EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE EN SOLUCION ACUOSA

EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE EN SOLUCION ACUOSA

IONIZACIÓN DEL AGUA: al agua se le considera como un no-electrolito. Sin embargo, se puede demostrar que aun el agua pura contiene algunos iones, los cuales se derivan de la autoionización de la molécula del agua, reacción que se puede representar como: 2H2O H3O + OH-
H2O H+ + OH-

La ionización del agua da iones H3O+, iones de hidronio e iones OH- iones de hidróxido. La constante KW se denomina producto iónico del agua:
KW=[H3O+] x [OH-] O KW=[H+] x [OH-]

Se ha encontrado experimentalmente que Kw= 1, 0x10-14
En las soluciones ácidas, [H+] es mayor que 1x10-7 M y [OH-] es menor que 1x10-7 M. En soluciones básicas la concentración de OH- es mayor que 1x10-7 M y la de H+ es menor que 1x10-7 M en cualquiera de los os casos el producto de las concentraciones permanece constante e igual a = 1, 0x10-14.
El concepto “p”: PH, POH y PK
El PH de una solución se define como logaritmo decimal del inverso de la concentración de iones hidrógeno en moles/litro. Esto equivale a decir, que el PH es el logaritmo decimal negativo de la concentración de iones [H+].
PH= Log 1 = - log [H+] ó [H+]=10-pH
[H+]

De forma igual, la expresión correspondiente para la concentración del ion OH- es POH:
POH= Log 1 = - log [OH-] Ó [OH-]=10-POH
[OH-]
La relación de PH y POH se puede ver de la expresión

[H+] x [OH-]=KW=10-14 tomando el logaritmo de ambos lados y cambiando el signo: PH + POH=14.
En general se a adoptado un logaritmo negativo o escala p con la siguiente interpretación: cuando una cantidad esta precedida por la letra p la combinación significa – log de la cantidad que sigue a la letra p; así por ejemplo, si Ka es la constante de disociación de un ácido. Con frecuencia se emplea pKa para definir la fuerza de un ácido o una base.

HIDRÓLISIS

Hidrólisis significa la reacción química de cualquier especie con el agua. Los ácidos y las bases no son las únicas sustancias que alteran el equilibrio de los iones OH- y H+ en el agua. Se ha encontrado que cuando ciertas sales se colocan en el agua la disolución puede volverse ácida ó básica, a este proceso se le llama hidrólisis y se aplica a la reacción entre el agua y las bases conjugadas (iones negativos) de los ácidos débiles ó conjugados (iones positivos) de las bases débiles.

PORCENTAJE DE IONIZACIÓN

Cuando se burbujea HCL gaseoso dentro del agua se ioniza como sigue: H2O
HCL(g) H+(ac) + CL-(ac)
La ionización de HCL en el agua es totalmente completa en donde 100% del soluto se convierte en iones H+ y CL- tal como lo indica la ecuación.
El porcentaje de ionización se puede obtener:
Porcentaje de ionización= Cantidad de soluto ionizada x 100
Soluto total presente
Un ácido fuerte s aquel que esta 100% ionizado o muy cerca de este valor; un ácido débil es uno que tiene un porcentaje bajo de ionización.

DISOCIACIÓN DE ÁCIDOS Y BASES DÉBILES

Ácidos:
Un ácido típico, HA, al disolverse en el agua, transfiere un protón de la molécula del ácido a la molécula del agua, dando una solución ácida:
HA + H2O H3O+ + A
La donación de un protón de la molécula de ácido a la molécula de agua produce un ion negativo A- que se llama anión.
Los términos ”ionización” y “disociación” generalmente generalmente se usan indistintamente, pero hablando en términos más precisos, la ionización es un caso especial de disociación.
El valor de Ka nos permite entender con más precisión los términos ácidos “fuertes y débiles”. Un ácido fuerte es uno que esta bastante disociado en solución y tendrá en consecuencia una constante de ionización Ka , relativamente grande. Un ácido débil tiene una tendencia menor a disociarse y por tanto tendrá un valor de Ka más pequeño.
El grado de disociación se define como:
Grado ó porcentaje de ionización= Número de moles que se disocian x 100
Número total de moles

Bases:
Al definir una base como una substancia que es capaz de aceptar un protón, la concentración del ion H+ decrecerá en solución y aumentará con la concentración del ion hidróxido, OH-; Debido a que estos hidróxidos están completamente ionizados, se les denominan “bases fuertes” y constituyen un ejemplo de electrolitos fuertes.
Existe una segunda clase de bases, bases débiles, formadas por moléculas neutras que al reaccionar con el agua dan iones OH- para dar una solución ligeramente básica.

