Equilibrio ionico

Equilibrio ionico

1. Realizado por: Gómez S. Héctor C.I.27999726 Escuela: Ingeniería Química (49) Instituto Universitario Santiago Mari ñ o Ampliaci ó n Maracaibo C á tedra : Química Prof :   Ing Loreny Belandria     Maracaibo, 6 /12/2021   Equilibrio Iónico

2. Equilibrio iónico (Concepto) El equilibrio químico son procesos reversibles, o sea que los productos resultante de una reacción pueden, en parte, volverse a combinar y originar de nuevo las sustancias iniciales hasta alcanzar un estado de equilibrio. Donde el cambio de energía libre es igual a cero (0). El equilibrio iónico no es mas que un tipo de equilibrio químico pero específicamente estudia los sistemas en disolución acuosa entre especies iónicas debido a su importancia en diversas aéreas de la química: industrial, análisis químico o en bioquímica.

3. 2. Características Es un tipo de equilibrio químico. Los ejemplos más comunes de equilibrio iónico son aquellos que involucran  ácidos y bases  en solución acuosa. Una solución se clasifica como  electrolito fuerte  por la gran cantidad de especies iónicas liberadas en la solución. Un  electrolito débil  tiene un número reducido de iones. El equilibrio se mide por la  constante de equilibrio  y el grado de equilibrio. Para que esto ocurra, la temperatura debe ser constante y el sistema no tiene intercambio con el medio ambiente .

4. El equilibrio iónico se diferencia del equilibrio molecular, pues en el iónico tenemos la presencia tanto de moléculas como de partículas iónicas en la mezcla en equilibrio.  Para  un equilibrio iónico deben existir los electrolitos (aquellos que tienen la capacidad de conducir corriente eléctrica). Los electrolitos fuertes son aquellos que su concentración predomina. Los electrolitos débiles son donde los 2 componentes no se disocian por completo. También existen los no electrolitos.

5. Ácido es un compuesto covalente que se ioniza en agua y libera H +  en solución, formando iones hidronio H 3 El + . Base es un compuesto iónico que se disocia en agua y libera iones OH –” Teoría de Bronsted y Lowry ” . Existen sustancias que no contienen iones hidrogeno y se comportan como ácidos por ende, acido es toda sustancia molecular o iónica capaz de aceptar un par de electrones para compartirlos . “ Teoría de Lewis”. Los ácidos reaccionan con las bases fácilmente obteniendo al neutralizarse las sales. CO2 + CaO CaCO3 Acido base sal. Ej : Ej : HA + B BH + + A- Acido base H+

6. La teoría de equilibrio iónico dice que si una base es capaz de captar protones, en ese instante y al lado de los productos, y en esa misma reacción, se convierte en acido ya que posee un protón que puede ceder y este es el concepto de “ acido conjugado” … …A su vez cuando un protón en esa misma reacción y al otro lado, en los productos se convierte en base ya que seria capaz de aceptar el mismo protón que rechazo, esta es la definición de “ base conjugada del acido” . Estos dos pares son los llamados “ pares acido-base conjugados” . Ecuación general acido-base HA + B BH + + A- Acido1 base2 Acido2 base1 H+

7. El acido es fuerte cuando tiene una gran tendencia a ceder un protón a otra molécula. La base es fuerte cuando la gran tendencia es a captarlo. La tendencia a captar o recibir protones es relativa, depende de la sustancia frente a la que actúan… …Por esta razón se toma el agua como sustancia de referencia . Todos los acidos clasicos ( HCl , HNO3, H2SO4) son dadores de protones asi como los iones NH+4, HSO-4, etc … Acido1 Base2 Base1 Acido2 HNO3 H2O NO-3 H3O+ NH + 4 OH- NH3 H2O HSO-4 OH- SO4 H2O 2H3O+ S= 2H2O H2S H2O HCO-3 OH- H2CO3 + +

