Este documento trata sobre equilibrios ácido-base y equilibrios de solubilidad. Explica el efecto del ion común y cómo esto afecta la ionización de ácidos y bases débiles. También cubre los sistemas buffer, titulaciones ácido-base y el producto de solubilidad.

1. Equilibrios ácido-base y equilibrios de solubilidad Capítulo 16 Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display.

2. El efecto del ion común es el cambio en el equilibrio causado por la suma de un compuesto teniendo un ion en común con la sustancia disuelta. Considere la mezcla de CH 3 COONa (electrolito fuerte) y CH 3 COOH (ácido débil). 16.2 La presencia de un ion común suprime la ionización de un ácido débil o de una base débil. CH 3 COONa ( s ) Na + (ac) + CH 3 COO - (ac) CH 3 COOH (ac) H + (ac) + CH 3 COO - (ac) Ion común

3. Considere la mezcla de sal NaA y un ácido débil HA. p K a = -log K a Ecuación de Henderson-Hasselbalch 16.2 HA (ac) H + (ac) + A - (ac) NaA ( s ) Na + (ac) + A - (ac) K a = [H + ][A - ] [HA] [H + ] = K a [HA] [A - ] -log [H + ] = -log K a - log [HA] [A - ] -log [H + ] = -log K a + log [A - ] [HA] pH = p K a + log [A - ] [HA] pH = p K a + log [base conjugada] [ácido]

4. ¿Cuál es el pH de una solución que contiene 0.30 M HCOOH y 0.52 M HCOOK? 0.30 0.00 - x + x 0.30 - x 0.52 + x x 0.52 + x Efecto del ion común 0.30 – x  0.30 0.52 + x  0.52 HCOOH p K a = 3.77 = 4.01 16.2 ¡Mezcla de ácido débil y base conjugada! HCOOH (ac) H + (ac) + HCOO - (ac) Inicial ( M ) Cambio ( M ) Equilibrio ( M ) pH = p K a + log [HCOO - ] [HCOOH] pH = 3.77 + log [0.52] [0.30]

6. 16.3 HCl H + + Cl - HCl + CH 3 COO - CH 3 COOH + Cl -

7. ¿ Cuáles de los siguientes son sistemas Buffer? (a) KF/HF (b) KBr/HBr, (c) Na 2 CO 3 /NaHCO 3 (a) KF es un ácido débil y F - es su base conjugada solución Buffer (b) HBr es un ácido fuerte No es una solución Buffer (c) CO 3 2- es una base débil y HCO 3 - es su ácido conjugado solución Buffer 16.3

8. = 9.20 Calcula el pH de un sistema Buffer con 0.30 M NH 3 /0.36 M NH 4 Cl. ¿Cuál es el pH después que se agregan 20.0 mL de 0.050 M NaOH a 80.0 mL de la solución Buffer? p K a = 9.25 = 9.17 empieza (moles) termina (moles) 0.029 0.001 0.024 0.028 0.0 0.025 Volumen final = 80.0 mL + 20.0 mL = 100 mL 16.3 NH 4 + (ac) H + (ac) + NH 3 (ac) pH = p K a + log [NH 3 ] [NH 4 + ] pH = 9.25 + log [0.30] [0.36] NH 4 + (ac) + OH - (ac) H 2 O ( l ) + NH 3 (ac) pH = 9.25 + log [0.25] [0.28] [NH 4 + ] = 0.028 0.10 [NH 3 ] = 0.025 0.10

9. Química en acción: manteniendo el pH de la sangre 16.3

10. Titulaciones En una titulación una solución con una concentración conocida es agregada gradualmente a otra solución con concentración desconocida, hasta que la reacción química entre las dos soluciones se completa. Punto de equivalencia – el punto en el que una reacción es completa Indicador – sustancia que cambia de color en (cerca de) el punto de equivalencia Agregar lentamente una base a un ácido desconocido HASTA que cambie de color a ( rosa ) 4.7

