Acidos, Bases y Equilibrio Ionico

(1)

UNIDAD 10

ÁCIDOS, BASES Y

EQUILIBRIO IONICO

10.1 REACCIONES ÁCIDO BASE

Los ácidos y las bases son algunos de los

Los ácidos y las bases son algunos de los electrolitos más importantes, los ácidos y las bases se puedenelectrolitos más importantes, los ácidos y las bases se pueden reconocer por algunas propiedades sencillas. Los ácidos tienen un sabor ácido. Las soluciones de las reconocer por algunas propiedades sencillas. Los ácidos tienen un sabor ácido. Las soluciones de las bases, por otro lado tienen un sabor amargo y una sensación jabonosa (nunca deben probarse bases, por otro lado tienen un sabor amargo y una sensación jabonosa (nunca deben probarse sustancias en laboratorio). Las soluciones de ácidos y bases son buenos conductores de la electricidad, sustancias en laboratorio). Las soluciones de ácidos y bases son buenos conductores de la electricidad, ya que éstas se disocian en cationes y aniones dependiendo de la fuerza relativa expresada en términos ya que éstas se disocian en cationes y aniones dependiendo de la fuerza relativa expresada en términos de la expresión de la

de la expresión de la constante de equilibrio ácido – base.constante de equilibrio ácido – base.

Otra propiedad de los ácidos y las bases es su capacidad de producir cambios de color de ciertos Otra propiedad de los ácidos y las bases es su capacidad de producir cambios de color de ciertos colorantes: Un indicador ácido – base es un colorante que se utiliza para distinguir entre las soluciones colorantes: Un indicador ácido – base es un colorante que se utiliza para distinguir entre las soluciones ácidas y las básicas por medio del cambio de color que experimentan estas soluciones. Tales colorantes ácidas y las básicas por medio del cambio de color que experimentan estas soluciones. Tales colorantes son comunes en materiales naturales. El color ámbar del té por ejemplo, es aclarado por la adición de son comunes en materiales naturales. El color ámbar del té por ejemplo, es aclarado por la adición de jugo

jugo de de limón limón (ácido (ácido cítrico). cítrico). El El jugo jugo de de col col rojo rojo cambia cambia a a verde verde y y después después a a amarillo amarillo cuando cuando sese adiciona una base. Los colores verde y amarillo cambian de nuevo al rojo en solución ácida cuando se adiciona una base. Los colores verde y amarillo cambian de nuevo al rojo en solución ácida cuando se adiciona un ácido.

adiciona un ácido.

El tornasol es un indicador ácido – base común en el laboratorio, este colorante producido por ciertas El tornasol es un indicador ácido – base común en el laboratorio, este colorante producido por ciertas especies

especies de líquenes se vuelve rojo ede líquenes se vuelve rojo en solución ácida y azul en solución básicn solución ácida y azul en solución básica. La fenoftaleina, otroa. La fenoftaleina, otro indicador ácido – base que se utiliza en laboratorio, es incolora en solución ácida y rosa en solución indicador ácido – base que se utiliza en laboratorio, es incolora en solución ácida y rosa en solución básica.

básica.

10.2 TEORÍA DE ARRHENIUS 10.2 TEORÍA DE ARRHENIUS Ácido es toda aquella sustancia que

Ácido es toda aquella sustancia que al disolverse en agua aumenta al disolverse en agua aumenta la concentración de iones hidrógeno.la concentración de iones hidrógeno. HNO

HNO33 ⇒⇒ HH++ + + NONO33−−

Base es toda aquella sustancia que al disolverse en agua aumenta la concentración de iones hidróxido. Base es toda aquella sustancia que al disolverse en agua aumenta la concentración de iones hidróxido. Por ejemplo:

Por ejemplo:

LiOH

LiOH ⇒⇒ LiLi++ ₊₊_OH_OH−−

Estos procesos de disociación de ácidos y bases permiten establecer una clasificación de los mismos en Estos procesos de disociación de ácidos y bases permiten establecer una clasificación de los mismos en ácidos y bases fuertes y débiles. Uno de los

ácidos y bases fuertes y débiles. Uno de los resultados más importantes de esta teoría fue la explicaciónresultados más importantes de esta teoría fue la explicación de que los ácidos

de que los ácidos y bases tengan fy bases tengan fuerzas diferentes. uerzas diferentes. Aunque el concepto Aunque el concepto de de Arrhenius de ácidoArrhenius de ácidos ys y bases es útil, es algo limitado. Puesto que tiende a señalar únicamente al ión OH

bases es útil, es algo limitado. Puesto que tiende a señalar únicamente al ión OH−−_{como la fuente de}_{como la fuente de} carácter básico, cuando o

carácter básico, cuando otros iones o molécultros iones o moléculas as pueden jugar un papel sipueden jugar un papel similar.milar. 10.3 TEORÍA DE BRONSTED Y LOWRY

10.3 TEORÍA DE BRONSTED Y LOWRY

En 1923, Johannes N. Brönsted y Thomas M. Lowry, independientemente, notaron que muchas En 1923, Johannes N. Brönsted y Thomas M. Lowry, independientemente, notaron que muchas reacciones no comprenden nada más que la transferencia de un protón. Según estos dos autores, los reacciones no comprenden nada más que la transferencia de un protón. Según estos dos autores, los ácidos son sustancias formadas por iones o moléculas capaces de ceder protones, y las bases son ácidos son sustancias formadas por iones o moléculas capaces de ceder protones, y las bases son sustancias que pueden aceptar protones, por ejemplo la disociación del ácido clorhídrico en medio sustancias que pueden aceptar protones, por ejemplo la disociación del ácido clorhídrico en medio acuoso se produciría de la siguiente forma:

acuoso se produciría de la siguiente forma: HCl

HCl + + HH22OO ⇒⇒ HH33OO++ + + ClCl−−

En el caso de las bases se tendría: En el caso de las bases se tendría: NH NH33 + + HH22OO  NHNH44++ + + OHOH−−

EL CD CUESTA

SOLO

SOLO 5

5

(2)

10.4 PARES DE ÁCIDOS Y

10.4 PARES DE ÁCIDOS Y BASES CONJUGADOSBASES CONJUGADOS Un par ácido – base

Un par ácido – base conjugado consiconjugado consiste en dos especies en una reste en dos especies en una reacción ácido – base, u ácido y acción ácido – base, u ácido y unauna base, que difieren por la pérdida o ganancia de un protón. El ácido en ese par se denomina ácido base, que difieren por la pérdida o ganancia de un protón. El ácido en ese par se denomina ácido conjugado de la base, mientras que la base es la base conjugada del ácido.

conjugado de la base, mientras que la base es la base conjugada del ácido. En cualquier equilibrio ácidoEn cualquier equilibrio ácido base, ambas reacciones, la directa y la

base, ambas reacciones, la directa y la inversa comprendeinversa comprenden transferencia de protones, así por ejemplo:n transferencia de protones, así por ejemplo: NH

NH33 + + HH22OO ⇔⇔ NHNH44++ + + OHOH−−

El NH

El NH33 es la base y el agua es el ácido, por otro lado en la reacción inversa el NH es la base y el agua es el ácido, por otro lado en la reacción inversa el NH44++ es el ácido es el ácido

conjugado

conjugado y y el el OHOH--_{es la}_{es la}_{base conjugada.}_{base conjugada.}

Ejemplo

10.1.-Ejemplo 10.1.- Indique cuál es el Indique cuál es el ácido conjugado de cada una de ácido conjugado de cada una de las siguientes especies de Brönsted:las siguientes especies de Brönsted: a) NH

a) NH33, b) HCO, b) HCO33−−, c) CO, c) CO33==, d) OH, d) OH−−, e) H, e) H22POPO44−−..

a) Ácido

a) Ácido conjugado conjugado del NHdel NH33 NHNH33 + + HH22OO  NHNH44++ + + OHOH−−; es el NH; es el NH44++

b)

b) Ácido Ácido conjugado conjugado del HCOdel HCO33--: HCO: HCO33−− + + HH22OO  HH22COCO33 + + OHOH−−; es el H; es el H22COCO33

c) Ácido conjugado del CO

c) Ácido conjugado del CO33==: : COCO33== + + HH22OO  HCOHCO33−− + + OHOH−−; es el HCO; es el HCO33−−

d) Ácido conjugado del OH

d) Ácido conjugado del OH--_:_: _OH_OH−− ₊₊_H_H

2

2OO  HH22O + OHO + OH−−; es el H; es el H22OO

e) Ácido conjugado del H

e) Ácido conjugado del H22POPO44−−: H: H22POPO44−− + + HH22OO  HH33POPO44 + + OHOH−−; es el H; es el H33POPO44

10.5 TEORÍA DE LEWIS 10.5 TEORÍA DE LEWIS

G. N. Lewis, propuso la teoría del par de electrones del enlace covalente, consideró que el concepto de G. N. Lewis, propuso la teoría del par de electrones del enlace covalente, consideró que el concepto de ácidos y bases se puede generalizar para incluir reacciones entre los óxidos ácidos y los básicos así ácidos y bases se puede generalizar para incluir reacciones entre los óxidos ácidos y los básicos así como otras muchas reacciones, de acuerdo a este concepto, un ácido es un compuesto que puede como otras muchas reacciones, de acuerdo a este concepto, un ácido es un compuesto que puede aceptar una pareja de electrones en la formación de un enlace covalente. Y una base de Lewis es una aceptar una pareja de electrones en la formación de un enlace covalente. Y una base de Lewis es una especie que puede formar un enlace covalente donando un par de electrones a

especie que puede formar un enlace covalente donando un par de electrones a otra especie.otra especie. Consideremos la neutralización del NH

Consideremos la neutralización del NH33 por HCl en solución por HCl en solución acuosa.acuosa.

Aquí, la flecha muestra el

Aquí, la flecha muestra el protón que acepta un par de protón que acepta un par de electrones del NHelectrones del NH33 para formar un enlace H – N. para formar un enlace H – N.

