CAPITULO III
ÁCIDOS BASES Y SALES
3.1. ÁCIDOS Y BASES. 3.1 Ácidos y Bases 3.2 La constante de equilibrio 3.3 El pH y pOH 3.4 Ácidos Próticos 3.5 Sales 3.6 Balance de masas 3.7 Balance de cargas
3.8 Distribución de especies ácido-Base en función al pH
3.9 Lluvia ácida 3.10 Aguas ácidas
Para el análisis químico es de gran interés aquellos electrolitos cuyos iones provocan que la disolución sea ácida ó básica. De acuerdo con la teoría, los iones que dan origen al comportamiento ácido son los protones y los que provocan el comportamiento alcalino son los iones hidróxido. La reacción ácido – base interviene en muchas reacciones de disolución, formación de complejos y redox.
La concentración de iones metálicos en aguas depende e las formaciones ácido – base. La presencia o concentración de aniones básico termina la concentración de muchos iones metálicos.
El tratamiento de aguas residuales con floculantes y coagulantes para reducir los cationes metálicos como Ca++y Mg++están controlados por los propiedades ácido – base.
Acido
Base
-.
Ácido Base:
3.1.1. LA FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES.
:
Algunos iones metálicos se comportan como ácido el Fe3+ tiene una fuerza ácida comparada a la del H2SO4.
Según Brönsted y Lowry, ácidos son los electrolitos que en disolución acuosa liberan iones hidrógeno, y bases son los que aceptan iones hidrógeno..(1)
: especie química que cede un protón y genera una base conjugada.
Ácido base conjugada
: especie química que acepta un protón y genera un ácido conjugado.
Base ácido conjugado
Un par ácido base conjugado consiste en dos especies relacionadas entre sí por la donación y aceptación de un ion hidrógeno: HA / A- y B/ BH De la definición anterior se deduce que un ácido posee un H+ más que su base conjugada. En consecuencia, un ácido puede ser un catión, una molécula ó un anión, ocurriendo lo mismo para las bases.
: HCl, HNO3, H2SO4, CH3COOH, H2O; HSO4-, H2PO4-, HSO3-; NH4+, H3O+, Al (H2O)63+
NH3, CH3NH2, H2O; HPO42-, HCO33-, SO32-; NH2CH2CH2NH3+
Según los conceptos de ácidos y bases de Brönsted y Lowry la fuerza de un ácido se mide por su tendencia a ceder protones y la de una base por su tendencia a aceptarlos, pero también se puede definir por referencia al equilibrio disociación en disolución acuosa. Así, para un ácido genérico AH en disolución se produce la reacción reversible
Y la constante Ka de disociación del ácido vendrá dada por:
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Ácido Fuerte Ácido débil
Base Fuerte Base débil
Ka = Se denomina también, constante de acidez.
Si el ácido es fuerte, su tendencia a ceder protones desplazará considerablemente el equilibrio hacia la derecha y la disociación será prácticamente total, lo que se reflejará en un valor elevado de Ka.
:
:
Análogamente se tendrá para una base genérica B:
Y la constante de disociación de la base o constante de basicidad será, en este caso:
Cuanto mayor sea Kb más desplazado estará el equilibrio hacia la derecha y por
tanto, mayor será la fuerza de la base o su capacidad captar protones y convertirse en BH+.
:
:
Es importante resaltar la diferencia entre los conceptos concentrado – diluido y los conceptos fuerte – débil, los primeros se refieren a la cantidad de solut disuelto en la disolución, en general, expresado en número de moles de ácido o base presentes en un litro de disolución; los segundos se refieren al poder dador o aceptor de protones del ácido o la base con respecto al disolvente.
Un ácido fuerte como el HCl, puede estar concentrado (por ejemplo, 0,1 M) o diluido (1 x 10-3M); en cualquier caso el ácido estará completamente ionizado en disolución acuosa.
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3.2. LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO.
La constante de ionización de un ácido ó una base se emplea
3.3. EL pH y pOH.
Un ácido débil puede estar concentrado, por ejemplo: CH3COOH 0,1 M y se
encuentra que sólo cerca del 1,3% de las moléculas de CH3COOH están ionizadas, o puede
estar diluido: 1 x 10-3 M en que el 12,4 % de las moléculas están ionizadas, o sea, en ambos casos, concentrado o diluido, el ácido débil está parcialmente ionizado.
Como toda reacción de equilibrio químico, la ionización de los ácidos y bases débiles está gobernada por una constante termodinámica, que en rigor debe expresarse como relación de actividades de las especies, pero para disoluciones diluidas se puede usar concentraciones. (2)
como una medida cuantitativa de la fuerza del ácido ó la base en la so acuosa. Si la constante de equilibrio es mayor a 1000, el equilibrio está muy desplazado hacia los productos y por lo tanto puede considerarse que las especies están casi totalmente ionizadas. En este caso se denomina ácido ó base fuerte.
