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• juli2990

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TITULACIONES

TITULACION DE UN ACIDO FUERTE CON UNA BASE FUERTE 10,00 mL de solución de HCl 0,1000 M se titulan con solución de NaOH 0,1000 M Reacción de neutralización: HCl + NaOH → NaCl + H2O H+ + OH- → H2O

NaOH 0,1000 M

10,00 mL sc. HCl

Agrego a) 0 mL b) 5 mL c) 10 mL d) 15 mL de de solución de NaOH. ¿Cuál es el pH resultante luego de cada agregado?

a) VNaOH= 0 mL Tengo 10,00 mL de solución de HCl 0,1000 M pH= -log [H+] pH= -log (0,1)= 1

(en estos cálculos no se tienen en cuenta las cifras significativas)

b) VNaOH= 5,00 mL Inicialmente tenía 10-3 moles de HCl = 10-3 moles H+ Agrego 5,00 mL de SC de NaOH (= 5×10-4 moles de OH-) ⇒ Quedan 5×10-4 moles de H+ en exceso en Vf= 15,00 mL [H+]= 3,33×10-2 M y pH= 1,48

c) VNaOH= 10,00 mL Inicialmente tenía 10-3 moles de HCl = 10-3 moles H+ Agrego 10,00 mL de SC de NaOH: 10-3 moles de OHEste es el punto de equivalencia de la titulación. Me quedan 20,00 mL de solución de NaCl. Dado que no hidrolizan ni los Na+ ni los Cl- sólo tengo los H+ y los OH- de la autoprotólisis del H2O: H2O

H+ + OH-

[H+] = [OH-] =10-7 y el pH = 7

d) VNaOH= 15,00 mL Ahora tengo 5×10-4 moles de OH- en exceso en un volumen de 25,00 mL [OH-] = 2×10-2 M y pOH = -log [OH-] = 1,70 pH = 14- pOH pH = 12,30

fenolftaleína

heliantina

Volumen agregado de base

En esta titulación se pueden utilizar como indicadores del punto final tanto la fenolftaleína como la heliantina

TITULACION DE UN ACIDO DEBIL CON UNA BASE FUERTE 10,00 mL de solución de AcH 0,1000 M se titulan con solución de NaOH 0,1000 M Reacción de neutralización: AcH + NaOH → NaCl + H2O H+ + OH- → H2O

NaOH 0,1000 M

10,00 mL sc. AcH

Agrego a) 0 mL b) 5 mL c) 10 mL d) 15 mL de de solución de NaOH. ¿Cuál es el pH resultante luego de cada agregado?

a) VNaOH= 0 mL Tengo 10,00 mL de solución de AcH 0,1000 M AcH

Ac- + H+

[H+] = √(Ka× [AcH]o) [H+] = 1,34×10-3 M ⇒ pH = 2,87

Ka=1,8 x10-5

b) VNaOH= 5,00 mL Inicialmente tenía 10-3 moles de AcH Agrego 5,00 mL de SC de NaOH (= 5×10-4 moles de OH-) Ocurre la siguiente reacción: (K>> 1) AcH + NaOH → AcNa + H2O Se forman 5×10-4 moles de Ac- y quedan 5×10-4 moles de AcH sin reaccionar en Vf= 15,00 mL ⇒Tengo un buffer o solución reguladora: pH = pKa – log ([Ac-]/[AcH]) (= 1)

pH = pKa pH = 4,74

c) VNaOH= 10,00 mL Inicialmente tenía 10-3 moles de AcH Agrego 10,00 mL de SC de NaOH: 10-3 moles de OHAcH + NaOH → AcNa + H2O

(K>> 1)

Este es el punto de equivalencia de la titulación. ⇒Me quedan 20,00 mL de solución de AcNa. La sal está disociada: AcNa → Ac- + Na+ Los iones Na+ no hidrolizan, pero los Ac- sí

Ac- + H2O

AcH + OH-

Kh = Kw/Ka = 5,56 × 10-10 [OH-] = √(Kh×[Ac-]o), donde [Ac-]o= (10-3 × 1000/ 20) M [OH-] = 5,27×10-6 M pOH = -log [OH-]= 5,28 pH = 14 – 5,28 pH = 8,72 El pH en el punto de equivalencia es > 7.

d) VNaOH= 15,00 mL Tengo 5×10-4 moles de OH- en exceso en un volumen de 25,00 mL [OH-] = 2×10-2 M pOH = -log [OH-] = 1,70 pH = 14- pOH pH = 12,30

fenolftaleína

heliantina

Volumen agregado de base Volumen agregado de base

En esta titulación sólo se puede utilizar como indicador del punto final la fenolftaleína. La heliantina vira mucho antes del punto de equivalencia y no sirve en este caso.

