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Capítulo 16Equilbrio Iónico Acuoso
Adaptado por:
Ileana Nieves Martínez
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Amortiguadores• Amortiguador o “Buffers”Soluciones que resisten pH cuando se añade ácido
base
Neutralizan el ácido o la base añadido.Su capacidad tiene un límite
Es una mezcla del par conjugado:ácido débil/base conjugada (sal con anión)
o Ejemplo: sangre - mezcla de H2CO3 y HCO3−
base débil/ácido conjugado (sal con catión). o Ejemplo: (NH4
+/NH3)
2Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
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Preparar un amortiguador ácido
3Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Ácido débil Base conjugada
Ácido acéticoHC2H3O2
Acetato de sodioNaC2H3O2
Sol’namortiguadora
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H2O
HA
¿Cómo fucionan los amortiguadores?
HA ⇌ + H3O+A−
OH−
añadido
A−nuevo
A−
4Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
HA(ac) + OH−(ac) →A−(ac) + H2O(l)
HA(ac) + H2O(l) ⇌A−(ac) + H3O+
(ac)
Neutralización
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H2O
¿Cómo fucionan los amortiguadores?
HA ⇌ + H3O+A−A−
H3O+
Añadido
HAnuevo
HA
5Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
H3O+(ac) + A−(ac) → HA(ac) + H2O(l)
HA(ac) + H2O(l) ⇌A−(ac) + H3O+
(ac)
Neutralización
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H2O
¿Qué efecto tiene la presencia de un ión comúnsobre los amortiguadores?
HA ⇌ + H3O+A−A−
A-
Añadido
HAnuevo
HA
6Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
HA(ac) + H2O(l) ⇌A−(ac) + H3O+
(ac)
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Efecto de Ión Común
7Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
HA(ac) + H2O(l) ⇌A−(ac) + H3O+
(ac)
A−(ac) + H2O(l) ⇌ HA(ac) + OH−
(ac)
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Efecto de Ión Común
8Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
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Ejemplo 16.1: Calcule el pH de un amortiguador quecontiene 0.100 M HC2H3O2 y 0.100 M NaC2H3O2
9
HC2H3O2 + H2O ⇌ C2H3O2 + H3O+
Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
0.100 0.100 0
0.100 x 0.100 +x
Aproximación válida
Ka = [H3O+]
= [H3O+]
─ log Ka = ─ log [H3O+]pKa = pH
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Práctica − Determine el pH de un amortiguador con 0.14 M HF (pKa = 3.15) y 0.071 M KF
10
HF + H2O ⇌ F + H3O+
Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
0.14 0.071 0
0.14 x 0.071 + x x
Aproximación válida
Cotejo de Ka
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Derivación de la ecuación de Henderson-Hasselbalch
11Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
3
3log log log
log
A
HA
A
HA
H O AKa
HA
Ka H O
pKa pH
logA
HApH pKa
Válida para x pequeño” [HA]0 y [A─] 0 > (102 ─ 103) x Ka
0log anión dela baseconjugada
ácido débilpH pKa
Despejando por pH
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Ejemplo 16.2: Calcule el pH del amortiguador 0.050 M HC7H5O2
y 0.150 M NaC7H5O2
12
HC7H5O2 + H2O ⇌ C7H5O2 + H3O+
Ka (HC7H5O2)= 6.5 x 10−5
Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
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Práctica – Determine el pH de amortiguador 0.14 M HF (pKa = 3.15) y 0.071 M KF?
13
HF + H2O ⇌ F + H3O+
Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
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Cálculo de pH al añadir OH─
14Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
HA + OH− ⇌ A + H2O
Moles inicial
Moles que rx
Moles después de rx
Adición de base:neutralización
[HA]0 [A-]0[-y]rx [+y]rx[+y]rx
[HA]0-y [A-]0+y
HA + H2O ⇌ A + H3O+Equilibrio nuevo despuésde la nuetralización
HA + H2O ⇌ A + H3O+Equilibrio en el amortiguador
[HA]0-y [A-]0+y
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Cálculo de pH al añadir H3O+
15Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
B + H3O+ ⇌ HB+ + H2O
Moles inicial
Moles que rx
Moles después de rx
Adición de ácido:neutralización
[B]0 [HB+]0[-y]rx [+y]rx[+y]rx
[B]0-y [HB+]0+y
B + H2O ⇌ HB+ + OH−
Equilibrio nuevonuevo después de la nuetralización
B + H2O ⇌ HB+ + OH−Equilibrio del amortiguador
[B]0-y [HB+]0+y
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Ejemplo 16.3: Calcule el pH de un amortiguador con 0.100 molesHC2H3O2 y 0.100 moles de NaC2H3O2 en 1.00 L al que se le añade0.010 moles NaOH
16
Si lo que se añade es una base, escriba la reacción de OH− con HA. Si añade ácido, escriba la reacción para H3O+ con A−.