11. Titulaciones de un ácido fuerte con una base fuerte 16.4 NaOH (ac) + HCl (ac) H 2 O ( l ) + NaCl (ac) OH - (ac) + H + (ac) H 2 O ( l )

12. Titulación de un ácido débil con una base fuerte En el punto de equivalencia (pH > 7): 16.4 CH 3 COOH (ac) + NaOH (ac) CH 3 COONa (ac) + H 2 O ( l ) CH 3 COOH (ac) + OH - (ac) CH 3 COO - (ac) + H 2 O ( l ) CH 3 COO - (ac) + H 2 O ( l ) OH - (ac) + CH 3 COOH (ac)

13. Titulación de un ácido fuerte con una base débil En el punto de equivalencia (pH < 7): 16.4 HCl (ac) + NH 3 (ac) NH 4 Cl (ac) NH 4 + (ac) + H 2 O ( l ) NH 3 (ac) + H + (ac) H + (ac) + NH 3 (ac) NH 4 Cl (ac)

14. Una muestra de 100 mL de 0.10 M HNO 2 son titulados con una solución 0.10 M NaOH. ¿Qué pH hay en el punto de equivalencia? empieza (moles) finaliza (moles) 0.01 0.01 0.0 0.0 0.01 0.05 0.00 - x + x 0.05 - x 0.00 + x x x Volumen Final = 200 mL = 2.2 x 10 -11 0.05 – x  0.05 x  1.05 x 10 -6 = [OH - ] pOH = 5.98 pH = 14 – pOH = 8.02 HNO 2 (ac) + OH - (ac) NO 2 - (ac) + H 2 O ( l ) NO 2 - (ac) + H 2 O ( l ) OH - (ac) + HNO 2 (ac) Inicial ( M ) Cambio ( M ) Equilibrio ( M ) [NO 2 - ] = 0.01 0.200 = 0.05 M K b = [OH - ][HNO 2 ] [NO 2 - ] = x 2 0.05- x

15. Indicadores ácido-base Color del ácido (HIn) predomina Color de la base conjugada (In - ) predomina 16.5 HIn (ac) H + (ac) + In - (ac)  10 [HIn] [In - ]  10 [HIn] [In - ]

16. 16.5 pH

17. Curva de titulación de un ácido fuerte con una base fuerte 16.5

18. ¿Qué indicador se usaría para una titulación de HNO 2 con KOH ? Ácido débil titulado con una base fuerte. En el punto de equivalencia, tendrá una base conjugada del ácido débil. En el punto de equivalencia, pH > 7 Se usaría rojo crisol o fenoftaleina 16.5

19. El producto de solubilidad 16.6 K ps = [Ag + ][Cl - ] K ps es la constante del producto de solubilidad del producto K sp = [Mg 2+ ][F - ] 2 K sp = [Ag + ] 2 [CO 3 2 - ] K sp = [Ca 2+ ] 3 [PO 4 3 - ] 2 Disolución de un sólido iónico en una solución acuosa: Q = K ps Solución saturada Q < K ps Solución no saturada No hay precipitado Q > K ps Solución supersaturada Se formará precipitado AgCl ( s ) Ag + (ac) + Cl - (ac) MgF 2 ( s ) Mg 2+ (ac) + 2F - (ac) Ag 2 CO 3 ( s ) 2Ag + (ac) + CO 3 2 - (ac) Ca 3 (PO 4 ) 2 ( s ) 3Ca 2+ (ac) + 2PO 4 3 - (ac)

20. 16.6

21. Solubilidad molar (mol/L) es el numero de moles de soluto disueltos en 1 L de una solución saturada. Solubilidad (g/L) es el número de gramos de soluto disueltos en 1L de solución saturada. 16.6