El protón es un

El protón es un receptor de un par de electrones, de modo que es un receptor de un par de electrones, de modo que es un ácido de Lewis. El ácido de Lewis. El amoniaco, NHamoniaco, NH33,,

que tiene un par

que tiene un par de electrones solitario, es un donador de un de electrones solitario, es un donador de un par de electrones, por consiguiente es unapar de electrones, por consiguiente es una base de Lewis.

base de Lewis.

10.6 PROPIEDADES ÁCIDO – BASE DEL AGUA 10.6 PROPIEDADES ÁCIDO – BASE DEL AGUA

Una de las propiedades más importantes del agua es su capacidad para actuar como un ácido o como Una de las propiedades más importantes del agua es su capacidad para actuar como un ácido o como una base, el agua se comporta como una base en reacciones con ácidos como HCl y CH

una base, el agua se comporta como una base en reacciones con ácidos como HCl y CH33COOH yCOOH y

funciona como un ácido frente a

funciona como un ácido frente a bases como el NHbases como el NH33, el agua es un electrolito muy débil y, por tanto, un, el agua es un electrolito muy débil y, por tanto, un

mal conductor de la electricidad, pero experimenta una ligera ionización según: mal conductor de la electricidad, pero experimenta una ligera ionización según:

H

H22O(O())⇔⇔ H H++(ac) + OH(ac) + OH−−(ac)(ac)

Según Bronsted y Lowry, la autoionización del agua se

Según Bronsted y Lowry, la autoionización del agua se expresa de la siguiente forma:expresa de la siguiente forma: H

H22O O + + HH22OO  HH33OO++ + + OHOH−−

Ácido

Ácido11 basebase22 ácidoácido22 basebase11 H H

E

° ° ° ° ° ° ° ° °°°° °° H H++ ++ N N HH →→ H H H H ° ° ° ° ° ° ° ° °°°° °° H H N N HH + + Par aceptor Par aceptor de electrones de electrones Par donador Par donador de electrones de electrones °° °°

(3)

Los pares conjugados ácido base son: 1) H

Los pares conjugados ácido base son: 1) H22O (ácido) y OHO (ácido) y OH−− (base) y 2) H (base) y 2) H33OO++ (ácido) (ácido) y y HH22O (base).O (base).

10.7 PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA 10.7 PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA

En el estudio de las reacciones de neutralización en disoluciones acuosas, la concentración del ión En el estudio de las reacciones de neutralización en disoluciones acuosas, la concentración del ión hidrógeno es muy im

hidrógeno es muy importante, ya que indica la acidez portante, ya que indica la acidez o basicidad de una disoo basicidad de una disolución. La constante delución. La constante de equilibrio de la autoionización del agua

equilibrio de la autoionización del agua se puede expresar en términos de la ley de se puede expresar en términos de la ley de acción de masas:acción de masas:

[ [ 22 ]] c c H H OH OH K K H HOO + + −− ⎡ ⎡ ⎤ ⎤ ∗∗⎡ ⎡ ⎤⎤ ⎣ ⎣ ⎦ ⎦ ⎣ ⎣ ⎦⎦ = =

Debido a que una

Debido a que una pequeña fracción de moléculas de agua está pequeña fracción de moléculas de agua está ionizada, la concentración del aguaionizada, la concentración del agua [[HH22OO]]

permanece prácticamente constante. permanece prácticamente constante.

[ [ 22 ]] 33 c c K K ∗ ∗ HHOO = = ⎡ _⎣_⎣⎡ HHOO+ + ⎤ ⎤ ⎡ _⎦_{⎦ ⎣}∗∗_⎣⎡ OOHH−−_⎦_⎦⎤⎤ 3 3 W W K K ₌₌_⎡_⎡HHOO+ + _{⎤ ⎡}_⎤_∗_∗_⎡OHOH−−_⎤_⎤ ⎣ ⎣ ⎦ ⎦ ⎣ ⎣ ⎦⎦ Donde K

Donde KWW se denomina constante del producto iónico, que es el producto de las concentraciones se denomina constante del producto iónico, que es el producto de las concentraciones

molares de los iones H

molares de los iones H++_{y OH}_{y OH}−−

En el agua pura a 25 °C las concentraciones de los iones H

En el agua pura a 25 °C las concentraciones de los iones H++_y_y_OH_OH−−_{son iguales y se encuentra que}_{son iguales y se encuentra que} _[_[_H_H++_]_]

= 1.0

= 1.0 ∗∗ 10 10−−77_{M y}_{M y} _[_[_OH_OH−−_]_]_{= 1.0}_{= 1.0} _∗_∗₁₀₁₀−−77_{M, por tato la constante del producto iónico es:}_{M, por tato la constante del producto iónico es:}

3 3 W W K K = = ⎡ _⎣_⎣⎡ HHOO+ + _{⎦ ⎣}⎤ ⎤ ⎡ _⎦∗∗_⎣⎡ OHOH−−⎤⎤_⎦_⎦ = 1.0= 1.0 ∗∗ 10 10−−1414 Entonces, cuando

Entonces, cuando [[HH++_]_]₌₌ _[_[_OH_OH−−_]_]_{se dice que la disolución acuosa es neutra. En una solución ácida hay un}_{se dice que la disolución acuosa es neutra. En una solución ácida hay un} exceso de iones H

exceso de iones H++_{, de modo que}_{, de modo que} _[_[_H_H++_]_]_>_> _[_[_OH_OH−−_]_]_{. En una solución básica hay un exceso de iones OH}_{. En una solución básica hay un exceso de iones OH}−−_{, por}_{, por} lo que

lo que [[HH++_]_]_<_<_[_[_OH_OH−−_]_]_._. Ejemplo

10.2.-Ejemplo 10.2.- Calcular la concentración de iones OH Calcular la concentración de iones OH−−_{en una disolución ácida cuya concentración de}_{en una disolución ácida cuya concentración de} iones hidrógeno es 0.0005 M

iones hidrógeno es 0.0005 M

Solución.- A partir del producto iónico del agua

Solución.- A partir del producto iónico del agua se tiene:se tiene:

14 14 11 11 4 4 1 1 1010 2 2 1010 5 5..00 1100 W W K K OH OH M M H H − − − − −− − − + + ∗ ∗ ⎡ ⎡ ⎤⎤== == == ∗∗ ⎣ ⎣ ⎦⎦ _⎡_⎡ _⎤_⎤ _∗_∗ ⎣ ⎣ ⎦⎦

10.8 EL pH, UNA MEDIDA DE LA ACIDEZ 10.8 EL pH, UNA MEDIDA DE LA ACIDEZ Ya que las concentraciones de los iones H

Ya que las concentraciones de los iones H++ _y_y_OH_OH−−_{en soluciones acuosas con frecuencia son números}_{en soluciones acuosas con frecuencia son números} muy pequeños y, por tanto, difícil de trabajar con ellos, Soren Sorense propuso en 1909 una medida muy pequeños y, por tanto, difícil de trabajar con ellos, Soren Sorense propuso en 1909 una medida más práctica denominada pH. El pH de una solución se define como el logaritmo negativo de la más práctica denominada pH. El pH de una solución se define como el logaritmo negativo de la concentración del ión hidrógeno en mol/litro.

concentración del ión hidrógeno en mol/litro. pH =

pH =−− log log [[HH++_]_]

Debido a que el pH

Debido a que el pH es una manera de es una manera de expresar la concentración del ión hidrógeno, las soluciones ácidasexpresar la concentración del ión hidrógeno, las soluciones ácidas y básicas a 25

y básicas a 25 °C se identifican por sus valores de pH °C se identifican por sus valores de pH como sigue:como sigue: Soluciones ácidas Soluciones ácidas [[HH++_]_]_{> 1.0}_{> 1.0} _∗_∗₁₀₁₀−−77 _M,_M, _pH_pH_<_<_7.00_7.00 Soluciones básicas Soluciones básicas [[HH++_]_]_{< 1.0}_{< 1.0} _∗_∗₁₀₁₀−−77 _M,_M, _pH_pH_>_>_7.00_7.00 Soluciones neutras Soluciones neutras [[HH++_]_]_{= 1.0}_{= 1.0} _∗_∗₁₀₁₀−−77 _M,_M, _pH_pH₌₌_7.00_7.00 Por

Por otro otro lado lado se se demuestra demuestra que: que: pH pH + + pOH pOH = = 14.0014.00 Ejemplo

10.3.-Ejemplo 10.3.- La concentración de OH La concentración de OH−−_{de una solución acuosa es 4.25}_{de una solución acuosa es 4.25} _∗_∗₁₀₁₀−−66_{M. ¿Cuál es el pH de}_{M. ¿Cuál es el pH de}_la_la

solución acuosa? solución acuosa?

Solución.- Por definición, pOH =

(4)

pOH =

pOH = −− log 4.25 log 4.25 ∗∗ 10 10−−66_{= 5.37}_{= 5.37}

pH = 14.00 – 5.37 = pH = 14.00 – 5.37 = 8.638.63 10.9

10.9 FUERZA DE FUERZA DE ÁCIDOS Y ÁCIDOS Y BASESBASES

Los ácidos fuertes son electrolitos fuertes que, para fines prácticos, se supone que se ionizan Los ácidos fuertes son electrolitos fuertes que, para fines prácticos, se supone que se ionizan completamente en el agua, la

completamente en el agua, la mayoría de los ácidos fuertes son mayoría de los ácidos fuertes son ácidos inorgánicos tales como HCl, HBr,ácidos inorgánicos tales como HCl, HBr, HI, HNO

HI, HNO33, HClO, HClO44 y H y H22SOSO44..

