Equilibrio ionico

TRABAJO PRÁCTICO N° 8 EQUILIBRIO IÓNICO ÁCIDOS Y BASES 1. Electrolitos: son sustancias que disueltas en agua o fundidas son capaces de conducir la corriente eléctrica. En solución se disocian en iones. Los iones son átomos o grupos con carga eléctrica. Los electrolitos se dividen en fuertes y débiles. 2. Grado de disociación (α ): es igual al número de moles disociados (n) sobre el número demoles que habría de no haber disociación (N). α=n/N Electrolitos fuertes son aquellos que se disocian totalmente o casi totalmente en iones; en este caso α tiende a uno. Electrolitos débiles son los que se disocian muy poco en iones. En este caso α tiende a cero. 3. Disociación del agua, pH. El agua es un electrolito “extremadamente débil” y está muy poco disociada en sus iones de acuerdo a lasiguiente reacción: H2O ⇐⇒ H+ + OH- ( ecuación simplificada) La constante de equilibrio: K= [ H+ ] [OH- ] / [ H2O ] Donde [ H2O ] es la concentración molar del agua y es igual a 55 M y para soluciones diluidas podemos considerarla constante. Luego podemos escribir: Kw = [ H+ ] [OH- ] = K [ H2O ] KW se denomina producto iónico del agua, su valor aumenta rápidamente con la temperatura y a 25°C KW =1.10-14; a 100°C KW = 1.10-12. En el agua pura [ H+ ] = [OH- ], KW = [ H+ ]2 = [OH- ]2 = 1.10-14 [ H+ ] = [OH- ] = 1.10-7 ( a 25°C) Vemos que la concentración de iones hidrógeno en el agua pura es 1.10-7M y una solución que tenga dicha concentración de iones hidrógeno se define como neutra. Una solución es neutra a cualquier temperatura cuando: [ H+ ] / [OH- ] = 1 En cualquier solución acuosa si la [ H+] > 1.10-7 para que KW se mantenga constante disminuirá la [OH- ] y la solución será ácida: [ H+ ] = KW / [OH- ] Si la [OH- ] > 1.10-7, disminuirá la [ H+ ] y la solución será básica: [OH- ] = KW / [ H+ ] En 1909 Sorensen propuso expresar la concentración del ión hidrógeno como sus logaritmos decimales con signo cambiado ( o como el logaritmo decimal de su inversa) y llamó a esta expresión“exponente de hidrógeno, designándolo con el símbolo pH.

pH = -log [ H+ ] = log 1 / [ H+ ] De manera análoga se define: pOH = - log [OH- ] = log 1/ [OH- ] A temperatura ambiente (25°C) pH + pOH = 14

y [ H+ ] = 10-pH

Si la solución tiene reacción neutra ,[ H+ ] = [OH- ] y pH = pOH = 7 Si la solución tiene reacción ácida, [ H+ ] > 1.10-7, por lo tanto pH < 7 < pOH. Si la solución tiene reacciónbásica, [ H+ ] < 1.10-7 < [OH- ] y pH > 7 > pOH. Recordar: pH “menor” significa mayor concentración de iones hidrógeno. 4. Ácidos: son especies químicas que liberan iones H3O+ (o simplificando iones H+). Bases: son especies químicas que aceptan iones H3O+ 5. Equivalente gramo de ácidos y bases. a) Equivalente gramo de un ácido: es el peso del ácido que contiene un equivalente gramo: (1.008 ) dehidrógeno reemplazable. b) Equivalente gramo de una base: es el peso de la base que contiene un equivalente (17,008) de radical hidroxilo OH- reemplazable. c) Equivalente gramo de una sal: es el peso de la sal que contiene un equivalente gramo de ión positivo o de radical ácido. 6. Normalidad Normalidad de una solución: es el número de equivalentes gramo de soluto disueltos por litro de solución. N =Normalidad = número de equivalentes gramo de soluto número de litros de solución V.N = número de equivalentes gramo de soluto (1)

7. Neutralización Toda vez que se reúnen soluciones de un ácido y de un hidróxido ocurre una modificación química. La reacción (pH) de la solución resultante es diferente a la de cada una de las soluciones iniciales. Tal modificación se llama neutralización. Lasustancia producto de la reacción química, aparte del agua, se llama sal. ácido + hidróxido ⎯→ sal + agua HCl + NaOH ⎯→ NaCl + H20 Se cumple: n° equivalentes gramo ácido = n° equivalentes gramo base de (1) Va . Na = Vb . Nb ∴ Na = Vb . Nb / Va Donde: Va: volumen de solución ácida Na: normalidad de solución ácida Vb: volumen de solución básica Nb: normalidad de solución básica

8. Hidrólisis. Se...