Por otro lado, si la contante de equilibrio es menor que 1, el equilibrio está poco desplazado hacia los productos y por lo tanto puede considerarse que las especies están poco ionizadas, por lo cual se denomina ácido ó base débil.
El concepto de pH (Potencial de Hidrógeno) fue definido por primera vez en el año de 1909, por Soren Poer Lauritz Sorensen (1868-1939) Bioquímico danés. La escala de pH fue ideada para expresar en forma adecuada diferentes concentraciones del ión Hidrógeno (H+), en varias soluciones sin necesidad de utilizar números en forma exponencial, debido a que
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con frecuencia son números muy pequeños y por lo tanto así entonces que se decidió trabajar con números enteros positivos.(3)
El pH de una disolución se define como el logaritmo negativo de la concentración del ión hidrógeno expresado en (mol/litro), la escala de pH se define por la ecuación:
pH = - log [H+]
El logaritmo negativo proporciona un número positivo para el pH, además el termino [H+] corresponde a la parte numérica de la expresión para la concentración del ión hidrógeno. Debido a que el pH solo es una manera de expresar la concentración del ión hidrógeno, las disoluciones ácidas y básicas (25°C), pueden identificarse por sus valores de pH como sigue:
Disoluciones acidas: [H+] > 1,0 x 10-7M, pH < 7.00 Disoluciones básicas: [H+] < 1,0 x 10-7M, pH > 7.00 Disoluciones neutras: [H+] = 1,0 x 10-7M, pH = 7.00
Se observa que el pH aumenta a medida que el [H+] disminuye.
Como pone de manifiesto la escasa conductividad del agua pura, el equilibrio iónico del agua está considerablemente desplazado hacia la izquierda, lo que significa que, de acuerdo con la ley de acción de masas, su constante de equilibrio K es muy pequeña:
Determinaciones experimentales de dicha constante a 25 °C han arrojado un valor para K igual a 3,2 · 10-18, lo que indica la existencia de una disociación exigua. La concentración de H2 O es, por tanto, prácticamente igual a 1 000 g/litro, en términos de
molaridad: [1000 g/(18 g/mol)]/litro = 55,5 M. Escribiendo la anterior expresión en la forma:
y operando, resulta: 3,2 · 10-18· (55,5) ² = [H3O+] [OH-]
• • • ? ? ?( ?/ ???/( ?? ???? ?? ? ???? ?? ? ?( ?/ ???/( ??
EJEMPLO 3.1
EJEMPLO 3.2
De donde:
Kw= 10-14= [H3O+] [OH-]
Kw: se denomina producto iónico del agua.
En el caso del H2O pura, tendremos: La disociación del H2O es:
Como la [H3O+] = [OH-] = 1 x 10-7mol/litro
pH = - log [H3O+]
pH = - log [1 x 10-7]
pH = 7
A 25°C, el pH del agua pura y de cualquier solución acuosa que contenga concentraciones iguales de ión hidronio y de ión hidroxilo es 7.
:
Calcúlese el pH de una solución cuya concentración de ión hidronio es 6,0 x 10–5M
pH = - log [6,0 x 10 –5]
pH = - log [6,0 x 10 –5]
pH = - [log 6,0 + log 10 –5]
pH = 4,22
El pOH se define como el logaritmo negativo de la concentración molar de iones (OH) es
decir: pOH: - log [OH-]
El pH y el pOH se relacionan así: [H3O+] [OH-]= 10-14; log [H3O+] [OH-]= log 10-14
pH + pOH = 14
3.4. ÁCIDOS PRÓTICOS.
3.4.1. ÁCIDOS MONOPRÓTICOS.
Efecto Ion Común:
Los ácidos próticos pueden ser monopróticos o polipróticos dependiendo del número de protones que pueda ceder en una reacción química, el ácido acético (CH3COOH),
libera un ión hidrógeno , es un ácido monoprótico; el carbónico (H2CO3), libera dos
iones hidrógeno y se le llama ácido diprótico; el H3PO4es un ácido triprótico, etc. En general,
los ácidos que liberan dos o más protones se les llaman ácidos polipróticos. El ácido fosfórico y algunos aminoácidos son ácidos polipróticos importantes. Los fosfatos participan como amortiguadores en los fluidos corporales de los sistemas vivientes y los aminoácidos son las unidades estructurales de las proteínas.(2)
Son aquellos que tienen un solo protón y la disociación depende de Ki del ácido:
Equilibrio:
SI:
Cuando a una solución le agregamos una solución que contiene un ion común en la solución entonces el pH varía.
