Universidad Nacional Experimental Politécnica

Antonio José de Sucre

Vice Rectorado Puerto Ordaz

Sección de Química

Química Aplicada – Mec.

Profesor: Bachiller:

Yolimar Carvajal Espinoza Phill C.I. 25.744.394

Sección: M2 Moreno Ana C.I 24.848.

Rojas Simon C.I.

Luis C.I.

Carlos C.I.

Puerto Ordaz Julio del 2012

Equilibrio Iónico

Indice:

Introduccion:

Equilibrio Iónico

El equilibrio iónico es un tipo especial de equilibrio químico, caracterizado por la presencia de especies químicas en solución acuosa, las cuales producen iones.

Electrolitos fuertes y débiles

Un electrolito es una sustancia que se forma al disolver un soluto iónico en agua, dando lugar a la formación de iones.

Pueden conducir la corriente eléctrica; ya que, este se disocia en iones positivos (cationes) y en iones negativos (aniones) que, por tener cargas diferentes, pueden conducir la corriente eléctrica.

Debido a su capacidad conductora los podemos clasificar en débiles o fuertes, y esto depende de si estén parcial o totalmente ionizados o disociados en un medio acuoso.

Un electrolito fuerte es toda sustancia que al disolverse en agua, provoca exclusivamente la formación de iones con una reacción de disolución prácticamente irreversible, ya que consume la mayoría del soluto para formar iones libres. Por ejemplo:

NO3 K⟶NO3−¿+K+¿¿ ¿

NaOH⟶Na+¿+OH −¿ ¿¿

Los Electrolitos Fuertes se clasifican principalmente en Ácidos, Bases y Sales. Entre los Ácidos Fuertes se tiene el HClO4, H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI. Entre

las Bases Fuertes se tiene al LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2. También Na2O,

CaO, KNH2

Las sales prácticamente todas son Electrolitos Fuertes a excepción de algunas como el HgCl2 y el CdBr2.

Un electrolito débil es una sustancia que al disolverse en agua, produce iones parciales, con reacciones de tipo reversible, ya que no se consume la mayoría del soluto. Por ejemplo:

NH 4 OH⟶NH 4+¿+OH −¿ ¿¿

AcH⟶ Ac−¿+H +¿ ¿¿

Los Electrolitos Débiles se clasifican en Ácidos, Bases, Complejos y “otros”. Los Ácidos Débiles son la mayoría de los ácidos, especialmente los ácidos orgánicos. Entre las Bases Débiles está el NH3 y las bases orgánicas nitrogenadas especialmente (N2H4, CH3-NH2, C6H5-NH2, etc.). Los Complejos son un grupo muy grande de compuestos asociados con los elementos de transición. En “otros” está un compuesto muy importante como es el H2O y que se comporta como ácido o base débil (anfolito).

ÁCIDOS

Los ácidos son sustancias puras que, en disolución acuosa, poseen un sabor característico. Este sabor nos es familiar por tres ácidos orgánicos que nos son bien conocidos: el ácido acético, presente en el vinagre; el ácido cítrico, presente en los frutos cítricos (limón, naranja, pomelo), y el ácido málico, presente en las manzanas.En química inorgánica existen dos tipos de ácidos:a. Ácidos binarios o hidrácidos, constituidos por un no metal (aunque no todos los no

metales forman hidrácido) e hidrógeno.b. Ácidos ternarios u oxácidos, constituidos por un no metal, oxígeno e hidrógeno.

Todos los ácidos contienen hidrógeno, pero el hecho de que una sustancia contenga hidrógeno no significa que deba tratarse necesariamente de un ácido.La reacción de síntesis de los hidrácidos se ajusta al siguiente esquema:No metal + hidrógeno------ hidrácidoMientras que los de los oxácidos se forman según la reacciónÓxido ácido + agua-----oxácidoEl más conocido de los hidrácidos es el ácido clorhídrico que es el responsable de la acidez del jugo gástrico, mientras que entre los oxácidos es muy conocido el ácido sulfúrico(Llamado antiguamente aceite de vitriolo), que es el principal responsable de la lluvia ácida, tan perjudicial para los bosques.

