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• Harold Zegarra

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QUÍMICA 2 Cap. 3. Equilibrio iónico. Efecto del ión común. Neutralización ácido base y soluciones buffer: Formación de sales de ácido fuerte y base fuerte, ácido débil y base fuerte, ácido fuerte y base débil. Hidrólisis. Soluciones buffer: su función e importancia para los sistemas vivos.

Lic. Luis R. Angeles Villón

Reacción de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte Ejemplo: Mezclamos 1 L de una solución acuosa 0,2 M de HCl con 1 L de una solución acuosa 0,2 M de NaOH. ¿Calcule el pH inicial de cada solución antes de la reacción de neutralización y el pH final luego de culminar la reacción de neutralización? pH en una solución de ácido fuerte (electrolito fuerte - Disociación 100%)

a) Disociación según Arrhenius: HCl (ac) En 1 L de solución

0,2 ácido

H+(ac) + Cl−(ac) 0,2

base

b) Disociación según Br&Lo: HCl (ac) + H2O(l) En 1 L soluciónInicio: 0,2 n Disociación o Reacción (Rx): − 0,2 − 0,2 Final: (n − 0,2)

0,2 ácido conj.

H3O+(ac) + 0,2 0,2

base conj.

Cl−(ac) 0,2 0,2

pH = − log [H3O+] o pH = − log [H+] pH= − log (0,2/1) = − (− 0,7) = 0,7

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Reacción de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte pH en la solución de una base fuerte (electrolito fuerte - Disociación 100%)

Na+(ac) + OH−(ac)

a) Disociación según Arrhenius: NaOH (ac) En 1 L de solución

0,2

0,2

0,2

b) Disociación según Br&Lo: base

En 1 L solución: Inicio: Disociación o reacción (Rx): Final:

ácido

NaOH (ac) + H2O(l) 0,2 n − 0,2 − 0,2 (n − 0,2)

base conj.

OH− 0,2 0,2

(ac)

ácido conj.

+H2O(l) + Na+(ac) 0,2 0,2 0,2 0,2

pOH = − log [OH+] = − log (0,2/1) = − (− 0,7) = 0,7

pOH + pH = 14 ,

0,7 + pH = 14

pH = 13,3

Reacción de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte Ejemplo: Mezclamos 1 L de una solución acuosa 0,2 M de HCl con 1 L de una solución acuosa 0,2 M de NaOH. ¿Calcule el pH inicial de cada solución antes de la reacción de neutralización y el pH final luego de culminar la reacción de neutralización? pH de la solución resultante de la neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte

Balance de moles Para 1 L Inicio: Rx: Final:

HCl (ac) + NaOH(ac) 0,2 0,2 - 0,2 - 0,2 -

NaCl(ac) + H2O(l) 0,2 0,2

0,2 0,2

pH=7

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Reacción de neutralización de un ácido débil con una base fuerte Ejemplo: Mezclamos 0,5 L de una solución acuosa 0,2 M de ácido acético (HAc, Ka : 1,8 × 10−5) con 0,5 L de una solución acuosa 0,2 M de NaOH, ¿pH al finalizar la neutralización? ácido

Balance de moles HAc (ac) + NaOH(ac) H2O(ac) + NaAc(ac) Inicio: 0,1 0,1 Rx: -0,1 -0,1 0,1 0,1 Eq: 0,1 0,1 - Se produce la hidrólisis de la base conjugada del ácido débil base conj.

Balance de moles Ac− (ac) + H2O (l) Inicio: 0,1 Rx: -x Eq: (0,1- x)

HAc(ac) + OH−(ac) x x x x

Reacción de neutralización de un ácido débil con una base fuerte - Se produce la hidrólisis de la base conjugada del ácido débil base conj.

