Equilibrio químico de acido ? base en soluciones acuosas

2. Objetivos
3. El pH y pOH
4. Indicadores
5. Producto iónico del H2O
6. Disociación de ácidos polipróticos y bases polidroxílicas
7. Concentracion de h’ al añadir acidos a bases fuertes.
8. Propiedades ácido base del agua
9. Conclusión
10. Bibliografía

INTRODUCCIÓN

Si una corriente eléctrica pasa por un alambre de cobre, el alambre no cambia, en tanto que los electrones fluyen por el alambre en todo su recorrido. El número de electrones en el alambre no varia y no hay cambio químico. Por otra parte, cuando una corriente pasa por a través de una solución electrolítica. Los electrones libres no fluyen por la solución, la corriente en este caso es transportada por iones y en cada electrodo hay reacciones químicas.

En el siguiente trabajo analizaremos algunas de las propiedades de las soluciones electrolíticas y observaremos las teorías que explican el comportamiento estudiado en estas soluciones, también estudiaremos las distintas disociaciones que se dan en ácidos polipróticos y bases polihidroxilicas además estudiaremos como se da el producto iónico del agua, y sus propiedades ácido base, además analizaremos el índice de acidez o basicidad de las soluciones a través del calculo del pH.

OBJETIVOS

• GENERAL

Conocer los procesos de disociación de los distintos compuestos polifuncionales, teniendo en cuenta las propiedades ácido básicas del agua y el producto iónico de la misma, además de distinguir el pH de las distintas soluciones.

• ESPECIFICOS
• Determinar la constante de ionización para las distintas etapas tanto en ácidos como en bases polifuncionales.
• Descubrir las propiedades ácido – base del agua.
• Explicar la disociación iónica del agua.
• Determinar el pH y pOH de una solución.
• Conocer la importancia de un indicador en la medición de la acidez o basicidad de una solución.

EL pH Y pOH

El concepto de pH (Potencial de Hidrógeno) fue definido por primera vez por Soren Poer Lauritz Sorensen (1868-1939) Bioquímico danés, originalmente Sorensen. En el año de 1909.

La escala de pH fue ideada para expresar en forma adecuada diferentes concentraciones del ión (H+) (ión Hidrógeno), en varias soluciones sin necesidad de utilizar números en forma exponencial, debido a que con frecuencia son números muy pequeños y por lo tanto es difícil trabajar con ellos, fue así entonces que se decidió trabajar con números enteros positivos.

El pH de una disolución se define como el logaritmo negativo de la concentración del ión hidrógeno expresado en (mol/litro), la escala de pH se define por la ecuación:

pH = – log [H+]

El logaritmo negativo proporciona un número positivo para el pH, además el termino [H+] corresponde a la parte numérica de la expresión para la concentración del ión hidrógeno. Debido a que el pH solo es una manera de expresar la concentración del ión hidrógeno, las disoluciones ácidas y básicas (25°C), pueden identificarse por sus valores de pH como sigue:

• Disoluciones acidas: [H+] > 1,0 x 10-7M, pH < 7.00
• Disoluciones básicas: [H+] < 1,0 x 10-7M, pH > 7.00
• Disoluciones neutras: [H+] = 1,0 x 10-7M, pH = 7.00

Se observa que el pH aumenta a medida que el [H+] disminuye.

En el caso del H2O pura, tendremos:

La disociación del H2O es: H2O + H2O ↔ H3O+ + OH-

Por tanto [H3O+] = [OH-] = 1 x 10-7 mol/litro

pH = – log [H3O+]

pH = – log [1 x 10-7]

pH = 7

A 25°C, el pH del agua pura y de cualquier solución acuosa que contenga concentraciones iguales de Ión hidronio y de ión hidroxilo es 7.

Ej: Calcúlese el pH de una solución cuya concentración de ión hidronio es 6,0 x 10 –5 M

pH = – log [6,0 x 10 –5]

= – log [6,0 x 10 –5]

= – [log 6,0 + log 10 –5]

pH = -0,78 + 5 = 4,22

Una escala semejante a la escala del pH puede usarse para expresar la concentración del ión hidroxilo de las soluciones.

El pOH se define como el logaritmo negativo de la concentración molar de iones (OH) es decir:

pOH : – log [OH-]

El pH y el pOH se relacionan así:

[H3O+] [OH-]= 10-14; log [H3O+] [OH-]= log 10-14

Luego log [H3O+] + log [OH-]= – 14 (- log [H3O+])+ (- log [OH-]) = 14

y decir: pH + pOH = 14

Ejemplo 2: Cual es el pH y pOH de una solución 0,0001 M de hidroxido de sodio.

