Diapositivas de Equilibrio Iooonico.pptx

INSTITUTO TECNOLOGICO DE SANTO
DOMINGO (INTEC)
TEMA No.3
EQUILIBRIO IONICO
PROFESORA MARIA MILADY RODRIGUEZ BAEZ (MILEDYS)

BASES FUNDAMENTALES DEL EQUILIBRIO
IONICO
• Ionizacion: Proceso mediante el cual una sustancia se disocia
produciendo iones (cationes +, y aniones-).
• Electrolitos: Sustancias que por poseer cargas positivas o negativas,
son capaces de producir corriente electrica.
• CLASIFICACION DE LOS ELECTROLITOS:
• a) Fuertes: se disocian totalmente.
• b) Débiles: se disocian parcialmente.
• Las sustancias que no se disocian se denominan como NO
ELECTROLITOS

EJEMPLOS DE ELECTROLITOS FUERTES,
DEBILES Y DE NO ELECTROLITOS
ELECTROLITOS FUERTES
(COMPUESTOS IONICOS)
ELECTROLITOS DEBILES NO ELECTROLITOS
NaCl CH3COOH CH3OH
HNO3 HNO2 C2H5OH
HClO4 NH3 C6H12O6
Ba(OH)2 H3O+ C12H22O11

ACIDOS Y BASES DE BRONSTED LOWVRY
• Ácidos: sustancias capaces de ceder H+
• Bases: sustancias capaces de aceptar H+
• Cada acido genera una base conjugada, y cada base, un acido
conjugado.
• HCl (ac) + H2O (l) → Cl- (ac) + H3O+ (ac)
• Acido + Base → Base conjugada + Acido conjugado

PROPIEDADES ACIDO BASE DEL AGUA
• CH3COOH (ac) + H2O (l) → CH3COO- (ac) + H3O+ (ac)
• Acido + Base → Base conjugada + Acido conjugado
• NH3 (ac) + H2O (l) → NH4
+ (ac) + OH- (ac)
• Base + Acido→ Acido conjugado + Base conjugada
• El agua tiene carácter anfótero.

FUERZA DE ACIDOS Y BASES (Ka y Kb)
• La mayoría de los ácidos, son débiles, es decir, se ionizan muy poco,
mientras que los fuertes lo hacen totalmente.
• HA (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + A- (ac)
• Ka=
H3O
+
.[𝐴−]
[HA]
• Para una base: B (ac) + H2O (l) BH+ (ac) + OH- (ac)
• Kb=
BH+ .[𝑂𝐻−]
[B]

ALGUNAS CONSIDERACIONES TEORICAS
SOBRE EL VALOR DE Ka y Kb
• Mientras mayor es el valor de Ka y Kb, mayor fuerza tienen las
especies, es decir, se disocian mas.
• El inverso de Ka y Kb, es el pKa y el pKb respectivamente
• pKa= -log Ka pKb= -log Kb
• Mientras mayor es el valor de pKa o de pKb, menor es la fuerza de la
especie quimica.

VALORES DE Ka, Kb, pKa, y pKb
En orden decreciente de su fuerza, coloque los ácidos y bases según los
siguientes valores:
HF> HNO2 > CH3COOH : Ácidos
(CH3 )2NH > CH3NH2 > NH3: Bases
ACIDO Ka pKa BASE Kb pKb
HF 7.2X10-4 3.14 NH3 1.8X10-5 4.74
HNO2 4.8X10-4 3.35 CH3NH2 5X10-4 3.30
CH3COOH 1.8X10-5 4.74 (CH3 )2NH 7.4X10-4 3.13

PRODUCTO IONICO DEL AGUA
• H2O (l) H+ (ac) +OH- (ac)
• Kw= [H+][OH-]
• Otra forma:
• H2O (l) + H2O (l) OH- (ac) + H3O+ (ac)
• Kw= [H3O+][OH-]
• Experimentalmente y a 25°C, se ha determinado que la
• [H+]=[OH-]= 1.0X10-7 M
• Kw= [H+][OH-]= [1.0X10-7][1.0X10-7]=1.0X10-14

IDENTIFICACION DE LA ACIDEZ, NEUTRALIDAD
O ALCALINIDAD
• [H+][OH-]=[H3O+][OH-]
Cuando :
• [H3O+]>[OH-] : disolucion acida
• [H3O+]<[OH-]: disolucion básica o alcalina
• [H3O+]=[OH-]: disolucion neutra
•