HCl(ac) + H

HCl(ac) + H22O(O()) ⇒⇒ HH33OO++(ac) + Cl(ac) + Cl−−(ac)(ac)

HNO

HNO33(ac) + H(ac) + H22O(O()) ⇒⇒ HH33OO++(ac) + NO(ac) + NO33−−(ac)(ac)

HClO

HClO44(ac) + H(ac) + H22O(O()) ⇒⇒ HH33OO++(ac) + ClO(ac) + ClO44−−(ac)(ac)

H

H22SOSO44(ac) + H(ac) + H22O(O()) ⇒⇒ HH33OO++(ac) + HSO(ac) + HSO44−−(ac)(ac)

El ácido sulfúrico es un

El ácido sulfúrico es un ácido diprótico; aquí sólo se muestra el primer ácido diprótico; aquí sólo se muestra el primer estado de ionización.estado de ionización. Ejemplo

10.4.-Ejemplo 10.4.- Calcular el pH Calcular el pH de una solución 0.015 molar de ácido clorhídrico.de una solución 0.015 molar de ácido clorhídrico.

Solución.- El ácido clorhídrico es un ácido fuerte cuya disociación es prácticamente total, para calcular Solución.- El ácido clorhídrico es un ácido fuerte cuya disociación es prácticamente total, para calcular elel pH de esta solución, realizamos el siguiente análisis

pH de esta solución, realizamos el siguiente análisis11_:_:

Concentración HCl Concentración HCl ⇒⇒ HH++ ₊₊ _Cl_Cl−− Inicial Inicial 0.015 0.015 0.0 0.0 0.00.0 Cambio Cambio −− 0.015 0.015 + + 0.015 0.015 0.0150.015 Final Final 0.0 0.0 0.015 0.015 0.0150.015 Por tanto el pH de la solución es:

Por tanto el pH de la solución es:

pH =

pH =−− log log[[HH++_]_]

pH =

pH = −− log 0.015 = 1.82 log 0.015 = 1.82

La mayoría de los ácidos son ácidos débiles, los cuales se ionizan en forma limitada en el agua, en el La mayoría de los ácidos son ácidos débiles, los cuales se ionizan en forma limitada en el agua, en el equilibrio, las disoluciones acuosas de los ácidos débiles contienen una mezcla de moléculas del ácido equilibrio, las disoluciones acuosas de los ácidos débiles contienen una mezcla de moléculas del ácido sin ionizar, iones H

sin ionizar, iones H33OO++ y la base conjugada. Por ejemplo el ácido fluorhídrico, el ácido acético y el ión y la base conjugada. Por ejemplo el ácido fluorhídrico, el ácido acético y el ión

amonio NH

amonio NH44++ son algunos ácidos débiles. La ionización limitada de los ácidos débiles está relacionada son algunos ácidos débiles. La ionización limitada de los ácidos débiles está relacionada

con la constante de ionización ácida Ka. con la constante de ionización ácida Ka. Ejemplo

10.5.-Ejemplo 10.5.- ¿Cuál de las siguientes soluciones tiene el pH más alto? a) ácido fórmico HCOOH 0.40 ¿Cuál de las siguientes soluciones tiene el pH más alto? a) ácido fórmico HCOOH 0.40 M, b) ácido perclórico HClO

M, b) ácido perclórico HClO44 0.40 M, c) ácido acético CH 0.40 M, c) ácido acético CH33COOH 0.40 M.COOH 0.40 M.

Solución.- a) El ácido fórmico es un ácido débil cuya constante de ionización ácida es 1.7

Solución.- a) El ácido fórmico es un ácido débil cuya constante de ionización ácida es 1.7 ∗∗ 10 10−−44_{M, por}_{M, por}

tanto la reacción con el agua es: tanto la reacción con el agua es:

HCOOH

HCOOH + + HH22OO ⇔⇔ HCOO HCOO−− + + HH33OO−−

El lector puede considerar el siguiente método de solución, el balance efectuaremos en términos de El lector puede considerar el siguiente método de solución, el balance efectuaremos en términos de moles, como la concentración es 0.40 M, nuestra referencia es que para un volumen de 1 litro de moles, como la concentración es 0.40 M, nuestra referencia es que para un volumen de 1 litro de solución tenemos 0.40 moles de ácido fórmico. Por tanto el balance s

solución tenemos 0.40 moles de ácido fórmico. Por tanto el balance se efectúa de la siguiente e efectúa de la siguiente manera:manera: Moles

Moles HCOOH HCOOH + + HH22OO  HCOO HCOO−− + + HH33OO−−

Inciales Inciales 0.4 0.4 0.0 0.0 0.00.0 Cambio Cambio −− x x + + x x + + xx Final 0.4 Final 0.4 −− x x x x xx

Considerando la expresión de la constante ionización ácida: Considerando la expresión de la constante ionización ácida:

[ [ ]] 3 3 a a H HOO HHCCOOOO K K HCOOH HCOOH + + −− ⎡ ⎤ ⎡ ⎤ ∗∗⎡ ⎡ ⎤⎤ ⎣ ⎦ ⎣ ⎦ ⎣ ⎣ ⎦⎦ = = ⇒⇒ ₁₁_._.₇₇ ₁₁₀₀ 44 22 0.4 0.4 x x x x − − ∗ ∗ == − − Resolviendo: Resolviendo: 1

(5)

2 2 ₁₁_._.₇₇ ₁₁₀₀44 ₆₆_._.₈₈ ₁₁₀₀55 ₀₀ x x + + ∗ ∗ − − x x − − ∗ ∗ −− == 3 3 1 1 3 3 2 2 8 8..1166 1100 8 8..3333 1100 x x x x − − − − = = ∗∗ = = − − ∗∗ La solución es x

La solución es x11 = 8.16 = 8.16 ∗∗ 10 10−−33, x, x22, no tiene significado alguno ya que es , no tiene significado alguno ya que es un número negativo. Por tantoun número negativo. Por tanto

la concentración de los iones hidronio es: la concentración de los iones hidronio es:

3 3 3 3 3 3 8 8..1166 1100 ₈₈_._.₁₁₆₆ ₁₁₀₀ 1 1 mol mol H HOO mmoollaarr litro litro − − + + ∗∗ −− ⎡ ⎡ ⎤⎤ = = = = ∗∗ ⎣ ⎣ ⎦⎦ Y el pH de la solución es: Y el pH de la solución es: pH = pH = −− log 8.16 log 8.16 ∗∗ 10 10−−33_{= 2.09}_{= 2.09} b) El ácido perclórico es un

b) El ácido perclórico es un ácido fuerte, su disociación es completa, aquí también hacemos referencia aácido fuerte, su disociación es completa, aquí también hacemos referencia a realizar el balance en términos de moles, así que para 1 litro de solución tenemos 0.40 moles de ácido realizar el balance en términos de moles, así que para 1 litro de solución tenemos 0.40 moles de ácido perclórico:

perclórico:

Moles HClO

Moles HClO44 ⇒⇒ HH++ + ClO + ClO44−−

Inicial Inicial 0.40 0.40 0.0 0.0 0.00.0 Cambio Cambio −− 0.40 0.40 + + 0.40 0.40 + + 0.400.40 Final Final 0.0 0.0 0.40 0.40 0.400.40

La concentración de los iones hidrógeno es:

La concentración de los iones hidrógeno es: 0.400.40 0.400.40

1 1 mol mol H H mmoollaarr litro litro + + ⎡ ⎡ ⎤⎤ = = == ⎣ ⎣ ⎦⎦ Y el pH de la solución es: Y el pH de la solución es: pH = pH = −− log 0.40 = 0.40 log 0.40 = 0.40

c) El ácido acético es un ácido débil cuya constante de ionización ácida es 1.8

c) El ácido acético es un ácido débil cuya constante de ionización ácida es 1.8 ∗∗ 1010−−55_{M, por tanto la}_{M, por tanto la}

reacción con el agua es: reacción con el agua es:

CH

CH33COOH COOH + + HH22OO  CHCH33COOCOO−− + + HH33OO−−

El balance efectuaremos en términos de moles, como la concentración es 0.40 M, nuestra referencia es El balance efectuaremos en términos de moles, como la concentración es 0.40 M, nuestra referencia es que para un volumen de 1 litro de solución tenemos 0.40 moles de ácido fórmico. Por tanto el balance que para un volumen de 1 litro de solución tenemos 0.40 moles de ácido fórmico. Por tanto el balance se efectúa de la siguiente manera:

se efectúa de la siguiente manera:

Moles CH

Moles CH33COOH COOH + + HH22OO  CHCH33COOCOO−− + + HH33OO−−

Inciales Inciales 0.4 0.4 0.0 0.0 0.00.0 Cambio Cambio −− x x + + x x + + xx Final 0.4 Final 0.4 −− x x x x xx

[ [ ]] 3 3 33 3 3 a a H HOO CCHHCCOOOO K K CH CHCOCOOH OH + + −− ⎡ ⎡ ⎤⎤∗∗⎡⎡ ⎤⎤ ⎣ ⎣ ⎦⎦ ⎣⎣ ⎦⎦ = = 2 2 5 5 1 1..88 1100 0.4 0.4 x x x x − − ∗ ∗ == − − Resolviendo: Resolviendo: 2 2 ₁₁_._.₈₈ ₁₁₀₀55 ₇₇_._.₂₂ ₁₁₀₀ 66 ₀₀ x x ₊₊ _∗_∗− − x x ₋₋ _∗_∗−− ₌₌ 3 3 1 1 11..3333 1100 x x ₌₌ _∗_∗ −− La solución es x

La solución es x11 = 8.16 = 8.16 ∗∗ 10 10−−33, x, x22, no tiene significado alguno ya que es un , no tiene significado alguno ya que es un número negativo, por tantonúmero negativo, por tanto

la concentración de iones hidronio es: la concentración de iones hidronio es:

3 3 3 3 3 3 1 1..3333 1100 ₁₁_._.₃₃₃₃ ₁₁₀₀ 1 1 mol mol H HOO mmoollaarr litro litro − − + + ∗∗ −− ⎡ ⎡ ⎤⎤ = = = = ∗∗ ⎣ ⎣ ⎦⎦ El pH de la solución es: El pH de la solución es: pH = pH = −− log 1.33 log 1.33 ∗∗ 10 10−−33_{= 2.88}_{= 2.88} El pH más alto tiene la t

(6)

Al igual que los ácidos fuertes, las bases fuertes son electrolitos fuertes que se ionizan completamente Al igual que los ácidos fuertes, las bases fuertes son electrolitos fuertes que se ionizan completamente en agua, los hidróxidos de los metales alcalinos y los hidróxidos de bario, calcio y estroncio se en agua, los hidróxidos de los metales alcalinos y los hidróxidos de bario, calcio y estroncio se consideran bases fuertes.

consideran bases fuertes.

