EQUILIBRIO ÁCIDO – BASE EQUILIBRIO QUÍMICO: Pocas reacciones proceden en una sola dirección. La mayoría son reversibles, al menos en cierto grado. Al inicio de un proceso reversible, la reacción procede a la formación de productos. Tan pronto como se forma las moléculas de productos, comienza el proceso inverso El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y las Concentraciones netas de reacvos y productos permanecen constantes. Constante de equilibrio K: La ley de acción de las masas establece que la velocidad de una reacción es proporcional a la concentración molar de cada una de las sustancias que toman parte de dicha reacción. Para la ecuación: A + B ↔ C + D La velocidad hacia la derecha, S1, será igual a [A][B]K1; La velocidad hacia la izquierda, S2, será igual a [C][D]K2, donde K1 y K2 son constantes de proporcionalidad y el símbolo [ ] significa la concentración Molar de las sustancias. Para el equilibrio las velocidades S1 y S2 serán iguales y por lo tanto: [A][B]K1 = [C][D]K2 K 1 K 2 = [ C ][ D ] [ A ][ B ] K = [ C ][ D ] [ A ][ B ] Donde K es la constante de equilibrio para una temperatura determinada y expresa la relación entre la concentración Molar de los productos formados y el correspondiente remanente de las sustancias originalmente añadidas. Para el caso general: mA +n B ↔ pC +q D
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EQUILIBRIO ÁCIDO – BASE
EQUILIBRIO QUÍMICO:Pocas reacciones proceden en una sola dirección. La mayoría son reversibles, al menos en cierto grado. Al inicio de un proceso reversible, la reacción procede a la formación de productos. Tan pronto como se forma las moléculas de productos, comienza el proceso inverso
El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y las Concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes.
Constante de equilibrio K:
La ley de acción de las masas establece que la velocidad de una reacción es proporcional a la
concentración molar de cada una de las sustancias que toman parte de dicha reacción. Para la ecuación:
A + B ↔ C + D
La velocidad hacia la derecha, S1, será igual a [A][B]K1; La velocidad hacia la izquierda, S2, será igual a [C][D]K2, donde K1 y K2 son constantes de proporcionalidad y el símbolo [ ] significa la concentración Molar de las sustancias.
Para el equilibrio las velocidades S1 y S2 serán iguales y por lo tanto:
[A][B]K1 = [C][D]K2
K 1K 2
= [C ] [D ][A ] [B ]
K= [C ] [D ][A ] [B ]
Donde K es la constante de equilibrio para una temperatura determinada y expresa la relación entre la concentración Molar de los productos formados y el correspondiente remanente de las sustancias originalmente añadidas.
Para el caso general:
mA +n B ↔ pC +q D
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Ley de acción de las masas demuestra el equilibrio de la reacción
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Es una relación entre la concentración molar de los productos y reactivos
K=[C ]p [D ]q
[A ]m [B]n
Donde m, n, p, q son coeficientes estequiométricos de la ecuación química. La ley de acción de masas indica como cualquier cambio en la concentración de uno de los términos cambia o altera la concentración de todos los demás.
La magnitud de la constante de equilibrio indica si una reacción es favorable a los productos (K>>1; 10) o a los reactivos (K<<1; 0,1).
Ionización:
La teoría de Arrhenius explica la disociación electrolítica de esta manera: todo ácido, bases y sales se disocian en iones en soluciones acuosas.
Los principios de ésta teoría son los siguientes:
- Una molécula puede disociarse dando iones positivos y negativos y las sumas de las cargas eléctricas de los iones positivos es igual a la suma de las cargas de los iones negativos
- Una solución que contenga iones es eléctricamente conductora. Por lo tanto aquellos compuestos cuyas soluciones no son conductoras de la electricidad no se ionizan
La ionización se da en la forma de una reacción reversible, en la cual se establece un equilibrio entre las moléculas ionizadas. Por lo tanto se aplica la ley de la acción de las masas a las ecuaciones de ionización.
Producto iónico del agua:
El agua aunque no es un compuesto iónico, presenta una notable polaridad y por ello se disocia en iones, aunque en muy pequeña proporción. En agua pura, la presencia de iones H3O + y OH- que proceden únicamente de su disociación iónica, es del orden de 1 x 10 -7, que es el equilibrio acido-base más sencillo.