Equilibrio:
Co – aCo aCo + y aCo se le agrega z z z
Co – (aCo – z) y + (aCo - z) (aoCo – z)
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EJEMPLO 3.3
aCo = error pequeña
aoCo – z = error más pequeña
Se puede despreciar.
Si [CH3COOH] = [CH3COONa] = 0,1M entonces podemos decir:
0.1M 0.1M x
Según OSWALD: Un ácido fuerte se disocia casi totalmente y la función disociada disminuye lentamente con la concentración. En un ácido débil, el grado de disociación depende de la concentración del ácido y se encuentra totalmente disociada a diluciones infinitas. (1)
.
Calcule el pH cuando se mezcla 50 ml [NH3] = 0,10M y 50 ml [HCl] = 0, 040M.
N° de moles NH3 = 5 moles N° de moles HCl = 2 moles En el equilibrio: ? #( ?#//( ? ( ?/ ? #( ?#/ / ? ? ( ? ? +?? ? ?? k ? ?? ? k ? ?( ?? ? + ? ? i( ? i +? .( ? ? ( ? ? .( ?? ? #i? ? ? ? ? ? ? ? ? ? ? ? ?.( ??? ? ? ?? ?.( ?? ? ? ?? .( ? ? ( ?/ ? .( ? ? ? /( ? ? ??? ? ??? 8
EJEMPLO3.4.
Cálcular el pH de una solución [HCl] = 1 x 10-8M. Cuando un ácido se agrega al H2O se incrementa [H+]
Cuando la [H+] que provienen del ácido es mucho mayor de los que aporta el agua entonces se desprecia.
Protones que aporta El ácido [H+]A= 1 x 10-8M.
Protones que aporta, el agua [H+]H2O= 0, 1x 10-7M
Cuando los protones que aportan el ácido es igual ó or que los que aporta el agua entonces se consideran los [H+]H2O.
Cuando se añade un ácido al agua.
a) CHA = [HA]eq. + [H+]ácido b) H2O = [H+] + [OH-]
c) [H+] = [H+]ácido+ [H+]H2O
Los [OH-]solución= [H+]ácido = [H+] - [H+]H2O
Los [H+]H2O que aporta el agua es igual a los iones [OH-] que aporta H2O, como en la solución
acuosa la única que aporta OH-es el H2O por lo tanto.
1) 2) Donde: ? ?? ? ??? ? ? ? ??? ? 8 ? ??? ? 8 ? ?/( ?? ? ? ?? ? ??? ? i/( ? ? ???( 9 i( ? ? ??? !( ? ( ?/ ? !? ? ( ? ?? ? ? ? ? ? ??? ??? ? ? ?? ???? ??? ??? ?? ? ?? ?? ??? ? ?? ???? ?? ?? ?? ? ?? ?? ? ?? ????? ??? ? ?? ?? ? ? ???? • •
3.4.2. ÁCIDOS POLIPRÓTICOS. Para un ácido fuerte:
/ 2
pH = 6,978
Como puede esperarse, los cálculos del equilibrio relacionados con los ácidos polipróticos son más complejos que los de los ácidos monopróticos. No obstante, en algunos casos se pueden hacer suposiciones razonables ue permiten hacer una buena aproximación del pH de las soluciones de estos ácidos y sus sales. (2)
La solución de un ácido hipotético H2B en realidad contiene dos ácidos, H2B y HB¯.
Las reacciones de disociación y las constantes de equilibrio son:
Las reacciones de disociación y las constantes de equilibrio de las bases conjugadas B2-y HB-son ??? ? ?? ? ?? ?? ?? ?? ? ? ? ? ??? ? ??? ? ?? ? ? ? ??????? ??? ? ?? ?? ? ?? ? ? ? ? ? ? ??? ? ? ? ? ? ?? ? ?? ? ? ? ??? ?? ? ?? ? ? ??? ? ? ?? ? ? ??? ?? ? ? ? ??? ? ? ? ? ??? ? ? ? ?? ? ??? ? ? ?? ?? ( ?" ? ( ?/ ? ( ?/ ? ? ( "? +? ? ??? ? ? ?? ??? (" ? ? ( ?/ ? ( ?/ ? ? "? ? +? ? ??? ? ?? ? ?? ? "? ? ? ( / ? ( "? ? /( ? + ? ?? ? ?? ? ??