NaOH(s)

NaOH(s) ⇔⇔ NaNa++_(ac)_(ac) ₊₊ _OH_OH−−_(ac)_(ac) KOH(s)

KOH(s) ⇔⇔ KK++_(ac)_(ac) ₊₊ _OH_OH−−_(ac)_(ac) Ba(OH)

Ba(OH)22(s)(s) ⇔⇔ BaBa+2+2(ac) (ac) + + 2 2 OHOH−−(ac)(ac)

Ejemplo

10.6.-Ejemplo 10.6.- Calcular el pH Calcular el pH de una solución de hde una solución de hidróxido de bario 0.010 molaridróxido de bario 0.010 molar

Solución.- El hidróxido bario es un electrolito fuerte, por tanto considerando 0.010 mol en 1 litro de Solución.- El hidróxido bario es un electrolito fuerte, por tanto considerando 0.010 mol en 1 litro de solución se tiene:

solución se tiene:

Moles Ba(OH)

Moles Ba(OH)22(s)(s) ⇔⇔ BaBa+2+2(ac) (ac) + + 2 2 OHOH−−(ac)(ac)

Iniciales 0.010 Iniciales 0.010 0.00 0.00 0.00.0 Cambio Cambio −−0.010 0.010 + + 0.010 0.010 + + 2(0.010)2(0.010) Final Final 0.00 0.00 0.010 0.010 0.0200.020 La concentración de los iones hidróxido es:

La concentración de los iones hidróxido es:

0.020 0.020 0.020 0.020 1 1 mol mol O OHH mmoollaarr litro litro − − ⎡ ⎡ ⎤⎤ = = == ⎣ ⎣ ⎦⎦ El

El pH pH de de la la solución solución es: es: pH pH ==−− log 0.020 = 1.70 log 0.020 = 1.70 Las bases débiles, al igual

Las bases débiles, al igual que los ácidos débiles, son electrolitos débiles. Por ejemplo el aque los ácidos débiles, son electrolitos débiles. Por ejemplo el amoniaco esmoniaco es una base débil, cuando se

una base débil, cuando se disuelve en agua se produce la siguiente reacción.disuelve en agua se produce la siguiente reacción. NH

NH33(ac) (ac) + + HH22O(O())  NHNH44++(ac) + OH(ac) + OH−−(ac)(ac)

La constante de equilibrio está dada La constante de equilibrio está dada por:por:

[ [ ] ] [ [ ]] 4 4 3 3 22 N NHH OOH H K K N NHH HHOO + + −− ⎡ ⎡ ⎤ ⎤ ⎡ ∗∗⎡ ⎤⎤ ⎣ ⎣ ⎦ ⎦ ⎣ ⎣ ⎦⎦ = = ∗ ∗

En comparación con la concentración total del agua, en esta reacción se consumen muy pocas En comparación con la concentración total del agua, en esta reacción se consumen muy pocas moléculas de agua, por lo que

moléculas de agua, por lo que [[HH22OO]] se trata como una constante. Entonces, la constante de ionización se trata como una constante. Entonces, la constante de ionización

básica K

básica Kbb se escribe como: se escribe como:

[ [ ]] [ [ ]] 4 4 2 2 3 3 b b N NHH OOH H K K KK HHOO NH NH + + −− ⎡ ⎡ ⎤ ⎤ ⎡ ∗∗⎡ ⎤⎤ ⎣ ⎣ ⎦ ⎦ ⎣ ⎣ ⎦⎦ = = == Ejemplo

10.7.-Ejemplo 10.7.- ¿Cuál es el pH ¿Cuál es el pH de una solución amode una solución amoniacal niacal 0.055 molar0.055 molar??

Solución.- Consideremos 0.055 moles en 1 litro de solución y que la constante de equilibrio de Solución.- Consideremos 0.055 moles en 1 litro de solución y que la constante de equilibrio de ionización básica es 1.8 ionización básica es 1.8 ∗∗ 10 10−−55_._. Moles NH Moles NH33 + + HH22OO  NHNH44++ + + OHOH−− Inciales Inciales 0.055 0.055 0.0 0.0 0.00.0 Cambio Cambio −− x x + + x x + + xx Final 0.055 Final 0.055 −−x x x x xx

[ [ ]] 4 4 3 3 b b O OHH NNH H K K NH NH − − ++ ⎡ ⎡ ⎤ ⎤ ⎡ ∗∗⎡ ⎤⎤ ⎣ ⎣ ⎦ ⎦ ⎣ ⎣ ⎦⎦ = = 2 2 5 5 1 1..88 1100 0.055 0.055 x x x x − − ∗ ∗ == − − Resolviendo: Resolviendo:

(7)

2 2 ₁₁_._.₈₈ ₁₁₀₀55 ₉₉_._.₉₉ ₁₁₀₀ 77 ₀₀ x x + + ∗ ∗ − − x x − − ∗ ∗ −− == 4 4 1 1 99..8866 1100 x x = = ∗∗ −− La solución es x

La solución es x11 = 9.86 = 9.86 ∗∗ 10 10−−44, x, x22, no tiene significado alguno ya que es un , no tiene significado alguno ya que es un número negativo, por tantonúmero negativo, por tanto

la concentración de iones hidróxido es: la concentración de iones hidróxido es:

4 4 4 4 9 9..8866 1100 ₉₉_._.₈₈₆₆ ₁₁₀₀ 1 1 mol mol O OHH mmoollaarr litro litro − − − − ∗∗ −− ⎡ ⎡ ⎤⎤ = = = = ∗∗ ⎣ ⎣ ⎦⎦ El pH de la solución es: El pH de la solución es: pOH =

pOH = −− log 9.86 log 9.86 ∗∗ 10 10−−44_{= 3.00}_{= 3.00}

pH = 14.00

pH = 14.00 −− 3 = 11.00 3 = 11.00

TABLA 10.1.- Constantes de ionización de algunos ácidos y sus bases conjugadas a 25 °C. TABLA 10.1.- Constantes de ionización de algunos ácidos y sus bases conjugadas a 25 °C.

Ácido

Ácido Fórmula Fórmula Ka Ka BaseBase conjugada conjugada KbKb A. A. fluorhídrico fluorhídrico HFHF 7.17.1 ∗∗ 10 10 − −44 _F_F−− _1.4_1.4_∗_∗₁₀₁₀−−1111 A.

A. nitroso nitroso HNOHNO22 4.54.5 ∗∗ 10 10−−44 NONO22−− 2.22.2∗∗ 10 10−−1111

A.

A. fórmico fórmico HCOOH HCOOH 1.71.7 ∗∗ 10 10−−44 _HCOO_HCOO−− _5.9_5.9_∗_∗₁₀₁₀−−1111

A.

A. Ascórbico Ascórbico CC66HH88OO66 8.08.0 ∗∗ 10 10−−55 CC66HH77OO66−− 1.31.3∗∗ 10 10−−1010

A.

A. benzoico benzoico CC66HH55COOHCOOH 6.56.5 ∗∗ 10 10−−55 CC66HH55COOCOO−− 1.51.5∗∗ 10 10−−1010

A.

A. acético acético CHCH33COOHCOOH 1.81.8 ∗∗ 10 10−−55 CHCH33COOCOO−− 5.65.6∗∗ 10 10−−1010

A.

A. cianhídrico cianhídrico HCNHCN 4.94.9 ∗∗ 10 10−−1010 _CN_CN−− _2.0_2.0_∗_∗₁₀₁₀−−55

TABLA 10.2.- Constantes de ionización de algunas bases y sus ácidos conjugados a 25 °C. TABLA 10.2.- Constantes de ionización de algunas bases y sus ácidos conjugados a 25 °C.

Ácido

Ácido Fórmula Fórmula Kb Kb BaseBase

conjugada conjugada KaKa Etilamina C Etilamina C22HH55NHNH22 5.65.6 ∗∗ 10 10−−44 CC22HH55NHNH33++ 1.81.8 ∗∗ 10 10−−1111 Metilamina CH Metilamina CH33NHNH22 4.44.4 ∗∗ 10 10−−44 CHCH33NHNH33++ 2.32.3 ∗∗ 10 10−−1111 Cafeína C Cafeína C88HH1010NN44OO22 4.14.1 ∗∗ 10 10−−44 CC88HH1111NN44OO22++ 2.42.4 ∗∗ 10 10−−1111 Amoniaco NH Amoniaco NH33 1.81.8 ∗∗ 10 10−−55 NHNH44++ 5.65.6 ∗∗ 10 10−−1010 Piridina C Piridina C55HH55NN 1.71.7 ∗∗ 10 10−−99 CC55HH55NHNH++ 5.95.9 ∗∗ 10 10−−66 Anilina C Anilina C66HH55NHNH22 3.83.8 ∗∗ 10 10−−1010 CC66HH55NHNH33++ 2.62.6 ∗∗ 10 10−−55 Úrea N

Úrea N22HH44COCO 1.51.5 ∗∗ 10 10−−1414 HH22NCONHNCONH33++ 0.670.67

10.10 PORCENTAJE DE IONIZACIÓN 10.10 PORCENTAJE DE IONIZACIÓN

Como se ha visto, la magnitud de la constante de ionización ácida K

Como se ha visto, la magnitud de la constante de ionización ácida Kaa indica la fuerza de un ácido. Otra indica la fuerza de un ácido. Otra

forma de medir la fuerza de un

forma de medir la fuerza de un ácido es mediante su porcentaje de ionización. Cuanto más fuerte es ácido es mediante su porcentaje de ionización. Cuanto más fuerte es unun ácido, mayor será su porcentaje de

ácido, mayor será su porcentaje de ionización, para un ácido monoprótico HA, la ionización, para un ácido monoprótico HA, la concentración del ácidoconcentración del ácido que se ioniza es igual a la concentración de iones H

que se ioniza es igual a la concentración de iones H++_{o a la concentración de iones A}_{o a la concentración de iones A}−−_{en el equilibrio.}_{en el equilibrio.} Por tanto, se escribe el

Por tanto, se escribe el porcentaje de ionización como:porcentaje de ionización como:

[ [ ]] + + 0 0 H H porcentaje

porcentaje de de ionización ionización = = 100%100%

HA HA ⎡ ⎡ ⎤⎤ ⎣ ⎣ ⎦⎦ _∗_∗ Donde

Donde[[HH++_]_]_{es la concentración en el equilibrio y}_{es la concentración en el equilibrio y} _[_[_HA_HA_]_] 0

0 es la concentración inicial. es la concentración inicial.