8. Para obtener la constante de equilibrio iónico: * Constante de disociación acida; p ara los ácidos, se usa la constante de ionización, que se define a partir de K a . Cuanto mayor sea su valor mas desplazado estará el equilibrio hacia la derecha y mas fuerte será el acido. *Constante de disociación básica: para las bases, se utiliza la constante de disociación, que se define a partir de K b . Ejemplo : En una reacción de acido tipo HA: HA + H2O A- + H3O+ La expresión de la constante es K=[A-].[H3O+]/[HA].[H2O] D ebido a que la concentración de agua es prácticamente constante la incluimos en la constante de equilibrio: Ka = K .[ H2O] = [ A-].[H3O +]/[HA]

9. La importancia de los  ácidos , las  bases  y las   sales   (producto de la reacción de un ácido y una base) es amplia: Sin ácidos y bases no se podría fabricar una multitud de sustancias entre las que figuran fertilizantes, pigmentos, sales, productos del petróleo, fibras sintéticas, vidrio, etc. Por ejemplo los ácidos, las bases y las sales son indispensables en la agricultura, pues muchas plantas requieren un medio ligeramente ácido para crecer. La acidez y la basicidad desempeñan un papel fundamental en el comportamiento de ciertos sistemas químicos, biológicos y geológicos. Algunos medicamentos, como el ácido ascórbico y la penicilina, son estables en medios ácidos, pero no en medios básicos. 3. Utilidad a nivel industrial

10. Algunos ejemplos de este tipo de sustancias fabricados en la industria química y que encontramos y usamos en nuestra vida diaria son: De ácidos: vinagre , cerveza

11. De bases: jabones , antiácidos , detergentes …

12. De sales: sal, antiácidos , fertilizantes …

13. 4 . Utilidad a nivel de laboratorio La utilidad se le da para conocer la escala de PH de las sustancias. El valor del PH de una disolución tiene una gran influencia en muchos procesos químicos y biológicos por lo que su conocimiento es muy valioso. Se mide con un “ pehachimetros ” aunque también directamente. El agua en su disociación actúa como acido y base. H 2 O + H 2 O OH- + H 3 O+ Acido1 base2 base1 acido2 La constante de equilibrio de auto-ionización del agua es K w (producto iónico), que es el producto de K a , constante de acidez y entre K b , constante de basicidad. Experimentalmente se ha comprobado que su valor a 25 ºC es 10 -14 Si el agua es neutra : K a =10 -7 y Kb=10 -7 Si el agua es acida: K a es mayor que 10 -7 . Si es básica: K b es mayor que 10 -7 . K w = [OH-].[H 3 O+]

14. 1.Conociendo la constante de disociación acida del acido acético ( Ka =1,8x 10 -5 ) calcular la constante de disociación Kb de su base conjugada el ion acetato. Solución Las reacciones con el agua del CH3-COOH y del CH3-COO- son respectivamente: CH3 - COOH + H2O CH3 - COO- +H3O+ Ka = 1,8x1 -5 CH3 – COO- + H2O CH3 – COOH + OH- Kb=? De las expresiones Ka = [CH3 - COO-]. [H3O+]/ [CH3 – COOH] y Kb= [CH3 – COOH]. [OH-]/ [CH3].[COO-] deducimos inmediatamente que Ka.Kb = CH3 - COO-]. [H3O+]/ [CH3 – COOH] x [CH3 – COOH]. [OH-]/ [CH3].[COO-] = [ H3O +].[OH-] =Kw; Ka.Kb =Kw= 10 -14 . Como en el caso que tenemos conocemos el valor de Ka y queremos Kb: Kb= Kw/ Ka = 10 -14 /1,8x 10 -5 =5,5x 10 -10 Ejercicios y soluciones 5. Reacciones de Equilibrio Iónico:

15. 2 .Calcular la concentración de H3O+ de una disolución de PH= 8,5. Solución: 8,5= -log [H3O+]; log [H3O +]=-8,5=0,5-9 De la propia definición de logaritmo decimal tenemos que: 10 0,5-9= [H3O +]; 10 0,5 x 10 -9 = [ H3O +]; [H3O +]= 3,2 x 10 -9 Reacción del agua