22. ¿Cuál es la solubilidad del cloruro de plata en g/L ? K sp = [Ag + ][Cl - ] 0.00 + s 0.00 + s s s K sp = s 2 s = 1.3 x 10 -5 [Ag + ] = 1.3 x 10 -5 M [Cl - ] = 1.3 x 10 -5 M Solubilidad = de AgCl = 1.9 x 10 -3 g/L K sp = 1.6 x 10 -10 16.6 AgCl ( s ) Ag + (ac) + Cl - (ac) Inicial ( M ) Cambio ( M ) Equilibrio ( M ) s = K sp  1.3 x 10 -5 mol AgCl 1 L soln 143.35 g AgCl 1 mol AgCl x

23. 16.6

24. ¿Si 2.00 mL de NaOH 0.200 M son agregados a 1.00 L de CaCl2 0.100 M , se formará un precipitado? 16.6 Los iones presentes en la solución son: Na + , OH - , Ca 2+ , Cl - . El único precipitado posible es Ca(OH) 2 (solubilidad controla). Es Q > K ps for Ca(OH) 2 ? [Ca 2+ ] 0 = 0.100 M [OH - ] 0 = 4.0 x 10 -4 M K ps = [Ca 2+ ][OH - ] 2 = 8.0 x 10 -6 = 0.10 x (4.0 x 10 -4 ) 2 = 1.6 x 10 -8 Q < K ps No se forma ningún precipitado Q = [Ca 2+ ] 0 [OH - ] 0 2

25. ¿Qué concentración de Ag es requerida para precipitar únicamente AgBr en una solución que contiene tanto Br - como Cl - con una concentración de 0.02 M ? K ps = [Ag + ][Cl - ] K ps = 1.6 x 10 -10 16.7 K ps = 7.7 x 10 -13 K ps = [Ag + ][Br - ] 3.9 x 10 -11 M < [Ag + ] < 8.0 x 10 -9 M AgCl ( s ) Ag + (ac) + Cl - (ac) AgBr ( s ) Ag + (ac) + Br - (ac) [Ag + ] = K ps [Br - ] 7.7 x 10 -13 0.020 = = 3.9 x 10 -11 M [Ag + ] = K ps [Cl - ] 1.6 x 10 -10 0.020 = = 8.0 x 10 -9 M

26. El efecto común del ion y solubilidad K ps = 7.7 x 10 -13 s 2 = K sp s = 8.8 x 10 -7 [Br - ] = 0.0010 M [Ag + ] = s [Br - ] = 0.0010 + s  0.0010 K ps = 0.0010 x s s = 7.7 x 10 -10 16.8 La presencia de un ion común disminuye la solubilidad de la sal. ¿Cuál es la solubilidad molar de AgBr en (a) agua pura y (b) 0.0010 M NaBr? AgBr ( s ) Ag + (ac) + Br - (ac) NaBr ( s ) Na + (ac) + Br - (ac) AgBr ( s ) Ag + (ac) + Br - (ac)

28. Equilibrio iónico complejo y solubilidad Un ion complejo , es un ion que contiene un catión metálico central enlazado a uno o más iones. La constante de formación o la constante de estabilidad (Kf), es el equilibrio constante para la formación compleja del ion. 16.10 Co 2+ (ac) + 4Cl - (ac) CoCl 4 (ac) 2- K f = [CoCl 4 ] [Co 2+ ][Cl - ] 4 2- Co(H 2 O) 6 2+ CoCl 4 2- K f Estabilidad de la complejidad

29. 16.10

30. 16.11

31. Análisis cualitativo de los cationes 16.11

32. litio sodio potasio cobre 16.11 Prueba de flama para los cationes

33. La química en acción: como se forma un cascarón Ca 2+ (ac) + CO 3 2- (ac) CaCO 3 ( s ) H 2 CO 3 (ac) H + (ac) + HCO 3 - (ac) HCO 3 - (ac) H + (ac) + CO 3 2- (ac) CO 2 ( g ) + H 2 O ( l ) H 2 CO 3 (ac) carbonic anhydrase