DETERMINACION DEL PH Y EL POH
• Kw= [H+][OH-]
• Kw= [H+][OH-]= 1.0X10-14
• -log1.0X10-14 = -log [H+]-(- log[OH-]) = -log [H+] + log[OH-]
• 14= pH + pOH
• Las disoluciones acidas [H+]> 1.0X10-7 M
• Las disoluciones básicas [H+]< 1.0X10-7 M
• Las disoluciones neutras [H+]= 1.0X10-7 M

NOTAS SOBRE LA ESCALA DE pH
• Independientemente que la escala de pH se establece como desde 1
a 14 para algunos potenciómetros o medidores de pH, los valores
pueden ser menores que 1 y mayores de 15.
• En disoluciones de disoluciones de carácter fuerte cuyas
concentraciones son 10M el pH= -1 o puede ser cero si la
concentracion de [H+]= 1, también puede llegar a pH= 15 cuando la
• [H+]= 1.0X10-15

DETERMINACION DE pH y pOH PARA
ELECTROLITOS FUERTES
• 1. Calcular el pH y el pOH para una disolución acuosa de Ba(OH)2 de
concentración 0.03 M.
• El compuesto Ba(OH)2 es un electrolito fuerte, es decir, se disocia
totalmente en sus partes constituyentes cuando se disuelve en agua:
• Ba(OH)2 → Ba+2 (ac) + 2 OH- (ac)
• T: 1 mol → 1 mol + 2 mol
• I: 0.03 M →0 M + 0 M)
• C: -0.03 M → 0.03 M + 2(0.03)
• F: 0 → 0.03 M + 0.06 M
• [OH] = 0.06 M, CON ESE DATO SE CALCULA pOH

CONTINUACION………………….
pOH= -log [OH]= -log [0.06]= - (-1.22) = 1.22
pH= ?
pH + pOH= 14
pH= 14 –pOH= 14- 1.22= 12.778
2. Calcular el pH y el pOH para una disolución acuosa de HNO3 de concentración 0.05 M
El HNO3 es un electrolito fuerte:
HNO3 → H+ (ac) + NO3
- (ac)
• I: 0.05 M → 0 M + 0 M
• C: -0.05 M → 0.05 M + 0.05 M
F: 0 → 0.05 M + 0.05 M
• [H+] = 0.05 M, CON ESE DATO SE CALCULA pH

CONTINUACION…………
• pH= -log [H+]= -log [0.05]= 1.30
• pH + pOH= 14
• pOH= 14 –pH= 14- 1.30= 12.7.
• 3. Determine el pH y la concentración de H+ de una disolución acuosa
0.62 M de NaOH.
NaOH → Na+ (ac) + OH- (ac)
• I: 0.62 M → 0 M + 0 M
• C: -0.62 M → 0.62 M + 0.62 M
• F: 0 → 0.62 M + 0.62 M
• [OH] = 0.62 M, CON ESE DATO SE CALCULA pOH

CONTINUACION……………
pOH= -log [OH]= -log [0.62]= 0.2076 =
pH= ?
pH + pOH= 14
pH= 14 –0.2076= 13.79
[H+] ?
pH= -log [H+]
[H+]= 10-pH = 10-13.79 = 1.6x10-14
Como es una base, [H+] es muy muy baja.

DETERMINACION DEL pH y pOH PARA
ELECTROLITOS DEBILES
• 1. a) Determine las concentraciones de las especies químicas en
equilibrio del HClO de concentracion 0.10 M si el valor de Ka = 3.5x10-8
b) El pH de la disolución.
• HClO (ac) + H2O(l) ClO- (Ac) + H3O+ (ac)
I: 0.10 M 0 0
C: -X X X
E: 0.10- X X X

CONTINUACION………………..
• Se expresa la Ka, aplicando los mismos principios del equilibrio quimico:
• Ka=
[ClO−][H3O+]
[HClO]
=
[X][X]
[0.10 −X]
• Sustituyendo:
• 3.5x10-8 =
[X][X]
[0.10 −X]
• 3.5x10-8 x 0.1= X2
• 3.5x10-9 = X2 Aplicando raíz cuadrada: 3.5x10−9 = X2
X = 5.92x10-5
•
Es valor se puede descartar
cuando el exponente de Ka es
menor igual a -3