Ejemplo

10.8.-Ejemplo 10.8.- Determinar el grado de disociación y el Determinar el grado de disociación y el porcentaje de disociación de una solución deporcentaje de disociación de una solución de ácido nitroso 0.036 molar, cuya constante de ionización ácida es

ácido nitroso 0.036 molar, cuya constante de ionización ácida es 4.54.5 ∗∗ 10 10−−44_._.

Solución.- Un método para determinar el porcentaje de disociación y el

Solución.- Un método para determinar el porcentaje de disociación y el pH de la solución es pH de la solución es el siguiente:el siguiente: 1° escribimos la reacción del ácido nitroso y

(8)

Concentración HNO Concentración HNO22 + + HH22OO  NONO22−− + + HH33OO++ Inicial Inicial Co Co 0.0 0.0 0.00.0 Cambio Cambio −− ααCo Co ++ααCo Co ++ ααCoCo Final Co(1 Final Co(1 −− αα)) ααCoCo ααCoCo

2° Escribimos la expresión de la constante ionización

2° Escribimos la expresión de la constante ionización ácida:ácida: 22 22

( (11 )) a a Co Co K K Co Co α α α α = = − −

Simplificando y reemplazando datos: Simplificando y reemplazando datos:

2 2 4 4 4 4..55 1100 ( (11 )) Co Co α α α α − − ∗∗ ∗ ∗ == − −

La ecuación de segundo grado es: 0.036

La ecuación de segundo grado es: 0.036αα22 + 4.5 + 4.5 ∗∗ 10 10−−44_α_α ₋₋_4.5_4.5 _∗_∗₁₀₁₀−−44 ₌₌₀₀

Donde

Dondeαα es el es el grado de disociación, resolviendo:grado de disociación, resolviendo:

( ( ))22 --44 --44 --44 --44..5 *5 *1100 ++ 44..5 *5 *1100 + 4+ 4* 0* 0..00336 *6 *44..5 *5 *1100 α α== ==00..11005577 2*0.036 2*0.036

Aquí y en muchos problemas no se

Aquí y en muchos problemas no se considera la solución con signo negativo, sin embargo el considera la solución con signo negativo, sin embargo el lector debelector debe tener sumo cuidado cuando hay dos soluciones positivas.

tener sumo cuidado cuando hay dos soluciones positivas. 3° Calculamos el porcentaje de iotización del ácido

3° Calculamos el porcentaje de iotización del ácido nitroso.nitroso.

% %α α = = α α ∗ ∗ 101000%%= = 00..11005577∗ ∗ 110000%%==1010..5577%% Según la ecuación: Según la ecuación: [ [ ]] + + 0 0 H H porcentaje

porcentaje de de ionización ionización = = 100%100%

HA HA ⎡ ⎡ ⎤⎤ ⎣ ⎣ ⎦⎦ _∗_∗ Donde:

Donde:[[HH++_]_]₌₌_α_α _∗_∗_{Co = 0.1057}_{Co = 0.1057} _∗_∗_{0.036 = 3.8}_{0.036 = 3.8} _∗_∗₁₀₁₀−−33_y_y_[_[_HA_HA_]_] 0 0 = 0.036 = 0.036 -3 -3 3 3..88005522 1100 porcentaje

porcentaje de de ionización ionización = = 100%=10.57%100%=10.57%

0.036

∗ ∗ _∗_∗

A partir de la

A partir de la concentración de iones hidrógeno se determina el pH de concentración de iones hidrógeno se determina el pH de la solución:la solución: pH =

pH = −− log 3.8 log 3.8 ∗∗ 10 10−−33_{= 2.42}_{= 2.42}

10.11 ÁCIDOS DIPRÓTICOS 10.11 ÁCIDOS DIPRÓTICOS

Su tratamiento es más complicado que el

Su tratamiento es más complicado que el de los ácidos monopróticos ya que ceden más de un de los ácidos monopróticos ya que ceden más de un iónión hidronio por molécula y se ionizan por

hidronio por molécula y se ionizan por etapas.etapas. Ejemplo

10.9.-Ejemplo 10.9.- Hallar las concentraciones del H Hallar las concentraciones del H22COCO33, HCO, HCO33−−, CO, CO33−−22 en una en una solución de ácido carbónicosolución de ácido carbónico

0.025 M 0.025 M

Solución.-Solución.-El ácido carbónico es un El ácido carbónico es un ácido diprótico que tiene dos etapas de ácido diprótico que tiene dos etapas de ionización, comenzamos conionización, comenzamos con la primera etapa.

la primera etapa.

Concentración H

Concentración H22COCO33 + + HH22OO  HCOHCO33−− + + HH33OO++ KK11 = 4.2 = 4.2 ∗∗ 10 10−−77

Inicial Inicial 0.025 0.025 0.0 0.0 0.00.0 Cambio Cambio −− x x + + x x + + xx Final 0.025 Final 0.025−− x x x x xx [ [ ]] 3 3 33 2 2 33 a a H HCCOO HHOO K K H HCOCO − − ++ ⎡ ⎡ ⎤ ⎤ ∗∗⎡ ⎡ ⎤⎤ ⎣ ⎣ ⎦ ⎦ ⎣ ⎣ ⎦⎦ = = 2 2 7 7 4 4..22 1100 0.025 0.025 x x x x − − ∗ ∗ == − −

(9)

Puesto que la constante de hidrólisis es muy pequeña, puede despreciarse x en el denominador, sin Puesto que la constante de hidrólisis es muy pequeña, puede despreciarse x en el denominador, sin embargo es necesario remarcar que cuando las concentraciones son muy pequeñas el lector debe embargo es necesario remarcar que cuando las concentraciones son muy pequeñas el lector debe resolver la ecuación de segundo grado de la forma ax

resolver la ecuación de segundo grado de la forma ax22_{+ bx + c = 0}_{+ bx + c = 0}

Resolviendo:

Resolviendo: x x = = 1.021.02 ∗∗ 10 10−−44

Cuando se ha alcanzado el

Cuando se ha alcanzado el equilibrio en la primera etapa de equilibrio en la primera etapa de ionización, las concentraciones son:ionización, las concentraciones son: [ [HH33OO++]] = 1.02 = 1.02 ∗∗ 10 10−−44 M M [ [HCOHCO33−−]] = 1.02 = 1.02 ∗∗ 10 10−−44 M M [ [HH22COCO33]] = = 0.0249 0.0249 MM

A continuación consideramos la segunda etapa de ionización, en cuyo caso el HCO

A continuación consideramos la segunda etapa de ionización, en cuyo caso el HCO33−− actúa como ácido actúa como ácido

en la segunda etapa de ionización, en la segunda etapa de ionización,

Concentración HCO Concentración HCO33−− + + HH22OO ⇔⇔ COCO33== + + HH33OO++ KK22 = 4.8 = 4.8 ∗∗ 10 10−−1111 Inicial 1.02 Inicial 1.02 ∗∗ 10 10−−44 _0.0_0.0 _1.02_1.02 _∗_∗₁₀₁₀−−44 Cambio Cambio −− y y + + y y + + yy Final 1.02 Final 1.02 ∗∗ 10 10−−44₋₋ _y_y _y_y _1.02_1.02 _∗_∗₁₀₁₀−−44_{+ y}_{+ y} La expresión de la constante de

La expresión de la constante de equilibrio es:equilibrio es:

3 3 33 3 3 a a C COO HHOO K K HCO HCO = = ++ − − ⎡ ⎡ ⎤ ⎤ ⎡ ∗∗⎡ ⎤⎤ ⎣ ⎣ ⎦ ⎦ ⎣ ⎣ ⎦⎦ = = ⎡ ⎡ ⎤⎤ ⎣ ⎣ ⎦⎦ Reemplazando: Reemplazando: ( ( 44 )) 11 11 4 4 1 1..0022 1100 4 4..88 1100 1 1..0022 1100 y y y y y y − − − − − − ∗ ∗ ++ ∗ ∗ == ∗ ∗ −− Aplicando

Aplicando aproximacioneaproximaciones:s:

( ( 44)) 11 11 4 4 1 1..0022 1100 4 4..88 1100 1 1..0022 1100 y y −− − − − − ∗ ∗ ∗ ∗ == ∗ ∗ 11 11 4 4..88 1100 y y ₌₌ _∗_∗ −− Comprobando la aproximación Comprobando la aproximación22_:_: 11 11 5 5 4 4 4 4..88 1100 ₁₁₀₀₀₀_%_% ₄₄_._.₇₇ ₁₁₀₀ 1 1..0022 1100 − − − − − − ∗ ∗ _∗_∗ ₌₌ _∗_∗ ∗ ∗ < 5% < 5%