DEFINICIONES MODERNAS DE ÁCIDOS Y BASES

La mayoría de las reacciones inorgánicas se pueden clasificar como reacciones ácido-base, reacciones de oxidación-reducción ó una combinación de las dos. Por esta razón los conceptos de acidez y basicidad son muy útiles en el estudio de las reacciones químicas. Existen tres definiciones de ácidos y bases:

v Definición de Arrhenius: un ácido se define como una sustancia que en el agua produce iones H3O+ (abreviado como H+) mientras que una base es una sustancia que en solución acuosa produce iones OH-. Muchos ácidos contienen hidrógeno; otras sustancias reaccionan con el agua para producir ácidos los cuales se denominan anhídridos de ácido. Las bases generalmente contienen OH-; Algunas reacciones con el agua para producir OH-En términos de la teoría de Arrhenius, se pueden, definir una reacción ácido-base como aquella que ocurre específicamente entre H+ y OH- para formar agua, coincidiendo con la formación de una sal.

v Definición de Bronsted-Lowry: una reacción ácido base implica una transferencia de protones; el ácido es una especie (ion ó molécula) que dona un protón y la base es una especie (ion ó molécula) que acepta el protón.

v Definición de Lewis: considera un ácido como una especie que puede aceptar un par de electrones; una base es una sustancia que puede donar o ceder un par de electrones. El ácido se llama electrófilo y la base nucleófilo. Según Lewis toda reacción que conduzca la formación de un enlace covalente coordinado es una reacción ácido-base.

DISOCIACIÓN DE ÁCIDO O POLITRÓTICOS

Ácidos politróticos: Son compuestos que tienen dos o más hidrógenos ácidos y se disocian en una forma escalonada.
H2CO3 H+ + HCO3- K1=[H+] x [HCO3]
[H2CO3]

HCO3 H+ + CO3 K2=[H+] x [CO3]
[HCO3-]

SOLUCIONES TAMPÓN

Un buffer o tampón es una mezcla de un ácido débil y una base débil la cual se puede obtener mezclando un ácido débil con una de sus sales “tampón ácido”, puesto que el anión del ácido es una base débil. También se puede preparar la solución tampón mezclando una base débil o una de sus sales “tampón básico”.
Una solución tampón es una que contiene una concentración apreciable de un ácido débil y una base débil. Con frecuencia el ácido y la base constituyen un par conjugado.

TITULACIONES ÁCIDO-BASE Y CURVAS DE TITULACIÓN
La titulación ácido base es una de las técnicas más importantes d la química analítica. El procedimiento general consiste en determinar la cantidad de un ácido por la adición de una cantidad medida y equivalente de una base o viceversa.
Existen principalmente tres tipos de reacciones en las titulaciones ácido base:
 Ácido fuerte más base fuerte
 Ácido débil más base fuerte
 Ácido fuerte más base débil

PROBLEMAS DE APLICACIÓN
(PH-POH)
1. ¿Cuál es la [OH-] de una solución cuya [H+] es 1x10-6gion/l?
[OH-]=
[H+]=1x10-6

[H+] x [OH-]= 1x10-14
[OH-]= 1x10-14 = 1x10-8
1x10-6

2. ¿Cuál es el PH de una solución cuya [H+]= 1x10-3gion/l?
PH=
[H+]=1x10-3gion/l

PH= log 1
[H+]
=log 1
1x10-3gion/l
=log 10-3 = log 103 – log 1
1
PH= 3

3. Determinar la [H+] de una solución cuyo PH es de 5, 1.
[H+]=
PH= 5, 1

[H+]= 10-PH
[H+]= 10-5, 1 10-6 = 10-9
[H+]= 8x10-6


4. ¿Cuál es la [H+] de una solución cuya [OH-] es 1x10-9gion/l?
[H+]=
[OH-] = 1x10-9gion/l

[H+] x [OH-]= 1x10-14
[H+]= 1x10-14 = 1x10-5
1x10-9gion/l

5. Determinar el PH y la [OH-] de una solución cuya H+ es 0, 0000004gion/l.
PH=
[OH-]=
[H+]= 4X 10-7

[H+] x [OH-]= 1x10-14 PH= log 1
[OH-]=1x10-14 [H+]
4X 10-7 = log 1
[OH-]= 2, 5x10-8 4X 10-7
= Log 107 = log 7 – log 4
4
PH= 6, 4