Los ácidos polipróticos
Reacción de la primera etapa (K1) :
Reacción de la segunda etapa (K2) :
Nótese la reacción que existe entre las constantes del ácido y de la base:
Y
Con frecuencia los valores sucesivos de K, de un ácido polipróticos difieren en orden-de magnitud. Por ejemplo, los valores de Ka1Ka2, y Ka3, del H3PO4 son 7.5x10-3,
6.2x10-8 y 4.8x10-13.. Cuando se adiciona NaOH a una solución de H3PO4, los tres
ácidos, H3PO4, H2PO4, y HPO42-, reaccionan con la base en cierta proporción, pero la
mayor parte de la base que se agregó inicialmente reacciona con el ácido más fuerte, el H3PO4.(4)
: sufren un proceso de ionización por etapas por ejemplo el H2S:
Como K1> K2para determinar el pH de la solución se desprecia la 2° ionización por aportar
una cantidad mínima de protones.
H2S + H2O HS- + H+ Moles iniciales 0, 1 0 0 Moles reaccionan X X X Moles equilibrio 0, 1 – X X X Determinando el pH : pH = 4 HS- S= + H+ Moles iniciales 1x 10-4 0 1x 10-4 Moles reaccionan y y y Moles equilibrio 1x 10-4 y 1x 10-4 Determinando el pH : (" ? ? ( ?/ ? ( ?" ? /( ? +?? ? ?? ? ?? ??? ? ?? ?? ? ??? ? ??? ? ?? ??? ? ??? ? ?? ( ?3 ? ( ?/ ?? ? ( 3 ? ? ( ? + ? ? ? k ??? ? ( 3? ? ( ?/ ?? ? 3 ? ? ( ? + ? ? ? _? k ??? ?? ? ? ? ??? ? ? ?? ? ?? ? ? ?( ?? ? ? ? ??? ? ? ?? ? ?? ? ?
Determinación de aniones que provienen de ácidos poli os:
H2S + 2H2O S=+ 2H+ K1K2 = [S=] [H+]2
H2S 3.5. SALES
Las sales al reaccionar con el agua,
y = 1, 2 x 10-13
La cantidad de H+ que aporta la 2° reacción es insignificante respecto a la primera, Por lo tanto el pH solo se puede determinar a partir de la primera reacción.
La cantidad de protones que aporta la segunda reacción es insignificante respecto a la primera. El pH solo se puede determinar a partir de la primera reacción.
Para determinar [aniones] producto de la segunda reacción se utiliza la reacción total (K1 K2):
.
Son electrolitos que se ionizan al disolverse en agua, se originan en la reacción de un ácido y una base mediante la reacción de Neutralización.(3)
Las sales de los ácidos débiles o bases débiles se hidrolizan por acción del agua, dependiendo, del grado de la reacción, de la debilidad del ácido o la base. Es decir, cuanto más débil sea el ácido o la base, mayor es la hidrólisis.(5)
dan lugar a formación de iones H3O+ó OH- que
producen disoluciones ácidas o alcalinas.
Considerando que todas las sales solubles se comportan como electrolitos fuertes, o sea, Totalmente disociadas se puede plantear en forma general:
A la vez el agua tiene su equilibrio de ionización:
Los iones M +y X-, provenientes de la sal, pueden o no reaccionar con las moléculas
+? ? ? ?? ? ??? ?? ? ? ??? ? ?? ? ???? ? -8 ? - ? ? 8? ? ( ?/ ? ( ?/ ? ? /( ? ?
3.5.1. Sales Neutras: ( NaCl ; KNO3) : Analizando el pH de una disolución acuosa
de KCl
3.5.2. Sales Ácidas : Analizando el pH de una disolución acuosa de NH4Cl:
EJEMPLO 3.5 Cálculo del pH [H+] = X [H+] = ( :
Como los iones K+ y Cl- provienen de base y ácido fuerte no interaccionan con los H+
ni con los OH- del agua; en consecuencia el pH de la disolución resultante es depende del Kwdel agua como
, entonces el pH = 7.00.
Cuando el cloruro de amonio se disuelve en agua se presentan los siguientes equilibrios:
El ión NH4+, atrae OH- del agua, incrementándose la concentración de H+., por lo que la
solución es ácida.
:
¿Cual será el pH de una solución, donde se disuelve 0.8 gramos de NH4Cl en 50 ml de
solución?: : En el equilibrio : 0,31 X X Como: Ka= Kw = 1x10-14 = 5.5 x 10-10 = X2 ; de donde: Kb 1.8x 10-5 0,31 Por lo tanto: 5.5 x 10-10 X 0,31)1/2 = 1,31x 10-5 pH=4.88 ?/( ??? ?? ? ?( ?? ??? +#i ? ( ?/ ? +? ? #i? ? ( ?/ . ( ?#i ? #i? ? . ( ? .( ?? ? ( ?/ ? .( ? ? ( ?/ ? . ( ?? ? ( ?/ ? .( ?/( ? ( ?