Es válida la aproximación, por tanto las

Es válida la aproximación, por tanto las concentraciones de las especies son:concentraciones de las especies son: [ [HH22COCO33]] = 0.0249 M = 0.0249 M [ [HCOHCO33−−]] = 1.02 = 1.02 ∗∗ 10 10−−44 M M [ [HH33OO++]] = 1.02 = 1.02 ∗∗ 10 10−−44 M M CO CO33== = 4.8 = 4.8 ∗∗ 10 10−−1111 M M 10.12 HIDRÓLISIS DE SALES 10.12 HIDRÓLISIS DE SALES Una sal es un

Una sal es un compuesto iónico formado por la reacción entre un ácido y una compuesto iónico formado por la reacción entre un ácido y una base. Las sales sonbase. Las sales son electrolitos fuertes que se disocian por completo para formar iones en agua. El

electrolitos fuertes que se disocian por completo para formar iones en agua. El término hidrólisis de unatérmino hidrólisis de una sal describe la reacción de un anión o un catión de una sal o

sal describe la reacción de un anión o un catión de una sal o de ambos, con el agua. Por lo general lade ambos, con el agua. Por lo general la hidrólisis de una sal afecta el pH de una disolución.

hidrólisis de una sal afecta el pH de una disolución. 10.12.1 Sales que

10.12.1 Sales que producen disoluciones básicasproducen disoluciones básicas

Una relación importante entre la constante de ionización ácida y la constante de ionización de su base Una relación importante entre la constante de ionización ácida y la constante de ionización de su base conjugada puede deducirse a partir de la reacción del ácido

conjugada puede deducirse a partir de la reacción del ácido acético con el agua.acético con el agua. CH

CH33COOH COOH + + HH22OO  CHCH33COOCOO−− + + HH33OO−−

Cuya constante es: Cuya constante es:

[ [ ]] 3 3 33 3 3 a a H HOO CCHHCCOOOO K K CH CHCOCOOH OH + + −− ⎡ ⎡ ⎤⎤∗∗⎡⎡ ⎤⎤ ⎣ ⎣ ⎦⎦ ⎣⎣ ⎦⎦ = = La base conjugada, CH

La base conjugada, CH33COOCOO−−, suministrada por una disolución de , suministrada por una disolución de acetato de sodio CHacetato de sodio CH33COONa, reaccionaCOONa, reacciona

con el agua de acuerdo con la siguiente ecuación. con el agua de acuerdo con la siguiente ecuación.

2

(10)

CH

CH33COOCOO−−(ac) + (ac) + HH22O(O()) ⇔⇔ CHCH33COOH(ac) COOH(ac) + + OHOH−−(ac)(ac)

La constante de ionización básica se

La constante de ionización básica se escribe:escribe: [ [ 33 ]] 3 3 b b C CH CH COOOOHH OOH H K K CH CHCOCOOO − − − − ⎡ ⎡ ⎤⎤ ∗ ∗_⎣_⎣ _⎦_⎦ = = ⎡ ⎡ ⎤⎤ ⎣ ⎣ ⎦⎦

El producto de estas dos constantes está dada El producto de estas dos constantes está dada por:por:

[ [ ]] [ [ ]] 3 3 33 33 3 3 33 a a bb H HOO CCHHCCOOOO CCHHCCOOOOHH OOH H K K K K CH

CHCOCOOH OH CHCHCOCOOO

+ + − − −− − − ⎡ ⎡ ⎤⎤∗ ∗ ⎡⎡ ⎤⎤ ∗∗⎡⎡ ⎤⎤ ⎣ ⎣ ⎦⎦ ⎣⎣ ⎦⎦ ⎣⎣ ⎦⎦ ∗ ∗ = = ∗∗ ⎡ ⎡ ⎤⎤ ⎣ ⎣ ⎦⎦ 3 3 K Kaa_∗_∗KKbb₌₌_⎡_⎡HHOO+ + _⎤_{⎤ ⎡}_∗_∗_⎡OH OH −−_⎤_⎤ ⎣ ⎣ ⎦ ⎦ ⎣ ⎣ ⎦⎦ a a bb W W K K KK ==K K Ejemplo

10.10.-Ejemplo 10.10.- Calcular el pH y el grado de hidrólisis que ocurre en una solución de acetato de sodioCalcular el pH y el grado de hidrólisis que ocurre en una solución de acetato de sodio 0.050 molar; K

0.050 molar; Kaa = 1.8 = 1.8 ∗∗1010−−55

Solución.- La concentración de acetato de sodio es [

Solución.- La concentración de acetato de sodio es [CHCH33COONa] = 0.050 MCOONa] = 0.050 M

Al

Al entrar entrar en en contacto contacto el el acetato acetato de de sodio sodio con con el el agua, agua, éste éste se se hidrolizahidroliza disociándose:

disociándose: CH

CH33COONaCOONa ⇒⇒ CHCH33COOCOO−− + + NaNa++

El ión acetato reacciona con el agua. El ión acetato reacciona con el agua.

CH

CH33COOCOO−− + + HH22OO ⇔⇔ CHCH33COOH + OHCOOH + OH−−

El balance general de concentraciones es: El balance general de concentraciones es:

Concentración CH

Concentración CH33COOCOO-- + + HH22OO ⇔⇔ CHCH33COOH COOH + + OHOH-

-Inicial Co

Inicial Co

Cambio

Cambio −− Co Coαα + Co+ Coαα + Co+ Coαα

Final Co(1

Final Co(1 −− αα) ) CoCoαα CoCoαα

La constante de hidrólisis puede determinarse a partir

La constante de hidrólisis puede determinarse a partir de la expresión (10.8)de la expresión (10.8) Kb Kb∗∗Ka = KwKa = Kw 14 14 10 10 5 5 K Kww 11 1100 K Kbb 55..5555 1100 K Kaa 11..88 1100 − − − − − − ∗ ∗ = = == == ∗∗ ∗ ∗ 2 2 22 10 10 CoCo αα 5 5..5555 1100 Co(1 Co(1 αα)) − − ∗ ∗ == − − Simplificando: Simplificando: 2 2 10 10 CoCo αα 5 5..5555 1100 (1 (1 αα)) − − ∗∗ ∗ ∗ == − −

Puesto que el valor de la constante de hidrólisis es pequeña se puede despreciar

Puesto que el valor de la constante de hidrólisis es pequeña se puede despreciar33 _α_α_{en el denominador,}_{en el denominador,}

por consiguiente se tiene que el

por consiguiente se tiene que el grado de hidrólisis es:grado de hidrólisis es:

10 10 4 4 5 5..5555 1100 ₁₁_._.₀₀₅₅ ₁₁₀₀ 0.050 0.050 α α − − − − ∗ ∗ = = = = ∗∗ 3

3_{Una regla importante para aproximar el resultado, parte}_{Una regla importante para aproximar el resultado, parte de la constante de ionización, cuando ésta es menor a}_{de la constante de ionización, cuando ésta es menor a}₁₁

∗

10 10− − ₅₅

, el lector puede aplicar la regla

, el lector puede aplicar la regla planteada en el ejemplo 10.planteada en el ejemplo 10.9.9.

CH

CH33COONaCOONa

H H₂₂OO

(11)

El grado de hidrólisis es

El grado de hidrólisis es αα = 1.05 = 1.05 ∗∗ 10 10−−44

El porcentaje de hidrólisis es: El porcentaje de hidrólisis es:

%

%αα = 1.05 = 1.05 ∗∗ 10 10−−44 _∗_∗_{100% = 0.01%}_{100% = 0.01%}

El pH de la solución se puede determinar considerando las concentraciones resultantes del balance El pH de la solución se puede determinar considerando las concentraciones resultantes del balance realizado, vale decir:

realizado, vale decir:

[OH [OH--_]_] ₌₌_Co_Co_α_α_{= 0.050}_{= 0.050} _∗_∗_1.05_1.05_∗_∗₁₀₁₀−−44_{= 5.27}_{= 5.27} _∗_∗₁₀₁₀-6-6 pOH = - log[5.27 pOH = - log[5.27 ∗∗1010-6-6_{] = 5.28}_{] = 5.28} El pH de la solución es: El pH de la solución es: pH = 14 – pOH pH = 14 – pOH pH = 14 – 5.28 = 8.72 pH = 14 – 5.28 = 8.72 10.12.2 Sales que producen disoluciones ácidas

10.12.2 Sales que producen disoluciones ácidas Cuado se hace reaccionar cloruro de amonio

Cuado se hace reaccionar cloruro de amonio en agua ocurre una reacción de en agua ocurre una reacción de hidrólisis, esta vez el aguahidrólisis, esta vez el agua reacciona con el ión amonio el cual tiene un carácter ácido; la solución se hace ácida por la presencia reacciona con el ión amonio el cual tiene un carácter ácido; la solución se hace ácida por la presencia del ión hidronio.

del ión hidronio.

