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GUÍA DE EJERCICIOS EQUILIBRIO IÓNICO
Área Química
Resultados de aprendizaje
Identifica, interpreta y analiza conceptos básicos sobre equilibrio iónico, para la resolución de ejercicios, desarrollando pensamiento lógico y sistemático.
Contenidos
1 Ácidos y bases débiles. 2 Ácidos y bases polipróticos. 3 Porcentaje de disociación.
Debo saber
Recuerda que el cálculo de pH de una solución se realiza usando las siguientes formulas:
pH = −log[H]+
pOH = −log[OH]−
Si aplicamos este concepto a la expresión de Kw tenemos:
pH + pOH = 14
Si tenemos el pH y queremos determinar la concentración de [H+], haciendo la operación inversa tenemos:
[H+] = antilog − (pH)
O lo que es lo mismo
[H+] = 10 − pH
En forma análoga para la concentración de [OH−]
[OH−] = antilog − (pOH)
[OH−] = 10 − pOH
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Escala de pH:
Ácidos débiles: En los ácidos y bases débiles, se establece un equilibrio entre el ácido o la base sin disociar y los iones que dan origen al disociarse. Este equilibrio se rige por las mismas reglas del equilibrio químico con la excepción que en la constante de equilibrio iónico no se considera el agua, ya que la concentración del agua en sí misma es constante e igual a 55,5 M.
CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO−^ (ac) + H 3 O +^ (ac) C° - X X X
Ka =
[H 3 O+] ∗ [CH 3 COO−]
[CH 3 COOH]
Ka = 1,78 × 10−
Cuando el grado de disociación es < que el 5 % se puede despreciar el X frente al C° y la concentración de protones queda para ácidos débiles:
[H+] = √Ka ∗ C°
Para resumir, la disociación del ácido acético a veces se escribe como:
HAc (ac) H+^ (ac) + Ac −^ (ac) ó
CH 3 COOH (ac) CH 3 COO−^ (ac) + H+^ (ac)
En todos estos casos es equivalente escribir H+^ o H 3 O+.
Bases débiles: Las bases débiles, en general, corresponden a bases de Lewis, cuya basicidad se basa en la capacidad que tienen de captar un protón del agua liberando así un ión hidroxilo OH–^ del agua.
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Hay algunos ácidos polipróticos que tienen más de dos hidrógenos ácidos, sin embargo en la tabla número 5 se han considerado solamente dos, esto se debe a que el resto de sus constantes son demasiado pequeñas y/o son muy difíciles de determinar.
Los ácidos polipróticos débiles la constantes de equilibrio en general disminuyen en un factor de 1000 ó 10.000 entre la primera constante de equilibrio y la segunda por lo tanto, en estos casos, la concentración de protones se determina solamente a partir de la primera disociación ya que la segunda y siguientes hacen un aporte de protones al medio, que es despreciable.
Tabla 5: Constantes de ionización de ácidos polipróticos
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Como puede verse en la tabla anterior, las diferencias de electronegatividades no son lo suficientemente grandes para cambiar la tendencia de las energías de disociación de enlaces y por consiguiente las constantes de acidez siguen la tendencia esperada si consideramos sólo las energías de enlaces. Así, la fuerza de estos ácidos es:
H 2 S<<H 2 Se<H 2 Te
Ejercicio 1: Determinar el pH para una solución 0,15 M de H 2 SO 4.
H 2 SO 4 (ac) H+(ac) + HSO 4 (ac) Ka 1 = ∞
HSO 4 -^ (ac) H+^ (ac) + SO 4 -^2 (ac) Ka 2 = 1,2 10 -^2
El ácido sulfúrico es un ácido poliprótico, lo que quiere decir que tiene más de un protón para liberar.
Los ácidos se ionizan perdiendo un protón a la vez, esta es la razón de la existencia de dos o más constantes de acidez. Observa que la primera Ka para este ácido es elevada, por lo tanto la concentración de protones en esta disociación es la misma concentración del ácido.