2H2O ↔ H3O+ + OH-
De manera más sencilla se expresa como:
H2O ↔ H+ + OH-
Por la estequiometría de la reacción de disociación, se tiene que [H3O+] = [OH-]. Además, esta reacción pone de manifiesto que el agua puede actuar como una base ganando protones para convertirse en H3O+ y, simultáneamente puede actuar como un ácido cediendo protones a otra
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Una sustancia que se disocie es conductora eléctricamente
molécula de agua para convertirse en OH- es decir, el agua, como se ha comentado anteriormente es una sustancia anfolita.
La constante de este equilibrio o de disociación iónica del agua será:
K= [H ] [OH ][H 2O ]
La ecuación K [H2O]= [H+] [OH-] es el producto iónico del agua y se representa como:
Kw a 25°= [H] [OH]=1 X 10 -14
En el agua pura a 25° [H+]= [OH-], de tal forma que:
[H]2=1 X 10 -14
[H+] =1 X 10 -7
[OH-] =1 X 10 -7
En disoluciones diluidas el producto iónico del agua Kw es constante, por lo que un aumento de [H+] supondrá una disminución de [OH-] y viceversa. Así, la presencia de un ácido en disolución dará lugar a un aumento de la concentración de iones H+, mientras que la presencia de una base dará lugar a su disminución, lo que hará aumentar la concentración de iones OH -. Siempre que tengamos el agua como disolvente, si la temperatura no varía, el producto iónico debe mantenerse constante.
pH.
Surgió como solución para la medida de la concentración del ion hidrógeno ante la poca concentración que ellos presentan en soluciones acuosas. Es decir, Es una forma de expresar la concentración del ion hidrógeno.
Se define como el logaritmo negativo de la concentración del ion hidrógeno (en mol/l)
Se usa para expresar si una solución es ácida o alcalina.
pH = -log[H+]
La escala va de 0 hasta 14 y 7 representa la neutralidad.
Para calificar las disoluciones atendiendo a esta relación se emplean los términos:
a) Neutra: [H+] = [OH-] = 10-7: pH = pOH = 7
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Ejercicios chang
b) Acida: [H+]> [OH-]: pH < 7
c) Básica o alcalina: [OH-] > [H+]: pH > 7
pH+pOH=pKw=14
SIGNIFICADO SANITARIO:
Concentraciones excesivas de H+ afectan el agua en algunos de sus usos y por esta razón es una medida de polución en potencia.
El pH es importante en el proceso de potabilización del agua sobretodo en:
La Coagulación. Hay un valor de pH para el cual el proceso es más eficiente. La Desinfección. La reacción del hipoclorito adiciona iones H+, disminuyendo el pH
HOCl → 2H+ + OCl-
La suavización o ablandamiento se controla con pH. es vital en los procesos aerobios y anaerobios.
CONCEPTOS ELEMENTALES DE ÁCIDO Y BASE:
Ácidos:
Poseen un sabor agrio
Colorean de rojo el papel tornasol
Conducen la electricidad
Bases:
Poseen un sabor amargo
Sensación jabonosa al tacto
Colorean de azul el papel tornasol
Conducen la electricidad
Teoría de Arrhenius
Ácido: Capacidad de una sustancia para dar en disolución acuosa iones H+. Así, afirmó que un
ácido es un compuesto que en solución acuosa produce protones.
Base: toda sustancia que en medio acuoso se disocia dando iones hidroxilos
Teoría de Brönsted-Lowry
Ácido: es toda sustancia capaz de ceder uno o más protones a otra molécula. De manera más completa se puede definir como: especie química que cede un protón y genera una base conjugada
HA ácido ↔ H+ + A- base conjugada
La base conjugada es la especie que se forma cuando el ácido cede el protón o hidrogenión.
Base: es toda sustancia capaz de aceptar uno o más protones a otra molécula o especie química que acepta un protón y genera un ácido conjugado
B base + H+ ↔ BH+ ácido conjugado
El ácido conjugado es la especie que se forma cuando la base acepta el protón o hidrogenión.