Solución:

El NaoH es un electrolito fuerte, su disociación es : NaoH Na+ + OH-

Hallemos entonces inicialmente el pOH así:

pOH = – log [OH-]

pOH = – log [1 x 10-4]

pOH = – [log 1 + log 10-4]

pOH = – log 1 – (-4) log 10

pOH = 0 – (- 4) log 10

pOH = 0 – (- 4) . 1

pOH = 4

Como la suma del pH y pOH en una solución es igual 14, el pH puede determinarse, restando de 14 el valor de pOH. En este caso:

pH = 14 – pOH

pH = 14 – 4

pH = 10

R/ El pH de la solución es 10 y el pOH = 4, lo cual indica que la solución es básica ya que el pH > 7.

Este tipo de notación se ha extendido para incluir el término pK, que se refiere a constantes de equilibrio, por lo tanto pKa y PKb se refieren a los logaritmos negativos de las constantes de disociación de ácido y base, respectivamente. Debería observarse explícitamente que el valor de pK para un ácido o base dados es una constante a una temperatura dada, sin embargo, los valores de pH y pOH varían progresivamente.

Ejemplo 3.

Calcule el pH de una solución 0,5 F de NH4OH si PKb = 1,8 x 10 -5

Solución:

NH3 + H2O NH4+ + OH –

Inicio 0,5 0 0

Rx X X X

Equil 0,5- x X X

PKb = [NH4+] [OH -] = PKb = X2 = 1,8 x 10–5

[NH3] 0,5 – x

→ X2 = 0,9 x 10-5

X = 3 x 10 –3

Luego:

[OH -] = 3 x 10 –3

pOH = – log [OH-]

pOH = – log [3 x 10 –3]

pOH = – (log 3 + log 10 –3)

pOH = – [0,477 + (-3)]

pOH = – (-2,52)

pOH = 2,52

pH = 14 – POH

pH = 14 –2,52

pH = 11,48

Ejemplo 4:

Un acido debil de formula HA tiene un pH = 5,3 cuando su concentración es 0,1 F ¿Cual es su constante de disociación?

HA + H2O H3O+ + A-

PKa = [H30+] [A -] = X2__

[HA] 0,1 – x

pero pH = – log [H3O+]

pH = – log X

• log X = 5,3

– 5,3 = log X; antilog (-5,3) = X luego:

antilog 6,7 = X, entonces

X = 5 x 10-6

PKa = [5 x 10-6]2

0,1 –5 x 10-6

Despreciando 5 x 10-6 como sumando:

PKa = 25 x 10-12

0,1

PKa = 2,5 x 10 -10

Los valores de la escala de pH son los que muestra la tabla siguiente:

ESCALA DE pH

INDICADORES

La determinación del pH de una solución es un problema usual en el laboratorio químico, que se resuelve de manera aproximada mediante el empleo de un indicador.

Un indicador es un compuesto orgánico en propiedades de ácido débil o base débil, cuyo ión y la molécula correspondiente presentan coloraciones diferentes.

El pH medio, al actuar sobre el equilibrio de estas dos formas hacen que los mismos capten o liberen iones OH- o H+, variando la coloración del medio; el cambio de color del indicador se denomina viraje.

Una serie de pigmentos naturales presentan un color en disoluciones ácidas y otro color en disoluciones básicas, por ejemplo el pigmento tornasol tiene color rojo en disoluciones ácidas y color azul en disoluciones básicas.

Muchos colorantes sintéticos tienen colores que son sensibles a la concentración de iones hidrozonio, por ejemplo: el dimitrofenol C6H4N2O5 es incoloro en disoluciones fuertemente ácidas y amarillo en disoluciones básicas y débilmente ácidas.

Veamos el comportamiento de un indicador tipo ácido débil RH, el tornasol. En solución muy divididas en agua, las moléculas RH se ionizan, en poca extención de acuerdo con la ecuación:

RH + H2O ↔ R- + H3O+

Rojo → Azul

Si nos encontramos en un medio ácido rico en iones H3O+ los iones R- se combinan con los iones H3O+ para dar moléculas de RH, y el equilibrio iónico anterior se desplaza hacia la izquierda, aumentando la concentración de RH y disminuyendo la de R-, con lo que la solución toma el color rojo de las moléculas RH.

