autoprot lisis del agua n.
Skip this Video
Loading SlideShow in 5 Seconds..
Autoprotólisis del agua PowerPoint Presentation
Download Presentation
Autoprotólisis del agua

Loading in 2 Seconds...

  share
play fullscreen
1 / 31
Download Presentation

Autoprotólisis del agua - PowerPoint PPT Presentation

bly
142 Views
Download Presentation

Autoprotólisis del agua

- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - E N D - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -
Presentation Transcript

  1. Autoprotólisis del agua *En realidad H2O + H2O  H3O+ + OH- T Kw 0 oC 0.05x10-14 25 1.0x10-14 37 3.8x10-14 El valor de Kw depende de la temperatura

  2. pH, pOH y pKw pX= -logX Así, se puede definir pH, pOH, pK pH = -log[H+] pOH = -log[OH-] pKw = -log(Kw) A 25 oC: pKw = -log(1.0x10-14) pKw = 14.0 pKw = -log([H+] [OH-]) = -log[H+] -log[OH-] pKw = pH + pOH = 14.0 at 25 oC

  3. Agua pura [H+] = [OH-] Kw = 1.0x10-14 = [H+][OH-] = [H+]2 A 25 oC: [H+] = [OH-] = 1x10-7 M [pH] = [pOH] = 7.0 A 37 oC: Kw = 3.8x10-14 pKw = -log(3.8x10-14) = 13.4 pH = pOH = 6.7

  4. 7 ácida básica pH Agua pura: [H3O+] = [OH-] ; [H3O+] = 10-7ÞpH = 7 [OH-] = 10-7ÞpOH = 7 DISOLUCIÓN ÁCIDA [H3O+] > [OH-] pH < 7 DISOLUCIÓN NEUTRA [H3O+] = [OH-] pH = 7 DISOLUCIÓN BÁSICA [H3O+] < [OH-] pH > 7

  5. Tratamiento cuantitativo de sistemas de ácidos y bases • Ácidos y bases fuertes: • 100% ionizados • HCl ejemplo de ácido fuerte • Disuelto en agua, la solución resultante contiene iones Cl-, H+, OH- HA(aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq) Ca Ca Ca (Ka >> 1) Ca: Concentración del acido [H+] = Ca

  6. > > > A C ID OS FUER T E S Ka 1 FORMUL A NOMBR E H Cl Aci d o clo r hídri c o H Br Aci d o b ro mhí d rico HI Aci d o yo d hídri c o HN O Aci d o nítrico 3 H C l O Aci d o p e rcl— r ico 4 H C l O Aci d o cl—ri c o 3 H S O » Aci d o sulfœ r ico 2 4

  7. Bases fuertes: NaOH(aq)  OH- (aq) + Na+ (aq) Cb Cb Cb (Kb >> 1) Cb: Concentración de la base [H+] = Cb

  8. H+ Ac- HAc Acidos y bases débiles HA  H+ + A- • Ácidos y bases débiles: • No están 100% ionizados • HAc ejemplo de ácido débil • Disuelto en agua, la solución resultante contiene Hac y iones Ac-, H+, OH- HAc  H+ + Ac-

  9. ALGUNOS ACIDOS DEBILES, SUS CONTANTES DE DISOCIACION Y pKa a 25ºC Acido Fórmula Ka pKa Salicílico C6H5(OH) CO2H 1.06x10-3 2,97 Láctico CH3CH(OH)CO2H 8.4x10-4 3.08 Acético CH3CO2H 1.8x10-5 4.75 Cianídrico HCN 4.9x10-10 9.31 PKa = -Log Ka

  10. ACIDOS Y BASES DEBILES Para un ácido HA(aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq) Constante de acidez(de disociación, de ionización) Ka <<< 1 Análogamente con las bases: B (aq) + H2O (l) BH+ (aq) + OH- (aq) Kb <<< 1 Constante de basicidad

  11. Ka=x2 = 7.1 x 10-40.50-x ¿Cuál es el pH de una disolución de HF 0.50M(a 250º C)? HF (aq) H+(aq) + F- (aq) Ka= [H+][F-] = 7.1 x 10-4 [HF] HF (aq) H+(aq) + F- (aq) Inicial(M) 0.50 0.00 0.00 Cambio(M) −x +x +x Equilibrio(M) 0.50−x x x

  12. X = Ka Ca X = Ka Ca • Limite de aproximación: • Si Ca >> 500 Ka aplica aproximación 1) Aproximación X = 7.1 x 10-4 * 0.5 X = 0.019 M

  13. [H+] = [F-] = 0.019 M pH = -log [H+] = 1.72 [HF] = 0.50–x= 0.48

  14. X 100 % Limite de aproximación: Si % disociación < 5 % aplica aproximación % Disociación = 0.019 M x 100 % = 3.8 % 0.5 M