Sales Básicas:
EJEMPLO 3.6:
Cálculo del pH
=
De aquí obtenemos el que el pOH = 2.3 y pH = 11.7 3.6. BALANCE DE MASAS.
Analizando el pH de una disolución acuosa de Na2CO3.H2O:
Se trata de una sal de ácido dibásico débil que deja en libertad una base el CO3 2-,
que interacciona con los H+del agua, incrementándose los OH-en la solución, generándose
una solución básica.
¿Cálcular el pH de la solución cuando se disuelve 0.8 gramos de Na2CO3.H2O en una
solución de 50 ml?, Sí K1= 4,6x10-7y K2= 5,2 x 10-11.
:
Y la concentración de 0.13 10-2 = 5.1x10-3
Es la constatación de la conservación de la materia, las reacciones ácido – base son muy rápidas cuando un ácido HA o una base MA se agregan al H2O. (5)
a) Si un ácido se agrega al agua / el ácido se ioniza par . HA + H2O A- + H3O+
En un sistema cerrado.
CTA= [HA]eq + [A-]
CTA = número de moles de especies que contienen por litro igual a la concentración
#/ ?? ? ? #??? ? / ? ( ?/ ? (#/ ?? ? /( ? #? / #? / +? ? +? +? ? #??? ?? ? ? ? ? ??? ? ??? ? ? ? ??? ? ? ?? ? ? ? ? ? ? ??? ? ??? ? ? . b OH− C a = x3.92x
3.7. BALANCE DE CARGAS.
El balance de masa nos indica que la cantidad de HA disociado y no disociado que existe en la disolución debe ser igual a la cantidad del ácido que se agregó a la solución.
b) Cuando C moles MA (sal) se agregan por litro esta se disocia MA M+ + A-
CH3COONa CH3COO-+ Na+
La base A-reacciona con H2O
A-+ H2O HA + OH
-Balance de masa , respecto a M CMA= M+ + MA
Como MA se disocia por completa CMA= M+
Cuando HA y MA se agrega a una solución. Ejemplo: CH3COOH, CH3COONa
CTA= ? n HA + n A-adicionados por litro.
CTA= HA + A
-Es la constatación algebraica de la electroneutralidad de una solución. La base del balance de cargas es que todas las soluciones deben de ser eléctricamente neutras. El número total de cargas positivas es igual al número de cargas negativas en una solución.(5)
Cuando un ácido HA se agrega al agua.
HA + H2O H3O+ + A-se tiene en solución (HA ; A- ; H3O+; OH-)
Total de cargas positivas: H3O+
Total de cargas negativas: A- + OH
-Total de cargas negativas = -Total de cargas positivas H3O+ = A- + OH
-Cuando una sal MA se agrega al agua.
M+ + H+ OH-+ A- se tiene en La solución (M+, A-, OH-, H3O+) ? ? ? ßà ßà • • •
EJEMPLO 3.7
Una disolución tiene una carga de cero. ?Cargas (+) = ?Cargas (-)
El coeficiente de cada término en el balance de cargas es igual a la carga del ión. M++ H3O+ = A- + OH
-Determinar el balance de cargas de una disolución: KH2PO4= 0,025 moles/L y KOH
= 0,030 moles/L.
Balance de Cargas
K++ H+ = H2PO4- + 2HPO42-+ 3PO4= + OH- (1)
Como el KOH reacciona con el KH2PO4se dan las siguientes reacciones:
a) b) c) Kh = Kw = 1 x 10-14 = 2, 127 x 10-2 = (0, 020 + x) (x) K3 4, 7 x 10 -13 (0,005 - x) X2+ 0,020x + 0,0213x – 1, 065 x 10-4= 0 X2 + 0, 0413x - 1, 065 x 10-4 = 0 De donde: • • • ( ?0/ ?? ? /( ? ? (0/ ?? ? ? _??/ ? _??/ ? _??/ ? _??/ ? _??/ ? _??/ ? _??/ ? _??/ ? _??/ ( 0/ ?? ? ? /( ? ? 0/ ?? ? ? _?? ? _?? ? ? ? _?? ? _?? ? _?? ? _?? ? ? ? _?? 0/ ?? ? ( ?/ ? (0/ ?? ? / ( ? ? _??/ ? 8 ? _??/ ? 8 8
EJEMPLO 3.8:
Balance de aniones y cationes: PO43- = 0, 005 – 0, 0022 = 0, 0028 HPO4- = 0, 020 + 0, 0028 = 0, 0228
d)
Kh = Kw = 1 x 10-14 = 1.58 x 10-7 = X ( X + 0,0022) K2 6,3 x 10 -8 (0,0228- X) H2PO4 - = 1,7 x10 -6Reemplazando los valores obtenidos en (1) se tiene: K++ H+ = H2PO4- + 2HPO42-+ 3PO4= + OH-
0,0055 = 1,7 x10 -6+ 2(0, 0228) + 3( 0,0028) + (0.0022)
0,0055 = 0,0055
Un análisis de pozo dio como resultado un pH = 7, 8; S ce = 19 mg/L SiO2; calcio = 65 mg/L Ca2+; (162mg/L CaCO3); Sodio = 76 mg/L Na+; Mg++ = 18.2 mg/L; HCO3 = 286, 7 mg/L HCO3-; Sulfato = 28 mg/L SO2- y cloruro = 98 mg/L Cl- ¿Es satisfactorio este análisis de agua desde el punto de vista analítico?