EQUILIBRIOS DE PRECIPITACION

ZnAc2 sólido

Solución saturada de ZnAc2.

Constante del producto de solubilidad (Kps) AgCl(s)

Ag+(ac) + Cl-(ac)

[Ag+ ][Cl− ] K= [AgCl(s) ]

K ps = [Ag+ ][Cl− ]

Otros ejemplos: Ag2CrO4(s) AgF2(s)

2 Ag+(ac) + CrO4=(ac) Ag+(ac) + 2 F-(ac)

Kps = [Ag+]2[CrO4=] Kps = [Ag+][F-]2

La aplicación de la constante de equilibrio a la solubilidad vale para sales poco solubles. Las soluciones concentradas no se comportan como soluciones ideales. En análisis químico se aprovecha la diferencia de solubilidad de las sales.

Ejemplos 1- Calcular la solubilidad de AgCl en agua. Kps = 2,8 x 10-10 AgCl(s)

Ag+(ac) + Cl-(ac) s

s

K ps = 2,8 × 10 −10 = s2 s: solubilidad

2- Calcular la solubilidad de CaF2 en agua. Kps = 1,7 x 10-10

CaF2(s)

Ca+2(ac) + 2F-(ac) s

2s

K ps = 1,7 × 10 −10 = s × ( 2s)2 = 4s3

3- Calcular la solubilidad de CaF2 en: (a) una solución 0,1 M de Ca(NO3)2; (b) una solución 0,1 M de NaF. a)

CaF2(s)

Ca+2(ac) + 2F-(ac) 0,1

2s

K ps = 1,7 × 10 −10 = 0,1× (2s)2

b)

CaF2(s)

Ca+2(ac) + 2F-(ac) s

2 x 0,1

K ps = 1,7 × 10 −10 = s × (0,2)2

Efecto del ión común Hay una reducción en la solubilidad de una sal escasamente soluble debido a la adición de una sal soluble que tenga un ión común con ésta.

precipitación

disolución

Qps > Kps ⇒ PRECIPITACIÓN Qps = Kps ⇒ EQUILIBRIO Qps < Kps ⇒ DISOLUCIÓN 072_PrecipitaReact.mov

¿Precipitará PbSO4 al mezclar 1,00 ml de solución 0,01 M de Pb(NO3)2 con 1,00 ml de solución 10-4 M de Na2SO4? PbSO4(s)

Pb+2(ac) + SO4-2(ac)

Diluyo a la mitad, por lo que las concentraciones de 0,01 M de Pb+2 y SO4-2 son 5x10-3 M y 5x10-5 M, respectivamente. Kps(PbSO4)= 1.8 x 10-8 Qps = [Pb+2] [SO4-2] = 2,5 x 10-7 precipitación

¿Cuál será la concentración molar de equilibrio del ión SO4-2?

PbSO4(s)

Pb+2(ac) + SO4-2(ac) 5×10-3 - x

5×10-5 - x

Kps(PbSO4)= 1.8 x 10-8 = (5×10-3 – x) (5×10-5 – x)

Precipitación selectiva Es posible separar una mezcla de iones en solución mediante la adición de un ión de carga opuesta con el cual formarán sales de solubilidades muy diferentes

Ej.: Una muestra de agua de mar tiene una concentración 0,05 M de Mg+2 y 0,01 M de Ca+2. ¿En qué orden precipitarán los iones cuando se añade NaOH? Mg(OH)2(s)

Mg+2(ac) + 2OH-(ac)

Kps = 1,1 × 10-11

Ca(OH)2(s)

Ca+2(ac) + 2OH-(ac)

Kps = 5,5 × 10-6

Rta.: Primero precipitará el Mg(OH)2 (cuando la concentración de OH- sea 1,5×10-5 M) y luego el Ca(OH)2 (cuando la concentración de OH- sea 0,023 M).