Características de los ácidos: El ión hidrogeno (H+) es constituyente especial de todos ellos. Poseen un sabor agrio.-ácido. Reaccionan con algunos metales desprendiendo hidrógeno (como en el Zn) anaranjado

de metilo se torna a color rojo; en unaa solución de azul de tornasol colorean de rojo y con la fenolftaleína no produce coloración alguna.

Algunas otras conducen la electricidad en disolución acuosa. Generalmente son corrosivos. Reaccionan con las bases produciendo sales.

HIDRÓXIDOS O BASES

Un hidróxido o una base es el resultado de la combinación de un óxido metálico (óxido básico) con agua. Los hidróxidos son compuestos ternarios (es decir, constituidos por tres elementos): un metal, oxígeno e hidrógeno. Pero en los hidróxidos el oxígeno y el hidrógeno se encuentran formando uno o más grupos OH (grupos hidroxilo), por lo que estos compuestos siempre tienen el mismo número de átomos de oxígeno que de hidrógeno.Hidróxidos bien conocidos son la sosa cáustica (hidróxido de sodio) y, el más común de todos ellos, la cal apagada (hidróxido de calcio).El esquema de la formación de un hidróxido por reacción de un óxido básico con agua es:

Lo que hacen los albañiles cuando echan agua a cal viva es provocar una reacción química como la que hemos escrito:

Características de los hidróxidos o bases: El ión o radical hidroxilo (OH-) los caracteriza. Presentan sabor a lejía (amargo como el jabón). Son resbaladizas al tacto. Con el indicador anaranjado de metilo aparece coloración amarilla, la fenolftaleína

presenta coloración roja intensa y con el tornasol cambia a color azul. Conducen la corriente eléctrica en disolución acuosa (son electrólitos). Generalmente son corrosivas. Poseen propiedades detergentes y jabonosas. Disuelven los aceites y el azufre. Reaccionan con los ácidos para producir sales.

CLASIFICACIÓN DE LOS ÁCIDOS Y BASESLa clasificación de los ácidos está en función del número de átomos de hidrógeno que contienen en su molécula. Los ácidos que contienen solo un átomo de hidrógeno se llaman monoprótidos; los que contienen dos átomos de hidrógeno, diprótidos; los que contienen tres o más, poliprótidos. Ejemplos:HCl, HI, HclO Ácidos monoprótidosH2SO4, H2ClO4, H2CO3 Ácidos diprótidosH3PO4, H3BO3 Ácidos poliprótidosDe modo semejante a los ácidos, las bases se denominan monohidroxilas, dihidroxilas y polihidroxilas, si contienen uno, dos o tres grupos funcionales OH; respectivamente. Ejemplos:NaOH, LiOH, AgOH Bases monohidroxilasCa(OH)2, Fe(OH)2, Cu(OH)2 Bases dihidroxilasAl(OH)3, Fe(OH)3 Bases polihidroxilas

FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES

Ácido fuerte.- Es aquel que se ioniza casi totalmente en iones positivos e iones negativos.

Ejemplos:HCl4 -----------Ácido perclóricoH2SO4 -------------Ácido sulfúricoHCl ------------Ácido clorhídrico

Base fuerte.- Es la que se disocia completamente en iones positivos y negativos.Ejemplos:NaOH----------Hidróxido de sodioKOH-----------Hidróxido de potasioCaOH----------Hidróxido de calcio

Ácido débil y base débil.- Es aquella sustancia que no está totalmente disociada en una solución acuosa.Ejemplos:Ácidos débiles Bases débilesH2CO3----------Ácido carbónico NH4OH----------Hidróxido de amonioH2S-------------Ácido sulfúrico N2H4--------------HidracinaHBrO----------Ácido hipobromoso

NOMENCLATURA DE LOS ÁCIDOSLos ácidos se clasifican de la siguiente manera:

Los hidrácidos provienen de la reacción de un halógeno con el hidrógeno. Son compuestos binarios cuya fórmula contiene sólo dos elementos: hidrógeno y un no metal. Para nombrarlos, se usa la palabra ácido seguida de la raíz del no metal con la terminación hídrico. Por ejemplo:

HCl Ácido clorhídrico

Los oxiácidos provienen de la reacción de un anhídrido con el agua. Son compuestos terciarios que incluyen, además del hidrógeno y el no metal, al oxígeno en su composición. Para nombrarlos se escribe primero la palabra ácido seguida de la raíz del no metal con los prefijos o sufijos hipo-oso, oso, ico y per-ico, que señalan el estado de oxidación del no metal en el ácido. Por ejemplo:

HBrO Ácido hipobromoso.