CONTINUACION……………..
• Las concentraciones en el equilibrio son:
• ClO− = [H3O+] = X= = 5.92x10-5 M
• [HClO]= [0.10 −X]= [0.10 −5.92x10−5]= 0.10M
• b) pH= -log [H3O+] = -log [0.10] = 4.23

CONTINUACION DE DETERMINACION……………
2. El pH de una disolución acuosa de CH2ClCOOH es 1.92 y su
concentración es 0.115 M. Determine el valor de Ka de acuerdo a la
siguiente ecuación :
CH2ClCOOH (ac) + H2O(l) CH2ClCOO- (Ac) + H3O+ (ac)
Datos: CH2ClCOOH = 0.115 M pH= 1.92
pH= -log [H3O+]
H3O+ = 10−1.92 = 0.012 M = X

CONTINUACION…………..
• CH2ClCOOH (ac) + H2O(l) CH2ClCOO- (Ac) + H3O+ (ac)
I: 0.115 M 0 0
C: -X X X
E: 0.10- 0.012 0.012 0.012
• Ka=
[CH2ClCOO−][H3O+]
[CH2ClCOOH]
=
[0.012][0.012]
[0.10− 0.012]
= 1.39x10-3
•

• 3. El CH3COOH está ionizado en un 4.2 % en una disolución acuosa de
concentración 0.0100 M. determine el valor de Ka y el pH.
• CH3COOH (ac) + H2O(l) CH3COO- (Ac) + H3O+ (ac)
• Datos: está ionizado en un 4.2 % , quiere decir que por cada 100
moles de CH3COOH disueltos en agua, solo 4.2 moles de este se
disocian, por lo que como la concentracion es 0.0100 M, se debe
calcular los moles que se transforman en los iones correspondientes:
• 0.0100 molx
4.2 𝑚𝑜𝑙
100 𝑚𝑜𝑙
= 4.2x10-4 mol es decir, solo se desprendieron
• 4.2x10-4 moles, es decir X= 4.2x10-4

CONTINUACION………….
I: 0.0100 M 0 0
C: - 4.2x10-4 4.2x10-4 4.2x10-4
E: 0.0100- 4.2x10-4 4.2x10-4 4.2x10-4
• Ka=
[CH3COO−][H3O+]
[CH3COOHl]
=
[4.2x10−4][4.2x10−4]
[0.0100 −4.2x10−4]
= 1.84x10-5
pH=-log [H3O+]= -log [4.2x10−4] = 3.337

EJERCICIOS PROPUESTOS
• 4. Determine el % de ionización de una disolución acuosa de del
CH3COOH de concentración 0.10 M.
• CH3COOH (ac) + H2O(l) CH3COO- (ac) + H3O+ (ac)
• 5. Calcular el ka y el pH de una disolución acuosa de HCN de
concentración 1.0 M que se ioniza en un 0.010% a 18 °C.
• HCN (ac) + H2O(l) CN- (ac) + H3O+ (ac)

RESOLUCION DEL PRIMER EJERCICIO
PROPUESTO…………...
• CH3COOH (ac) + H2O(l) ↔ CH3COO- (ac) + H3O+ (ac)
• I: 0.10 M ↔ 0 0
• C: - X ↔ X X
• E: 0.10- X ↔ X X
• Ka=
[CH3COO−][H3O+]
[CH3COOHl]
=
[X][X]
[0.10−X]
Se descarta…….
• 1.84x10-5 =
[X][X]
[0.10]
1.84x10-6 = X2

• X= 1.84x10
− 6
= 1.34x10-3 este valor es la cantidad que se disocia
o ioniza del CH3COOH original cuya concentración era 0.10M.
• Quiere decir, que 0.10 m representa el 100% entonces 1.34x10-3
representa:
• 1.34x10-3 100%
0.10
= 1.34 % de ionización, es decir, de cada 100 moles,
solo se disocia 1.34 mol, por eso es un electrolito débil.
• ¿Cuáles son las concentraciones en el equilibrio?

