- Objetivos
- El pH y pOH
- Indicadores
- Producto iónico del
H2O - Disociación de
ácidos polipróticos y bases
polidroxílicas - Concentracion de h’ al
añadir acidos a bases fuertes. - Propiedades ácido base
del agua - Conclusión
- Bibliografía
Si una corriente
eléctrica pasa por un alambre de cobre, el
alambre no cambia, en tanto que los electrones fluyen por el
alambre en todo su recorrido. 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 solución electrolítica. Los
electrones libres no fluyen por la solución, la corriente
en este caso es transportada por iones y en cada electrodo hay
reacciones
químicas.
En el siguiente trabajo analizaremos algunas de las
propiedades de las soluciones electrolíticas y
observaremos las teorías
que explican el comportamiento
estudiado en estas soluciones, también estudiaremos las
distintas disociaciones que se dan en ácidos
polipróticos y bases polihidroxilicas además
estudiaremos como se da el producto
iónico del agua, y sus
propiedades ácido base, además analizaremos el
índice de acidez o basicidad de las soluciones a
través del calculo del pH.
- GENERAL
Conocer los procesos de
disociación de los distintos compuestos polifuncionales,
teniendo en cuenta las propiedades ácido básicas
del agua y el producto iónico de la misma, además
de distinguir el pH de las distintas 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 por primera 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 adecuada diferentes concentraciones
del ión (H+) (ión Hidrógeno), en
varias soluciones sin necesidad de utilizar números en
forma exponencial, debido a que con frecuencia son números
muy pequeños y por lo tanto es difícil trabajar con
ellos, fue así entonces que se decidió trabajar con
números enteros positivos.
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.
En el caso del H2O pura,
tendremos:
La disociación del H2O es:
H2O + H2O ↔ H3O+
+ OH-
Por tanto [H3O+] =
[OH-] = 1 x 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 acuosa que contenga concentraciones iguales de
Ión hidronio y de ión hidroxilo es 7.
Ej: Calcúlese el pH de una solución cuya
concentración de ión 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
para expresar la concentración del ión hidroxilo de
las soluciones.
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
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 de hidroxido de sodio.
Solución:
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 pH puede 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 indica que la solución es básica ya que el pH
> 7.
Este tipo de notación se ha extendido para
incluir el término pK, que se refiere a constantes de
equilibrio,
por lo tanto pKa y PKb se refieren a los
logaritmos negativos de las constantes de disociación de
ácido y base, respectivamente. Debería observarse
explícitamente que el valor de pK para un ácido o
base dados es una constante a una temperatura
dada, sin embargo, los valores de
pH y pOH varían progresivamente.
Ejemplo 3.
Calcule el pH de una solución 0,5 F de
NH4OH si PKb = 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
Inicial | Rx | Equilib |
[NH3] = 0,5 | X | 0,5 – x |
[NH4+] = 0 | X | X |
[OH -] = 0 | X | X |
PKb =
[NH4+] [OH -]
= PKb = 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
Ejemplo 4:
Un acido debil de formula HA tiene un pH = 5,3 cuando su
concentración es 0,1 F ¿Cual es su constante de
disociación?