Por el contrario, si el medio es básico por adición de iones OH- , los iones H3O+, que provienen de la ionización de las moléculas RH, se combinan con los iones OH- para dar agua, el equilibrio iónico se desplaza hacia la derecha, las moléculas de RH desaparecen de la solución aumentando la concentración de R- con lo que la solución toma el color azul de iones R.

Preparando disoluciones de ácidos y bases fuertes de concentraciones conocidas, podemos establecer una serie de disoluciones de pH conocido y estas pueden usarse para examinar el intervalo de pH dentro del que los indicadores naturales y sintéticos experimentan cambios de color.

La mayoría de los indicadores cambian completamente de color en un intervalo de pH de unos 2 unidades, de modo que observando el color que presentan una serie de indicadores añadidos a una disolución de pH desconocido, es posible definir el pH de la solución entre 2 valores que difieren en una unidad de pH.

La determinación del pH se debe a que la especie molecular del indicador tiene un color y la especie ionica tiene otro color y de esta manera la especie cuya concentración prima dará el color a la solución.

Si el indicador es ácido, su equilibrio puede representarse mediante la ecuación:

HIn + H2O In- + H3O+

Un caso particular podría se el de la fenolftaleina cuya especie molecular HIn es incolora y la especie disociada In- es roja. De acuerdo al principio de lechetelier si el indicador se agrega una solución ácida que contiene los iones H3O+, su equilibrio se desplaza mucho en sentido contrario, predominando la especie molecular sobre la ionica, por el contrario si se agrega a una solución básica el equilibrio se desplaza en sentido directo y predomina la especie ionica que dará el color a la solución.

En el caso de que el indicador sea básico, su equilibrio puede representarse mediante la expresión:

In OH In+ +OH-

Y de acuerdo al principio de lechatelier, la especie molecular ( In OH) prima en medio básico y la iónica (In+) en medio ácido.

PROPIEDADES DE ALGUNOS INDICADORES.

PRODUCTO IONICO DEL H2O

Puesto que el agua es una sustancia anfótera, ya que puede disociar tanto en medio ácido como en medio básico.

No es sorprendente que experimente reacción consigo mismo o lo que es lo mismo tiene la propiedad de autoionizarse, esto debido a que las moléculas del agua pura, se encuentran en equilibrio con una pequeñísima cantidad de iones hidrógeno (H+) y con una cantidad igual de iones hidroxido (OH-), por lo tanto :

H2O + H2O H3O+ + OH- esto es igual 2H2O H3O+ + HO- o lo que es lo mismo H2O H+ + OH-

Como se sabe el agua pura tiene la capacidad de disociar en iones por lo que en realidad se puede considerar una mezcla de:

• Agua molecular (H2O)
• Protones hidratados (H3O+)
• Iones hidroxilo (OH-)

Ejemplo:

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• Disociación del H2O
• 2 H2O H3O+ + OH-

Este equilibrio existe en agua pura y en todas las soluciones acuosas diluidas; se le aplica la siguiente expresión de la constante de equilibrio

Kw = [H3O+] [OH-]

[H2O]2

la ecuación se puede reordenar de la siguiente manera

K [H2O]2 = [H3O+][OH-]

Sin embargo la concentración de agua (H2O) puede considerarse como constante, el termino Kw se define como K [H2O]2 por lo tanto

K = [H3O+][OH-]

Se debe tener en cuenta que este equilibrio solo se establece en solución acuosas.

El Kw.

En la ecuación anterior introducimos la constante (Kw) la cual vendría siendo la constante de disociación o producto ionico del H2O.

Se ha descubierto que la concentración molar del H2O es 55,55gr. y que ha 25oC el valor Kw es 1,8 x 10 –16, Sustituyendo este valor en la ecuación 5 quedaría:

[H+] [OH-] = 1,8 x 10 –16 x 55,55 = 10 – 14

De esta manera en el caso del H2O pura

[H+] = [OH-] = 10 – 7 moles / L

o lo que es lo mismo

[H3O+] = [OH-] = 10 – 7 moles / L

Debido a que las concentraciones de ambos iones son iguales en todo solución diluida tendremos que:

[H+] = [OH-] es decir [H+].[H+] = = [H+]2 = 10 – 14 mol2 / L2

como el valor de Kw es muy pequeño queda introducido en la ecuación del equilibrio.