  15. Acido: HA  H+ + A- Base conjugada: A- + H2O  HA + OH- = [H+][OH-] = Kw KaKb = Kw log(KaKb) = log(Ka) + log(Kb) = log(Kw) pKa + pKb = pKw = 14.0 -log(Ka) + -log(Kb) = -log(Kw) Relación entre Ka y Kb

  16. Base: B + H2O  BH+ + OH- Acido conjugado: BH+ H+ + B KaKb = Kw y pKa + pKb = pKw = 14.0 Relaciones anteriores demuestran que un ácido fuerte tiene una base conjugada débil, y un ácido débil una base conjugada fuerte Acido Fórmula Ka pKa Iódico HIO3 1.7x10-1 0.77 Láctico CH3CH(OH)CO2H 8.4x10-4 3.08 Acético CH3CO2H 1.8x10-5 4.75 Hidrociánico HCN 4.9x10-10 9.31 Kb pKb 5.9x10-14 13.23 1.2x10-11 10.92 5.6x10-10 9.25 2.0x10-5 4.69

  17. 1.- Calcule el pH de cada una de las siguientes soluciones: • solución de CH3COOH 0,2 M. Ka = 1.78 x 10 -5 • solución formada 10,0 mL de HBr 0,010 M Ka >>1 • solución de HOCN 0.3 M pKa =3.46 • d) Solución de NaOH 0.02 M Kb >> 1 2.- Cuantos gramos de ácido acético se necesitan para preparar 250 ml de solución de pH = 4. datos: pKa = 4.74.

  18. El ácido acético, (CH3CO2H, tiene una constante de acidez de Ka = 1,8 x10-5. a) Calcule los gramos de CH3CO2H que se deben disolver en 600 mL de solución para que esta tenga un pH = 2,5. b) Calcule el nuevo valor de pH si a la solución anterior se agregan 1,0 L de agua. Masas atómicas: ­[ g/mol] H:1,01; O:16,00; C: 12,01

  19. Calcule el pH de las siguientes soluciones. En cada caso incluya las ecuaciones químicas respectivas y todos sus cálculos. (a) 500 mL de una solución que contiene 2,00 g de Ba(OH)2 (b) 300 mL de una solución de ácido cianhídrico, HCN, que contiene 0,500 moles del ácido. Ka HCN = 4,8 x10-10 (c) La mezcla de 40 mL de HCl 1,5 x10-3 M 60 mL de HNO3 2,2 x10-3 M Datos: Masas atómicas [g/mol] : Ba: 137,34; O:16,00 ; H:1,01; N:14,00; Cl:35,45

  20. (a) ¿Cuántos gramos hidróxido de calcio se necesitan para la neutralización de 30,0 mL de ácido sulfúrico 0,753 M. Incluya la ecuación de neutralización y todos sus cálculos. (b) ¿Cuál es el pH del ácido hipocloroso 0,23 M? Ka = 3,2 x 10-8 (si hace aproximaciones deben justificarse.) Datos de masa molar [g/mol] Ca: 40,08; O:16,00; H:1,01; S:32,01; Cl: 35,45

  21. 2.- Se disuelven 3,5 g de NaOH en 247.5 ml de agua, obteniendo la solución A. Si posteriormente se sacan 15 mL de la solución A y se llevan a un matraz de aforo de 500 mL, se obtiene la solución B. Finalmente, se toman 15 mL de la solución A y 20 mL de la solución B y se llevan a un volumen final de 250 mL se obtiene la solución C. Calcule: a) % P/V de la solución A b) pH de la solución B c) pH y % P/P de la solución C Datos: Kb NaOH >>1; d NaOH: 1,4 g/mL MM NaOH: 40 g/mol Trabaje como máximo con 3 cifras significativas.

  22. 3.- El ácido nítrico y el ácido benzoico son componentes de varios alimentos. Si se tiene una solución A de 200 ml de ácido nítrico de pH 1,5 y b) una solución B que contiene 5 g de ácido benzoico disueltos en 100 ml de solución. Determine: 1.- La cantidad de g de ácido nítrico en la solución A. 2.- El pH final de la solución B y el porcentaje de disociación. 3.- El pH final cuando se mezclan 5 ml de la solución A con 5 mL de la solución B. Datos: Ka ac. Benzoico: 6,4 X 10-5 Ka HNO3: >>1 MM ac. Benzoico: 122 g/mol MM HNO3: 63 g/mol Trabaje como máximo con 3 cifras significativas.

  23. 5. Para las siguientes mezclas calcule el pH, planteé las ecuaciones químicas respectivas: • a) La mezcla de 400 ml de HCl 0,25 M con 200 ml HCl 0,15 M • b) La mezcla de 50 ml de NaOH 0,25 M con 15 ml de NaOH 0,15 M.

