Biotecnologia

EQUILIBRIO IÓNICO

QUIMICA II ING. EN ALIMENTOS – ING. EN BIOTECNOLOGÍA

Contenidos
• • • • • • • • • • • • Ácidos débiles y bases débiles. Ácidos polipróticos. Estructura molecular y carácter ácido-base. Efecto del ion común en los equilibrios ácido-base. Hidrólisis y disoluciones reguladoras (buffer). Reacciones de neutralización y curvas de valoración. Constante del producto desolubilidad, Kps. Relación entre solubilidad y Kps. Efecto del ion común en los equilibrios de solubilidad. Limitaciones del concepto de Kps. Criterios para la precipitación y precipitación completa. Precipitación fraccionada.

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Ejemplo:

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Determinación del valor de Ka a partir del pH de una disolución de un ácido débil. Calcular el % de ionización. El ácido butírico, HC4H7O2 (HBut),se utiliza en la obtención de compuestos que se emplean en jarabes y sabores artificiales. Se encuentra que una disolución acuosa de HC4H7O2 0,250 M tiene un pH de 2,72. Determine Ka para el ácido butírico. Los equilibrios involucrados son: HC4H7O2 (ac) + H2O (l) H2O (l) + H2O (l) C4H77O2 (ac) + H3O+ (ac) H3O+ (ac) + OH- (ac) Ka = ? Kw = 1.10-14

Solución: Para el HC4H7O2, Ka es probablementemucho mayor que Kw, con lo cual podemos suponer que la contribución de los H3O+ provenientes de la autoionización del agua es despreciable frente a los que aporta el ác. butírico. De este modo, si

[H 3O + ][But - ] x2 Ka   [HBut] Ca  x

y x = [H3O+] = 10-pH = 1,9.10-3 M

(1,9.10-3 ) 2 Ka  =1,46.10-5 que es >>> K w (0,25-1,9.10-3 )
x 1,9.10-3 %   100 = 100 = 0,76 % Ca 0,25

04/27La disociación de los ácidos fuertes es completa en soluciones diluidas. Para ácidos débiles aumenta con la dilución, alcanzando una disociación total a dilución infinita. Relación entre Ka y 
2 x.x ( .Ca )( .Ca ) Ca . 2 C . Ka     a Ca  x (Ca   .Ca ) Ca (1   ) (1   )

Ácidos polipróticos
Ácido fosfórico: Un ácido triprótico. H3O+ + H2PO4H3O+ + HPO42H3O+ + PO43-

05/27H3PO4 + H2O H2PO4- + H2O HPO42- + H2O

Ka1 = 7,1.10-3 Ka2 = 6,3.10-8 Ka3 = 4,2.10-13

De acuerdo a los valores de las Ka, puede verse que el aporte principal de H3O+ provendrá de la primera ionización: este ácido se comporta como “monoprótico”. Ácido carbónico: Un ácido diprótico. H2CO3 + H2O HCO3- + H2O Ácido sulfúrico: H2SO4 + H2O HSO4- + H2O H3O+ + HSO4H3O+ + SO42Ka1 = muy grande Ka2 =1,1.10-2 H3O+ + HCO3H3O+ + CO32Ka1 = 4,4.10-7 Ka2 = 4,7.10-11

Estructura molecular y carácter ácidobase
• • • •

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¿Por qué el HCl es un ácido fuerte mientras que el HF es un ácido débil? ¿Por qué el ácido acético (HCH3CO2) es un ácido más fuerte que el etanol (CH3CH2OH)? Existe una relación entre la fuerza de los ácidos y la estructura molecular. Las energías de disociación de enlace semiden en la fase gaseosa y no en disolución. Hidrácidos HI L.E. (pm) E.E. (kJ/mol) Ka 160,9 297 109 HBr 141,4 368 108 HCl 127,4 431 1,3.106 HF 91,7 569 6,6.10-4

HF: no sólo que el enlace es muy fuerte, sino que en solución tiende a formar dímeros: H—F F—H

Oxoácidos

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Factores que promocionan la atracción de los electrones del enlace OH hacia el átomo de oxígeno: – Electronegatividad(EN) alta del átomo unido a oxígeno. – Número elevado de átomos de O terminales en la molécula del ácido o estado de oxidación del átomo central elevado. H—O—Cl ENCl = 3,2 Ka = 2,9.10-8 H—O—ClO3 EOCl = +7 Ka  107 H—O—Br ENBr = 3,0 Ka = 2,1.10-9 H—O—ClO2 EOCl = +5 Ka  103 H—O—I ENI = 2,7 Ka = 3,2.10-11 H—O—ClO EOCl = +3 Ka = 1.10-2 H—O—H ENH = 2,2 Kw = 1.10-14 H—O—Cl EOCl = +1 Kw = 2,9.10-8La consecuencia es el debilitamiento del enlace H—O, con lo cual aumenta la fuerza del ácido, en términos de la constante de ionización.

Ácidos orgánicos H H C C
·· O ··

08/27 H H C H Etanol ·· O ·· H

H Ácido acético Ka = 1,8.10-5 Cl H C H C
·· O ··

·· O ··

H

H

C H

Ka =1,3.10-16 Cl H Cl C Cl C
·· O ··

·· O ··

·· O ··

H

Ácido cloroacético Ka = 1,4.10-3...