Constante de disociación para el H2O respecto a un acido o base

• para el H2O pura [H3O1] = [OH-] = 10-7
• H2O mas adición de un acido: [H3O1] > [OH-] ≠ 10-7
• H2O mas adición de una base: [H3O+] < [OH-] ≠ 10-7

Aunque su producto ionico debe permanecer constante

[H3O+] x [OH-] = 10-14

El valor tan pequeño de Kw hace que la cantidad de iones obtenidos por disociación del agua se desprende con respecto a la cantidad de iones obtenidos por disociación de un acido o una base, es por esto que el equilibrio del agua se desprecia cuando se disuelven ácidos o bases que presentan una constante de disociación mucho mayor.

Si la constante de equilibrio (Kc) del soluto fuera menor a Kw, el equilibrio de este soluto seria despreciable con respecto al agua; y si Kc = Kw habría que considerar el sistema como un ión común.

Recordemos que el ión común es el efecto de desplazar la reacción en sentido contrario de acuerdo con el principio de Lechatelier.

Ejemplo:

Calcúlese la concentración de ión hidronio y la de ión hidroxido en agua pura a 25°C

Solución:

2 H2O H3O+ + OH-

Kw = [H3O+]-[OH-] = 1,0 x 10-14

Sea X = [H3O+]=[OH-]

X2 = 1,0 x 10-14

X = 1,0 x 10-7 M = [H3O+] = [OH-]

Ejemplo 2:

Calcular la concentración de ion hidronio de una solución NOOH 0,100 M.

Solución:

En solución acuosa el NOOH es una base fuerte puesto que la presencia del ión hidroxido del NAOH impide la ionización del agua, la concentración del ión hidróxido del agua es despreciable y la solución esta constituida por NA+ 0,100 M y OH- 0,100 M. En cualquier solución acuosa diluida.

Kw = [H3O+] [OH-] = 1,0 x 10-14

[H3O+] [0,100] = 1,0 x 10-14

[H3O] = 1,0 x 10-13

DISOCIACIÓN DE ÁCIDOS POLIPRÓTICOS Y BASES POLIDROXILICAS

Los ácidos polipróticos son ácidos que tienen más de un hidrogeno ionizable. Estos ácidos disocian en mas de una etapa y cada etapa presenta su propia constante de equilibrio.

Como ilustración observemos el H3PO4 en el agua.

Si tenemos una solución 0,1 M.

La especie resultante serian:

H3PO4 + H2O H3O++ H2PO4-1

H2PO4-1 + H2O H3O++ HPO2-2

HPO4-2 + H2O H3O++ PO2-3

Entonces las constantesde ionización serían:

K1= [H3O+] [H2PO4-1] = 7,1 x 10-3

[H3PO4]

K2= [H3O+] [H PO4-2] = 6,3 x 10-8

[H2PO4-]

K3= [H3O+] [PO4-3] = 4,2 x 10-13

[HPO4-2]

Debemos tener en cuenta que cada disociación sucesiva es menor que la que le procede, esto debido a que entre más negativa es la especie, es más difícil retirarle un protón.

Esto nos dice que la mayor parte del H3O+ se forma en la primera y segunda ionización.

Observemos que Kd = [H3O+1] [H2PO4-] =

[H3PO4]

 Como Kd es muy grande, la ionización es extensa y no se puede aproximar a la concentración de equilibrio H3PO4 desde su concentración inicial. Esto nos produce una ecuación cuadrática.

[H3O+]2 + 7,1 x 10-3 [H3O+]-7,1 x 10-4 = 0

y la solución [H3O+] = 2,3 x 10-2

la solución entonces dan como resultado

[H3O+] = [H2PO4-]= 2,3 x 10-2 M y [H3PO4]= 0,1 – 0.023 = 0,077

Si usamos la ecuación de la segunda ionización y la aproximación predominante viene de la primera ionización. Se tiene

[H PO4-2] = Ka2 = [H2 PO4-] = 6,3 x 10-8 M

[H3O+]

Y esta la incluiremos en la expresión para la tercera ionización, suponiendo que H3O+ es un resultado de la primera ionización. Entonces:

[PO4-3] = Ka3 [H PO4-2] = (4,2 x 10 –13) (6,3 x 10-8)

[H3O+] (2,3 x 10 –2)

= 1,2 x 10 –19 M

Otro ejemplo podría ser el del

H2S + H2O ↔ H3O+ + HS-

HS- + H2O ↔ H3O+ + S-2

Y se distribuye de igual manera al ejemplo anterior.

Las bases polihidroxilicas pueden producir en su ionización, mas de un ión oxhidrilo, en la naturaleza se encuentran pocos compuestos polihidroxilico en solución, pero los que hay los tratamos de la misma forma que con los ácidos polipróticos.

