Monografias | Equilibrio químico de acido - base en soluciones acuosas

Si una corriente eléctrica pasa por un alambre de cobre, elalambre no cambia, en tanto que los electrones fluyen por el alambre en todo surecorrido. El número de electrones en el alambre no varia y no hay cambio químico.Por otra parte, cuando una corriente pasa por a través de una soluciónelectrolítica. Los electrones libres no fluyen por la solución, la corrienteen este caso es transportada por iones y en cada electrodo hay reacciones químicas.

En el siguiente trabajo analizaremos algunas de laspropiedades de las soluciones electrolíticas y observaremos las teorías queexplican el comportamiento estudiado en estas soluciones, también estudiaremoslas distintas disociaciones que se dan en ácidos polipróticos y basespolihidroxilicas además estudiaremos como se da el producto iónico del agua, ysus propiedades ácido base, además analizaremos el índice de acidez obasicidad de las soluciones a través del calculo del pH.

 

• GENERAL

Conocer los procesos de disociación de los distintoscompuestos polifuncionales, teniendo en cuenta las propiedades ácido básicasdel agua y el producto iónico de la misma, además de distinguir el pH de lasdistintas soluciones.

• ESPECIFICOS

• Determinar la constante de ionización para las distintas etapas tanto en ácidos como en bases polifuncionales.

• Descubrir las propiedades ácido – base del agua.

• Explicar la disociación iónica del agua.

• Determinar el pH y pOH de una solución.

• Conocer la importancia de un indicador en la medición de la acidez o basicidad de una solución.

   

El concepto de pH (Potencial de Hidrógeno) fue definido porprimera vez por Soren Poer Lauritz Sorensen (1868-1939) Bioquímico danés,originalmente Sorensen. En el año de 1909.

La escala de pH fue ideada para expresar en forma adecuadadiferentes concentraciones del ión (H⁺) (ión Hidrógeno), en variassoluciones sin necesidad de utilizar números en forma exponencial, debido a quecon frecuencia son números muy pequeños y por lo tanto es difícil trabajarcon ellos, fue así entonces que se decidió trabajar con números enterospositivos.

El pH de una disolución se define como el logaritmo negativode la concentración del ión hidrógeno expresado en (mol/litro), la escala depH se define por la ecuación:

pH = - log [H⁺]

El logaritmo negativo proporciona un número positivo para elpH, además el termino [H⁺] corresponde a la parte numérica de laexpresión para la concentración del ión hidrógeno. Debido a que el pH soloes una manera de expresar la concentración del ión hidrógeno, lasdisoluciones ácidas y básicas (25°C), pueden identificarse por sus valores depH como sigue:

Se observa que el pH aumenta a medida que el [H⁺]disminuye.

En el caso del H₂O pura, tendremos:

La disociación del H₂O es: H₂O + H₂O↔ H₃O⁺ + OH^-

Por tanto [H₃O⁺] = [OH^-] = 1x 10^-7 mol/litro

pH = - log [H₃O⁺]

pH = - log [1 x 10^-7]

pH = 7

A 25°C, el pH del agua pura y de cualquier solución acuosaque contenga concentraciones iguales de Ión hidronio y de ión hidroxilo es 7.

Ej: Calcúlese el pH de una solución cuya concentración deión hidronio es 6,0 x 10 ^–5 M

pH = - log [6,0 x 10 ^–5]

= - log [6,0 x 10 ^–5]

= - [log 6,0 + log 10 ^–5]

pH = -0,78 + 5 = 4,22

Una escala semejante a la escala del pH puede usarse paraexpresar la concentración del ión hidroxilo de las soluciones.

El pOH se define como el logaritmo negativo de la concentraciónmolar 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

Luego log [H₃O⁺] + log [OH^-]=- 14 (- log [H₃O⁺])+ (- log [OH^-]) = 14

y decir: pH + pOH = 14

Ejemplo 2: Cual es el pH y pOH de una solución 0,0001 M dehidroxido de sodio.

