EQUILIBRIO IONICO Clase 14 Dra. M. M. Elsa Ferreyra

Teoría de Arrhenius . • Ácidos son sustancias que al ionizarse producen iones hidrógenos (H+). Ej. HCl (aq)→ H+ (aq)+ Cl-((aq) Bases son sustancias que en solución acuosa producen iones hidróxilos (OH-) Ej. NaOH(aq) →Na+ (aq)+OH-(aq) Dra. M. M. Elsa Ferreyra

NEUTRALIZACION H+ (ac) + Cl– (ac) + Na+ (ac) + OH– (ac) → Cl– (ac) + Na+ (ac) + H2O (l) O sin los iones espectadores: H + (ac) + OH – (ac)  H2O (l) H + y OH – se combinan para dar agua

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Teoría de Arrhenius . • Ácido  anión + H+ • base  catión + OH – • La teoría de Arrhenius supone que todos los ácidos contienen H+ y que todas las bases contienen OH – • Además, se limita a disoluciones acuosas.

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Hidratación del ion Hidrógeno • El ion H+ está unido a moléculas de agua por su gran poder polarizante , pero no por fuerzas de Van der Waals sino enlaces covalentes una representación mejor es H3O+ o mejor H(H2O)n+ con n=1,…,6

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Teoría Protónica de Bronsted – Lowry • en 1923 surgió la teoría protónica de J. N. Bronsted y T. M. Lowry, quienes propusieron como fundamento de su teoría las siguientes definiciones: • Ácido es una sustancia capaz de ceder un protón. HA H+ + Aácido1 Base 1 conjugada • Base es una sustancia capaz de aceptar un protón: B + H+ BH+

Base2

Acido 2 conjugado Dra. M. M. Elsa Ferreyra

Bronsted y Lowry Según esta teoría, por ej. el HCl es un ácido porque cedió un protón y el agua es una base porque aceptó un protón.

Ac1

Base2

Ac 2

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Base1

PAR CONJUGADO Esta reacción en cierta medida es reversible, así el hidronio cede un protón al ion cloruro para generar las sustancias iniciales. En ambos miembros de la ecuación existen un par de sustancias con las características de ácidos y bases, esto recibe el nombre de par conjugado. Mientras más fuerte sea el ácido, más débil será su base conjugada Dra. M. M. Elsa Ferreyra

Un ácido puede ser un catión, una molécula ó un anión, ocurriendo lo mismo para las bases. Ácido molecular: HCl, HNO3, H2SO4, CH3COOH, H2O Ácido aniónico: HSO4-, H2PO4-, HSO3Ácido catiónico: NH4+, H3O+ Base molecular: NH3, CH3NH2, H2O Base aniónica: HPO2-, HCO3-, SO32Base catiónica: NH2CH2CH2NH3+ Dra. M. M. Elsa Ferreyra

PAR CONJUGADO NH4OH + H2O Bas1 Ac2

NH4+ (ac) + OH-(ac) Ac1 Bas2

NEUTRALIZACION es la cesión de protón del hidronio al hidroxilo( reacción del ácido conjugado con la base conjugada del solvente). H3O+ + OH-= H2O Dra. M. M. Elsa Ferreyra

TEORIA LEWIS • Acido es una sustancia capaz de aceptar par/es electron/es. • Base es una sustancia capaz de donar par/es electrón/es/. H H : : H : B + : N :H  H3B:NH3 : : H H Ac Bas 4 :NH3 + Sn4+ [Sn(NH3)4]4+ Base Acido es un ión+

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Neutralización • es la reacción de una sustancia ácida con una básica para dar una unión covalente coordinada. Ag+ +2CN-[Ag(CN)2]Acido+base= ión con enlace covalente coordinado( ión complejo).

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Electrolitos Sustancias que conducen la electricidad. Porque se separan en iones en solución o fundidos.

Electrolitos fuertes: son aquellos electrolitos que cuando se disuelven en el agua, se ionizan totalmente o sea se separan todas las moléculas 𝑛𝐷 en iones: 𝛼= →1 𝑛 𝛼 es el grado de ionización. Ejemplo de estos electrolitos fuertes son HCl, H2SO4, HNO3, NaOH, KOH

Electrolitos • Electrolitos débiles: son los que se ionizan en baja proporción, poco de lo disuelto se separa en iones libres y persiste la mayor parte del electrolito como moléculas. 𝑛𝐷 𝛼= →0 𝑛