CONCENTRACION DE H’ AL AÑADIR ACIDOS A BASES FUERTES.

Al disolver un ácido fuerte en agua, genera iones hidronio o protonos.

HA + H2O →H3O- + A-

y claro al añadir una base fuerte se generan iones hidroxilo:

NaOH + H2O → H2O + 0H + Na-

AI ser electrolitos fuertes, se ionizan completamente en agua y por tanto incrernentan ia concentración de H3O+ o de OH- eu proporción directa a ia cantidad añadida.

Por ejemplo al añadir O.l moles de NaOH ai agua Ia concentración de OH será de O.1+1×107 – O.l moles/L

Eu el caso anterior, cuál será la concentracíon:

Equilibrio principal

H2O(1) = H+(aq) + OH(aq)

O 0.1

x O.1+ x

Constante:

Kw=[H+][OH-]

Si suponemos que x es pequeña comparada con 0.1, y sustituimos tendremos:

Kw=[H+][OH-]=(x)(0.1)= 1×10-14

x=1×10-13M = pH

Es claro que

1 x 10-13 <<< 0.1

PROPIEDADES ACIDO BASE DEL AGUA

El agua es un disolvente único. Una de sus propiedades especiales es su capacidad para actuar como un ácido o como una base.

El agua se comporta como una base en reacciones con ácidos como el Hcl y como un ácido con bases como el NH2. El agua es un mal conductor de electricidad ya que es un electrolito muy debil, pero experimenta una ligera ionización .

H2Ol ↔ H2 (h2) +OH- (0-1)

A esta ecuación en ocasiones se le conoce como autoionización del agua.

Según Bronsted, en su esquema se expresa la autoionización del agua como sigue:

H – O: + H – O: ↔ H – O – H +

‌ ‌ ‌ + H – O:

H H H

H2O + H2O ↔ H3O+ + O+]-

Acido 1 base 2 acido2 base 1

Ejercicio:

Calcule la concentración de iones OH- en una disolución de Hcl una concentración de iones hidrógeno es de 1.3 M

Kw = [H2] [OH-]

[OH-] = Kw = 1 x 10-14 = 2,69 x 10-15 M

[H+] 1,3 M

CONCLUSIÓN

Después de analizar todo lo visto anteriormente se puede decir que los procesos de disociación tanto de ácidos como de bases nos dan una idea bien clara de la forma como se presenta un equilibrio en una solución.

De otro lado el producto iónico del agua nos relaciona el producto de las concentraciones molares de los iones H + y OH – donde lugar a la constante conocida como " Constante de ionización del agua ".

Estudiando las propiedades del agua se pudo notar que esta es una sustancia anfótera es decir que se comporta como ácido o como base y su comportamiento depende de la sustancia con la que actúe.

Para medir la acidez o basicidad de una solución se utiliza el pH, el cual está relacionado con la concentración de ión Hidrógeno ( H+) de una solución. Se observa que el pH aumenta a medida que [H+] disminuye, además las disoluciones ácidas y básicas pueden identificarse a partir de sus valores de pH. Siendo ácidas cuando [H+] > 1,0 x 10 –7M, Básicas cuando

[H+] < 1,0 x 10 –7M y neutras cuando [H+] = 1,0 x 10 –7M.

Una determinación aproximada de pH puede lograrse empleando los indicadores que son colorantes ácidos o básicos (muy débiles) que tienen la propiedad de cambiar su color en solución acuoja en un rango de pH.

BIBLIOGRAFIA

• GARZÓN Guillermo. Química General. Ejemplar 1
• CHANG Raimond. Química, 4ta edic. Edit. Mc Graw – Hill Mexico D.F. 1992.
• DILLARD C. Golbery David E. E Química, Reacciones, Estructuras, Propiedades. Edit. Fondo educativo interamericano S.A. Bogotá, México, Panamá 1997.
• SLOWINSKI, Masterton. Química General Superior 6 ta edic. Edit. Mc Graw – Hill, México 1989.
• HUTCHINSON. Eric. Química. Los elementos y sus reacciones. 2ª Edición. Editorial Reverté S.A. México 1968.
• Internet. Tareas gratis. com. www. coomeva.com.

Elaborado por:

VICTOR GALINDO

FABIAN CALDERON

ARLET VERBEL

SAUL BUSTAMANTE

UNIVERSIDAD DE CÓRDOBA

MONTERÍA – CÓRDOBA