quimica general e inorganica facultad de farmacia y bioquimica (uba)

1. Hidrólisis de sales 21-4-05

3. CH3COOH + H 2 O H 3 O + + CH3COO - Si las concentraciones de [CH3COOH] y [CH3COO  ] son iguales el [ H+] = Ka Entonces pH = pKa Ácidos débiles [ H 3 O +  [ CH3COO -  Ka = [ CH3COOH  [ H 3 O +  = Ka . [ CH3COOH  [ CH3COO - 

4. B + H 2 O BH + + OH - Bases débiles [ BH +  [OH -  Kb = [B  Ci-x x x x . x Kb = Ci - x

5. H 2 O CH3COOH  H + + CH3COO  Ka = [CH3COO  ] [ H+] / [CH3COOH] [ H+] = Ka. [CH3COOH] [CH3COO  ] Si las concentraciones de [CH3COOH] y [CH3COO  ] son iguales el [ H+] = Ka Entonces pH = pKa pH y pKa

6. NH3 + H 2 O NH4 + + OH - [OH-]= Kb . [ NH3  [ N H4 +  Si las concentraciones de [NH3] y [NH4+ ] son iguales el [ OH-] = Kb Entonces pOH = pKb pOH y pKb [ N H4 +  [OH -  Kb = [ NH3 

7. 7.21 7.21 6.2x10-8 H2PO4-  HPO42-+H 6.38 6.38 4.2x10-7 CO3H2  CO3H-+ H+ 4.74 4.74 1.8x10-5 AcH  Ac- + H+ 1.88 1.88 1.3x10-2 HSO4-  SO42-+H+ pH [ácido]=[base] pKa Ka Reacción

9. Fuerza relativa de pares conjugados ácido -base

10. Hidrólisis de sales 1.- Sales de ácido fuerte y base fuerte solubles. 2.- Sales de base fuerte y ácido débil solubles. 3.- Sales de bases débiles y ácidos fuertes solubles. 4.- Sales de bases débiles y ácidos débiles solubles.

11. 1- SALES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE FUERTE NaCl (s)  Na + (ac) + Cl  (ac) H 2 O (l) + H 2 O (l)  OH  (ac) + H 3 O + (ac) Las soluciones de este tipo de sales son neutras (pH= 7), porque ni su catión, ni su anión reaccionan con el agua.

12. 2- SALES DE BASE FUERTE Y ÁCIDO DÉBIL SOLUBLES H 2 O CH3COONa (s)  Na + (ac) +CH3COO  (ac) H 2 O (l) + H 2 O (l)  OH  (ac) + H 3 O + (ac) CH3COO  (ac) + H 2 O (l)  CH3COOH (ac) + OH  (ac) K b = [ CH3COO H] . [OH  ] . [CH3COO  ]

13. 2- SALES DE BASE FUERTE Y ÁCIDO DÉBIL SOLUBLES Si se multiplica el numerador y el denominador de esta expresión por [H 3 O + ], se tiene: Kw K b = [ CH3COO H] . [OH  ] . [H 3 O + ] . [CH3COO  ] . [H 3 O + ]

14. 2- SALES DE BASE FUERTE Y ÁCIDO DÉBIL SOLUBLES Esta reacción provocará un exceso de OH  y la solución se hará básica ( pH > 7). K b = K w = [CH3COOH ] . [ OH  ] = 1 x 10  14 = 5,6 x 10  10 K a [CH3COO  ] 1,8 x 10  5 Entonces en el caso particular de estas sales, la expresión de K H será:

15. 3- SALES DE BASES DÉBILES Y ÁCIDOS FUERTES SOLUBLES. H 2 O NH 4 Cl (s)  Cl  (ac) + NH 4 + (ac) H 2 O (l) + H 2 O (l)  OH  (ac) + H 3 O + (ac) Si hidrolizamos el catión: NH 4 + (ac) + H 2 O (l)  NH 3 (ac) + H 3 O + (ac)

16. 3- SALES DE BASES DÉBILES Y ÁCIDOS FUERTES SOLUBLES. NH 4 + (ac) + H 2 O (l)  NH 3 (ac) + H 3 O + (ac) K a = Kw = [NH 3 ] . [H 3 O + ] = 5,6 x 10  10 M Kb [NH 4 + ] Esta reacción provocará un exceso de H 3 O + y la solución se hará ácida ( pH < 7).

17. 4.- SALES DE BASES DÉBILES Y ÁCIDOS DÉBILES SOLUBLES . Por ello se habla de tres casos, según sean los valores de las constantes de ionización del ácido y la base. Esto es: a.- Sales de bases débiles y ácidos débiles para las cuales: K b = K a El pH es aproximadamente 7. b.- Sales de bases débiles y ácidos débiles par las cuales: K b > K a El pH es ligeramente mayor a 7. c.- Sales de bases débiles y ácidos débiles para las cuales: K b < K a El pH es ligeramente menor a 7.

18. a.- K b = K a CH3COO NH 4  NH 4 + (ac)+ CH3COO  (ac) NH 4 + (ac) + H 2 O (l)  NH 3 (ac) + H 3 O + (ac) K H = K w /K b CH3COO  (ac) + H 2 O (l)  CH3COOH (ac) + OH  (ac) K b = K w /K a K a = 1,8 x 10 -5 K b =1,8 x 10 -5 Esta reacción no provocará excesos ni de H 3 O + , ni de OH  . La solución será neutra ( pH = 7).

19. b.- K b > K a NH 4 CN  NH 4 + (ac)+ CN  (ac) NH 4 + (ac) + H 2 O (l)  NH 3 (ac) + H 3 O + (ac) K H1 = K w /K b CN  (ac) + H 2 O (l)  HCN (ac) + OH  (ac) Kb = K w /K a K a = 4 x 10  10 K b =1,8 x 10 -5 Kb > Ka Esta reacción provocará exceso de OH  . La solución será básica ( pH > 7).

20. c.- K b < K a NH 4 F  NH 4 + (ac)+ F  (ac) NH 4 + (ac) + H 2 O (l)  NH 3 (ac) + H 3 O + (ac) K H = K w /K b F  (ac) + H 2 O (l)  HF (ac) + OH  (ac) K b = K w /K a K a = 7,2 x 10  4 K b = 1,8 x 10 -5 Esta reacción provocará exceso de H 3 O + . La solución será ácida ( pH< 7).

21. Características de iones metálicos Todos los iones metálicos reaccionan con el agua, pero es mucho mayor para los cationes metálicos pequeños y de carga elevada como el Al +3 , Cr +3 , Fe +3 , Bi +3 y Be +2 . En general se desprecia la interacción de los iones de los metales alcalinos y de las mayoría de los alcalinoterreos.

23. Al(H 2 O) 6 3+ + H 2 O  Al (OH)(H 2 O) 5 2+ + H 3 O + Hidrólisis de iones metalicos

24. Hidrólisis de iones metálicos Al(H 2 O) 6 3+ + H 2 O  Al (OH)(H 2 O) 5 2+ + H 3 O + [ Al (OH)(H 2 O) 5 2+ ]. [ H 3 O + ] Ka = ________________________ = 1.3 x 10 -5 [ Al(H 2 O) 6 3+ ] El pH será ácido.

25. pH de soluciones mixtas AcH(aq) + H 2 O A- (aq) + H3O+ pH = pKa + log [A-]/[AcH] Ecuacion de Henderson –Hasselbalch El pH de una solucion de acido debil aumenta cuando se añade una sal que contenga su base conjugada.