLCULO DEL pH DE SALES HIDROLIZABLES 3.1.9; 3.1.10;3.1.1
3.1.8. NaAc Na+ + Ac-
Ac- + H2O HAc + OH-
105
14
a
wbh 10.53,5
10.8,1
10.1
K
K
Ac
OHHAcKK −
−
−
−
−
=====
COMO NaAc SE DISOCIA TOTALMENTE Y [NaAc]0 = 0,1 M
[Ac Na] = [Ac-] = 0,1 M
Ac- + H2O HAc + OH-
INICIO 0,1M 0 0
CAMBIO -x M +x M +x M
EQUILIBRIO (0,1-x) M +x M +X m
[ ]87,813,514pH13,5pOH
M10.4,7OHx;1,0
x
x1,0
x10.55,5KK 6
2210
bh
=−=⇒=
===−
=== −−−
CÁLCULO DEL pH DE SALES HIDROLIZABLES
3.1.13
1) Na2CO3 NaCO3- + Na+ Ka1 = 4,4.10-7 (H2CO3)
2) NaCO3- CO3
2- + Na+ Ka2 = 4,7.10-11 (HCO3-)
1) NaCO3- + H2O NaHCO3 + OH-
INICIO 10-2 M 0 0
CAMBIO -x M +x M +x M
EQUILIBRIO (10-2 – x)M +x M + x M
17,9pH;83,4pOH;10.5,1OHx
10
x
x10
x10.2,2
10.4,4
10.1
Ka
KKbKh
5
2
2
2
28
7
14
1
w11
====
≈−
=====
−−
−−−
−
−
10-2 M
CO3 2- + H2O HCO3
- + OH-
INICIO 10-2 M 0 0
CAMBIO -y M +y M +y M
EQUILIBRIO (10-2 – y)M +y M +y M
16,11pH;84,2pOH
10
y
10.7,4
10.1
Ka
KKbKh 2
2
7
14
2
w22
==
==== −−
−
2)
3.1.13
CÁLCULO DEL pH DE SALES HIDROLIZABLES 3.1.17
3.1.16. DATOS: Ka HF = 1,1.10-3; Kb NH3 = 2,5.10-5
NH4F NH4+ + F-
F- + H2O HF + OH-
NH4+ + H2O NH3 + H3O+
F- + NH4+ HF + NH3
0,10M
)1(NHF
NHHFK
4
3h +−=
SI MULTIPLICAMOS EL NUMERADOR Y EL DENOMINADOR DE (1) POR EL PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA:
735
14
4
3
10.636,310.1,1.10.5,2
10Kh
KbKa
KwKw
Kb
1
Ka
1OHH
OHNH
NH
HF
HFKh
−−−
−
−+−++−
==
•=•=••=
F- + NH4+ HF + NH3
INICIO 0,1 M 0,1M 0 0
CAMBIO -x M -x M +x M +x M
EQUIL. (0,1 – x)M (0,1-x)M +x M + x M
18,6;10.1,1
1,010.61,0
10.6;010.6,310.2,7
10.636,3)1,0(
3
5
5982
72
2
===
=−=
==−+
=−
=
−+−
−−
−−−
−
pHHF
HFKa
F
xxx
x
xKh
3.1.16
PRÁCTICA: HIDRÓLISIS DE SALES
−+
++−+
−−+−
++−+
−−−+−−
−−+−
−+
+→•
+→++→•
+++→•
+++→•
+++→
+++→•
+→•
2442
3232
43
342
2
42444
3223
233
323332
32
2
SONa2SONa6
H3)OH(AlOH3Al;SO3Al2)SO(Al5
OHHAcOHAc;NaAcNaAc4
HOHNHOHNH;ClNHClNH3
OHHCOOHCO;KCOKCO
OHKHCOOHKCO;KKCOCOK2
NO2Ba)NO(Ba1
1 Y 6: SAL DE ÁCIDO Y BASE FUERTES
2 Y 4: SAL DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE FUERTE
3 Y 5: SAL DE ÁCIDO FUERTE Y BASE DÉBIL
pH = 7
pH > 7
pH > 7
pH < 7
pH > 7
pH < 7
pH = 7
HIDRÓLISIS DE SALES PROCEDENTES DE ANIÓN ANFOTÉRICO(NaHCO3; NaH2PO4; NaHC2O4)
EN DISOLUCIÓN ACUOSA:
NaHCO3 Na+ + HCO3-
EL IÓN HCO3- ES UN ANFÓTERO YA QUE EN EL EQUILIBRIO:
• SE COMPORTA COMO UN ÁCIDO
HCO3- + H2O H3O+ + CO3
2- ; −
−+
=3
233
2aHCO
COOHK
• SE COMPORTA COMO UNA BASE
HCO3- + H2O H2CO3 + OH- ;
−
−
=3
322b
HCO
COHOHK
CRITERIOS DE SIMPLIFICACIÓN
• |HCO3-|INICIAL >> Ka1
• |HCO3-|INICIAL x Ka2 >> Kw
)pKapKa(21
pH
KaKaOH
21
213
+=
•=+
NOTA:
• H2CO3 HCO3- + H+ (Ka1)
• HCO3- CO3
2- + H+ (Ka2)
EX. CÁLCULO DE UNA DISOLUCIÓN DE NaHCO3 0,100 M ¿pH? (3.1.18 Y 3.1.19)
(Ka1 = 4,3.10-7 ; Ka2 = 4,8.10-11 )
SOLUCIÓN:
COMPROBACIÓN DE CRITERIOS DE SIMPLIFICACIÓN
|HCO3-|0 = 0,100 >> 4,3.10-7 = Ka1
|HCO3-|0 x Ka2 = 4,8.10-12 >> 1,0.10-14 = Kw
POR TANTO:
34,8pH
M10.5,4KaKaOH 9213
=
=•= −+
3.1.18
CÁLCULO DEL pH DE UNA DISOLUCIÓN ACUOSA DE NaH2PO4 0,1 M
Ka1 = 1,0.10-2;
H3PO4 H2PO4- + H+
Ka2 = 2,7.10-7; Ka3 = 1,8.10-12
H2PO4- HPO4
2- + H+
COMPROBACIÓN DE CRITERIOS DE SIMPLIFICACIÓN
|H2PO4-|0 = 0,1 >>1,0.10-2 = Ka1
|H2PO4-|0 X Ka2 = 2,7.10-9 >> 1,0.10-14 = Kw
POR TANTO:
28,419,5log5pH
M10.19,5KaKaOH 5213
=−=
=•= −+