HC2H3O2 + OH− ⇌ C2H3O2 + H2O
Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
0.100 0.1000.010
Moles inicialMoles que rx
0.090 0.110
-y = −0.010 +y = +0.010
Moles después de rx
neutralización
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HC2H3O2 + H2O ⇌ C2H3O2 + H3O+
pKa for HC2H3O2 = 4.745
Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Continuación del Ejemplo 16.3: Calcule el pH de un amortiguador con 0.100 moles HC2H3O2 y 0.100 moles de NaC2H3O2 en 1.00 L al que se le añade
0.010 moles NaOH
Base añadida sin amortiguadorBase añadida con amortiguador
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• Para aplicar Henderson-Hasselbalch la reacción se escribe en forma ácida
Esto no afecta lasconcentraciones
Ecuación de Henderson-Hasselbalchpara amortiguadores básicos
18Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
• Para aplicar Henderson-Hasselbalch en forma básica
B: + H2O ⇌ H:B+ + OH−
H:B+ + H2O ⇌ B: + H3O+
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Amortiguadores BásicosB:(ac) + H2O(l) ⇌ H:B+
(ac) + OH−(ac)
• Se pueden preparar mezclando una base débil, (B:), con una sal que contenga su ácido cojugado, H:B+Cl−
H2O(l) + NH3 (ac) ⇌ NH4+
(ac) + OH−(ac)
19Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
base débil
ácidoconjugado
AmoniacoNH3
Cloruro de amonioNH4Cl
Sol’namortiguadora
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Ejemplo 16.4: Calcule el pH de un amortiguador [NH3] = 0.50 M y [NH4Cl] = 0.20 M (pKb = 4.75)
20
NH3 + H2O ⇋ NH4+ + OH−
Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Procedimiento # 1: Procedimiento # 2:
pKa + pKb = 14
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Intervalo efectivo para el amortiguador
0.1 < [base]:[ácido] < 10
pH más bajo pH más alto
Por lo tanto el intervalo efectivo es pKa ± 1
Al escojer amortiguador, debe tener el pKa máscercano al pH requerido.
21Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
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Ácido Fórmico, HCHO2 pKa = 3.74
Respuesta:Ácido Fórmico, HCHO2 pKa = 3.74
Ejemplo 16.5a: ¿Cuál de los ácidos a continuaciónserá la mejor elección para combinar con su sal de
sodio para hacer un amortiguador con pH 4.25?
Ácido Cloroso, HClO2 pKa = 1.95
Ácido Nitroso, HNO2 pKa = 3.34
Ácido Hipocloroso, HClO pKa = 7.54
El pKa de HCHO2 es el más cercano al pH del amortiguador deseado y junto con su par conjugado será el amortiguador más efectivo.
22Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
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Ejemplo 16.5b: Determine la razón NaCHO2 : HCHO2
necesaria para preparar un amortiguador con pH 4.25
23
Ácido Fórmico, HCHO2, pKa = 3.74
Para preparar el amortiguadorde pH 4.25, usará 3.24 vecesmás cantidad de NaCHO2 quede HCHO2
Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
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Práctica – Determine la masa de NaC2H3O2 que se debe disolver en 300 mL de una solución HC2H3O2 0.25 M para preparar un amortiguador de pH 5.09.