HA + H2O H3O+ +
A-
Inicial | Reacción | Equilibrio |
[HA] = 0,1 | X | 0,1 – x |
[H3O+] = 0 | X | X |
[A] = 0 | X | X |
PKa =
[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
PKa = [5 x
10-6]2
0,1 –5 x 10-6
Despreciando 5 x 10-6 como
sumando:
PKa = 25 x 10-12
0,1
PKa = 2,5 x 10
-10
Los valores de la escala de pH son los que muestra la tabla
siguiente:
[H3O+] | pH | [OH-] | POH | |
1 x 100 | 0 |
| 1 x 10-14 | 14 |
1 x 10-1 | 1 | 1 x 10-13 | 13 | |
1 x 10-2 | 2 | 1 x 10-12 | 12 | |
1 x 10-3 | 3 | 1 x 10-11 | 11 | |
1 x 10-4 | 4 | 1 x 10-10 | 10 | |
1 x 10-5 | 5 | 1 x 10-9 | 9 | |
1 x 10-6 | 6 | 1 x 10-8 | 8 | |
1 x | 7 | NEUTRALIDAD | 1 x | 7 |
1 x 10-8 | 8 |
| 1 x 10-6 | 6 |
1 x 10-9 | 9 | 1 x 10-5 | 5 | |
1 x 10-10 | 10 | 1 x 10-4 | 4 | |
1 x 10-11 | 11 | 1 x 10-3 | 3 | |
1 x 10-12 | 12 | 1 x 10-2 | 2 | |
1 x 10-13 | 13 | 1 x 10-1 | 1 | |
1 x 10-14 | 14 | 1 x 100 | 0 |
La determinación del pH de una solución es
un problema usual en el laboratorio
químico, que se resuelve de manera aproximada mediante el
empleo de un
indicador.
Un indicador es un compuesto orgánico en
propiedades de ácido débil o base débil,
cuyo ión y la molécula correspondiente presentan
coloraciones diferentes.
El pH medio, al actuar sobre el equilibrio de estas dos
formas 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 en
disoluciones ácidas y otro color en disoluciones
básicas, por ejemplo el pigmento tornasol tiene color rojo
en disoluciones ácidas y color azul en disoluciones
básicas.
Muchos colorantes sintéticos tienen colores que son
sensibles a la concentración de iones hidrozonio, por
ejemplo: el dimitrofenol
C6H4N2O5 es incoloro
en disoluciones fuertemente ácidas y amarillo en
disoluciones básicas y débilmente
ácidas.
Veamos el comportamiento de un indicador tipo
ácido débil RH, el tornasol. En solución muy
divididas en agua, las moléculas RH se ionizan, 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+ para dar
moléculas de RH, y el equilibrio iónico anterior se
desplaza hacia la izquierda, 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 de iones OH- , los iones
H3O+, que provienen de la ionización
de las moléculas RH, se combinan con los iones
OH- para dar agua, el equilibrio iónico se
desplaza hacia la derecha, las moléculas de RH desaparecen
de la solución aumentando la concentración de
R- con lo que la solución toma el color azul de
iones R.
Preparando disoluciones de ácidos y bases fuertes
de concentraciones conocidas, podemos establecer una serie de
disoluciones de pH conocido y estas pueden usarse para examinar
el intervalo de pH dentro del que los indicadores
naturales y sintéticos experimentan cambios de
color.
La mayoría de los indicadores cambian
completamente de color en un intervalo de pH de unos 2 unidades,
de modo que observando el color que presentan una serie de
indicadores añadidos a una disolución de pH
desconocido, es posible definir el pH de la solución entre
2 valores que difieren en una unidad de pH.
La determinación del pH se debe a que la especie
molecular del indicador tiene un color y la especie ionica tiene
otro color y de esta manera la especie cuya concentración
prima dará el color a la solución.
Si el indicador es ácido, su equilibrio puede
representarse mediante la ecuación:
HIn + H2O In- +
H3O+
Un caso particular podría se el de la
fenolftaleina cuya especie molecular HIn es incolora y la especie
disociada In- es roja. De acuerdo al principio de
lechetelier si el indicador se agrega una solución
ácida que contiene los iones H3O+,
su equilibrio se desplaza mucho en sentido contrario,
predominando la especie molecular sobre la ionica, por el
contrario si se agrega a una solución básica el
equilibrio se desplaza en sentido directo y predomina la especie
ionica que dará el color a la solución.
En el caso de que el indicador sea básico, su
equilibrio puede representarse mediante la
expresión:
In OH In+ +OH-
Y de acuerdo al principio de lechatelier, la especie
molecular ( In OH) prima en medio básico y la
iónica (In+) en medio ácido.
PROPIEDADES DE ALGUNOS
INDICADORES.