6. Determinar la H+ y la [OH-] de una solución cuyo PH es 9, 5.
H+=
[OH-]= [H+] x [OH-]= 1x10-14 PH= 9, 5 [OH-]=1x10-14
3, 16x10-10
[H+]=10-PH
[H+]=10-9,5 10-10 = 10-0, 5 [OH-]=3, 16x10-5
[H+]= 3, 16x10-10


7. ¿Cuál es PH y el POH de una solución que tiene una H+= 1x10-6 gion/l?
PH=
POH=
H+= 1x10-6 gion/l

PH= log 1 PH + POH = 14
H+ POH = 14 - 6
= log 1 POH = 8
1x10-6 gion/l
= log 106 = log 106 - log 1
1
PH= 6

8. Calcule la H+ de una solución cuyo PH= 6, 05.
H+=
PH= 6, 05
H+= 10-6, 05 10-7 = 109.5
H+= 9x10-7

9. Calcular la H+ y la OH- de una solución de PH= 6, 4.
H+=
OH-=
PH= 6, 4 [H+] x [OH-]= 1x10-14
[OH-]=1x10-14
4X10-7
H+=10-PH
=10-6, 4 10-7 = 100, 6 [OH-]=2, 5x10-8
H+= 4X10-7


10. ¿Cuál es el PH y el POH de una sol. Cuya [OH-] es 2x10-12 gion/l?
PH=
POH=
[OH-]= 2x10-12

POH= log 1 PH + POH = 14
[OH-] POH = 14 – 11, 7
= log 1 = 2, 3
2x10-12
= log 1012 = log 1012 – log 2
2
POH= 11, 7

11. Determinar el PH y la [OH-] de una solución cuya H+= 0, 00002gion/l.
PH=
[OH-]=
H+= 0, 00002gion/l

PH= log 1 [H+] [OH-] = 1X10-14
H+
= log 1 [OH-] = 1X10-14
2x10-5 2x10-5
= log 105 = log 105 – log 2 [OH-] = 5X10-10
2
PH= 4, 7


12. Calcular la H+ y la [OH-] de una solución cuyo PH = 6, 5.
H+=
[OH-]=
PH = 6, 5

H+= 10-PH [H+] [OH-] = 1X10-14
H+=10-6,5 10-7 = 100, 5 [OH-] = 1X10-14
3, 16x10-7
H+= 3, 16x10-7 [OH-] = 3, 16x10-8


13. ¿Cuál es el PH de una solución cuya H+= 2, 6x10-5gion/l?
PH=
H+= 2, 6x10-5gion/l

PH= log 1
H+
= Log 1
2, 6x10-5gion/l
= log 105 = Log 105 – Log 2, 6
2, 6
PH= 4, 5

14. ¿Cuál es la [H+] de una solución cuyo PH es 4, 5?
[H+]=
PH= 4, 5

[H+]= 10-pH
= 10-4, 5 10-5 = 100, 5
[H+] = 3, 16x10-5

15. ¿Cuál es la [H+] de una solución cuya [OH-] es 0, 0286gion/l?
[H+]=
[OH-] = 0, 0286gion/l

[H+] [OH-] = 1x10-14
[H+] = 1x10-14
2, 86x10-2
[H+] = 3, 49 x 10-3

16. Determinar el PH y el POH de una solución cuya [H+] = 3, 8x 10-9.
PH=
POH=
[H+] = 3, 8x 10-9.

PH= Log 1 PH + POH = 14
[H+] POH = 14 – 8, 4
= Log 1 POH = 5, 6
3, 8x 10-9.
= Log 109 = Log 109 – Log 3, 8
3, 8
PH=8,4

17. ¿Cuál es el PH y la [OH-] de una solución cuya [H+]= 0, 00005 gion/l?
PH=
[OH-]= [H+] [OH-] = 1x10-14
[H+] = 1x10-14 [H+] = 0, 00005 5 x 107
PH= Log 1 [H+] = 2 x 10-8
[H+]
= Log 1
5 x 10-7
= Log 107 = Log 107 – Log 5 PH= 6, 3
5
18. Calcular la [H+] de una solución cuyo PH= 4, 5 y de otra cuyo [OH-] =0,0354 gion/l?
[H+]=
PH= 4, 5
[OH-] =0, 0354 gion/l