CONCENTRACIONES
Cationes mg/L Pat. Carga [ ] Aniones mg/L Pat. Carga [ ]
Na+ 76 23 1 3, 30 HCO3- 286, 7 61 1 4, 69 Ca++ 65 40 2 1,625 SO4= 28 96 2 0, 29 Mg++ 18, 2 24, 3 2 0,749 Cl- 98 35, 5 1 2, 76 Balance de cargas: 4, 69 (HCO3-) + 2(0, 29) SO4=+ (2, 76) Cl- = 8, 03 3.30( Na+) + 2 (1,625) ( Ca2+) + 2 (0,749) Mg2+= 8.03 A un pH = 7, 8 ; la [H+] y [OH-] es despreciable. ?? ?? ? ??? ? ? ??? ?? ? ?? ? ? _?:P ? ? ? ? ? ? _?:P
EJEMPLO 3.9:
En el equilibrio:
Balance de masa del Cl-:
Balance de carga
Condición de protones:
3.8. DISTRIBUCIÓN DE ESPECIES ACIDO-BASE EN FUN CIÓN DEL pH
Se agrega 0, 01 mol de HCl a un litro de agua destilada a 25°C. Determinar el pH de la solución? La [H+]; [OH-] y [Cl-] en esta solución suponer que ƒi = 1.
HCl + H2O ? H++ Cl- espécies presentes : (OH-, H+, Cl-, HCl)
CtCl-= [Cl-] + [H Cl-] = 10-2
[H+] = Cl-+ OH
-Suposiciones como HCl es ácido fuerte [Cl-] > > HCl
como la solución es ácida [H+] > > [OH-]
1 x 10-2= 1 x 10-2+ 1 x 10-12
pH = 2
Las especies presentes en una solución están directamente relacionadas al pH de la solución. Para determinar cuál de las posibles especies predomina en un cierto pH y para saber las regiones de efectividad amortiguadora de las mezclas de ácidos - bases y sus sales. Es necesario determinar las fracciones de estas.(4)
?? ? ??? ? ? ? ? ??? ??? ? ? ? ? ?? ? ?? ?? ? ????? ?? ? ?? ????? ?? ? ? _??? ?? ?? ?? ? ????? ? ??? ? ?/( ?? ? ?? ?? ? ? ???? ?? ? ???? ? ? ? ? ?? ? ?? ?( ?? ? ?#i?? ? ?/( ??
Para una mezcla de HOAc : ; podemos determinar las fracciones de HOAc y OAc-presentes en una solución de ácido acético a diferentes valores de pH y Trazar la gráfica apropiada.
En la siguiente expresión ca representa la concentración analítica la cual es la concentración total de todas las especies que proceden del ácido acético y es sencillamente un balance de masa como los que se han utilizado antes:
De la expresión para la constante de disociación del HOAc, obtenemos
Substituyendo en la expresión de Ca, nos da:
Donde HOAc /ca, es la fracción total del acetato presente en forma no disociada. La fracción de ácido acétito en la forma disociada está dada por:
En la figura 3.1 se muestra la gráfica de estas fracciones contra el pH. Notemos que a un pH aproximadamente dos unidades debajo del pKa casi todo es ácido acetico (cerca del 99%) se encuentra en forma no disociada HOAc, y se encuentra disociado casi por completo a un pH de pKa + 2. En la intersección de las dos curvas
?? ? ?(/!G ? ? ?/! #?? ?/! #?? ? ?(/!G ? ? +? ?( ?/ ?? ?? ? ?(/!G ? ? ?(/!G ?+? ?( ?/ ?? ?? ? ?(/!G ? ? ?? ? ?? ?( ?/ ?? ? ?(/!G ? ?? ? ? ? ? ? ?? ??????? ? ?( ?/ ?? ?( ?/ ?? ? +? ?/!# ?? #? ? +? ?( ?/ ?? ? + ? ?/!G ?? G? ? ?(/!G ? G? ? ? ?? ? Hi i( ? i+G I ?( ?/ ?? ? + ?