NOMBRE | COLOR ACIDO | COLOR | INTERVALO PH |
Azul de timol | Rojo | Amarillo | 1,2 – 2,8 |
Azul de bromogenol | Amarillo | Azul | 3,1 – 4,4 |
Rojo de clorofenol | Amarillo | Rojo | 4,8 – 6,4 |
Rojo de cresol | Amarillo | Rojo | 7,2 – 3,8 |
Fenoltaleina | Incoloro | Rojo | 8,3 – 10 |
Alizarina amarilla | Amarillo | Rojo | 10 – 21,1 |
Anaranjado de metilo | Rojo | Amarillo | 3,1 – 4,4 |
Rojo de metilo | Rojo | Amarillo | 4, 2 – 6,3 |
Azul de bromotimol | Amarillo | Azul | 6 – 7,6 |
Violeta de metilo | Amarillo | Azul violeta | 0, 2 – 2 |
Rojo conso | Azul | Rojo | 3 – 5 |
Puesto que el agua es una
sustancia anfótera, ya que puede disociar tanto en medio
ácido como en medio básico.
No es sorprendente que experimente reacción
consigo mismo o lo que es lo mismo tiene la propiedad de
autoionizarse, esto debido a que las moléculas del agua
pura, se encuentran en equilibrio con una
pequeñísima cantidad de iones hidrógeno
(H+) y con una cantidad igual de iones hidroxido
(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
en iones por lo que en realidad se puede considerar una mezcla
de:
- Agua molecular (H2O)
- Protones hidratados
(H3O+) - Iones hidroxilo (OH-)
Ejemplo:
Para ver el
gráfico seleccione la opción "Descargar"
- Disociación del H2O
- 2 H2O H3O+ +
OH-
Este equilibrio existe en agua pura y en todas las
soluciones acuosas diluidas; se le aplica la siguiente
expresión de la constante de equilibrio
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) puede considerarse como constante, el termino Kw
se define como K [H2O]2 por lo
tanto
K =
[H3O+][OH-]
Se debe tener en cuenta que este equilibrio solo se
establece en solución acuosas.
El Kw.
En la ecuación anterior introducimos la constante
(Kw) la cual vendría siendo la constante de
disociación o producto ionico del
H2O.
Se ha descubierto que la concentración molar del
H2O es 55,55gr. y que ha 25oC el valor Kw
es 1,8 x 10 –16, Sustituyendo este valor en la
ecuación 5 quedaría:
[H+] [OH-] = 1,8 x 10
–16 x 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
iguales en 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 la ecuación del equilibrio.
Constante de disociación para el
H2O respecto a un acido o base
- para el H2O pura
[H3O1] = [OH-] =
10-7 - H2O mas adición de un acido:
[H3O1] > [OH-] ≠
10-7 - H2O mas adición de una base:
[H3O+] < [OH-] ≠
10-7
Aunque su producto ionico debe permanecer
constante
[H3O+] x [OH-] =
10-14
El valor tan pequeño de Kw hace que la cantidad
de iones obtenidos por disociación del agua se desprende
con respecto a la cantidad de iones obtenidos por
disociación de un acido o una base, es por esto que el
equilibrio del agua se desprecia cuando se disuelven
ácidos o bases que presentan una constante de
disociación mucho mayor.
Si la constante de equilibrio (Kc) del soluto fuera
menor a Kw, el equilibrio de este soluto seria despreciable con
respecto al agua; y si Kc = Kw habría que considerar el
sistema como un
ión común.
Recordemos que el ión común es el efecto
de desplazar la reacción en sentido contrario de acuerdo
con el principio de Lechatelier.
Ejemplo:
Calcúlese la concentración de ión
hidronio y la de ión hidroxido en agua pura a
25°C
Solución:
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
solución NOOH 0,100 M.
Solución:
En solución acuosa el NOOH es una base fuerte
puesto que la presencia del ión hidroxido del NAOH impide
la ionización del agua, la concentración del
ión hidróxido del agua es despreciable y la
solución esta constituida por NA+ 0,100 M y
OH- 0,100 M. En cualquier solución acuosa
diluida.