  24. Sales en agua: Hidrólisis pH = 7 Agua pura: H2O  H+ + OH- Cloruro de potasio: KCl(aq)  K+(aq) + Cl-(aq) pH = 7 Nitrato de sodio: NaNO3(aq)  Na+(aq) + NO3-(aq) pH = 7 pH > 7Básico Acetato de sodio: NaAc(aq)  Na+(aq) + Ac-(aq) Cloruro de amonio: NH4Cl(aq)  NH4+(aq) + Cl-(aq) pH < 7Acido

  25. K+ Cl- K+ Cl- pH = 7 KCl Cloruro de potasio: KCl(aq)  K+(aq) + Cl-(aq) KOH base infinitamente fuerte: KOH  K+ + OH- 100% Su ácido conjugado es infinitamente débil: K+ + H2O  KOH + H+ 0% HCl es un ácido infinitamente fuerte: HCl  H+ + Cl- 100% Su base conjugada es infinitamente débil: Cl- + H2O  HCl + OH- 0%

  26. Na+ NO3- Na+ NO3- pH = 7 NaNO3 Nitrato de sodio: NaNO3(aq)  Na+(aq) + NO3-(aq) NaOH base infinitamente fuerte: NaOH  Na+ + OH- 100% Acido conjugado infinitamente débil: Na+ + H2O  NaOH + H+ 0% HNO3 ácido infinitamente fuerte: HNO3 H+ + NO3- 100% Base conjugada infinitamente débil: NO3- + H2O  HNO3 + OH- 0%

  27. pH > 7Basico Na+ Ac- Na+ Ac- Hidrólisis de Ac- HAc OH- HAc OH- NaAc Acetato de sodio: NaAc(aq)  Na+(aq) + Ac-(aq) NaOH base infinitamente fuerte: NaOH  Na+ + OH- 100% Acido conjugado infinitamente débil: Na+ + H2O  NaOH + H+ 0% HAc ácido débil: HAc  H+ + Ac- <<100% Báse conjugada se hidrolizará: Ac- + H2O  HAc + OH- >0%

  28. NH4+ pH < 7Acido Cl- NH3 H+ NH4+ Cl- NH3 H+ Hidrólisis de NH4+ NH4Cl Cloruro de amonio: NH4Cl(aq)  NH4+(aq) + Cl-(aq) HCl ácido infinitamente fuerte: HCl  H+ + Cl- 100% Base conjugada infinitamente débil: Cl- + H2O  HCl + OH- 0% NH3 base débil: NH3 + H2O  H+ + Ac- <<100% Acido conjugado se hidrolizará: NH4+ H+ + NH3 >0%

  29. OH- HAc HAc NH4+ Ac- NH3 H+ NH4+ Ac- OH- NH3 H+ Cálculo de pH requiere solu- ción de ambos equilibrios NH4Ac Acetato de amonio: NH4Ac(aq)  NH4+(aq) + Ac-(aq) HAc ácido débil: HAc  H+ + Ac- <<100% Base conjugada se hidrolizará: Ac- + H2O  HAc + OH- >0% NH3 base débil: NH3 + H2O  H+ + Ac- <<100% Acido conjugado se hidrolizará: NH4+ H+ + NH3>0%

  30. 16.- La concentración de Na+ en una solución de NaCN de pH 11.6 es: Ka HCN = 4,9 x 10 -10 Kb NaOH >1 a) 0.78 M b) 1.23 x10 –7 M c) 0.65 M d) 2.65 x10 5 M e) Ninguna de las anteriores 12.- Si usted dispone de cuatro sales, LiC7H5O2, (C 2H5NH3)Cl, NaNO3 y NH4Cl. Cual de estas sales podría utilizar para generar un pOH = 2,2: a) LiC7H5O2 b) (C 2H5NH3)Cl c) NaNO3 d) H2NNH3ClO4 a) solo I b) solo II c) solo III d) II y IV e) ninguna de las anteriores

  31. 3.-Se tienen las siguientes soluciones: a) 250 ml una solución A formada por 4, 6 g de HCN. b) 4,5 g de NaCN disueltos en 500 ml de solución B c) 300 ml de solución C de NaOH 0,3 M d) 65 g de NH3 disueltos en 250 ml de solución D Calcule: 1) el pH de la solución A y solución D 2) el pH de la mezcla de las soluciones A y B 3) el pH que resulta de agregar la solución C a la mezcla anterior (punto 2) 4) el pH de la mezcla de las soluciones C y D. Kb NaOH >>1 Ka HCN: 4,5 x 10 -6, Kb NH3: 1.78 x10-5 MA Na: 23 g/mol; MA C: 12 g/mol MA N:14 g/mol