EFECTO DELO ION COMUN
• Este efecto se refiere a que cuando el equilibrio de un electrolito
débil se altera por la adición de uno de sus iones provenientes de
otras fuentes, la ionización del electrolito débil se inhibe:
• EJEMPLO para el sistema en equilibrio:
• Si se le añade una sal que es su base conjugada que como es un
electrolito fuerte, se disocia totalmente:
• CH3COONa (ac) + H2O(l) CH3COO- (ac) + Na+ (ac)
• De acuerdo al Principio de Le Chatelier? Hacia donde se desplaza el
equilibrio?
Ion común

CONTINUACION………….
• El equilibrio se desplaza hacia la izquierda, es decir, hacia la
regeneración del reactivo, impidiendo su disociación.
• Otro ejemplo el siguiente sistema en equilibrio:
• NH3 (ac) + H2O(l) NH4
+ (ac) + OH- (ac)
• NH3Cl + H2O(l) NH4
+ (ac) + Cl- (ac)
?Hacia donde se desplaza el equilibrio?
Hacia la izquierda
Iones comunes

EFECTO DEL ION COMUN Y DISOLUCIONES
AMORTIGUADORAS (REGULADORAS O BUFFERS)
• Disoluciones amortiguadoras o Buffer: son disoluciones constituidas
por un par acido base conjugado, es decir, contiene tanto al acido
como a la base en concentraciones razonables. Cuando se añade un
ácido fuerte, reacciona la parte básica y si se le añade una base
fuerte, la parte acida reacciona con la base añadida impidiendo la
alteración del pH de la disolución reguladora.
• En general, una disolución amortiguadora o Buffer está formada por:
a) Un ácido débil y su base conjugada (proveniente de una sal) o una
base débil y su acido conjugado (proveniente de una sal)
•

EFECTO DEL ION COMUN Y DISOLUCIONES
AMORTIGUADORAS (REGULADORAS O BUFFERS)
• Ecuación Henderson_ Hasselbalch: Esta ecuación se puede usar
cuando la relación de las concentraciones de la base conjugada /
concentración del ácido debe estar entre los limites 0.10 menor que
10. Funciona solamente para los casos en que M_menos x es
aproximadamente igual a M.
• Para una disolución amortiguadora acido débil base conjugada:
• pH= pKa + log [ Base conjugada (sal) ]/[acido débil ]
• Para una disolución amortiguadora base débil acido conjugado
• pOH= pKb + log [ acido conjugado]/[base débil ]

EJERCICIOS DE DISOLUCIONES
AMORTIGUADORAS
• 1.a) Calcule la concentración de todas las especies en el equilibrio el
pH de una disolución acuosa de CH3COOH 0.10 M si Ka= 1.8x10-5 b)
Determine el cambio del pH si a la disolución 0.10 M se le añade una
pequeña cantidad de CH3COONa 0.20 M y asumiendo que el volumen
de la disolución final no cambia apreciablemente.
• RESOLUCION 1.a) y b) Datos : Ka= 1.8x10-5
I: 0.10 M 0 0
C: - X X X
E: 0.10 –X X X

Ka=
[CH3COO−][H3O+]
[CH3COOHl]
=
[x][x]
[0.10 −𝑋]
Se descarta
• 1.8x10-5 =
X2
[0.10 ]
1.8x10-6 = X2
• X = 1.8x10−6 = 1.34x10-3
•
Las concentraciones en el equilibrio son:
[CH3COOH]= O.10 − 𝑋 = O.10 −1.34x10−3 = 0.099 M = 0.10 M
[H3O+]= [CH3COO−] = 1.34x10-3
pH=-log [H3O+]= -log [1.34x10−3] = 2.87

• ?% ? De ionizacion?
• b) Determine el cambio del pH si a la disolución 0.10 M se le añade
una pequeña cantidad de CH3COONa 0.20 M y asumiendo que el
volumen de la disolución final no cambia apreciablemente.
• DATOS: Se tiene una disolucion amortiguadora
• CH3COOH/ CH3COONa

• En el primer equilibrio:
• : 0.10 –X X X
• Al añadir el CH3COONa 0.20 M:
• : 0.10 –X X + 0.20 X

CONTINUACION…………………..
• Ka=
[CH3COO−][H3O+]
[CH3COOHl]
=
[0.20 + 𝑋 ][X]
[0.10 −X]
•1.8x10-5 =
0.20X
[0.10 ]
1.8x10−5
0.20
= X
• X= 9x10-5
• pH=-log [H3O+]=−log [H3O+]= −log [9x10−5] =5.05
• Cambio del pH= 5.05 - 2.87 = 2.18
• Determine el % de disociación ?
Se descarta a +X
y a -X

OTRA FORMA DE HALLAR EL pH DE UNA
DISOLUCION AMORTIGUADORA
• Ecuación Henderson_ Hasselbalch
• Para una disolución amortiguadora acido débil base conjugada:
• El ejercicio anterior:
• pH= -log 1.8x10-5 + log [ 0.20 ]/[0.10 ] = 5.05

ACCION AMORTIGUADORA
• Las disoluciones amortiguadoras se componen de un par acido base
conjugado que contiene tanto al acido como a la base en
concentraciones razonables.
• Si se le añade una base fuerte, esta reaccionara con la parte acida de
la disolucion amortiguadora.
• Si se le añade una un acido fuerte, este reacciona con la parte básica
de la disolucion amortiguadora.