Figura 3.1 Distribución de las especies acetato en función del pH EJEM PLO 3.10. 1.0 0.9 0.8 0.7 0.6 0.5 0.4 0.3 0.2 0.1 0
FUENTE: Quím ica Analítica Cuantitativa: R.A. DAY ; A.l. UNDERWOOD, 5ta edición Ed. Prentice. Hall Hispanoam ericana S.A. Mexico, pag. 232
Calcule las fracciones de las especies presentes en una solución de ácido oxálico que es un ácido diprótico y que son moléculas H2 Ox, iones HOx-y Ox2-,
en función del pH. Trazar la gráfica apropiada.
Aquí la concentración analítica está dada por
También tenemos las dos expresiones de disociación 3 4 5 6 7 pH ?? ? ?( ?/ ?? ? ?( / ??? ? ?/ 8? ?? ?? ? ? ?( ?/ ???( / ? ?? ?( ?/ ??
[
]
= = a HOAc c a pH pK 4.74De donde se obtiene:
Haciendo la substitución en la expresión de la concentración analítica, obtenemos:
De donde:
Podemos obtener sin dificultad las expresiones para las fracciones presentes en forma de HOx-y Ox
2-En la figura 3.1 se muestran las fracciones de oxalato total presente e forma de H2Ox, HOx-y Ox2-en función del pH.
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Figura 3.2 Distribución de las especies oxalato en función del pH 3.9. LLUVIA ÁCIDA Y PH 1.0 0.9 0.8 0.7 0.6 0.5 0.4 0.3 0.2 0.1 0
Fuente:Quím ica Analítica Cuantitativa: R.A. DAY; A.l. UNDERWOOD, pag. 233
.
La lluvia ácida se forma cuando la humedad en el aire se combina con los óxidos de nitrógeno y el dióxido de azufre emitidos por fábricas, centrales eléctricas y vehículos que queman carbón o productos derivados del petróleo. En interacción con el vapor de agua, estos gases forman ácido sulfúrico y ácidos nítricos. Finalmente, estas sustancias químicas caen a la tierra acompañando a las precipitaciones, constituyendo la lluvia ácida.(6)
La lluvia normalmente presenta un pH de aproximadamente 5.65 (ligeramente ácido), debido a la presencia del CO2 atmosférico, que forma ácido carbónico, H2CO3. Se
considera lluvia ácida si presenta un pH de menos de 5 y puede alcanzar el pH del vinagre (pH =3). Estos valores de pH se alcanzan por la presencia de ácidos como el ácido sulfúrico, H2SO4, y el ácido nítrico, HNO3. Estos ácidos se forman a partir del dióxido de azufre (SO2) y
el monóxido de nitrógeno que se convierten en ácidos.
1 2 3 4 5 6 7 pH a HOx c a H O x c a Ox c − 2 2
La lluvia ácida se identifica mediante la concentración de iones hidrógeno (H+) presentes en el medio (expresada como pH).
Las precipitaciones naturales tienen un valor de pH qu oscila entre 5 y 6,4. Se considera que una precipitación (lluvia, niebla, rocío, nieve) es ácida cuando sus valores de pH son inferiores a 5,6 (valor del agua pura en equilibrio con el CO2atmosférico).
De una manera natural, el bióxido de carbono, al disolverse en el agua de la atmósfera, produce una solución ligeramente ácida que e con facilidad algunos minerales. Sin embargo, esta acidez natural de la lluvia es muy baja en relación con la que le imparten actualmente los ácidos fuertes como el sulfúrico y el nítrico, sobre todo a la lluvia que se origina cerca de las zonas muy industrializadas.
El grado de acidez del agua de lluvia en algunas zonas industrializadas presentan un pH mucho más bajo de lo normal, de hecho algunas lluvias llegan a tener un pH del orden de 4,2 - 4,3, lo que indica un grado de acidez muy alto, esto es lo que conocemos con el nombre de "lluvia ácida", denominación con la que se designa cualquier agua de lluvia de pH inferior al natural de 5,5.
La lluvia ácida acidifica las aguas de lagos, ríos y mares, dificulta el desarrollo de vida acuática en estas aguas, aumentando en gran medida la mortalidad de peces. Igualmente, afecta directamente a la vegetación, por lo que produce daños importantes en las zonas
forestales, y acaba con los .