[H+]= 10-pH [H+] [OH-] = 1x10-14
= 10-4, 5 10-5 = 100, 5 [H+] = 1x10-14
[H+]= 5 x 10-8 3, 54 x 10-4
[H+] = 2, 8 x 10-11

19. Calcular la [H+] y la [OH-] de una solución cuyo PH= 12, 6.
[H+]=
[OH-]=
PH= 12, 6
[H+] [OH-] = 1x10-14
[OH-] = 1x10-14
[H+]= 10-pH 2, 5 x 10-13
= 10-12, 6 10-13 = 100, 4
[H+]= 2, 5 x 10 -13

20. ¿Cuál es el PH y POH de una solución cuya [H+]= 3, 5 x 10-5 gion/l?
PH=
POH=
[H+]= 3, 5 x 10-5

PH= Log 1 PH + POH = 14
[H+] POH = 14 – 4, 4
= Log 1 POH = 9, 5
3, 5 x 10-5
= Log 105 = Log 105 – Log 3, 5
3, 5
PH= 4, 4

21. ¿Cuál es la [H+] y la [OH-] de una solución cuyo PH = 7, 3?
[H+]=
[OH-]=
PH = 7, 3

[H+]= 10-pH [H+] [OH-] = 1x10-14
= 10-7, 3 10-8 = 100, 7 [OH-] = 1x10-14
[H+]= 5 x 10-8 5 x 10-8
[OH-] = 2 x 10 -7

22. ¿Cuál es el PH y la [OH-] de una solución cuya [H+]= 0, 00000056 gion/l?
PH=
[OH-]=
[H+]= 0, 00000056 gion/l

PH= Log 1 [H+] [OH-] = 1x10-14
[H+] [OH-] = 1x10-14
= Log 1 5, 6 x 10-7
5, 6 x 10-7
= Log 107 = Log 10 7 – Log 5, 6 [OH-] = 1, 7 x 10-7
5, 6
PH= 6, 2

23. ¿Cuál es el POH de una solución [H+] es 0, 0000025 gion/l?
POH=
[H+]= 2, 5 x 10-6

[H+] [OH-] = 1x10-14 POH = Log 1
[OH-] = 1x10-14 [OH-]
2, 5 x 10-6 = Log 1
[OH-] = 4 x 10 -8 4 x 10 -8
= Log 108 = log 108 – Log 4
4
POH = 7, 4

24. Calcular la [OH-] de una solución cuyo PH= 7, 8
[OH-]=
PH= 7, 8

[H+]= 10-pH [H+] [OH-] = 1x10-14
= 10-7,8 10-8 = 100, 2 [OH-] = 1x10-14
[H+]= 1, 5 x 10-8 1, 5 x 10-8
[OH-] = 6, 6 x 10-6

25. ¿Cuál es la [H+] y la [OH-] de una solución cuyo PH= 10, 4?
[H+]=
[OH-]=
PH= 10, 4 [H+] [OH-] = 1x10-14
[OH-] = 1x10-14
3, 98 x 10-11
[H+]= 10-pH [OH-] = 2, 5 x 10 -3
= 10-10, 4 10-11 = 10-0,
[H+]= 3, 98 x 10-11

26. ¿Cual será el PH de una solución de 0,02M que esta ionizada al 5%?
PH=
M= 0, 02
F. I. = 5% 5 x 10-2

C. Molar x F. Ionizada = C. Iónica
2 x 10-2 x 5 x 10-2 = [H+]
1 x 10-7 =[H+]

PH= Log 1
[H+]
= Log 1
1 x 10-7
= Log 107 = Log 107 – Log 1
1

PH=7

27. ¿Cuál es el porcentaje de ionización de una solución ácida cuya molaridad es de 0, 0005 y su PH = 5?
F. I. =
M = 5 X 10 -4
PH = 5
C. Molar x F. Ionizada = C. Iónica
[H+]= 10-Ph 5 X 10 -4 x ? =1 x 10-5
[H+]=10- 5 F.I.= 1 x 10-5
5 X 10 -4
= 2 x 10-2
F.I=2%

28. Una solución ácida tiene una molaridad de 0, 004 y su PH es 3. ¿Cuál es el porcentaje de ionización de este ácido?
M= 4 x 10-3
PH = 3
F. I. =

C. Molar x F. Ionizada = C. Iónica
[H+]= 10-Ph 4 x 10-3 x ? =1 x 10-3
[H+]=10-3 F.I =1 x 10-3
4 x 10-3
=2, 5 x 10-2
F.I =25 %