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• Natalia Zeballos de Romera

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QUIMICA III- Prof.: Zeballos Natalia

EQUILIBRIO IONICO El equilibrio iónico se diferencia del equilibrio molecular por el tipo de partículas presentes en la mezcla en equilibrio, asi: En el equilibrio molecular tenemos la presencia únicamente de moléculas, es decir, tanto los reactivos como los productos se encuentran en estado molecular. En el equilibrio iónico tenemos la presencia tanto de moléculas como de partículas iónicas en la mezcla en equilibrio.

1-COMPUESTOS SOLUBLES EN AGUA Los solutos que son solubles en agua pueden clasificarse como electrolitos o no electrolitos Electrolito: sustancias que en disoluciones acuosas conducen la corriente eléctrica, debido a que han podido ionizarse o disociarse. Se dividen en 2 categorías a) Electrolitos fuertes: sustancias que conducen bien la electricidad en disoluciones acuosas diluidas (es decir que poseen gran cantidad de iones en disolución, ya que toda o casi toda la sustancia se ha ionizado) Ejemplo de este grupo son:  Ácidos Fuertes: se ionizan (se separan en iones hidrogeno y aniones estables) por completo o casi por completo en disoluciones acuosas.  Bases fuertes: son solubles en agua y están disociadas por completo en soluciones acuosas.  Sales solubles : NaCl  Na+ + ClCatión Anión Ácidos Fuertes comunes Formula Nombre Ionización HCl ácido clorhídrico HCl (g) H2O H+(ac )+ ClHBr ácido bromhídrico HI HNO3 HClO4 HClO3 H2SO4 Bases Fuertes comunes Formula Nombre Disociación Li(OH) Hidróxido de Litio Li(OH) (s) H2O Li+ (ac) + OH- (ac) Na(OH) Hidróxido de Sodio K(OH) Rb(OH) Cs(OH) Ca(OH)2 Sr(OH) Ba(OH)2

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b) Electrolitos débiles: son malos conductores de la electricidad en disoluciones acuosas diluidas (es decir que poseen pequeñas cantidades de iones en disolución, ya que solo parte de la sustancia se ha ionizado) Ejemplo de este grupo son:  Ácidos débiles: se ionizan muy poco (menos del 5%) en disoluciones acuosas.  Bases débiles: forman bajas concentraciones de iones en disoluciones acuosas. Formula HF CH3COOH HCN HNO2 H2SO3

Ácidos débiles comunes Nombre Ionización ácido fluorhídrico HF ⇌ H+ (ac) +F- (ac) ácido acético

Bases débiles comunes Amoniaco NH3 (ac) + H2O(l)⇌

CH3COOH ⇌ H+(ac) + CH3COO -

ácido sulfuroso

H2SO3⇌ H+(ac) + (ac) (ion sulfito ácido) 2H+(ac) + (ac) (ion sulfito)

ácido Oxálico

(COOH)2 ⇌ H+(ac) + (ac) (ion oxalato acido)

(ac)

También lo son los compuestos orgánicos nitrogenados, las aminas. Ejemplo: metilamina CH 3NH2 Anilina C6H5NH2 Nicotina Cafeína

H3PO4 (COOH)2

(ac)+OH-

⇌ 2H+(ac) + (ac) (ion oxalato) H2CO3

No Electrolitos: sustancias que en disoluciones acuosas NO conducen la electricidad. Distinción entre sustancias iónicas y moleculares: En los Compuestos Iónicos

Compuestos Moleculares

los iones se encuentran en el sólido

Si lo que se solubiliza en agua es una ácido (compuesto molecular cuyas uniones son covalentes) NO están presentes iones

Por lo tanto

Por lo tanto

El agua DISOCIA o separa los iones que forman dicha sustancia H2 O

Ej: NaCl(s)

Na+(ac) + Cl-(ac)

El agua IONIZA a la sustancia, es decir, rompe algunos de los enlaces covalentes de la molécula y forma iones. H2O

Ej: HCL(g)

H+(ac) +Cl- (ac)

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2- DEFINICIONES DE ACIDO Y BASE SEGÚN ARRHENIUS (1884):

Ácido: es toda sustancia que produce iones hidronio (H3O+, H+) en solución acuosa. El ácido clorhídrico es un buen ejemplo de ácido de Arrhenius. HCl(ac) 

H+(ac) + Cl-(ac)

ó

HCl (ac) + H2O(l)  H3O+(ac) + Cl-(ac)

ION HIDRONIO (ION HIDROGENO HIDRATADO) El ión H+, llamado protón, proviene del átomo de Hidrógeno que ha perdido su electrón, éste interactúa con una molécula de agua para formar el protón hidratado denominado ión Hidronio (H3O+) logrando mayor estabilidad.