El NaoH es un electrolito fuerte, su disociación es : NaoH Na⁺ +OH^-

Hallemos entonces inicialmente el pOH así:

pOH = - log [OH^-]

pOH = - log [1 x 10^-4]

pOH = - [log 1 + log 10^-4]

pOH = - log 1 – (-4) log 10

pOH = 0 – (- 4) log 10

pOH = 0 – (- 4) . 1

pOH = 4

Como la suma del pH y pOH en una solución es igual 14, el pHpuede determinarse, restando de 14 el valor de pOH. En este caso:

pH = 14 – pOH

pH = 14 – 4

pH = 10

R/ El pH de la solución es 10 y el pOH = 4, lo cual indicaque la solución es básica ya que el pH > 7.

Este tipo de notación se ha extendido para incluir el términopK, que se refiere a constantes de equilibrio, por lo tanto pK_a y PK_bse refieren a los logaritmos negativos de las constantes de disociación de ácidoy base, respectivamente. Debería observarse explícitamente que el valor de pKpara un ácido o base dados es una constante a una temperatura dada, sinembargo, los valores de pH y pOH varían progresivamente.

Calcule el pH de una solución 0,5 F de NH₄OH siPK_b = 1,8 x 10 ^-5

Solución:

NH₃ + H₂O NH4⁺ + OH ^-

Inicio 0,5 0 0

Rx X X X

Equil 0,5^{- x} X X

PK_{b =} [NH₄⁺][OH ^-] ₌ PK_{b =} X² ₌1,8 x 10^--5

[NH₃] 0,5 - x

→ X² = 0,9 x 10^-5

X = 3 x 10 ^–3

Luego:

[OH ^-] = 3 x 10 ^–3

pOH = - log [OH^-]

pOH = - log [3 x 10 ^–3]

pOH = - (log 3 + log 10 ^–3)

pOH = - [0,477 + (-3)]

pOH = - (-2,52)

pOH = 2,52

pH = 14 – POH

pH = 14 –2,52

pH = 11,48

Un acido debil de formula HA tiene un pH = 5,3 cuando suconcentración es 0,1 F ¿Cual es su constante de disociación?

HA + H₂O H₃O⁺ + A^-

PK_{a =} [H₃0⁺][A ^-] ₌ X²__

[HA] 0,1 - x

pero pH = - log [H₃O⁺]

pH = - log X

 

• log X = 5,3

   

- 5,3 = log X; antilog (-5,3) = X luego:

antilog 6,7 = X, entonces

X = 5 x 10^-6

PK_{a =} [5 x 10^-6]²

0,1 –5 x 10^-6

Despreciando 5 x 10^-6 como sumando:

PK_{a =} 25 x 10^-12

0,1

PK_{a =} 2,5 x 10 ^-10

Los valores de la escala de pH son los que muestra la tablasiguiente:

La determinación del pH de una solución es un problemausual en el laboratorio químico, que se resuelve de manera aproximada medianteel empleo de un indicador.

Un indicador es un compuesto orgánico en propiedades de ácidodébil o base débil, cuyo ión y la molécula correspondiente presentancoloraciones diferentes.

El pH medio, al actuar sobre el equilibrio de estas dosformas hacen que los mismos capten o liberen iones OH^- o H⁺,variando la coloración del medio; el cambio de color del indicador se denomina viraje.

Una serie de pigmentos naturales presentan un color endisoluciones ácidas y otro color en disoluciones básicas, por ejemplo elpigmento tornasol tiene color rojo en disoluciones ácidas y color azul endisoluciones básicas.

Muchos colorantes sintéticos tienen colores que sonsensibles a la concentración de iones hidrozonio, por ejemplo: el dimitrofenolC₆H₄N₂O₅ es incoloro en disolucionesfuertemente ácidas y amarillo en disoluciones básicas y débilmente ácidas.

Veamos el comportamiento de un indicador tipo ácido débilRH, el tornasol. En solución muy divididas en agua, las moléculas RH seionizan, en poca extención de acuerdo con la ecuación:

RH + H₂O ↔ R^- + H₃O⁺

Rojo → Azul

Si nos encontramos en un medio ácido rico en iones H₃O⁺los iones R^- se combinan con los iones H₃O⁺ paradar moléculas de RH, y el equilibrio iónico anterior se desplaza hacia laizquierda, aumentando la concentración de RH y disminuyendo la de R^-,con lo que la solución toma el color rojo de las moléculas RH.