Fuerza de ácidos y bases
Desde un punto de vista cualitativo, la teoría electrónica de Arrhenius nos dice que un ácido o una base son fuertes cuando están muy disociados en disoluciones acuosas y, débiles, cuando están poco disociados. La representación de la conductividad eléctrica frente a la concentración de un ácido proporciona información muy valiosa en cuanto a su naturaleza. Los ácidos fuertes, al presentar una disociación completa, muestran una conductividad eléctrica elevada que, además, presenta un comportamiento proporcional con la concentración del ácido. Los ácidos débiles se encuentran poco disociados y por tanto, sus disoluciones presentan conductividades eléctricas bajas. Además, al variar el porcentaje de disociación del ácido con su concentración, como se verá más adelante, la conductividad eléctrica no muestra una relación proporcional con la concentración del ácido débil.
Según Brönsted-Lowry, un ácido será fuerte si tiene elevada tendencia a ceder protones y una base será fuerte si tiene elevada tendencia a captar protones.
Medida de pH
Siempre es posible calcular el pH de una solución ácida a partir de la concentración inicial del ácido para ácidos fuertes o a partir de la concentración del ácido y su constante de ionización o de equilibrio iónico.
Ácido fuerte:
En soluciones diluidas están completamente disociados
HA ácido → H+ + A- si Ca es la concentración del ácido se da que:
[H+]= [A-]= Ca entonces pH = -logCa
Base fuerte:
En soluciones diluidas están completamente disociadas
B base + H+ → BH+
Si Cb es la concentración de la base se da que:
[OH-]= [B-]= Cb entonces pH = 14 + logCb
Ácido débil:
No están completamente disociados.
Dado que el agua es el medio en que tiene lugar la mayor parte de las reacciones ácido-base y es, además una sustancia que se comporta como base débil frente a muchos ácidos o como ácido débil frente a muchas bases, se elige como referencia para expresar la fortaleza relativa de ácidos y bases. Así, para un ácido genérico HA en disolución acuosa,
HA ácido +H2O ↔ H+ + A- base conjugada
Le corresponde una constante de equilibrio:
K=¿¿
Como la concentración de agua en disoluciones diluidas es prácticamente constante e igual a la del agua pura: [H2O] = 1000/18/1 = 55.55 M se tiene que:
K [H 2O ]=¿¿
Quedando convertida en constante de disociación ácida bajo la siguiente expresión:
K a=¿¿
Cuanto mayor sea Ka, mayor será la fuerza del ácido y menor la de su base conjugada.
Cálculo pH acido débil:
HA ácido ↔ H+ + A- base conjugada
Ca ↔ 0 + 0 Ca - X ↔ X + X
Ka=[X2 ]
[Ca−X ]
Siendo X = [H+]
Dado que X es muy pequeño se desprecia, quedando:
K a=[X 2 ][C a]
[Ca ][Ka]
>100
O se puede resolver la ecuación cuadrática resultante
pH=12p Ka−
12logCa
Base débil:
Análogamente, para una base cualquiera B
B base +H2O ↔ BH+ ácido conjugado +OH- Se verifica que la constante de disociación básica:
K b=¿¿
Cuanto mayor sea Kb, mayor será la fuerza de la base y menor la de su ácido conjugado
Cálculo pH Base débil:
B base + H+ ↔ BH+ ácido conjugado
Cb ↔ 0 + 0 Cb - X ↔ X + X
Kb=[X2 ]
[Cb−X ]
Siendo X = [OH-]
Dado que X es muy pequeño se desprecia, quedando:
K b=[X 2 ][C b]
O se puede resolver la ecuación cuadrática resultante
pH=14−12p K b+
12logCb
VALORACIÓN DE ÁCIDO – BASE. CURVAS DE TITULACIÓN:
- Se utilizan para analizar el comportamiento entre las reacciones de un ácido y una base.- Valorar significa la determinación, mediante la titulación, de la concentración de una
solución a partir de otra con concentración definida Usando indicadores o métodos eléctricos
- La valoración se representa mediante curvas de titulación
Para ello se consideran 4 tipos de reacciones:
1. Acido fuerte – base fuerte2. Ácido débil – base fuerte3. Base débil – ácido fuerte4. Base fuerte – ácido fuerte
Cada uno de los casos es analizado en diferentes puntos de la titulación:
- No se ha agregado titulante- Con titulante pero no se ha logrado la neutralización- En el punto de neutralización- Después del punto de neutralización
Caso 1. Acido fuerte (titulada) – base fuerte (titulante)
No se ha agregado titulante
pH = -log [ácido fuerte]
Con titulante pero no se ha logrado la neutralización