NOMENCLATURA DE LAS BASES

A diferencia de los ácidos, para nombrar a las bases se escribe primero la palabra hidróxido seguida del nombre del metal, escribiendo al final el número de oxidación del catión que tiene en su fórmula (sistema IUPAC).O sea, si un catión es monovalente (de una solo valencia) sólo formará un hidróxido y no se le asignará ningún número en su terminación. Por ejemplo, el NaOH se llama hidróxido de sodio, ya que el metal Na sólo tiene una valencia (+1).Si el metal es polivalente (tiene más de una valencia), al final del nombre se pone, con número romano, la valencia con que actúa en ese compuesto el metal. Por ejemplo, en el Fe(OH)2 como el fierro tiene 2 valencias y en este caso actúa con +2, su nombre será hidróxido de hierro II.

NEUTRLIZACION:

Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base. Cuando en la reacción participan un ácido fuerte y una base fuerte se obtiene sal neutra y agua. Mientras que si una de las especies es de naturaleza débil se obtiene su respectiva especie conjugada y agua. Así pues, se puede decir que la neutralización es la combinación de cationes hidrógeno y de aniones hidróxido para formar moléculas de agua. Durante este proceso se forma una sal. Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa que desprenden energía en forma de calor.

Generalmente la siguiente reacción ocurre:

ácido + base → sal haloidea + agua

Este tipo de reacciones son especialmente útiles como técnicas de análisis cuantitativo. En este caso se puede usar una solución indicadora para conocer el punto en el que se ha alcanzado la neutralización completa. Algunos indicadores son la fenolftaleína (si los elementos a neutralizar son ácido clorhídrico e hidróxido de sodio), azul de safranina, el azul de metileno, etc. Existen también métodos electroquímicos para lograr este propósito como el uso de unpHmetro o la conductimétria.

- Cuando la neutralización se produce entre una base fuerte y un ácido débil. El anillo del ácido sufre una hidrólisis produciéndose iones hidróxido, por lo que el pH es > 7.

- Cuando la neutralización se produce entre una base débil y un ácido débil. El anión del ácido sufre una hidrólisis al igual que el catión de la base, por lo que el pH es < 7 si es más débil la base y es >7 si es más débil el ácido.

La elección del indicador adecuado para determinar el punto de equivalencia dependerá del pH final, que tiene que estar dentro del intervalo en el que el indicador sufre el cambio de color.

Ejemplos:

Hidróxido de sodio mas ácido carbónico que forma carbonato de sodio mas agua:

Ácido nítrico mas hidróxido de aluminio que forma nitrato de aluminio mas agua:

Neutralización En un matraz ponemos una disolución de ácido clorhídrico y añadimos unas gotas del indicador fenolftaleína. La fenolftaleína es un indicador que en medio ácido es incoloro, mientras que en medio básico adquiere un color rosa. En principio la disolución es ácida e incolora.

Ahora colocamos en una bureta una disolución de hidróxido de sodio y la abrimos un poco. A medida que cae hidróxido de sodio, éste va reaccionando con el ácido clorhídrico para formar cloruro de sodio y agua, con lo que la concentración del ácido disminuye y el pH aumenta. Cuando se ha consumido todo el ácido, la siguiente gota de base que se añade vuelve a la disolución básica, y el indicador cambia al color rosa. En ese momento sabemos que todo el ácido ha sido neutralizado. eso es neutralización

Las neutralizaciones se producen de "equivalente a equivalente". Un equivalente gramo es igual a la masa molar dividida la carga del ión por lo tanto M (molaridad)/carga del ión=N (normalidad). La fórmula que permite calcular volúmenes necesarios para neutralizar una sustancia es N1 x v1= N2x V2.