El ion hidrogeno hidratado es la especie que da a las disoluciones acuosas de los acidos sus propiedades acidas características

Base: es toda sustancia que, al disociarse en solución acuosa, produce iones hidroxilo, OH-, es decir, que el grupo hidroxilo formaba parte de las bases. El hidróxido de sodio es un buen ejemplo de base de Arrhenius. NaOH(s) + H2O(l) Na+(ac) + OH-(ac)

Neutralización: combinación de iones H+ con iones OH- para formar moléculas de agua H+(ac) + OH- (ac) → H2O (l) La desventaja de esta teoría es que no abarca otros compuestos que también se comportan como bases, como el amoníaco, que a pesar de no tener el grupo hidroxilo en su fórmula química (NH3), si produce estos iones en el agua. Además, se limita a interpretar el comportamiento de las sustancias en soluciones acuosas.

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SEGÚN BRØNSTED Y LOWRY (1923): Ácido es una sustancia (ión o molécula) capaz de ceder un protón a otra sustancia en una reacción ácido-base.

Base es una sustancia (ión o molécula) capaz de aceptar un protón de un ácido. Esta teoría explica el comportamiento básico del amoníaco (NH 3) y las aminas (RNH2), que la definición de Arrhenius no lograba explicar, además, amplía los conceptos formulados por Arrhenius al no limitarse estrictamente al medio acuoso. Según esta teoría para que un ácido ceda un protón debe estar en presencia de una base. Cuando un ácido cede el protón da origen a una base conjugada, mientras que una base al aceptar un protón da origen a un ácido conjugado. De modo que en cualquier reacción ácido-base siempre habrá un par de ácido y un par de bases. H+

H+

HA

+



B

Ácido

Base

Ácido1

BH+(ac) Ácido conjugado

Base 1

A-(ac)

+

Base conjugada

Ácido 2

Base2

Se dice entonces que el ácido HA y la base A - (ac) forman un par conjugado ácidobase. La base B y el ácido BH+ (ac) forman el otro par conjugado ácido-base. Los pares conjugados son especies que difieren en un protón. Ejemplo1:

CH3COOH(ac) + H2O(l)  CH3COO-(ac) + Ácido 1

Base 1

Base 2

Pares Conjugados: CH3COOH / CH3COO- y Ejemplo2: NH3(ac)

+

Base 1

H2O(l) Ácido1

Pares Conjugados: NH3 / NH+4

y



H3O+(ac) Ácido 2

H2O / H3O+

NH4+(ac) + Ácido 2

OH-(ac) Base2

H2O / OH-

Neutralización: Transferencia de un protón H+ desde un acido a una base, de modo que se forman pares acido-base conjugados HA + B  BH+(ac) + A-(ac) Ácido

Ácido1

Base

Base 1

Ácido conjugado

Ácido 2

Base conjugada

Base2

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Según la teoría de Bronsted-Lowry, un mismo compuesto puede actuar como un ácido o una base, de acuerdo a los compuestos con que reacciona, debido a este comportamiento se le da el nombre de Sustancias Anfóteras, Anfotéricas o Anfipróticos. La razón para tal comportamiento, tiene que ver con la fuerza de los ácidos (capacidad de donar protones) y de las bases (capacidad de aceptar protones), que actúan en la reacción dada. Esto se observa en los ejemplos anteriores, en el caso del agua, donde al reaccionar con el ácido acético actúa como base y con el amoníaco actúa como ácido. En general: “Mientras más fuerte el ácido, su base conjugada es más débil. Mientras más débil es un ácido, más fuerte es su base conjugada”.

SEGÚN LEWIS (1923): Ácido: es una sustancia que recibe o acepta un par de electrones.

