Ácidos y bases 2 -...
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Ácidos
y
Bases
2
Sra. Anlinés Sánchez Otero
Tema: Constante del producto iónico del H2O
Continuación
Constante del producto iónico del agua: Es el valor de la expresión de la constante de equilibrio de la ionización del agua.
Continuación
Ejemplo #1: A 298 K, la concentración de H+ de una solución acuosa es 1.0 x 10-5 M. ¿Cuál es la [OH-] de la solución? ¿Es la solución ácida, básica o neutral?
Datos: [H+]= 1.0 x 10-5 M Kw= 1.0 x 10 -14 M [OH-]=?
Como la [H+] es mayor que [OH-] la solución es ácida.
Ejemplo #2 A 298 K, la solución tiene [OH-] 1.0 x 10-7 M. Determina [H+] y si la reacción es ácida, básica o neutral.
Datos: [OH-]= 1.0 x 10-7 M Kw= 1.0 x 10 -14 M [H+]=?
Como la [H+] es igual que [OH-] la solución es neutral.
Práctica #1
Se da la [OH-] o [H+] en las siguientes soluciones acuosa a 298 K. Determina si la solución es ácida básica o neutral.
a) [H+] = 1.0 x 10-13 M
b) [OH-] = 1.0 x 10-3 M
Tema: El pH – Las [H+] suelen expresarse en números pequeños en notación exponencial.
– Los químicos utilizan una manera más fácil de expresar las [H+], usando una escala de pH basada en logaritmos comunes.
– El pH de una solución es el logaritmo negativo de la concentración iónica de hidrógeno.
pH= - log [H+]
– A 298 K, los pH van de 014 o pH = 0 ácido fuerte
o pH = 14 base fuerte
o pH = 7 neutra
Escala de pH
¿Cómo calcular el pH a partir de la concentración del ion H?
Ejemplo #1 ¿Cuál es el pH de una solución neutral a 298 K?
Datos:
Si es neutral
[H+]=1.0 x 10-7
pH= ?
pH= - log [H+] pH= - log (1.0 x 10 -7 M) pH= 7
Continuación Ejemplo #2 Calcula el pH de una solución con [OH-] = 8.2 x 10 -6 M.
Datos:
[OH-] = 8.2 x 10-6 M
pH? Kw= [H+] [OH-] [H+] = Kw__ [OH-] [H+] = 1.0 x 10-14
8.2 x 10 -6 M [H+] = 1.22 x 10-9 M
pH= - log [H+] pH= - log (1.22 x 10-9 M) pH= 8.91
Práctica #2
Calcula el pH de las soluciones con las siguientes concentraciones:
a) [H+] = 1.0 x 10-2 M
b) [H+] = 3.0 x 10-6 M
c) [OH-] = 1.0 x 10-11 M
Práctica #3 Calcula el pH y el pOH de las soluciones acuosas con las siguientes concentraciones iónicas.
a) [OH-] = 1.0 x 10-6 M
b) [OH-] = 6.5 x 10-4 M
c) [H+] = 3.6 x 10 -9 M
d) [H+] = 0.025 M
Tema: Calculo de concentraciones iónicas a partir del pH Pasos:
1) Se utiliza la ecuación pH= - log [H+]
2) Multiplicar en ambos lados por -1 para eliminar el negativo del logaritmo.
-pH = log [H+]
3) Tomar el antilogaritmo en ambos lados de la ecuación
antilog (-pH) = [H+]
4) Para calcular [H+] sustituye el valor de pH y ya!
Ejemplo #1 ¿Cuáles son los valores de [H+] y [OH-] en la sangre de una persona saludable que tiene un pH de 7.40? Supón que la temperatura es 298 K.
Datos:
pH= 7.40
[H+] =?
[OH-] =?
pH= - log [H+] -pH = log [H+] antilog (-pH) = [H+] antilog (-7.40) = [H+] [H+] = 4.0 x 10-8 M
pH + pOH = 14 pOH= 14- pH pOH= 14 – 7.40 pOH= 6.60
pOH= - log [OH-] -pOH= log [OH-] antilog (-pOH)= [OH-] antilog (-6.60) = [OH-] [OH-] = 2.5 x 10-7 M
Práctica #4 Se tiene el pH de tres soluciones. Calcula [H+] y [OH-] en cada solución.
a) pH = 2.37
b) pH = 11.05
c) pH = 6.50
Cálculo de pH de soluciones de ácidos y bases fuertes
En todos los ácidos monopróticos fuertes la concentración de ácido es igual a la concentración de H+.
Por lo tanto, puedes usar la [ ] de ácido par a calcular el pH.
Ejemplo #1 Calcula el pH de una solución HI 1.0 M
Si la [HI]= 1.0 M, la [H+] también es 1.0 M.
pH= -log [H+]
pH= - log(1.0)
pH = 0
Ejemplo #2 Calcula el pH de una solución KOH 1.0 M [KOH] = [OH-]= 1.0 M pOH = - log [OH-] = -log (1.0 M) pOH = 0 pH + pOH = 14 pH= 14- pOH = 14-0 = 14
Práctica #5
Calcula el pH de las siguientes soluciones.:
a) HNO3 0.050 M
a) Mg(OH)2 2.4 x 10 -5 M
Uso del pH para calcular Ka
Ejemplo #1 El pH de una solución de ácidos fórmico 0.100 M es 2.38. ¿Cuál es el valor de KA para el HCOOH?
Datos:
pH=2.38
[solución]=0.100M
Ka=?
Ecuación de la reacción HCOOH H+ + HCOO-
Expresión de la cte. ionización Ka = [H+] [OH-]__ [HCOOH]
Utilizar pH para calcular [H+]
pH= - log [H+]
[H+] = antilog (-pH) = antilog (-2.38)
[H+] = 4.17 x 10-3 M
Según la formula se observa que por cada ion H+ hay un ion HCOO-. Por lo tanto sus [ ] son iguales.
[HCOO-] = 4.17 x 10 -3 M
Para calcular- [HCOOH]
[HCOOH]= concentración inicial – [H+]
[HCOOH]=0.100 M – (4.17 x 10-3 M)
[HCOOH] = 9.58 x 10-2 M
Sustituir los valores en Ka:
Ka = (4.17 x 10-3 M) (4.17 x 10-3 M)_ (9.58 x 10-2 M) Ka = 1.82 x 10 -4
Práctica #6 Calcula Ka de los siguientes ácidos usando la información a continuación.
a) Solución de H3AsO4 0.20 M pH=1.50
b) Solución de HClO2 0.0400 M pH 1.80
Tema: Neutralización Reacciones entre ácidos y bases: La reacción de neutralización es cuando un ácido y una base reaccionan produciendo sal y agua. Sal compuesto iónico formado por un catión procedente de una base y un catión de un ácido. La neutralización es una rx de doble desplazamiento: Mg(OH)2 (ac) + 2HCl (ac) MgCl2 + H2O
base ácido sal agua
Práctica#7
Escribe las ecuaciones balanceadas de las siguientes reacciones.
1. ácido nítrico e hidróxido de cesio
2. Ácido bromhídrico e hidróxido de calcio
3. Ácido sulfúrico e hidróxido de potasio
4. Ácido acético e hidróxido de amonio