Equilibro Ionico

Republica Bolivariana de Venezuela

Ministerio de Educación y Deporte

I.U.P Santiago Mariño

Carrera (46) Ingeniería en Mantenimiento Mecánico

Química II, turno diurno Sección “MD”

EQUILIBRIO IÓNICO

Profesora: Ing. Anabel Benavides

Bachiller: Eddie Marcano

Nº de cedula: V-20.763.504

Puerto la Cruz, 29 de Mayo del 2012

INDICE

Introducción 3

Equilibrio Iónico 4

Teoría clásica o de Arrhenius 4

Teoría Protónica de Bronsted - Lowry 4

Ácidos y Bases 5

Clasificación de los ácidos y bases 5

Fuerza de los ácidos y las bases 6

Constante de Equilibrio Iónico 6

La Auto Ionización del agua 9

PH, (pH) 10

Neutralización 11

Hidrólisis 12

Tipos de hidrólisis 12

Constante de hidrólisis 12

Grado de hidrólisis 13

Buffer 13

Qué clase de sustancias químicas son Buffer 13

Efecto del ion común 13

La Solubilidad 14

Tipos de soluciones con respecto a la solubilidad 15

Conclusión 16

Bibliografía 17

INTRODUCCIÓN

No todas las reacciones se llevan a cabo completamente, es decir, no en todas las reacciones los reactivos se transforman completamente en productos, sino que después de cierto tiempo las concentraciones de los productos y reactivos se vuelven constantes y no varían más con el tiempo. A esto se le denomina reacciones en equilibrio, los equilibrios químicos no son estáticos, son dinámicos; es decir, que no se puede suspender la reacción en un momento determinado, sino que se establece una reacción inversa, cuya velocidad se iguala a la de la reacción directa.

Mediante trabajo que se presenta a continuación nos centraremos en estudiar el equilibrio iónico y todos los temas relacionados a este, el cual es un tipo especial de equilibrio químico que se caracteriza por la presencia de especies químicas en solución acuosa, las cuales producen iones. También estudiaremos términos como solubilidad, buffer, hidrolisis entre otros, y encontraremos ejercicios resueltos. Esto nos ayudara a entender de manera sencilla y nos facilitara el resolver ejercicios de acuerdo al tema.

Equilibrio Iónico.

El equilibrio iónico es un tipo especial de equilibrio químico, caracterizado por la presencia de especies químicas en solución acuosa, las cuales producen iones. Las especies que producen en solución cargas son denominadas electrolitos. Un electrolito es cualquier especie que permite la conducción de la corriente eléctrica.

En base a esto, se clasifica a los electrolitos en base a dos criterios:

o Comportamiento en solución: electrolitos ácidos, básicos, y neutros

o Capacidad conductora: electrolitos fuertes y débiles

La disociación de los ácidos en una solución significa la liberación de un protón H+, éste es un proceso de equilibrio, esto quiere decir que disociación y la recombinación ocurren al mismo tiempo con la misma velocidad. La constante de disociación de los ácidos Ka indica qué tan fuerte es un ácido, los ácidos fuertes poseen una Ka de mayor valor (por lo tanto menor pKa). El estudio de estos equilibrios se llama Equilibrio ácido-base.

Teoría clásica o de Arrhenius: Svante Arrhenius, en 1887, llegó a la conclusión de que las propiedades características de las disoluciones acuosas de los ácidos se debían a los iones hidrógeno, H+, mientras que las propiedades típicas de las bases se debían a iones hidróxido, OH- .

Los iones hidrógeno o protones, debido a su pequeñísimo radio (Ⴛ10 -13 cm), no existen como tales en disolución acuosa, sino que están fuertemente hidratados. Resultados experimentales confirman que el ion hidronio o ión oxonio, H30+, es particularmente estable, aunque también éste se encuentra hidratado. Para simplificar, se representan por H+ (aq) o H3O+(aq). El ión OH- se llama frecuentemente ion hidroxilo y también, a veces, ion oxhidrilo. En disolución acuosa se encuentra, así mismo, hidratado.

Por ello propuso la siguiente definición:

En disolución acuosa:

o Ácido es una sustancia que se disocia produciendo H+.

o Bases es una sustancia que se disocia produciendo iones hidróxido, OH-.

Teoría Protónica de Bronsted – Lowry: La teoría de Arrhenius presentaba algunas fallas, debido al hecho de no considerar el papel del solvente en la ionización. De allí que unos años más tarde en 1923 surgiera la teoría protónica de J. N. Bronsted y T. M. Lowry, quienes propusieron como fundamento de su teoría las siguientes definiciones:

o Ácido es una sustancia capaz de ceder un protón.

o Base es una sustancia capaz de aceptar un protón.

Así la ionización del HCl gaseoso en agua tiene ahora otra interpretación: el HCl transfiere un protón al agua dando origen al ion hidronio (H3O+) y al mismo tiempo el ion cloruro.

Según las definiciones de Bronsted y Lowry, el HCl es un ácido porque cedió un protón y el agua es una base porque aceptó un protón.

HCL(g) + H₂O → H₃O˖ + CLˉ

Esta reacción en cierta medida es reversible, así el hidronio cede un protón al ión cloruro para generar las sustancias iniciales. En ambos miembros de la ecuación existen un par de sustancias con las características de ácidos y bases, esto recibe el nombre de par conjugado. Mientras más fuerte sea el ácido, más débil será su base conjugada y viceversa.

Par conjugado

↓ ↓

HCL + H ⇔ HO˖ + CLˉ

Ácido1 Base2 Ácido2 Base1

↑ Par conjugado ↑

Ácidos y Bases

Ácidos y bases, dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de

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