ANALISIS

Análisis Inorgánico II

EQUILIBRIO HOMOGÉNEO EN
DISOLUCIÓN ACUOSA
PARTE II

1

EFECTO DE IÓN COMÚN

Sistema en
nuevo equilibrio
•Concentración de
reactivos y productos
•Temperatura
•Presiones

Análisis Inorgánico II

1. Principio de Le Chatelier
El sistema responde oponiéndose a la perturbación
y alcanzando un nuevo equilibrio

Sistema en
equilibrio

El efecto del ióncomún: es la adición de un compuesto, que al
disociarse producen un ión común con las especies químicas en
equilibrio.

2

Efecto de ión común
Electrolito
fuerte que
tiene un ión
común con el
electrolito débil

HC2H3O2(ac) ⇄ H+(ac) +
NaC2H3O2(ac)  Na+(ac) +

Modificación
del equilibrio
ácido-base

C2H3O2-(ac)
C2H3O2-(ac)

Análisis Inorgánico II

Disolución de
ácido débilo
disolución de
base débil

3

HC2H3O2(ac) ⇄ H+(ac) +
NaC2H3O2(ac)  Na+(ac) +

C2H3O2-(ac)
C2H3O2-(ac)

• Se agrega una fuente de iones acetato al sistema, la
concentración de iones hidronio ya no coincide con la
concentración de iones acetato.
• La disolución final tiene una acidez menor, por el
consumo del ión hidronio de la disolución.

• ↓ [H+] ↑pH

Análisis InorgánicoII

El equilibrio favorece la reacción inversa.

4

Existe un desplazamiento del equilibrio causado por la adición de
un compuesto que tiene un ión común con la sustancia disuelta.

NH4+(ac)
NH4+(ac)

+ OH-(ac)
+ Cl-(ac)

Se favorece la reacción inversa, para encontrar el equilibrio.

Análisis Inorgánico II

NH4OH(ac) ⇄
NH4Cl(ac) 

• Disminuye la basicidad de la disoluciónfinal.
• ↓ [OH-] ↓ pH
5

Para que se de el efecto del ión común
aplicaremos tres reglas:
Debe existir un equilibrio.

2.

Debe ser una sal soluble en agua al 100%.

3.

Con el efecto del ión común:

Ácido débil, la solución se hace menos ácida.

↓ [H+] ↑pH ↓ pOH


Base débil, la solución se hace menos básica.

Análisis Inorgánico II

1.

↓ [OH-] ↓ pH ↑pOH

Lapresencia de un ión común suprime la ionización de un ácido
débil o una base débil.

6

Se hace cuantitativa la medición del efecto, calculando
el pH, por medio de la ecuación de Henderson y
Hasselbach.

base conjugada
pH= pKa + log
ácido
aceptor de protones
pH= pKa + log
donador de protones

Análisis Inorgánico II

HA ⇄ H+ + AA−
pH= pKa + log
HA

7

Se hace cuantitativa lamedición del efecto, calculando
el pOH, por medio de la ecuación de Henderson y
Hasselbach.

ácido conjugado
pOH = pKb + log
base

donador de protones
pOH = pKb + log
aceptor de protones

Análisis Inorgánico II

BOH ⇄ B+ + OHB+
pOH = pKb + log
BOH

8

HA

Análisis Inorgánico II

pH=pKa+log

−
A

Depende de:
• La naturaleza del ácido Ka
• La concentración del ácido y lasal en la disolución
9

BOH
Análisis Inorgánico II

pOH = pKb + log

+
B

Depende de:
• La naturaleza de la base Kb
• La concentración de la base y la sal en la disolución
10

Para mañana traer la tabla de constantes de
ionización, se encuentra en el blog.

Análisis Inorgánico II

TAREA

11

Ejemplo
• Determinar el pH de una solución que contiene 0,10 mol en NH3 (Kb
=1,8 X 10-5) y 0,11 mol de NH4Cl en 2,0 Litros de solución.

Kb = 1,8 X 10-5

Kb = [NH4+] [OH-] = 1,8 X 10-5
[NH3]
[NH3] = 0,10 mol = 0,050 M
2 litros

Análisis Inorgánico II

NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH-

[NH4+] = 0,11 mol = 0,055 M
2 litros
12

[ ]o
∆[ ]
[ ]eq

NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH0,050
-x
0,50-x

0
+x
+x

0
+x
+x

Kb = 1,8 X 10-5

Kb = [NH4+] [OH-] = 1,8 X 10-5[NH3]

= 1,8 X 10-5

X2 = 1,8 X 10-5
0,050-X

X2 = (1,8 X 10-5 )(0,050-X)
X2 + 1,8 X 10-5 X – 9,0 X 10-7 = 0

Análisis Inorgánico II

X*X
0,050-X

X = 9,397259878 X 10-4 = [NH4+]
[NH4+] = 9,397259878 X 10-4 M + 0,055M = 0,05593972599M

13

Kb = [NH4+] [OH-] = 1,8 X 10-5
[NH3]

[OH-] = [0,050M] X 1,8 X 10-5
[0,05593972599M]
[OH-] = 1,608874524 X 10-5

pOH = 4,79
pH =...