NH

NH44++ + + HH22OO ⇔⇔ NHNH33 + + HH33OO++

La constante de hidrólisis puede ser evaluada de

La constante de hidrólisis puede ser evaluada de la siguiente manera:la siguiente manera:

3 3 33 4 4 [ [NNHH]] [[H OH O ]] Ka Ka [ [NNHH ]] + + − − ∗ ∗ = = (1)(1) NH NH33 + + HH22OO ⇔⇔ NHNH44++ + + OHOH−− 4 4 3 3 [ [NNHH ]] [[OOHH ]] Kb Kb [ [NNHH]] − − _∗_∗ −− = = (2)(2)

Multiplicando las constantes de las ecuaciones (1) y (2) se tiene: Multiplicando las constantes de las ecuaciones (1) y (2) se tiene:

3 3 33 44 4 4 33 [ [NNHH ]][[HHOO ]][[NNHH ]][[OOHH ]] K Kbb KKaa [ [NNHH ]][[NNHH]] + + − − −− − − ∗ ∗ == Simplificando: Simplificando: Kb

Kb ∗∗ Ka = [H Ka = [H33OO++][OH][OH--]]

Puesto que el producto iónico del agua Puesto que el producto iónico del agua es:es:

Kw = [H

Kw = [H++_][OH_][OH--_]_]

El producto de las constantes ácido

El producto de las constantes ácido – base es:– base es: Kb

Kb ∗∗ Ka = Kw Ka = Kw Ejemplo

10.11.-Ejemplo 10.11.- Calcular el pH y el porcentaje de hidrólisis que ocurre en uCalcular el pH y el porcentaje de hidrólisis que ocurre en una solución NHna solución NH44Cl 0.1 M, laCl 0.1 M, la

constante de ionización básica para el

constante de ionización básica para el amoniaco es 1.8amoniaco es 1.8∗∗1010−−55

Solución: Solución:

[NH

[NH44Cl] = 0.1 MCl] = 0.1 M

Al entrar en contacto el

Al entrar en contacto el cloruro de amonio con el agua, éste cloruro de amonio con el agua, éste se hidroliza disociándose:se hidroliza disociándose: NH

NH44ClCl ⇒⇒ NHNH44++ + + ClCl−−

El ión amonio reacciona con el agua. El ión amonio reacciona con el agua.

NH NH44ClCl

H H22OO

(12)

NH

NH44++ + + HH22OO  NHNH33 + + HH33OO++

El balance general de concentraciones es: El balance general de concentraciones es:

[ [ c c ] ] NHNH44++ + + HH22OO  NHNH33 + + HH33OO++ Inicial Inicial Co Co -.- -.- -.- -.-Cambio Cambio - - CoCoαα + Co+ Coαα + Co+ Coαα Final

Final Co(1 Co(1 --αα) ) CoCoαα CoCoαα La constante de hidrólisis puede determinarse a partir

La constante de hidrólisis puede determinarse a partir de la expresión (5.8)de la expresión (5.8) Kb Kb ∗∗ Ka = Kw Ka = Kw 14 14 10 10 5 5 K Kww 11 1100 K Kaa 55..5555 1100 K Kaa 11..88 1100 − − − − − − ∗ ∗ = = == == ∗∗ ∗ ∗ 2 2 22 10 10 CoCo αα 5 5..5555 1100 Co(1 Co(1 αα)) − − ∗ ∗ == − − Simplificando: Simplificando: 2 2 10 10 CoCo 5 5..5555 1100 (1 (1 )) α α α α − − ∗∗ ∗ ∗ == − −

Puesto que el valor de la constante de hidrólisis es pequeña se puede despreciar

Puesto que el valor de la constante de hidrólisis es pequeña se puede despreciar αα44 en el denominador, en el denominador, por consiguiente se tiene que el

por consiguiente se tiene que el grado de hidrólisis es:grado de hidrólisis es:

10 10 5 5 5 5..5555 1100 ₇₇_._.₄₄₅₅ ₁₁₀₀ 0.100 0.100 α α − − − − ∗ ∗ = = = = ∗∗

El porcentaje de hidrólisis es: El porcentaje de hidrólisis es:

%

%αα = 7.45 = 7.45 ∗∗ 10 10−−55 _∗_∗_{100% = 0.007%}_{100% = 0.007%}

El pH de la solución se puede determinar considerando las concentraciones resultantes del balance El pH de la solución se puede determinar considerando las concentraciones resultantes del balance realizado, vale decir:

realizado, vale decir:

[H

[H33OO++] = Co] = Coαα = 0.10 = 0.10 ∗∗ 7.45 7.45∗∗1010-5-5 = 1.49 = 1.49 ∗∗1010−−66

pH =

pH = −− log[1.49 log[1.49 ∗∗1010−−66_]_] ₌₌_5.13_5.13

10.13 EFECTO DEL ION COMÚN 10.13 EFECTO DEL ION COMÚN El efecto del ión

El efecto del ión común es el desplazamiento del equilibrio causado por la común es el desplazamiento del equilibrio causado por la adición de un compuesto queadición de un compuesto que tiene un ión común con la sustancia disuelta, este efe

tiene un ión común con la sustancia disuelta, este efecto influye en el pH de una disoluciócto influye en el pH de una disolución n y en lay en la solubilidad de una sal poco soluble. Conviene tener

solubilidad de una sal poco soluble. Conviene tener en cuenta que, a en cuenta que, a pesar de su nombre particular, elpesar de su nombre particular, el efecto del ión común es solo un

efecto del ión común es solo un caso particular del principio de Le Chatelier.caso particular del principio de Le Chatelier. Por ejemplo consideremos la siguiente reacción,

Por ejemplo consideremos la siguiente reacción, HA(ac) + H

HA(ac) + H22O(O())  HH33OO++(ac) + A(ac) + A−−(ac)(ac)

La constante de ionización Ka es: La constante de ionización Ka es:

[ [ ]] 3 3 a a H HOO AA K K HA HA + + −− ⎡ ⎡ ⎤ ⎤ ∗∗⎡ ⎡ ⎤⎤ ⎣ ⎣ ⎦ ⎦ ⎣ ⎣ ⎦⎦ = = Ordenando se tiene: Ordenando se tiene: [ [ ]] 3 3 a a K K HAHA H HOO A A + + − − ⎡ ⎡ ⎤⎤ = = ⎣ ⎣ ⎦⎦

Tomando logaritmo negativo Tomando logaritmo negativo

[ [ ]] 3 3 l loogg HHOO llooggK K _a_a lloogg HAHA A A + + − − ⎡ ⎡ ⎤⎤ − − _⎣_⎣ _⎦_⎦ ==−− −− ⎡ ⎡ ⎤⎤ ⎣ ⎣ ⎦⎦ Es decir, Es decir, 4

4 _{Recuerda que cuando la constante de ionización es muy pequeña puede aplicarse este método de aproximaciones,}_{Recuerda que cuando la constante de ionización es muy pequeña puede aplicarse este método de aproximaciones,}

no es lo mismo para Ka

(13)

[ [ ]] log log a a A A pH pH pK pK HA HA − − ⎡ ⎡ ⎤⎤ ⎣ ⎣ ⎦⎦ = = ++

La ecuación se conoce como ecuación de

La ecuación se conoce como ecuación de Henderson – Hasselbalch Henderson – Hasselbalch, cuya forma general es:, cuya forma general es:

[ [ secsec ]] log log a a b baa oonnjjuuggaaddaa pH pH pK pK ácido ácido = = ++ ⎡ ⎡ ⎤⎤ ⎣ ⎣ ⎦⎦ Ejemplo

10.12.-Ejemplo 10.12.- ¿Cuál es el pH de ¿Cuál es el pH de una solución que contiene HCOOH 0.30 M una solución que contiene HCOOH 0.30 M y HCOOK 0.52 M?y HCOOK 0.52 M? Solución.- Considerando la ecuación de

Solución.- Considerando la ecuación de Henderson – HasselbalchHenderson – Hasselbalch, donde Ka = 1.7, donde Ka = 1.7 ∗∗ 10 10−−44

[ [ ]] 4 4 l loogg11..77 1100 lloogg HCOOHCOO pH pH HCOOH HCOOH − − − − ⎡ ⎡ ⎣ ⎣ ⎤⎤⎦⎦ = = − − ∗ ∗ ++ 0.52 0.52 3 3..7777 lloogg 44..0000 0.30 0.30 pH pH = = + + ==

El efecto del ión común también se manifiesta en disoluciones de una base débil, como NH

El efecto del ión común también se manifiesta en disoluciones de una base débil, como NH33, y una sal, y una sal

de la base, como NH

de la base, como NH44Cl, en el equilibrio.Cl, en el equilibrio.

NH NH44++ + + HH22OO ⇔⇔ NHNH33 + + HH33OO++ [ [ 33]] 33 4 4 a a N NHH HHOO K K NH NH + + + + ⎡ ⎡ ⎤⎤ ∗ ∗_⎣_⎣ _⎦_⎦ = = ⎡ ⎡ ⎤⎤ ⎣ ⎣ ⎦⎦ [ [ ]] 4 4 3 3 3 3 a a K K NH NH H HOO NH NH + + + + ∗∗⎡ ⎡ ⎣ ⎣ ⎤⎤⎦⎦ ⎡ ⎡ ⎤⎤ = = ⎣ ⎣ ⎦⎦ Aplicando logaritmos: Aplicando logaritmos: [ [ ]] 4 4 3 3 3 3 l loogg HHOO llooggK K _a_a lloogg NH NH NH NH + + + + ⎡ ⎡ ⎣ ⎣ ⎤⎤⎦⎦ ⎡ ⎡ ⎤⎤ − − _⎣_⎣ _⎦_⎦== −− −− Ordenando: Ordenando:

[

33

]

4 4 log log ₊₊ = = ++ ⎡ ⎡ ⎤⎤ ⎣ ⎣ ⎦⎦ a a NH NH pH pH pK pK NH NH Recuerde que la constante de hidrólisis Kh

Recuerde que la constante de hidrólisis Kh está dada por:está dada por:

W W b b K K Ka Ka K K = = 10.14 SOLUCIONES AMORTIGUADORAS 10.14 SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

Una solución amortiguadora llamada también solución tampón, es una

Una solución amortiguadora llamada también solución tampón, es una disolución de:disolución de: i)

i) Un ácido débil y la sal iónica soluble del ácido débil.Un ácido débil y la sal iónica soluble del ácido débil. ii)

ii) Una base débil y la sal iónica soluble de la base débil.Una base débil y la sal iónica soluble de la base débil. Las soluciones amortiguadoras contienen pares conjugados ácido –

Las soluciones amortiguadoras contienen pares conjugados ácido – base en concentraciones razonables.base en concentraciones razonables. 