Por el contrario, si el medio es básico por adición deiones OH^- , los iones H₃O⁺, que provienen de laionización de las moléculas RH, se combinan con los iones OH^- paradar agua, el equilibrio iónico se desplaza hacia la derecha, las moléculas deRH desaparecen de la solución aumentando la concentración de R^- conlo que la solución toma el color azul de iones R.

Preparando disoluciones de ácidos y bases fuertes deconcentraciones conocidas, podemos establecer una serie de disoluciones de pHconocido y estas pueden usarse para examinar el intervalo de pH dentro del quelos indicadores naturales y sintéticos experimentan cambios de color.

La mayoría de los indicadores cambian completamente de coloren un intervalo de pH de unos 2 unidades, de modo que observando el color quepresentan una serie de indicadores añadidos a una disolución de pHdesconocido, es posible definir el pH de la solución entre 2 valores quedifieren en una unidad de pH.

La determinación del pH se debe a que la especie moleculardel indicador tiene un color y la especie ionica tiene otro color y de estamanera la especie cuya concentración prima dará el color a la solución.

Si el indicador es ácido, su equilibrio puede representarsemediante la ecuación:

HIn + H₂O In^- + H₃O⁺

Un caso particular podría se el de la fenolftaleina cuyaespecie molecular HIn es incolora y la especie disociada In^- es roja.De acuerdo al principio de lechetelier si el indicador se agrega una soluciónácida que contiene los iones H₃O⁺, su equilibrio sedesplaza mucho en sentido contrario, predominando la especie molecular sobre laionica, por el contrario si se agrega a una solución básica el equilibrio sedesplaza en sentido directo y predomina la especie ionica que dará el color ala solución.

En el caso de que el indicador sea básico, su equilibriopuede representarse mediante la expresión:

In OH In⁺ +OH^-

Y de acuerdo al principio de lechatelier, la especiemolecular ( In OH) prima en medio básico y la iónica (In⁺) en medioácido.

Puesto que el agua es una sustancia anfótera, ya que puededisociar tanto en medio ácido como en medio básico.

No es sorprendente que experimente reacción consigo mismo olo que es lo mismo tiene la propiedad de autoionizarse, esto debido a que lasmoléculas del agua pura, se encuentran en equilibrio con una pequeñísimacantidad de iones hidrógeno (H⁺) y con una cantidad igual de ioneshidroxido (OH^-), por lo tanto :

H₂O + H₂O H₃O⁺ +OH^- esto es igual 2H₂O H₃O⁺ + HO^-o lo que es lo mismo H₂O H⁺ + OH^-

Como se sabe el agua pura tiene la capacidad de disociar eniones por lo que en realidad se puede considerar una mezcla de:

• Agua molecular (H₂O)

• Protones hidratados (H₃O⁺)

• Iones hidroxilo (OH^-)

Ejemplo:

Este equilibrio existe en agua pura y en todas las solucionesacuosas diluidas; se le aplica la siguiente expresión de la constante deequilibrio

Kw = [H₃O⁺] [OH^-]

[H₂O]²

la ecuación se puede reordenar de la siguiente manera

K [H₂O]² = [H₃O⁺][OH^-]

Sin embargo la concentración de agua (H₂O) puedeconsiderarse como constante, el termino Kw se define como K [H₂O]²por lo tanto

K = [H₃O⁺][OH^-]

Se debe tener en cuenta que este equilibrio solo se estableceen solución acuosas.

El Kw.

En la ecuación anterior introducimos la constante (Kw) lacual vendría siendo la constante de disociación o producto ionico del H₂O.

Se ha descubierto que la concentración molar del H₂Oes 55,55gr. y que ha 25^oC el valor Kw es 1,8 x 10 ^–16,Sustituyendo este valor en la ecuación 5 quedaría:

[H⁺] [OH^-] = 1,8 x 10 ^–16x 55,55 = 10 ^{– 14}

De esta manera en el caso del H₂O pura

[H⁺] = [OH^-] = 10 ^{– 7} moles/ L

o lo que es lo mismo

[H₃O⁺] = [OH^-] = 10 ^–7 moles / L

Debido a que las concentraciones de ambos iones son igualesen todo solución diluida tendremos que:

[H⁺] = [OH^-] es decir [H⁺].[H⁺]= = [H⁺]² = 10 ^{– 14} mol² / L²

como el valor de Kw es muy pequeño queda introducido en laecuación del equilibrio.