(Ka = 1.8 x 10-5)
2 3 2 2 3 20
2 3 2 2 3 2 3 2
0.25 10 ?pHHC H O M C H O
HC H O H O H O C H O
2 3 282.0
2 3 2
( ) 0.56 0.300
( ) 14
g NaC H OmolesL molg masa x L x
g masa g de NaC H O
3 2 3 2 5
2 3 2
1.8 10H O C H O
Ka xHC H O
65.092 3 22 3 25
5
2 3 26
8.1 10101.8 10
0.25 0.25
1.8 10 0.250.56
8.1 10
x C H OC H Ox
xC H O M
x
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Titulación• En titiulación ácido-base, agente titulante solución que se añade lentamente desde
una buretaLa solución añadida - concentración desconocidaSe añade a solución - cocentración conocidaPunto final cuando visiblemente se completa la reacción
(detectado con indicador)
Indicador especie química que cambia en color en función de pH y se añade para detectar el punto final
Punto de equivalencia – moles H3O+ = moles OH−
25Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
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Titulación – monitoreo de pH
26Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Comienzo de la titulación
Punto de equivalencia
• Medida de conductividad por [H3O+] con sensor específico
• El punto final ≈ punto de equivalencia punto de inflección de la curva
se monitorea con un indicador
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Indicadores• Son ácidos débiles en equilbrio:
HInd(ac) + H2O(l) ⇌ Ind(ac) + H3O+
(ac)
Cambian de color con pH.Depende de la conentración relativa de [Ind] : [HInd]
o [Ind] : [HInd] ≈ 1, el color mezcla de los colores de [Ind] y [HInd]
o [Ind] : [HInd] > 10, el color será el color de Ind
o [Ind] : [HInd] < 0.1, el color será de HInd
Intervalo Efectivo para el indicador: pH = pKa
(indicador) ± 1
27Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
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Fenoftaleína
28Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Ácido - incoloro básico - rosa
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Rojo de Metilo
C
C CH
CH
CH
CH
C
CH
CH
C
CH
CH
(CH3)2N N N NH
NaOOC
C
C CH
CH
CH
CH
C
CH
CH
C
CH
CH
(CH3)2N N N N
NaOOC
H3O+ OH-
29Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Cambio en color de rojo de metilo
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Monitoreo de Titulación con indicadorpKa de HInd ≈ pH en el punto de equivalencia
30Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Indicadores ácido-base
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Curva de Titulación• Gráfica de pH vs. cantidad de agente titulanteEl punto de inflección es el punto de equivalenciaPuntos importantes en la curvasAntes del punto de equivalencia
o La solución en el matraz cónico está en exceso, (pH observado escercano al de la solución en el matraz)
En el punto de equivalenciao El pH depende del pH de la sal en solución
» Sal neutral, pH = 7 » Sal acídica, pH < 7 » Sal básica, pH > 7
Después del punto de equivalenciao La solución de la bureta está en exceso dentro del matraz cónico (pH se
aproxima al pH de la solución en la bureta)
31Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
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Antes pto. equivalencia(exceso de ácido
Después del pto.equivalencia(base en exceso)
Titulación de 25 mL de 0.100 M HCl con 0.100 M NaOH
En Punto de Equivalenciamoles HCl = moles NaOH
pH = 7.00
La concentración de ambas soluciones esigual con estequiometríade 1:1, el volumenconsumido en el punto de equivalencia es igual al de la solución original.
32Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Volumen de NaOH añadidos, (mL)
Curva de titulación de ácido fuerte con NaOH (base fuerte)
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Titulación de 25 mL de 0.100 M HCl con 0.100 M NaOH
• Inicial: moles H+ = moles HCl
• Punto de equivalenciaHCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(ac)
33Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
neutralización
•molesiniciales HCl = M1V1 = 0.0250 Lx0.100 mol/L = 2.50 x 10−3
1 1
2
1 1 2 2
2M VM
M V M V
V
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Titulación de 25 mL de 0.100 M HCl con 0.100 M NaOH
• HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(ac)
• punto de equivalenciamoles NaOH añadidos = molesiniciales HCl*
0.00 moles HCl y 0.00 moles NaOH (todo reacciona)
Como NaCl es una sal neutral, el pH en el punto de equivalencia es 7.00
Después punto de equivalencia: pH NaOH en exceso
34Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
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Titulación de 25 mL de 0.100 M HCl con 0.100 M NaOH
35Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
. .
.
NaOH NaOH
molesL
M xV
x L
x 4
0 100 0 005
5 0 10
pHinicial = −log(0.100) = 1.00
Antes pto. Equivalencia: + 5.00 mL NaOH 0.100 M
HCl ac NaOH ac NaCl ac H O 2
. .
. .
x x
x x
3 4
3 4
2 5 10 5 0 10
2 0 10 0 5 0 10
. .