H 2 SO 4 (ac) H+(ac) + HSO 4 - (ac) 0,15 M 0,15 M 0,15 M
Ahora escribimos la segunda ionización:
HSO 4 -^ (ac) H+^ (ac) + SO 4 -^2 (ac)
Concen. Inicial: 0,15M 0,5 M 0M Concen equilibr.: 0,15 – X 0,5 + X X
Ka =
SO 4 −2^ × [H+]
[HSO 4 −]
1,2 × 10−2^ =
X( X + 0,5)
0,15 − X
Para determinar el pH, debemos considerar que la concentración total de protones en solución va a ser igual a la que se obtuvo en la primera disociación más la que se obtiene en la segunda.
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Como la constante de equilibrio es bastante grande no se puede despreciar X frente a 0,15 M y hay que resolver la ecuación de segundo grado que resulta de reemplazar los valores correspondientes en la expresión de la constante de equilibrio.
1,2 ∙ 10−2^ (0,15 − X) = (0,15X + X^2 )
0,15X + X^2 + 1,2 ∙ 10−2X − 1,8 ∗ 10−3^ = 0
X^2 + 0,162X − 1,8 ∗ 10−3^ = 0
Resolviendo la ecuación cuadrática de segundo grado se obtienen dos raíces:
X 1 = 0,010 y X 2 = – 0,172.
El valor negativo de X nos daría una concentración de protones negativa lo cual no tiene sentido físico y por lo tanto el valor de X que nos sirve es 0,010.
Por lo tanto la concentración total de protones en solución es:
[H+] = 0,15 M + 0,01 M = 0,16 M
pH = − log[H+]
pH = − log 0,
pH = 0,
Ejercicio 2: Determinemos el pH de una solución 0,10 M de ácido arsénico cuyas constantes de disociación se indican:
H 3 AsO 4 (ac) H+^ (ac) + H 2 AsO 4 -^ (ac) Ka1= 5,6 10 -^3 H 2 AsO 4 -^ (ac) H+^ (ac) + HAsO 4 -^2 (ac) Ka2= 1,0 10 -^7 HAsO 4 -2^ (ac) H+^ (ac) + AsO 4 -3^ (ac) Ka3= 3,0 10 -
Para la primera ionización se tiene:
H 3 AsO 4 (ac) H+^ (ac) + H 2 AsO 4 -^ (ac) Ka1= 5,6 10 -^3
C° -X X X
Ka1 =
[H 2 AsO 4 −] (^) ∗ [H+] [H 3 AsO 4 ]
= 5 , 6 ∙ 10 −^3
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Como la constante es bastante chica, podemos despreciar el Y en la suma y en la resta y nos queda:
1,0 × 10−7^ =
Y × 0,
Y = 1,0 × 10−7^ M
Se cancela el 0,021 y nos queda: Y = 1,0 × 10−7^ M que es despreciable frente a 0,021.
Evidentemente, si consideramos la tercera disociación el aporte de protones será aún mucho más despreciable, por lo tanto, omitimos el cálculo.
Resumiendo, podemos decir que para ácidos polipróticos débiles, para determinar la concentración de protones se considera sólo la primera disociación (a menos que la segunda constante no sea tan diferente de la primera, como ocurre, por ejemplo, en el ácido pirofosfórico).
Finalmente el pH de la solución es:
𝑝𝐻 = −𝐿𝑜𝑔 [𝑂𝐻−]
pH = −Log (0,021 + 1,0 × 10−7)
Ejercicio 3: Una disolución de ácido cloro acético (ClCH 2 COOH) 0,1M está ionizada al 11%. Utilizando esta información calcule Ka para este ácido.
ClCH 2 COOH (ac) H+^ (ac) + ClCH 2 COO-^ (ac)
La concentración inicial es de 0,1M, de ella se ioniza solo un 11%. Entonces:
0,1M 100%
X 11% X= 0,011 M
Por lo tanto: pH = −Log [H+] = −Log 0,011 = 1,
Realizando la expresión de Ka y reemplazando:
[ClCH2COO−] × [𝐻+] [ClCH2COOH]
1,36 × 10−3^ =
(0,011)^2
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Referencias y fuentes utilizadas
Balocchi, E.; Boyssières, L.; Martínez, M.; Melo, M.; Ribot, G.; Rodríguez, H.; Schifferli, R.; Soto, H. (2002). "Curso de Química General". (7a. ed.). Chile: Universidad de Santiago de Chile, Facultad de Química y Biología.
Douglas A. Skoog (2015); Fundamentos de Química Analítica (9a. Ed), México, D.F. Cengage Learning.