Kw = [H3O+] [OH-] = 1,0
x 10-14
[H3O+] [0,100] = 1,0 x
10-14
[H3O] = 1,0 x 10-13
DISOCIACIÓN DE ÁCIDOS
POLIPRÓTICOS Y BASES POLIDROXILICAS
Los ácidos polipróticos son ácidos
que tienen más de un hidrogeno
ionizable. Estos ácidos disocian en mas de una etapa y
cada etapa presenta su propia constante de equilibrio.
Como ilustración observemos el
H3PO4 en 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 es menor que la que le procede, esto debido a que entre
más negativa es la especie, es más difícil
retirarle un protón.
Esto nos dice que la mayor parte del
H3O+ se forma en la primera y segunda
ionización.
Observemos que Kd = [H3O+1]
[H2PO4-] =
[H3PO4]
Como Kd es muy grande, la ionización es
extensa y no se puede aproximar a la concentración de
equilibrio H3PO4 desde su
concentración inicial. Esto nos produce una
ecuación cuadrática.
[H3O+]2 + 7,1 x
10-3 [H3O+]-7,1 x
10-4 = 0
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 la aproximación predominante viene de
la primera ionización. Se tiene
[H PO4-2] = Ka2 =
[H2 PO4-] = 6,3 x
10-8 M
[H3O+]
Y esta la incluiremos en la expresión para la
tercera ionización, suponiendo que
H3O+ es un resultado de la primera
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 compuestos polihidroxilico en solución,
pero los que hay los tratamos de la misma forma que con los
ácidos polipróticos.
CONCENTRACION DE H’ AL AÑADIR ACIDOS
A BASES FUERTES.
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:
NaOH + H2O → H2O + 0H +
Na-
AI ser electrolitos fuertes, se ionizan completamente en
agua y por tanto incrernentan 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 será de O.1+1×107
– 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:
Kw=[H+][OH-]
Si suponemos que x es pequeña comparada con 0.1,
y sustituimos tendremos:
Kw=[H+][OH-]=(x)(0.1)=
1×10-14
x=1×10-13M = pH
Es claro que
1 x 10-13 <<<
0.1
PROPIEDADES ACIDO BASE DEL AGUA
El agua es un disolvente único. Una de sus
propiedades especiales es su capacidad para actuar como un
ácido o como una base.
El agua se comporta como una base en reacciones con
ácidos como el Hcl y como un ácido con bases como
el NH2. El agua es un mal conductor de electricidad ya
que es un electrolito muy debil, pero experimenta una ligera
ionización .
H2Ol ↔ H2
(h2) +OH- (0-1)
A esta ecuación en ocasiones se le conoce como
autoionización del agua.
Según Bronsted, en su esquema se expresa la
autoionización del 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 una disolución 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 puede decir que los procesos de disociación tanto de
ácidos como de bases nos dan una idea bien clara de la
forma como se presenta un equilibrio en una
solución.
De otro lado el producto iónico del agua nos
relaciona el producto de las concentraciones molares de los iones
H + y OH – donde lugar a la constante conocida como "
Constante de ionización del agua ".
Estudiando las propiedades del agua se pudo notar que
esta es una sustancia anfótera es decir que se comporta
como ácido o como base y su comportamiento depende de la
sustancia con la que actúe.
Para medir la acidez o basicidad de una solución
se utiliza el 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
a partir de sus valores de pH. Siendo ácidas cuando
[H+] > 1,0 x 10 –7M,
Básicas cuando
[H+] < 1,0 x 10 –7M y
neutras cuando [H+] = 1,0 x 10
–7M.
Una determinación aproximada de pH puede lograrse
empleando los indicadores que son colorantes ácidos o
básicos (muy débiles) que tienen la propiedad de
cambiar su color en solución acuoja en un rango de
pH.
- GARZÓN Guillermo. Química General.
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Elaborado por:
VICTOR GALINDO
FABIAN CALDERON
ARLET VERBEL
SAUL BUSTAMANTE
UNIVERSIDAD DE CÓRDOBA