.
HCl HCl
molesL
M xV
x L
x moles3
0 100 0 025
2 5 10
Neutralización:
Inicial: 0 0
rx:
final:
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Titulación de 25 mL de 0.100 M HCl con 0.100 M NaOH
36Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
:
: .
neutralización HCl ac NaOH ac NaCl ac H O
inicial x
2
32 5 10 0 0
En pto. Equivalencia : + 25.00 mL NaOH 0.100 M
. .
.
molesL x L
x 3
0 100 0 250
2 5 10
. .
.
final x x
final x
3 3
3
2 5 10 2 5 10
0 0 2 5 10
agua
:rx
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Titulación de 25 mL de 0.100 M HCl con 0.100 M NaOH
37Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
.
neutralización HCl ac NaOH ac NaCl ac H O
inicial x
2
32 5 10 0 0
Después pto. equivalencia: + 30.00 mL NaOH 0.100 M
. .
. .
final x x
final x x
3 3
4 3
2 5 10 2 5 10
0 5 0 10 2 5 10
. .
.
x
x 3
0 100 0 300
3 0 10:rx
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+ 5.0 mL NaOH0.00200 moles HClpH = 1.18+10.0 mL NaOH0.00150 mol HClpH = 1.37
+ 25.0 mL NaOHPunto de equivalenciapH = 7.00+ 30.0 mL NaOH0.00050 mol NaOHpH = 11.96
+ 40.0 mL NaOH0.00150 mol NaOHpH = 12.36
+ 50.0 mL NaOH0.00250 mol NaOHpH = 12.52
+ 35.0 mL NaOH0.00100 mol NaOHpH = 12.22
+ 15.0 mL NaOH0.00100 mol HClpH = 1.60+ 20.0 mL NaOH0.00050 mol HClpH = 1.95
Añadir 0.100 M NaOH a 0.100 M HCl
38
+25.0 mL 0.100 M HCl0.00250 mol HClpH = 1.00
Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Volumen de NaOH añadidos (mL)
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+ 5.0 mL NaOH0.00200 moles HClpH = 1.18+10.0 mL NaOH0.00150 mol HClpH = 1.37
+ 25.0 mL NaOHPunto de equivalenciapH = 7.00+ 30.0 mL NaOH0.00050 mol NaOHpH = 11.96
+ 40.0 mL NaOH0.00150 mol NaOHpH = 12.36
+ 50.0 mL NaOH0.00250 mol NaOHpH = 12.52
+ 35.0 mL NaOH0.00100 mol NaOHpH = 12.22
+ 15.0 mL NaOH0.00100 mol HClpH = 1.60+ 20.0 mL NaOH0.00050 mol HClpH = 1.95
Añadir 0.100 M NaOH a 0.100 M HCl
39Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Volumen de NaOH añadidos (mL)
+25.0 mL 0.100 M HCl0.00250 mol HClpH = 1.00
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Titulación de 25 mL de 0.100 M HCHO2 con 0.100 M NaOH
40Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
. .
.
molesL x L
x 4
0 100 0 005
5 0 10
pHinicial = −log(0.00424) = 2.37
Antes pto. Equivalencia: + 5.00 mL NaOH 0.100 M
HA ac NaOH ac NaA ac H O 2
. . .
. .
x x x
x x
3 4 4
3 4
2 5 10 5 0 10 5 0 10
2 0 10 0 5 0 10
. .
.
HA HA
molesL
M xV
x L
x moles3
0 100 0 025
2 5 10
Neutralización:
Inicial:0 0
rx:
final:
Ka = 1.8 x 10−4 . . .
HA ac H O ac A ac H O
H O Ka HA x x x
2 3
4 33 0
1 8 10 0 100 4 24 10
45 100.030
32.0 100.030
log 4 log
3.74
x
x
A
HApH pKa
pH
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Titulación de 25 mL de 0.100 M HCHO con 0.100 M NaOH
41Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
:
: .
neutralización HA ac NaOH ac NaA ac H O
inicial x
2
32 5 10 0 0
En pto. Equivalencia : + 25.00 mL NaOH 0.100 M
. .
.
molesL x L
x 3
0 100 0 250
2 5 10
. .
.
final x x
final x
3 3
3
2 5 10 2 5 10
0 0 2 5 10
:rx
. .
..
..
.