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La ionización del agua El agua es un electrolito extremadamente débil y está muy poco disociado en sus iones. La auto ionización del agua se puede representar mediante la siguiente reacción: H2O H+ + OH2 H2O H3O+ + OH La expresión de la constante de equilibrio para esta reacción se la puede expresar como: Kc=[ H+][OH- ]/[H2O] Dra. M. M. Elsa Ferreyra K c . [H2O]= Kw

Constante del Producto Iónico del agua Considerando que la densidad del agua es 1 g/cm3 para una masa de 1000g de agua, en un volumen de 1L tenemos entoces: (1000 g)/[(18g/mol).(1L)]=55,5mol/L, casi todas las moléculas persisten como tales pues el agua es un electrolito débil y da pocos iones al ionizarse: H 2O H+ + OHKw = Kc [H20] Kw = [H+] [OH-] = [H+]2 Kw= 1. 10 -14

(T = 298K) Dra. M. M. Elsa Ferreyra

Definición de pH y pOH [H+] = [OH-] = 10-7 M a 298K p H= - log [H+] Para el agua pH= -log(1.10-7) pH=7 pOH= - log [OH-] entonces el pOH=7

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Escala de pH • Neutras, [H3O+] = 10-7 = [OH-] pOH=7

pH = 7 y

• Ácidas, [H3O+] > 10-7 > [OH-] pOH>7

pH < 7 y

• Básicas, [H3O+] < 10-7 < [OH-] pOH 7 y

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Escala pH y pOH • [H3O+] pH 10-14 10-13 10-12 10-11 10-10 10-9 10-8 10-7 10-6 10-5 10-4 10-3 10-2 10-1 1

14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0

pOH [OH] 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

1 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14 Dra. M. M. Elsa Ferreyra

Equilibrio de ácidos y bases débiles • en las disoluciones de electrolitos fuertes, no existe el equilibrio, ya que la ionización es total. • Acido fuerte:

HCl  H+ + Clt=0 C 0 0 t= disol 0 C C pH=-log C Dra. M. M. Elsa Ferreyra

α=1

Base fuerte: • NaOH  Na+ + OH- α=1 t=0 C 0 0 tdisol 0 C C pOH=-log C

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• Pero para los ácidos y las bases débiles, existe equilibrio en solución acuosa. Por lo tanto existe una constante de equilibrio que recibe el nombre de constante del acido (Ka) y una constante de la base (Kb).

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𝛼=

𝑛𝐷 𝑛

Acido Débil: → 0 por ej. el ácido acético

𝑛𝐷 𝛼= →0 𝑛 NH3 + H2O NH4+ (ac) + OH-(ac) Kb=( [NH4+].[OH-])/ [NH3] Dra. M. M. Elsa Ferreyra Base débil:

En general • B + H2O

BH+ + OH–

Kb igual a : [BH+ ][OH -] [B] BOH B+ + OH– Kb igual a [B+ ][OH- ] [BOH] Dra. M. M. Elsa Ferreyra

Magnitudes de las constantes Ka y Kb La constante de ionización de un ácido ó una base se emplea como una medida cuantitativa de la fuerza del ácido o la base en la solución acuosa. Si la constante de equilibrio es mayor a 1000, el equilibrio está muy desplazado hacia los productos y por lo tanto puede considerarse que las especies están casi totalmente ionizadas. En este caso se denomina ácido ó base fuerte. Dra. M. M. Elsa Ferreyra

Magnitudes de las constantes Ka y Kb Por otro lado, si la contante de equilibrio es menor que 1, el equilibrio está poco desplazado hacia los productos y por lo tanto puede considerarse que las especies están poco ionizadas, por lo cual se denomina ácido ó base débil.

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pH y otras funciones logarítmicas Dado que la mayoría de las concentraciones de especies en soluciones acuosas son potencias negativas de 10, se define el operador matemático “p = - log”. Para una especie de concentración C, pC = - log C. En el caso de la especie H+, pH = - log [H+]. El operador “p” también puede aplicarse a constantes de equilibrio. Para un ácido de Ka = 1 x 10-5, pKa = 5 Dra. M. M. Elsa Ferreyra

LEY DILUCION OSTWALD t=0 t = equil

C C(1-α)

0 C.α

0 C.α

Ka= C2α2/(C(1-α))=Cα2/(1-α) α≈ (Ka/C)1/2

pH= -log (Cα) Dra. M. M. Elsa Ferreyra

Base débil BOH t=0 t = equil

C C(1-α)

B+ + 0 C.α

OH– 0 C.α

Kb igual a [B+ ][OH- ] [BOH] Kb igual a [C.α ][C.α] [C-C α] Kb=C α2/(1- α) y pOH=-log(C α) Dra. M. M. Elsa Ferreyra