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Equilibrios Iónicos
• Electrolitos y no-electrolitos • Electrolitos fuertes y débiles • Acidos y bases • Autoionización del agua • pH, pOH

Electrolitos y no electrolitos
Un electrolito es una sustancia que en solución acuosa se disocia parcial o totalmente en iones y por lo tanto conduce la corriente eléctrica. Ej: las sales, los ácidos y los hidróxido. Un no-electrolito es una sustanciaque no se disocia en solución acuosa, y por lo tanto no conduce la corriente eléctrica. Ej: sacarosa, urea, glucosa.

Electrolitos fuertes y débiles
Un electrolito fuerte es una sustancia que en solución acuosa se disocia totalmente en iones Ej: las sales, algunos ácidos e hidróxidos (NaCl, HCl, NaOH). Un electrolito débil es una sustancia que en solución acuosa se disocia parcialmente en iones(existe un equilibrio entre la especie sin disociar y sus iones). Ej: la mayoría de los ácidos y bases orgánicas.

Ácidos y Bases. Criterio de Arrhenius
• Ácidos: sustancias que aumentan la [H+] en solución acuosa. Ej: HCl → H+ + Cl• Bases: sustancias que aumentan la [OH-] en solución acuosa. Ej: NaOH → Na+ + OHPROBLEMA: hay sustancias que se comportan como bases (reaccionan con ácidos) y notienen OH- en su molécula.

Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
• Un ácido es una especie química que dona H+ y una base es una especie química que acepta H+. • Las bases de Brønsted-Lowry no necesitan contener OH-. HCl + H2O → H3O+ + ClNaOH + H2O → Na+(H2O) + OHNH3 + H2O → NH4+ + OH• El agua es anfótera: puede actuar como ácido o como base.

Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry HA + H2O ↔ H3O+ +AHA + B ↔ BH+ + APar ácido-base conjugado

Ácido 1 + Base 2 ↔ Ácido 2 + Base 1
Par ácido-base conjugado

Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry Fuerza relativa de ácidos y bases
• Cuanto más fuerte es el ácido, más débil es la base conjugada. • H+ es el ácido más fuerte que existe en equilibrio en solución acuosa. • OH- es la base más fuerte que existe en equilibrio en solución acuosa. Autoionización del H2O. Producto iónico
• En agua pura, se establece el siguiente equilibrio: H2O + H2O ↔ H3O+ + OH• a 25 °C

[H 3O ][OH ] Kc = 2 [H 2 O]
3

+

-

c

K c [H 2 O]2 = [H 3O + ][OH - ]

K w = [H 3O + ][OH - ] = 1,0 ×10 −14

Escala de pH y pOH
pH = -log[H+] = -log[H3O+] pOH = -log[OH-]
• En agua pura a 25 °C: [H+]= [OH-] = 1,00 10-7 M pH = pOH = 7,00 • En soluciones ácidas:[H+] > 1,00 × 10-7, pH < 7,00. • En soluciones básicas: [H+] < 1,00 × 10-7, pH > 7,00.

La escala de pH

Otras escalas “p”
• En general, para un número X: • Por ej: pKw = -log Kw.
K w = [H 3O + ][OH - ] = 1,0 ×10 −14 pK w = − log [H 3O + ][OH - ] = 14,00 ∴ − log[H 3O + ] − log[OH - ] = 14,00

pX = − log X

(

)

pH + pOH = 14,00

Escala de pH: Indicadores

Ácidos FuertesSon electrolitos fuertes, totalmente ionizados en solución: AH → A- + H+
HNO3(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + NO3-(aq) HNO3(aq) → H+(aq) + NO3-(aq)

• HCl • HBr • HI • HNO3

• HClO3 • HClO4 • H2SO4

Bases Fuertes
Son electrolitos fuertes, totalmente ionizados en solución:
• La mayoría de los hidróxidos iónicos son bases fuertes (p.ej. NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2 Mg(OH)2 , Ba(OH)2 • Bases muyfuertes que no contienen OH-: O2-(aq) + H2O(l) → 2OH-(aq) H-(aq) + H2O(l) → H2(g) + OH-(aq) N3-(aq) + H2O(l) → NH3(aq) + 3OH-(aq)

Ácidos débiles
• Parcialmente ionizados en solución.

HA(aq) + H2O(l)

H3O+(aq) + A-(aq)

[H 3O + ][A - ] Ka = [HA]

HA(aq)
[H + ][A - ] Ka = [HA]

H+(aq) + A-(aq)

A > Ka → más fuerte es el ácido

Ácidos débiles

Ácidos débiles. Grado dedisociación

α=

[A ] [HA]0

-

• A mayor α, más fuerte es el ácido. • α disminuye a medida que aumenta la concentración inicial del ácido. • Ej: AcH 0,05 M → α = 2,0 % AcH 0,15 M → α = 1,0 %

Ácidos débiles. Ácidos polipróticos
• Tienen más de un protón ionizable. • La disociación se realiza en pasos:
H2SO3(aq) HSO3-(aq) H+(aq) + HSO3-(aq) Ka1 = 1.7 x 10-2 H+(aq) + SO32-(aq) Ka2 = 6.4 x...
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