. .
x xx
xx
A ac H O ac HA ac OH
OH Kb A x x
H O x pH
14 3
4
14
6
2
61 0 10 2 5 100 0501 8 100
91 0 103 1 67 10
1 67 10
6 0 10 8 22
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Titulación de 25 mL de 0.100 M HCHO con 0.100 M NaOH
42Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
.
neutralización HA ac NaOH ac NaA ac H O
inicial x
2
32 5 10 0 0
Después pto. equivalencia: + 30.00 mL NaOH 0.100 M
. .
. .
final x x
final x x
3 3
4 3
2 5 10 2 5 10
0 5 0 10 2 5 10
. .
.
x
x 3
0 100 0 300
3 0 10:rx
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Adición de NaOH a HCHO2
43Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
[HCHO2 ]0 = 0.00250 mol HCHO2
pH = 2.37
+ 20.0 mL NaOH0.00050 mol HCHO2
pH = 4.34
+ 15.0 mL NaOH0.00100 mol HCHO2
pH = 3.92
+ 12.5 mL NaOH0.00125 mol HCHO2
pH = 3.74 = pKa
½ pto. Eq.
+ 10.0 mL NaOH0.00150 mol HCHO2
pH = 3.56
Mitad del punto de equivalencia(pH = pKa
+5.0 mL NaOH0.00200 mol HCHO2
pH = 3.14
Volumen de NaOH (mL)
+ 25.0 mL NaOHPto. Eq: 0.00250 mol CHO2
−
[CHO2−]init = 0.0500 M
[OH−]eq = 1.7 x 10−6
pH = 8.23
+30.0 mL NaOH0.00050 mol NaOHpH = 11.96
+ 40.0 mL NaOH0.00150 mol NaOHpH = 12.36
+50.0 mL NaOH0.00250 mol NaOHpH = 12.52
+ 35.0 mL NaOH0.00100 mol NaOHpH = 12.22
Volumen de NaOH (mL)
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Titulación de base fuerte con ácido fuerte
• Si el ácido está en la bureta y se descarga a unabase en el matrazcónico, la curva de titulación será la parecida a la figura.
44Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Base fuerte y ácidofuertes
punto de equivalencia(pH = 7)
Volumen de HCl añadidos, (mL)
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Equilibrio de Solubilidad• Los compuestos iónicos se disuelven en agua.Solubles = alta solubilidad (s)
Poco solubles = solubilidad intermedia (ps)
Insolubles = baja solubilidad (i)
• Equilibrio de las sales, KeqÚtil para medir la solubilidad relativa en agua.
• Para sólido iónico MnXm, la disociación es:MnXm(s) ⇌ nMm+(ac) + mXn−(ac)
• El producto de solubilidad es: Ksp = [Mm+]n[Xn−]m
Ejemplo: PbCl2 : PbCl2(s) ⇌ Pb2+(ac) + 2 Cl−(ac)Ksp = [Pb2+][Cl−]2
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Solubilidad Molar• Solubilidad - es la cantidad de soluto que se
disuelve en una cantidad dada de solución a unaT dada.
• La solubilidad molar es el # de moles de solutoque se disuelven en 1 L de soluciónEs la M del soluto disuelto en una solución saturada.
Para la reacción general MnXm(s) ⇌ nMm+(ac) + mXn−(ac)
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Solubilidad molar, sM
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Ejemplo 16.8: Calcule la solubilidad molar de PbCl2 en agua pura a 25 C, Kps = 1.17 x 10-5
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[Pb2+] [Cl−]
Inicial 0 0
Cambio +S +2S
Equilibrio S 2S
Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
ps
PbCl s Pb ac Cl ac
x x
s s
K Pb Cl s s s
22
2 22 3
2
2
2
2 4
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Práctica – Determine el Kps de PbBr2 si la solubilidad molar en agua a 25 C es 1.05 x 10−2 M
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ps
PbBr s Pb ac Br ac
x x
s s
K Pb Br s s s
22
2 22 3
2
2
2
2 4
. .psK s x x 33 2 64 4 1 05 10 4 63 10
:
. .