2 H₂O H₃O⁺ + OH^-

Kw = [H₃O⁺]-[OH^-] = 1,0 x 10^-14

Sea X = [H₃O⁺]=[OH^-]

X² = 1,0 x 10^-14

X = 1,0 x 10^-7 M = [H₃O⁺] =[OH^-]

Ejemplo 2:

Calcular la concentración de ion hidronio de una soluciónNOOH 0,100 M.

Solución:

En solución acuosa el NOOH es una base fuerte puesto que lapresencia del ión hidroxido del NAOH impide la ionización del agua, laconcentración del ión hidróxido del agua es despreciable y la solución estaconstituida por NA⁺ 0,100 M y OH^- 0,100 M. En cualquiersolución acuosa diluida.

Kw = [H₃O⁺] [OH^-] = 1,0 x 10^-14

[H₃O⁺] [0,100] = 1,0 x 10^-14

[H₃O] = 1,0 x 10^-13

Los ácidos polipróticos son ácidos que tienen más de unhidrogeno ionizable. Estos ácidos disocian en mas de una etapa y cada etapapresenta su propia constante de equilibrio.

Como ilustración observemos el H₃PO₄en el agua.

Si tenemos una solución 0,1 M.

La especie resultante serian:

H₃PO₄ + H₂O H₃O⁺+H₂PO₄^-1

H₂PO₄^-1 + H₂O H₃O⁺+HPO₂^-2

HPO₄^-2 + H₂O H₃O⁺+PO₂^-3

Entonces las constantesde ionización serían:

K1= [H₃O⁺] [^H2PO₄^-1]= 7,1 x 10^-3

[H₃PO₄]

K2= [H₃O⁺] [H PO₄^-2]= 6,3 x 10^-8

[H₂PO₄^-]

K3= [H₃O⁺] [PO₄^-3]= 4,2 x 10^-13

[HPO₄^-2]

Debemos tener en cuenta que cada disociación sucesiva esmenor que la que le procede, esto debido a que entre más negativa es laespecie, es más difícil retirarle un protón.

Esto nos dice que la mayor parte del H₃O⁺ seforma en la primera y segunda ionización.

Observemos que Kd = [H₃O⁺¹] [H₂PO₄^-]=

[H₃PO₄]

 Como Kd es muy grande, la ionización es extensa y nose puede aproximar a la concentración de equilibrio H₃PO₄ desdesu concentración inicial. Esto nos produce una ecuación cuadrática.

y la solución [H₃O⁺] = 2,3 x 10^-2

la solución entonces dan como resultado

[H₃O⁺] = [H₂PO₄^-]=2,3 x 10^-2 M y [H₃PO₄]= 0,1 – 0.023 = 0,077

Si usamos la ecuación de la segunda ionización y laaproximación predominante viene de la primera ionización. Se tiene

[H PO₄^-2] = Ka₂ = [H₂PO₄^-] = 6,3 x 10^-8 M

[H₃O⁺]

Y esta la incluiremos en la expresión para la terceraionización, suponiendo que H₃O⁺ es un resultado de laprimera ionización. Entonces:

[PO₄^-3] = Ka₃ [H PO₄^-2]= (4,2 x 10 ^–13) (6,3 x 10^-8)

[H₃O⁺] (2,3 x 10 ^–2)

= 1,2 x 10 ^–19 M

Otro ejemplo podría ser el del

H₂S + H₂O ↔ H₃O⁺+ HS^-

HS^- + H₂O ↔ H₃O⁺+ S^-2

Y se distribuye de igual manera al ejemplo anterior.

Las bases polihidroxilicas pueden producir en su ionización,mas de un ión oxhidrilo, en la naturaleza se encuentran pocos compuestospolihidroxilico en solución, pero los que hay los tratamos de la misma formaque con los ácidos polipróticos.