Balance de moles Ac− (ac) + H2O (l) Inicio: 0,1 Rx: -x Eq: (0,1- x) ( x1 ) 2 1  10 14  1,8  10 5 ( 0,11 x )

Ka  Kb  Kw

HAc(ac) + OH−(ac) x x x x

Kb

considerando (0,1  x)  0,1

x  7,45  10 6 moles 6

[OH  ]  7 , 45110 M

pOH  - log (7,45  10 6 )  4,13

pH  9,87

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Reacción de neutralización de una base débil con un ácido fuerte Ejemplo: Mezclamos 0,5 L de una solución acuosa 0,2 M de amoniaco (NH3, Kb : 1,8 × 10−5) con 0,5 L de una solución acuosa 0,2 M de HCl, ¿pH al finalizar la neutralización? base

ácido conj.

Balance de moles NH3 (ac) + HCl(ac) NH4+ (ac) + Cl−(ac) Inicio: 0,1 0,1 Rx: -0,1 -0,1 0,1 0,1 Eq: 0,1 0,1 - Se produce la hidrólisis del ácido conjugado de la base débil ácido conj.

Balance de moles NH4+(ac) + H2O (l) Inicio: 0,1 Rx: -x Eq: (0,1- x)

NH3(ac) + H3O+(ac) x x x x

Reacción de neutralización de un ácido débil con una base fuerte - Se produce la hidrólisis de la base conjugada del ácido débil ácido conj.

Balance de moles NH4+ (ac) + H2O (l) Inicio: 0,1 Rx: -x Eq: (0,1- x) ( x1 ) 2 1  10 14  1,8  10 5 ( 0,11 x )

Ka  Kb  Kw

NH3(ac) + H3O+ (ac) x x x x

Ka

considerando (0,1  x)  0,1

x  7,45  10 6 moles 6

[H 3 O  ]  7 , 45110 M

pH  - log (7,45  10 6 )  4,13

pH  4,13

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Soluciones Amortiguadoras Consideraciones: • Mantienen su pH, ante pequeñas adiciones de ácido o de base. • La sangre humana amortiguada a 7,4 de pH. • (Ácido Débil)+(Sal de la base conjugada): HAc/NaAc • (Base Débil)+(Sal del ácido conjugado): NH3/NH4Cl

Cálculo del pH teórico en soluciones amortiguadores Calcular el pH de un litro de una solución que contiene 0,3 mol de Ácido Acético (HAc) y 0,2 mol de Acetato de sodio (NaAc) a 25º C (Ka = 1,8 × 10-5) Solución 0,3 M de HAc y 0,2 M de NaAc

HAc

(ac)

+ H2O(l) ⇋

H3O+(ac) + Ac−(ac)

Inicio:

0,3

-

0,2

Disocia:

-x

x

x

Equilibrio: (0,3 - x)

x

(0,2 + x)

5

( x1 )( 0, 21 x ) 1,8  10  0,3 x ( 1 )

[H 3 O  ][Ac  ] Ka  [HAc]

0,3  x   0,3 1,8  10 -5 

y

x  0,2 0,3

-5

0,2  x   0,2 x  2,7  10 -5

 2,7  10 -5    4,6 pH   log 1  

Variación del pH en soluciones amortiguadores con adiciones pequeñas de ácidos y bases Adición de Base: Si a la solución anterior le agregamos 5 mL de una solución de NaOH 2 M

Moles de NaOH agregados = 2 x 0,005 = 0,01 Recalculando las moles como resultado de la neutralización:

mol antes Rx:

HAc 0,30

(ac)

+ OH−(ac) → H2O(l) + Ac −(ac) 0,01 0,20

mol que Rx:

−0,01

−0,01

0,01

mol final Rx:

0,29

-

0,21

6

HAc

(ac)

+ H2O(l)

H3O+(ac) + Ac−(ac)

⇋

Inicio:

0,29

0

0,21

Disocia:

-x

x

x

Equilibrio: (0,29 – x) Ka 

x

[ H 3 O  ][Ac  ] [ HAc]

0,29  x   0,29 1,8  10 -5 

1,8  10 -5 

x x ( 1, 005 )( 01,,21 005 ) x ( 01,,29 005 )

0,21  x   0,21

y

x  0,21 0,29  1,005

 2,5  10 -5 pH   log  1,005 

(0,21 + x)

x  2,5  10 -5

    4,6 

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