SUSTANCIAS ÁCIDAS Y BÁSICAS(EJEMPLOS)

[H+] pH Ejemplo

Ácidos

1 X 100 0 HCl

1 x 10-1 1 Ácido estomacal

1 x 10-2 2 Jugo de limón

1 x 10-3 3 Vinagre

1 x 10-4 4 Soda

1 x 10-5 5 Agua de lluvia

1 x 10-6 6 Leche

Neutral 1 x 10-7 7 Agua pura

Bases

1 x 10-8 8 Claras de huevo

1 x 10-9 9 Levadura

1 x 10-10 10 Tums®antiácidos

1 x 10-11 11 Amoníaco

1 x 10-12 12 Caliza Mineral - Ca(OH)2

1 x 10-13 13 Drano®

1 x 10-14 14 NaOH

PRODUCTO DE SOLUBILIDAD:

El producto de solubilidad o producto iónico de un compuesto ionico es el producto

de las concentraciones molares (de equilibrio) de los iones constituyentes, cada una

elevada a la potencia del coeficiente estequiométrico en la ecuación de equilibrio:

CmAn ↔ m Cn+ + n Am-

Donde C representa a un catión, A a un anión y m y n son sus respectivos índices

estequiométricos. Por tanto, atendiendo a su definición su producto de solubilidad

se representa como:

Kps = [Cn+]m [Am-]n

El valor de Kps indica la solubilidad de un compuesto iónico, es decir, cuanto

menor sea su valor menos soluble será el compuesto. También es fácilmente

observable que si aumentamos la concentración de uno de los componentes o

iones (por ejemplo, añadiendo una sustancia que al disociarse produce ese

mismo ion) y alcanzamos de nuevo el equilibrio, la concentración del otro ion

se verá disminuida (lo que se se conoce como efecto ion común).

Hay dos formas de expresar la solubilidad de una sustancia: como solubilidad

molar, número de moles de soluto en un litro de una disolución

saturada (mol/L); y como solubilidad, número de gramos de soluto en un litro

de una disolución saturada (g/L). Todo esto ha de calcularse teniendo en cuenta

una temperatura que ha de permanecer constante y que suele ser la indicada en

las condiciones estándar o de laboratorio (P=101 kPa, T=25ºC).

El producto de solubilidad de un compuesto es el producto de las concentraciones molares de sus iones en una disolución saturada, donde cada una de ellas se encuentra elevada a un exponente que exponente que coincide con su coeficiente estequiométrico en la ecuación de equilibrio de disolución.

Poniendo el ejemplo del sulfato de bario, si añadimos 1 gramo a un litro de agua, a 25ºC de temperatura, y agitamos, para ayudar a su disolución, veremos que la mayor parte de la sal se deposita sin disolverse, en el fondo del recipiente. Exactamente, sólo se habrán disuelto, 0.0025 g. de BaSO4, comprobándose que se trata de una sal muy poco soluble.Se llega así, a una situación peculiar e interesante, conocida como, equilibrio de solubilidad de la sal. La disolución que se obtiene es una disolución saturada.Debido a que se trata de un electrolito fuerte, el sulfato de bario en disolución, se encuentra totalmente disociado en los iones que lo forman: Ba^2+ y SO4^2-.Por encontrarse saturada la disolución, se produce el equilibrio entre la sal que no se ha disuelto y los iones que están implicados en la disolución:BaSO4 (s) ↔ Ba^2+ (aq) + SO4^2- (aq)La constante de equilibrio es:K = [Ba ^2+][] / [BaSO4]En equilibrios heterogéneos se considera constante la concentración molar de sólidos, pudiendo escribir a la constante anterior como:

Ks = [Ba^2+][ SO4^2-]Así, a la constante Ks, se le da el nombre de constante del producto de solubilidad, o también conocida como, producto de solubilidad.Generalmente, para una sal con forma AmBn, se obtiene:

AmBn (s) ↔ m A^n+ (aq) + nB^m- (aq)La constante del producto de solubilidad es:

Ks = [A^n+]^m[B^m-]^nLa constante del producto de solubilidad de un compuesto, trata el valor máximo que puede llegar a tener el producto de las concentraciones de los iones que se encuentran disueltos. Representa la medición de la solubilidad del compuesto.El producto de solubilidad nos hace poder predecir que ocurrirá en una disolución acuosa en la cual se encuentran presentes iones de un compuesto en una concentración determinada. Definimos el concepto de producto iónico, representado con la letra Q, como, el producto de las concentraciones molares de los iones que están presentes en una disolución, elevadas a sus coeficientes estequiométricos correspondientes en cada caso.Por ejemplo:Una disolución acuosa de BaSO4 a una temperatura de 25ºC, y como es una disolución saturada se establece el equilibrio:

BaSO4 (s) ↔ Ba^2+ (aq) + SO4^2- (aq)El producto de solubilidad, Ks, será:

Ks = [Ba^2+].[ SO4^2-] = 1.1 . 10^-10 mol^2.L^-2Si cuando la concentración de los iones que se encuentran involucrados en la disolución, en un momento dado son: [Ba^2+]0 y [ SO4^2-]0 , el producto iónico Q, será:

Q = [Ba^2+]0 y [ SO4^2-]0La expresión del producto iónico, Q, es idéntica a la del producto de solubilidad, Ks, pero con diferentes concentraciones de las que se encuentran en el equilibrio.Se pueden comparar los valores de Q y de Ks, para así, poder predecir el comportamiento de la disolución:

Cuando Q < Ks : La disolución se encuentra insaturada, pudiendo disolverse aún más sólido en ella. Se ve favorecido el desplazamiento hacia la derecha en el equilibrio de solubilidad.

Cuando Q= Ks : La disolución se encuentra saturada, y por tanto el sistema se encuentra en equilibrio.

Cuando Q> Ks : Se ve favorecido el desplazamiento hacia la izquierda del equilibrio de la solubilidad, produciéndose la precipitación del exceso de la concentración, hasta que Q sea igual a Ks.

SOLUCIONES AMORTIGUADORAS O BUFFER

Las soluciones Buffer o Amortiguadoras tienen por finalidad mantener constante

el pH de una solución, frente a cambios bruscos por adición de ácidos o bases

fuertes. Estas soluciones están formadas por una solución de ácido débil y la sal del

ácido.

Algunos ejemplos son:

CH3COOH / CH3COONa

C6H5COOH / C6H5COONa

H2CO3 / NaHCO3

La adición de pequeñas cantidades de ácido o base a una solución amortiguadora o

buffer, produce solo un cambio pequeño de pH, porque el amortiguador reacciona

con el ácido o base agregado. Las soluciones amortiguadoras se preparan con un

ácido débil y una sal de ese ácido, o con una base débil y una sal de esa base.

Un amortiguador preparado con un ácido débil, HA, y una sal sódica de este ácido,

NaA, contiene en solución el acido no ionizado en equilibrio con los iones

correspondientes

HA (ac) ↔ H+(ac) + A- (ac) ácido

Na A ↔ Na+(ac) + A - (ac) sal

Y también los iones de la sal, que como electrolito fuerte se ioniza completamente,

con el anión como ion común.

[H+][A-]

Para este par amortiguador, Ka = -----------

[HA]

La concentración de HA sin disociar es prácticamente igual a la concentración del

ácido, pues la disociación de éste es ínfima. La concentración del anión A-es igual a

la concentración de la sal, dado que ésta está totalmente ionizada. Aplicando

logaritmos a la siguiente expresión obtenemos el valor de pH de la solución buffer.

Expresión conocida como:

[HA]

[H+] = Ka --------

[A-]

Ecuación de Henderson-Hasselbach pH = - log [Ka[HA]/[A-] ]

Por lo tanto, el pH del buffer dependerá del valor de Ka del ácido y de las

concentraciones del ácido y de la sal.

Al agregar un ácido fuerte al amortiguador, los iones H+ del ácido fuerte son

consumidos por el anión A- proveniente de la sal formando moléculas del ácido no

ionizado, impidiendo que ocurran cambios en el pH.

H+(ac) + A-(ac) ↔ HA (ac)

Al agregar una base fuerte al amortiguador, los iones OH- de la base reaccionan con el

ácido no ionizado, formando agua y el anión e impidiendo también que ocurran cambios

en el pH.

OH - (ac) + HA (ac) ↔ H2O + A- (ac)