 El componente más ácido reacciona con las bases fuertes que se El componente más ácido reacciona con las bases fuertes que se adicionan.adicionan. 

 El componente más básico reacciona con los ácidos que se El componente más básico reacciona con los ácidos que se adicionan.adicionan. 10.14.1 Soluciones de ácido débil y sal del

10.14.1 Soluciones de ácido débil y sal del ácido débilácido débil

Una solución que contenga ácido acético y acetato de sodio constituye una solución amortiguadora, el Una solución que contenga ácido acético y acetato de sodio constituye una solución amortiguadora, el componente más ácido es el ácido acético y el componente más básico es el acetato de sodio, tal como componente más ácido es el ácido acético y el componente más básico es el acetato de sodio, tal como describe la teoría de Brönsted y Lowry

describe la teoría de Brönsted y Lowry CH

(14)

Si adicionamos un ácido fuerte, éste reaccionará con la base de la solución amortiguadora, es decir si Si adicionamos un ácido fuerte, éste reaccionará con la base de la solución amortiguadora, es decir si por ejemplo añadimos una solución de ácido clorhídrico se escribirá la siguiente

por ejemplo añadimos una solución de ácido clorhídrico se escribirá la siguiente reacción:reacción: H

H++₊₊ _CH_CH 3

3COOCOO−−  CHCH33COOHCOOH

O en forma molecular: O en forma molecular:

HCl + CH

HCl + CH33COONaCOONa  CHCH33COOH + NaClCOOH + NaCl

Si adicionamos una base fuerte, éste reaccionará con el ácido de la solución tampón, por ejemplo una Si adicionamos una base fuerte, éste reaccionará con el ácido de la solución tampón, por ejemplo una solución de NaOH añadida a

solución de NaOH añadida a la solución amortiguadora:la solución amortiguadora: OH

OH−− ₊₊_CH_CH

3

3COOHCOOH  CHCH33COOCOO-- + + HH22OO

o en forma molecular: o en forma molecular:

NaOH + CH

NaOH + CH33COOHCOOH  CHCH33COONa COONa + + HH22OO

Ejemplo

10.13.-Ejemplo 10.13.- Una solución amorUna solución amortiguadora tiene tiguadora tiene una concentración una concentración 0.030 M de 0.030 M de ácido acético yácido acético y 0.010 moles de acetato de sodio. a) ¿Cuál es el pH

0.010 moles de acetato de sodio. a) ¿Cuál es el pH de este amortiguador?, b) ¿Cuál es el pH después dede este amortiguador?, b) ¿Cuál es el pH después de añadir 0.005 moles de ácido clorhídrico a 1 litro de solución amortiguadora?, c) ¿cuál es el pH después añadir 0.005 moles de ácido clorhídrico a 1 litro de solución amortiguadora?, c) ¿cuál es el pH después de añadir 0.010 moles de NaOH a

de añadir 0.010 moles de NaOH a 1 litro de solución amortiguadora?1 litro de solución amortiguadora? Solución: a) Determinación del pH de la

Solución: a) Determinación del pH de la solución amortiguadora.solución amortiguadora. Las concentraciones del ácido acético y acetato de

Las concentraciones del ácido acético y acetato de sodio son respectivamente:sodio son respectivamente: [CH

[CH33COOH] COOH] = = 0.030 0.030 MM

[CH

[CH33COONa] = 0.010 MCOONa] = 0.010 M

La ecuación para la solución

La ecuación para la solución amortiguadora es:amortiguadora es: CH

CH33COOH + HCOOH + H22OO ⇔⇔ CHCH33COOCOO−− + H + H33OO++

La concentración del ión acetato puede ser evaluada a partir de ionización completa del acetato de La concentración del ión acetato puede ser evaluada a partir de ionización completa del acetato de sodio, vale decir:

sodio, vale decir:

CH

CH33COONaCOONa ⇒⇒ CHCH33COOCOO−− + Na+ Na++

Las sales de los ácidos débiles en general suelen disociarse por completo en solución acuosa, esto Las sales de los ácidos débiles en general suelen disociarse por completo en solución acuosa, esto implica que la concentración del ión acetato es igual a la concentración del acetato de sodio, por implica que la concentración del ión acetato es igual a la concentración del acetato de sodio, por consiguiente:

consiguiente:

[CH

[CH33COONa] = CHCOONa] = CH33COOCOO−− = = 0.10 0.10 MM

CH

CH33COOH + HCOOH + H22OO  CHCH33COOCOO−− + H+ H33OO++

Al escribir la expresión de la constante

Al escribir la expresión de la constante de equilibrio:de equilibrio:

3 3 3 3 [ [CCHHCCOOOO ]] [[HH ]] Ka Ka [CH [CHCOOCOOH]H] − − _∗_∗ ++ = =

Puesto que la única incógnita es [H

Puesto que la única incógnita es [H++_{], plantemos La ecuación de}_{], plantemos La ecuación de}_{Henderson – Hasselbalch}_{Henderson – Hasselbalch}_{, cuya forma}_{, cuya forma}

general es general es [ [ ]] log log a a A A pH pH pK pK HA HA − − ⎡ ⎡ ⎤⎤ ⎣ ⎣ ⎦⎦ = = ++ [ [ ]] [ [ ]] 0.01 0.01 4 4..7744 lloogg 44..2266 0.03 0.03 pH pH = = + + == b) pH de la

b) pH de la solución resultante después de añadir 0.005 mol de ácido clorhídricosolución resultante después de añadir 0.005 mol de ácido clorhídrico Puesto que se está agregando a

(15)

[HCl]

[HCl] = = 0.005 0.005 MM Y la concentración de iones H

Y la concentración de iones H++_es:_es:

[H

[H++_{] = 0.005 M}_{] = 0.005 M}

Debido a que el ácido nítrico es un ácido fuerte y su ionización es total. Debido a que el ácido nítrico es un ácido fuerte y su ionización es total. La ecuación válida para este

La ecuación válida para este proceso y su correspondiente balance es:proceso y su correspondiente balance es:

moles CH

moles CH33COOCOO−− + + HH++  CHCH33COOHCOOH

Iniciales Iniciales 0.010 0.010 0.005 0.005 0.030.03 Cambio Cambio −− 0.005 0.005 −− 0.005 0.005 + + 0.0050.005 Final Final 0.005 0.005 0 0 0.0350.035

Puesto que se tiene los moles finales de las especies en solución se puede determinar sus Puesto que se tiene los moles finales de las especies en solución se puede determinar sus concentraciones molares y se puede escribir la ecuación de equilibrio:

concentraciones molares y se puede escribir la ecuación de equilibrio: [CH

[CH33COOCOO--] ] = = 0.005 0.005 M M y y [CH[CH33COOH] = 0.305COOH] = 0.305

CH

CH33COOH + HCOOH + H22OO  CHCH33COOCOO-- + + HH33OO++

Al escribir la expresión de la

Al escribir la expresión de la constante de equilibrio:constante de equilibrio:

3 3 3 3 [ [CCHHCCOOOO]] [[HH ]] Ka Ka [CH [CHCOCOOHOH]] − − _∗_∗ ++ = =

Puesto que la única incógnita es [H Puesto que la única incógnita es [H++_],_],

5 5 4 4 3 3 3 3 K Kaa [[CCHHCCOOOOHH]] 11..88 1100 00..003355 [ [HH ]] 11..2266 1100 [ [CCHHCCOOOO ]] 00..000055 − − + + −− − − ∗ ∗ ∗ ∗ ∗∗ = = == == ∗∗ pH = pH = −− log [ 1.26 log [ 1.26 ∗∗ 10 10−−44_{] = 3.90}_{] = 3.90}

El pH de la solución disminuye como era de esperarse, sin embargo no se ve afectada por un cambio El pH de la solución disminuye como era de esperarse, sin embargo no se ve afectada por un cambio brusco, la variación de pH es:

brusco, la variación de pH es:

∆

∆pH = 4.26 – 3.90 = 0.36pH = 4.26 – 3.90 = 0.36 c)

c) Cuando se añaden 0.01 moCuando se añaden 0.01 mol de NaOH a la solución amortigual de NaOH a la solución amortiguadora la concentración dedora la concentración del NaOH es:l NaOH es: [NaOH] = 0.010 M

[NaOH] = 0.010 M Y la concentración del ión OH

Y la concentración del ión OH--_es:_es:

[OH

[OH−−_{] = 0.010 M}_{] = 0.010 M} Al introducir una base a

Al introducir una base a una solución amortiguadora, éste reaccionará con el ácido, que, en este caso esuna solución amortiguadora, éste reaccionará con el ácido, que, en este caso es el ácido acético, por consiguiente se tiene

el ácido acético, por consiguiente se tiene el siguiente balance:el siguiente balance: CH

CH33COOH + OHCOOH + OH−−  CHCH33COOCOO−− + + HH22OO

Inicio Inicio 0.030 0.030 0.010 0.010 0.0100.010 Cambio Cambio −− 0.010 0.010 −− 0.010 0.010 + + 0.0100.010 Final Final 0.020 0.020 0 0 0.0200.020

Puesto que se tiene los moles finales de las especies en solución se puede determinar sus Puesto que se tiene los moles finales de las especies en solución se puede determinar sus concentraciones molares y se puede escribir la ecuación de equilibrio:

concentraciones molares y se puede escribir la ecuación de equilibrio: [CH

[CH33COOCOO−−] ] = = 0.020 0.020 y y [CH[CH33COOH] = 0.020COOH] = 0.020

CH

CH33COOH + OHCOOH + OH−−  CHCH33COOCOO−− + + HH22OO

Al escribir la expresión de la

Al escribir la expresión de la constante de equilibrio:constante de equilibrio: 33 3 3 [ [CCHHCCOOOO ]] [[HH ]] Ka Ka [C [CHHCOCOOH]OH] − − _∗_∗ ++ = =

Puesto que la única incógnita es [H Puesto que la única incógnita es [H++_],_],