. . .
ps
ps
Otra alternativa
K s s x x
K x x x
22 2 2
22 2 6
2 1 05 10 2 1 05 10
1 05 10 2 10 10 4 63 10
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El efecto de ión común sobre la solubilidad, (Le Chatelier)
• EjemploAñadir NaCl a PbCl2 disminuye la solubilidad de PbCl2
PbCl2(s) ⇌ Pb2+(ac) + 2 Cl−(ac)
Añadir Cl− desplaza el equilibrio hacia la izquierda
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Ksp y Solubilidad Relativa
• Tomar en consideración la estequiometría
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Ejemplo 16.10: Calcule la solubilidad molar de CaF2 en 0.100 M NaF a 25 C
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[Ca2+] [F−]
Inicial 0 0.100
cambio +S +2S
equilibrio S 0.100 + 2S
Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
.
.
. .
..
.
p s
p s
K C a F s s
K s
x s
xs x
2 22
2
21 0
1 08
2
0 1 2
0 1
1 4 6 1 0 0 1
1 4 6 1 01 4 6 1 0
0 1
.
.
CaF s Ca ac F ac
s s
22 2
0 0 1
0 1 2
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Práctica – Determine la concentración de los ionesde Ag+ en agua de mar donde [Cl−] = 0.55 M
[Ag+] [Cl−]
Inicial 0 0.55
Cambio +s +s
equilibrio s 0.55 + s
AgCl(s) ⇌ Ag+(ac) + Cl−(ac) Ksp = [Ag+][Cl−]
52Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Ksp = [Ag+][Cl−]
Ksp = (s)(0.55 + s)
Ksp = (s)(0.55)
s 0.55 + s
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El Efecto de pH en la Solubilidad• Para hidróxidos iónicos insolubles, M(OH)n(s) ⇌ Mn+(ac) + nOH−(ac)
A mayor pH, [OH− ] aumenta, solubilidad menorM(OH)n(s) ⇌ Mn+(ac) + nOH−(ac)
OH−
A menor pH, [OH− ] disminuye, solubilidad mayorM(OH)n(s) ⇌ Mn+(ac) + nOH−(ac)
OH−
53Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
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El Efecto de pH en la Solubilidad• Para sólidos iónicos insolubles con aniones de
ácidos débiles, a menor pH, mayor la solubilidad
M2(CO3)n(s) ⇌ 2 Mn+(ac) + nCO32−(ac)
H3O+
H3O+(ac) + CO32− (ac) ⇌ HCO3
− (ac) + H2O(l)
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Precipitación
• Ocurre cuando la concentración de los iones excedela solubilidad del compuesto iónico.
• Comparar Q con Kps, se determina si hay precipitaciónQ = Kps, solución saturada, no-precipitaQ < Kps, solución insaturada, no-precipitaQ > Kps, solución por encima de saturación, precipita
• Algunas soluciones con Q > Ksp no precipitan a menosque se perturben – solución sobresaturada
55Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
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Ocure precipitaciónsi Q > Ksp
Solución sobresaturada se precipitasi se añade un cristal semilla
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Ejemplo 16.12: ¿Se formará precipitado cuando se mezclanPb(NO3)2(ac) con NaBr(ac) si la concentración al mezclar es
0.0150 M y 0.0350 M respectivamente?Pb(NO3)2(ac) + 2 NaBr(ac) → PbBr2(s) + 2 NaNO3(ac)
Ksp de PbBr2 = 4.67 x 10–6
PbBr2(s) ⇌ Pb2+(ac) + 2 Br−(ac)
Pb(NO3)2 = 0.0150 M Pb2+ = 0.0150 M, NO3
− = 2(0.0150 M)
NaBr = 0.0350 M Na+ = 0.0350 M,
Br− = 0.0350 M
Q < Ksp, no hay precipitación57Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
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Práctica – Se formará precipitado cuando Ca(NO3)2(ac) se mezcla con NaOH(ac) si las concentraciones después de mezclar son iguales a 0.0175 M para ambas especies?
Ca(NO3)2(ac) + 2 NaOH(ac) → Ca(OH)2(s) + 2 NaNO3(ac)
Ksp de Ca(OH)2 = 4.68 x 10–6
Ca(OH)2(s) ⇌ Ca2+(ac) + 2 OH−
(ac)
Ca(NO3)2 = 0.0175 M Ca2+ = 0.0175 M, NO3
− = 2(0.0175 M)
NaOH = 0.0175 M Na+ = 0.0175 M,
OH− = 0.0175 M
Q > Ksp, se precipita
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