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EQUILIBRIO IONICO EN SOLUCIONES ACUOSAS



OBJETIVO.-

• Realizar el estudio de un aspecto muy importante del equilibrio heterogéneo; que se refiere a sales pocos solubles.
• Determinar el PH de soluciones acuosas empleando indicadores, tales como la fenolftaleína, anaranjado de metilo, violeta de metilo, etc., todos ellos indicadores ácidos-básicos y de soluciones que se hidrolizan.• Determinar la concentración de ácidos y bases por volumetría.

FUNDAMENTO TEORICO.-

Cuando el equilibrio químico se establece en una fase (una mezcla de gases, una solución líquida, etc), entonces se tiene un equilibrio homogéneo. Cuando el equilibrio consta de más de una fase (gas y sólido, o líquido y sólido), se dice entonces que el equilibrio es heterogéneo. Una solución sobresaturada enequilibrio con el soluto sin disolver es un ejemplo típico de equilibrio heterogéneo. Para que haya equilibrio entre una sustancia sólida y su solución, ésta debe estar saturada y en contacto con el sólido no disuelto. Los compuestos iónicos que forman soluciones acuosas, pueden clasificarse por su conductividad en electrolitos fuertes (completamente disociados), y débiles (poco solubles).Comparación entre los equilibrios homogéneo y heterogéneo en disolución.- Como se ha visto experimentalmente, las bases y los ácidos débiles nunca se ionizan por completo en agua. Por ejemplo, una disolución de un ácido no ionizado como los iones H+ y la base conjugada. No obstante todas estas especies están disueltas, por lo que este sistema es un ejemplo característico de un equilibriohomogéneo.
Hay otro tipo de equilibrio en el que ocurre la disolución y precipitación de compuestos ligeramente solubles. Estos procesos son ejemplos de equilibrio heterogéneos, es decir, en ellos ocurren reacciones en las que los componentes están presentes en más de una fase.
Tenemos que tener en cuenta que cuando un ácido o una base es considerado débil, es por que el grado de disociación es delrango menores del 1%, algunas veces llegan hasta el 2%.

Sales poco solubles.- Tanto en los análisis cuantitativos y cualitativos, se aprovecha las solubilidades diferentes para separar solo a una de las sales de una solución. Los cálculos que emplean los productos de solubilidad pueden indicarnos cuando es posible una separación de este tipo

El Efecto del Ion común,- Para entender mejoreste aspecto, veremos un ejemplo simple:
En una solución 0.1 M de ácido acético, el anaranjado de metilo adquiere su color ácido rojo. Si sew agrega acetato de sodio a esta solución, el color cambia a amarillo, indicando que la adición disminuye la acidez de la solución. Esta observación experimental se explica de inmediato sobre la base del principio de Le Chatelier. El equilibrioHC2H3O2 H+ + C2H3O2-

Se desplaza hacia la izquierda por la adición del ion acetato de sodio y la concentración de H+(ac) disminuye correspondientemente. Puesto que el ácido acético y el acetato de sodio tienen el ion acetato en común, este fenómeno se llama el efecto del ion común. La concentración de H+(ac) en una solución de ácido acético a la cual se ha añadido elion acetato puede calcularse mediante la constante de ionización del ácido acético.

Ácidos y Bases.- Arrhenius dedujo que un ácido puro, tal como el cloruro de hidrógeno, HCL, es una molécula neutra, que al disolverse en agua forma iones H+ (aq) y Cl-(aq); es decir, forma una solución ácida que se le llama ácido clorhídrico. En consecuencia, se dice que la presencia de los iones H+ en lassoluciones, le imparte de carácter ácido. Igualmente el comportamiento característico de las bases se le atribuye a los iones OH-.
En vista de las limitaciones de la teoría de Arrhenius, Broted-Lowry y propusieron una teoría más general. Según esta nueva teoría, en una reacción ácido-base, un +acido es un donador de H+ y una base es el receptor. Las reacciones ácido-base de Bronsted-Lowry pueden...