Los contaminantes que escapan a la atmósfera al quemarse carbón y otros componentes fósiles reaccionan con el agua y los oxidantes de la atmósfera y se transforman químicamente en ácido sulfúrico y nítrico. Estos compuestos ácidos se precipitan entonces a la tierra en forma de lluvia, nieve o niebla, o pueden unirse a partículas secas y caer en forma de sedimentación seca.
Figura 3.3 Lluvia ácida
Fuente: Google imágenes / sitio Web.www. educarchile.cl.
La lluvia ácida por su carácter corrosivo, corroe las construcciones y las infraestructuras. Puede disolver, por ejemplo, el , CaCO3, y afectar de
esta forma a los monumentos y edificaciones construidas con o .
Un efecto indirecto muy importante es que los , H+, procedentes de la lluvia ácida arrastran ciertos del suelo. Por ejemplo, de hierro, calcio, aluminio, plomo o zinc. Como consecuencia, se produce un empobrecimiento en ciertos nutrientes esenciales y el denominado estrés en las plantas, que las hace más vulnerables a las .
Los y , sumados a los cationes de los suelos, contribuyen a la de ríos y lagos, embalses y regiones costeras, lo que sus condiciones ambientales naturales y afecta negativamente su aprovechamiento.
carbonato de calcio
mármol caliza
protones
iones cationes
plagas
nitratos sulfatos lixiviados
3.10. AGUAS ÁCIDAS.
La producción de aguas ácidas, en una mina está controlada por los siguientes factores:
La velocidad de reacción depende de las siguientes variables
Un estudio realizado en por de Open University, sugiere que cantidades relativamente pequeñas de presentes en la lluvia ácida tienen una fuerte influencia en la reducción de gas producido por en áreas pantanosas, lo cual podría tener un impacto, aunque sea leve, en el .(7)
Las aguas ácidas son generadas principalmente por el sector industrial. En el sector minero, la mayoría de las minas están ubicadas en las cordillera de los andes los andes, en las cabeza de cuencas donde los minerales metálicos están principalmente constituidos sulfuros. Durante la explotación, los sulfuros se oxidan a medida que la pulverización se afina, y permiten que el agua circule fácilmente. Este fenómeno produce drenajes ácidos que llevan metales en disolución, alcanzando niveles superiores a los establecidos en las normas tanto en acidez como en la concentración de metales presente en los efluentes.
• Disponibilidad de pirita • Presencia de oxígeno
• Existencia de humedad en la atmósfera
• Disponibilidad de agua para transportar los productos de oxidación • Las características de la mina o de los pasivos ambientales.
: • pH y temperatura, del agua y ambiente
• Tipo de mineral sulfuroso y superficie expuesta • Concentración de oxígeno
• Agentes catalíticos y actividad química del hierro férrico
• Energía de activación química requerida, para que se inicie la reacción • Presencia de Thiobacillus ferrooxidans y otras bacterias, que actúan como catalizadores.
2005 Vincent Gauci
sulfato
metano metanógenos
El descenso del pH del agua y el incremento de la acidez, tienen las siguientes consecuencias:
La neutralización de aguas ácidas.-• El agua se hace fuertemente corrosiva
• Se solubilizan muchos metales pesados, llegando las aguas a ser tóxicas
• El ecosistema fluvial se degrada, hasta ser incapaz mantener muchas formas de vida acuática, y los sistemas acuíferos se contaminan.
Cuando, por causas naturales o provocadas, se eleva el pH del agua comienza la precipitación de metales pesados. En este sentido puede decirse que cada metal disuelto precipita a un determinado pH (el manganeso es de los que requiere un pH alcalinos elevado para su precipitación)
La neutralización es uno de los procesos más utilizados en el tratamiento de aguas ácidas, en este proceso el agua contaminada acidificada es neutralizada con álcali, donde se usa generalmente hidróxido de calcio y piedra caliza (carbonato de calcio).
El carbonato de calcio se utiliza para elevar el pH in mente, con una adición de hidróxido de calcio, para elevar el pH a un valor deseado de alrededor de 9.0, antes de la sedimentación de los precipitados.
La mayoría de los metales pesados presentes, pueden ser precipitados como hidróxidos insolubles en un rango de pH de 8.5 - 10. Las condiciones de tratamiento deben ser optimizadas para cualquier corriente de agua residual dada, para este propósito puede ser suficientemente aceptable un pH de alrededor de 9.0; a pH más alto, el Plomo tiende a volver a disolverse, también ocurre un incremento en la solubilización del Zinc.
La concentración de estos iones metálicos en solución se puede determinar para cada pH según el Producto de Solubilidad del ion de cada metal y el producto iónico del agua.(8)