Base: es una sustancia que puede ceder o donar un par de electrones libres. Según esta definición, se forma un enlace covalente dativo o coordinado entre el ácido y la base, es decir, no implica que un par de electrones se debe transferir de un átomo a otro. La teoría de Lewis es muy útil porque abarca muchas reacciones químicas, que no encajan en las teorías de Arrhernius o de Bronsted y Lowry, y además, incorpora otras especies que no tienen protones.

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La reacción neta ácido-base de Lewis será:

Ácido Deficiente de e

-

+

Base Con pares libres de e

-



Ácido-Base Con enlace covalente Dativo

Ejemplo: La reacción de la cal (CaO) con dióxido de azufre es una reacción importante para la reducción de las emisiones de SO2 de las centrales térmicas de carbón. Esta reacción entre un sólido y un gas pone de manifiesto que las reacciones ácido-base de Lewis pueden ocurrir en todos los estados de la materia. CaO(S) + SO2(g) → CaSO3(s)

RESUMIENDO: Recodemos lo siguiente: 1- Los ácidos y bases de Arrhenius también son ácidos y bases de Brönsted-Lowry; lo contrario no tiene validez 2- Los ácidos y bases de Brönsted-Lowry también son ácidos y bases de Lewis; lo contrario no tiene validez 3- Para nuestro estudio preferiremos la teoría de Arrhenius y Brönsted-Lowry cuando esté presente el agua u otro disolvente prótico

Teoría

Arrhenius

Brönsted-Lowry +

Lewis

Definición de ácido

+

Cede H en agua

Cede H

Captador de e-

Definición de base

Cede OH- en agua

Acepta H+

Donador de e-

Ecuación

H+ + OH- → H2O

Limitación

Solo soluciones acuosas

HA + B- → A- + BH Solo transferencia de H+

A+ + B- → A-B Teoría general

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T.P N°3-A EQUILIBRIO IONICO CONCEPTOS BASICOS COMPUESTOS SOLUBLES EN AGUA Responder: 1) Defina los términos siguientes y de un ejemplo de cada uno a. Electrolitos b. Electrolito fuerte c. Electrolito débil d. No electrolito

2) Defina: a. Acido b. Base c. Sales d. Compuestos moleculares 3) Escriba el nombre y formula de los ácidos fuertes comunes 4) Escriba las ecuaciones de la ionización de los siguientes ácidos a. Acido clorhídrico b. Acido nítrico c. Acido cloroso 5) Escriba nombre y formula de 5 ácidos débiles 6) Escriba nombre y formula de las bases fuertes comunes 7) La base débil más común se encuentra en un producto químico domestico. Escriba la ecuación de ionización de esta base débil. 8) Diga qué diferencia hay entre ionización y disociación 9) ¿Cuáles de los compuestos siguientes son electrolitos fuertes, cuáles débiles y cuáles no electrolitos? Escriba las ecuaciones de ionización y el nombre de cada compuesto. a. HF b. Ba(OH)2 c. CH3COOH d. HCN e. Al(NO3)3 f. NaClO4 g. HClO3 h. H2CO3 i. Na(OH) j. HNO3

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T.P N°3-B EQUILIBRIO IONICO DEFINICIONES ACIDO-BASE Responder: 1) ¿Cómo define Arrhenius los términos siguientes: a. Acido b. Base c. Neutralización d. De un ejemplo de cada uno e. Inconvenientes de la teoría 2) Escriba la ecuación de un ion hidrogeno hidratado con una sola molécula de agua de hidratación; dé otro nombre al ion hidrogeno hidratado 3) ¿Por qué el ion hidrogeno hidratado es tan importante? 4) ¿Cómo define Brönsted-Lowry los términos siguiente: a. Acido b. Base conjugada c. Base d. Acido conjugado e. Par conjugado acido/base f. De 2 ejemplos 5) Identifique los ácidos y bases de Brönsted-Lowry y sus conjugados a. NH3 + HI ⇌ NH4+ + Ib. NH4+ + HS- ⇌ NH3 + H2S c. H3O- +

+ H2O

⇌

-

d. CN + H2O ⇌ CNH + OHe. O2- + H2O ⇌ OH- + OH6) ¿A que se llama sustancias anfóteras? ¿De que depende el comportamiento como tal? De un ejemplo 7) Defina según Lewis: a. Acido b. Base c. Neutralización 8) En el siguiente esquema ¿Donde colocaría cada teoría acido base y por qué? Teoría de………….. Teoría de ……………. Teoría de …………..