EJERCICIO MUESTRA
• Se tiene 1L de una disolución amortiguadora que es 0.100 M de
CH3COOH y 0.100 M de CH3COONa, determine : a) el pH de la
disolución. b) Si se le añade 0.010 mol de NaOH sólido, determine la
concentración de hidronio y el pH. Asumir que no hay cambio de
volumen por la adición del NaOH. c) Si a la disolución amortiguadora
original se le añade 0.010 moles de HCl, determine la concentración
de hidronio y el pH.
• Datos:[ CH3COOH] = 0.100 M
• [CH3COONa] = 0.100 M

APLICANDO LA ECUACION DE Ecuación
Henderson_ Hasselbalch
• a) pH?
• pH= -log Ka + log [ 0.100 ]/[0.100 ]
• pH = -log 1.8x10-5+ log [ 0.100 ]/[0.100 ]= 4.74
• Al añadir un acido fuerte o una base fuerte, se demuestra que el
cambio de pH es insignificante

• b) Si se le añade 0.010 mol de NaOH sólido, determine la
concentración de hidronio y el pH. Asumir que no hay cambio de
volumen por la adición del NaOH.
• Datos:
• El equilibrio es el siguiente:
• Acido Base
• Si se añade una base fuerte reaccionara con la parte acida de la
disolucion amortiguadora

• El electrolito fuerte tiene la concentracion:
• M= n/V= 0.01 mol/1L= 0. 01 M
• Se disocia totalmente:
• NaOH → Na+1 (ac) + OH- (ac)
• I: 0.01 M →0 M + 0 M
• C: -0.01 M → 0.01 M + 0.01
• F: 0 → 0.01 M + 0.01 M

CONTINUACION……………….
• En el equilibrio las concentraciones son:
• 0.100 M 0.100
• El NaOH reaccionara con la parte acida, es decir:
• CH3COOH + NaOH CH3COONa + + H2O(l)
I: 0.100 M 0.01M 0.100M
C: -0.01 M -0.01M +0.01 M
F: 0.09 M 0 0.110 M
En el nuevo equilibrio:
CH3COOH (ac) + H2O(l) CH3COO- (ac) + H3O+ (ac)
0.09 M 0.110 M ?

•
• [H3O+] = 1.47x10-5
pH= - log [H3O+]= -log 1.47x10-5 pH= 4.83
∆pH= 4.83- 4.74 = 0.09 un cambio muy pequeño así se pone en
evidencia el carácter amortiguador de las disoluciones amortiguadoras
Ka=
[CH3COO−][H3O+]
[CH3COOHl]
1.8x10-5 =
[0.110][H3O+]
[0.09]

• c) Si a la disolución amortiguadora original se le añade 0.010 moles
de HCl, determine la concentración de hidronio y el pH.
• En el equilibrio las concentraciones son:
• 0.100 M 0.100
• Al añadir un acido fuerte, en este caso el HCl 0.01 M debe reaccionar
con la base:
• HCl + CH3COO- CH3COOH + Cl-
I: 0.01 M 0.100M 0.100M
C: -0.01 M -0.01M +0.01 M
F: 0 0.09 M 0.110 M

En el nuevo equilibrio:
CH3COOH (ac) + H2O(l) CH3COO- (ac) + H3O+ (ac)
0.110 M 0.09 M ?
• Ka=
[CH3COO−][H3O+]
[CH3COOHl]
• 1.8x10-5 =
[0.0 9 ][H3O+]
[0.1 1 0 ]
[H3O+] = 2.2x10-5
• pH= - log 2.2x10-5 = 4.66
∆pH= 4.66- 4.74 = -0.08 un cambio muy pequeño así se pone en
evidencia el carácter amortiguador de las disoluciones amortiguadoras
•

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