CONCENTRACIONES DE IONES HIDRONIO EN DISOLUCIONES DE ACIDOS DEBILES

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Observe que el error introducido con la suposición es de alrededor de un 0,5 % cuando la relación CHA/Ka es 104. Este error aumenta hasta cerca de 1,6 % cuando la relación es 103, hasta cerca de 5% cuando la relación es 102 y hasta casi un 17 % cuando es 10. En la Figura 3 se muestra este efecto:

[pic 6]

[pic 7]

Ejercicios:

- Calcule la concentración de iones hidronio en una solución de ácido nitroso 0,120 M.

- Calcule la concentración de iones hidronio en una disolución de clorhidrato de anilinio C6H5NH3Cl de concentración 2 x 10 -4 M.

CONCENTRACIONES DE IONES HIDRONIO EN DISOLUCIONES DE BASES DEBILES

El procedimiento descrito para los ácidos débiles, se adapta perfectamente a las disoluciones de bases débiles:

Por ejemplo: calcule la concentración de iones hidroxido de una disolución de NH3 0,0750 M. HAGA LA DEDUCCION COMPLETA.

Los equilibrios principales son:

NH3 + H2O [pic 8]NH4+ + OH– (Ec 12) Kb = [NH4+] [OH-]

[NH3]

2 H2O [pic 9] H3O+ + OH- (Ec 13) Kw = [H3O+] [OH-]

Según lo antes explicado, para un para ácido base conjugado se puede aplicar la relación:

Kw = Ka x Kb , ya que el NH4+ es el acido conjugado del NH3:

NH4+ + H2O [pic 10]NH3 + H3O+ Ka = 5,70 x 10 -10

Kb = Kw = 1. 00 x 10 -14 = 1,75 x 10 -5

Ka 5,70 x 10 -10

De esta manera al estudiar las reacciones involucradas tenemos que los iones hidroxidos producidos en la primera reacción inhiben la disociación del agua en una extensión tal que la contribución de los iones hidroxido que provienen del segundo equilibrio es insignificante. En estas circunstancias:

[NH4+] ≈ [OH-] (Ec 14)

La suma de las concentraciones molares de la base débil (NH3) y su ácido conjugado (NH4+)) debe ser igual a la concentración analítica de la base CNH3, ya que la disolución no contiene otra fuente de iones NH4+. Entonces

CNH3 = [NH4+] + [NH3] (Ec 15)

Al sustituir la [NH4+] por [OH-] en la ecuación 4, se tiene:

CNH3 = [OH-] + [NH3] (Ec 16)

Reorganizando, se tiene:.

[NH3] = CNH3 - [OH-] (Ec 17)

Cuando se sustituyen las ecuaciones 3 y 6 en la expresión de Kb, se tiene:

Kb = [OH-]2 (Ec 18)

CNH3 - [OH-]

Que al reorganizarla da:

[OH-]2 + Kb [OH -] - Kb CNH3 = 0 (Ec 19)

La resolución positiva de esta ecuación es:

[pic 11] (Ec 20)

Esta ecuación 9 se puede simplificar en muchos casos si se supone además que la disociación no reduce de manera apreciable la concentración molar de NH3.

Por lo tanto, siempre [OH-] •• CNH3 y CNH3 - [OH-] ≈ CNH3, , la ecuación 7 se reduce a:

Kb = [OH]2 (Ec 21) y

CNH3

[pic 12] (Ec 22)

Ejercicio: Calcule la concentración de iones hidroxido de una disolución 0.01 M de hipoclorito de sodio.

FRACCION DISOCIADA

Para un ácido débil HA, que se encuentra disociado de acuerdo a la reacción:

HA + H2O [pic 13] H3O+ + A- (Ec 23)

La fracción disociada α de un ácido debil se define como la fracción del ácido que se encuentra en forma de su base conjugada (A-). Su ecuación es:

α = [A-] (Ec 24)

[A-] + [HA]

Según la deducción del pH de los ácidos débiles:

CHA = [A-] + [HA]

De esta manera:

α = [A-] x 100 (Ec 25)

CHA

Para un ácido débil la Ka se define:

Ka = [H3O+] [A-]

[HA]

A partir del grado de ionización y de la concentración analítica del ácido se puede calcular la constante de acidez Ka. Si se representa por C la concentración analítica del ácido puede calcularse la constante de ionización Ka, donde α es la fracción de soluto que esta ionizada:

[H+] = C α

[A-] = C α

[HA] = C (1 -α)

Al sustituir en Ka, tenemos:

Ka = (C α) (C α) ⇨ Ka= C2 α2 ⇨

C (1 -α) C (1 -α)

Ka= C α2 (Ec 26) ⇨ Ley de dilución de Ostwald

1 -α

Ejemplo 1: En una dilución 0,10 M de CH3COOH se encuentra ionizado en un 1,34 %. Calcule la constante de ionización Ka

Ejemplo 2: La Ka del CH3COOH es 1.8 x 10 -5. Calcule la concentración de iones hidronio, el tanto por ciento de ionización y el pH del ácido acético 0,2 M.

Ejemplo 3: A que concentración molar está el ácido acético ionizado en un 2 %?

Sea Y = [HAc] y [[H3O+] = [Ac] = α Y

SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

Una solución amortiguadora (también llamada solución reguladora, tampón o buffer) es aquella que limita los cambios de pH cuando se le agregan ácidos o bases o cuando