Al disolver un ácido fuerte en agua, genera iones hidronio o protonos.

HA + H₂O →H₃O^- + A^-

y claro al añadir una base fuerte se generan iones hidroxilo:

AI ser electrolitos fuertes, se ionizan completamente en agua y por tantoincrernentan ia concentración de H₃O⁺ o de OH^-eu proporción directa a ia cantidad añadida.

Por ejemplo al añadir O.l moles de NaOH ai agua Ia concentración de OH seráde O.1+1x10⁷ - O.l moles/L

Eu el caso anterior, cuál será la concentracíon:

Equilibrio principal

H₂O₍₁₎ = H⁺_(aq) +OH_(aq)

O 0.1

x O.1+ x

Constante:

Si suponemos que x es pequeña comparada con 0.1, y sustituimos tendremos:

K_w=[H⁺][OH^-]=(x)(0.1)= 1x10^-14

Es claro que

1 x 10^-13 <<< 0.1

El agua es un disolvente único. Una de sus propiedadesespeciales es su capacidad para actuar como un ácido o como una base.

El agua se comporta como una base en reacciones con ácidoscomo el Hcl y como un ácido con bases como el NH₂. El agua es un malconductor de electricidad ya que es un electrolito muy debil, pero experimentauna ligera ionización .

H₂O_l ↔ H² _(h2)+OH^- _(0-1)

A esta ecuación en ocasiones se le conoce como autoionizacióndel agua.

Según Bronsted, en su esquema se expresa la autoionizacióndel agua como sigue:

H – O: + H – O: ↔ H – O – H ⁺

‌ ‌ ‌ + H – O:

H H H

H₂O + H₂O ↔ H₃O⁺+ O+]^-

Acido 1 base 2 acido2 base 1

Ejercicio:

Calcule la concentración de iones OH^- en unadisolución de Hcl una concentración de iones hidrógeno es de 1.3 M

Kw = [H²] [OH^-]

[OH^-] = Kw = 1 x 10^-14 =2,69 x 10^-15 M

[H⁺] 1,3 M

Después de analizar todo lo visto anteriormente se puededecir que los procesos de disociación tanto de ácidos como de bases nos danuna idea bien clara de la forma como se presenta un equilibrio en una solución.

De otro lado el producto iónico del agua nos relaciona elproducto de las concentraciones molares de los iones H + y OH – donde lugar ala constante conocida como " Constante de ionización del agua ".

Estudiando las propiedades del agua se pudo notar que esta esuna sustancia anfótera es decir que se comporta como ácido o como base y sucomportamiento depende de la sustancia con la que actúe.

Para medir la acidez o basicidad de una solución se utilizael pH, el cual está relacionado con la concentración de ión Hidrógeno ( H⁺)de una solución. Se observa que el pH aumenta a medida que [H⁺]disminuye, además las disoluciones ácidas y básicas pueden identificarse apartir de sus valores de pH. Siendo ácidas cuando [H⁺] > 1,0 x 10^–7M, Básicas cuando

[H⁺] < 1,0 x 10 ^–7M y neutrascuando [H⁺] = 1,0 x 10 ^–7M.

Una determinación aproximada de pH puede lograrse empleandolos indicadores que son colorantes ácidos o básicos (muy débiles) que tienenla propiedad de cambiar su color en solución acuoja en un rango de pH.

• GARZÓN Guillermo. Química General. Ejemplar 1

• CHANG Raimond. Química, 4^ta edic. Edit. Mc Graw – Hill Mexico D.F. 1992.

• DILLARD C. Golbery David E. E Química, Reacciones, Estructuras, Propiedades. Edit. Fondo educativo interamericano S.A. Bogotá, México, Panamá 1997.

• SLOWINSKI, Masterton. Química General Superior 6 ^ta edic. Edit. Mc Graw – Hill, México 1989.

• HUTCHINSON. Eric. Química. Los elementos y sus reacciones. 2ª Edición. Editorial Reverté S.A. México 1968.

• Internet. Tareas gratis. com. www. coomeva.com.

Elaborado por:

UNIVERSIDAD DE CÓRDOBA

MONTERÍA – CÓRDOBA