17.1: El efecto de iones comunes
El efecto de iones comunes argumenta que la disociación de un electrolito débil disminuye al agregar un electrolito fuerte a la solución que tiene un ion común con el electrolito débil.
17.2: Soluciones tamponadas
Los tampones son soluciones que resisten un cambio en el pH
17.2.1 Composición y acción de las soluciones tamponadas
- los amortiguadores tienen especies ácidas y básicas para neutralizar H + y OH – iones
- equilibrio de disociación ácida en solución tamponada [HX (aq) rightleftharpoons H ^ + (aq) + X ^ – (aq) ] con [K_a = dfrac {[H ^ +] [X ^ -] } {[HX]} ] o [[H ^ +] = K_a dfrac {[HX]} {[X ^ -]} ]
- pH determinado por: valor de K a Y la relación de [HX] / [X – ]
- si OH – agregó:
- [OH ^ – (aq) + HX (aq) rightleftharpoons H_2O (l) + X ^ – (aq) ]
- Por lo tanto, [HX] disminuye y [X – ] aumenta
- si las cantidades de HX y X – presentes son mucho mayores que la cantidad de OH – agregado, entonces la relación de [HX] / [X – [ 19459019]] no cambiará mucho, por lo que el aumento del pH debido al ion hidróxido agregado es bastante pequeño
- [OH ^ – (aq) + HX (aq) rightleftharpoons H_2O (l) + X ^ – (aq) ]
- cuando [HX] y [X – ] son más o menos iguales, los búferes son más efectivos: es decir, cuando ([H ^ +] = K_a )
17.2.2 Capacidad de tampón y pH
- capacidad de tampón: la cantidad de tampón ácido o base puede neutralizarse antes de que el pH cambie considerablemente
- la capacidad depende de la cantidad de ácido o base en el tampón
- El pH depende de K a para el ácido y las concentraciones relativas del ácido y la base
- Aproximación de Henderson-Hasselbalch : [pH = pK_a + log_ {10} dfrac {[base]} {[ácido]} ]
- [base] y [ácido] = concentraciones de conjugado par ácido-base
- cuando [base] = [ácido], pH = pK a
- puede usar concentraciones iniciales de componentes ácidos y básicos del tampón directamente en la ecuación
17.2.3 Adición de ácidos o bases fuertes a los tampones
las reacciones entre ácidos y bases fuertes se completan
Se supone que la base fuerte o el ácido se consumen completamente por reacción con el tampón si no se excede la capacidad de tamponamiento
17.3: Titulaciones ácido-base
- solución que contiene una [base] conocida añadida a un ácido o solución ácida añadida a la base
- indicadores ácido-base utilizados para señalar el punto de equivalencia
- curva de titulación – pH vs volumen
17.3.1 Ácido fuerte – Titulaciones de base fuerte
- El pH comienza bajo termina alto
- El pH antes del punto de equivalencia es el pH del ácido no neutralizado por la base
- El pH en el punto de equivalencia es el pH de la solución
- pH es igual a 7,00
- para titulaciones de bases fuertes, el pH comienza en extremos altos y bajos
17.3.2 La adición de una base fuerte a un ácido débil
Las reacciones entre el ácido débil y la base fuerte se completan
- calculando el pH antes del punto de equivalencia
- cálculos estequiométricos: permiten que la base fuerte reaccione hasta su finalización produciendo una solución que contiene un ácido débil y su base conjugada
- cálculo de equilibrio: use K a y expresión de equilibrio para encontrar las concentraciones de equilibrio del ácido débil y su base conjugada, y H +
17.3.3 Curvas de titulación para ácidos débiles o bases débiles
Diferencias entre valoraciones fuertes de bases ácido-fuertes
- solución de ácido débil como pH inicial más alto que la solución de un ácido fuerte con la misma concentración
- la solución de ácido débil aumenta más rápidamente en la primera parte de la valoración y más lentamente a medida que alcanza el punto de equivalencia
- El pH no es 7,00 en el punto de equivalencia
- antes de la solución de punto de equivalencia tiene una mezcla de ácido débil y su sal
- también llamada la región de amortiguamiento de la curva
- en la solución de punto de equivalencia contiene solo sal
- débilmente básico debido a la hidrólisis del anión
- después de que la solución de punto de equivalencia tiene una mezcla de sal y exceso de base fuerte
- pH determinado por [base]
17.3.4 Titulaciones de ácidos polipróticos
- la reacción ocurre en una serie de pasos
- la curva de titulación muestra múltiples puntos de equivalencia
17.4: Equilibrios de solubilidad
17.4.1 La constante del producto de solubilidad, K sp
- solución saturada – el soluto disuelto y no disuelto está en equilibrio
- expresado en g / L
- solubilidad molar – moles de soluto disuelto para formar un litro de solución saturada (mol / L)
- K sp constante de equilibrio para el equilibrio entre un sólido iónico y su solución saturada
- Solubilidad del compuesto (g / L) à solubilidad molar del compuesto (mol / L) à [molar] de iones à K sp de iones
17.5: Factores que afectan la solubilidad
solubilidad afectada por la temperatura y la presencia de otros solutos. La solubilidad del compuesto iónico afectado por:
- la presencia de iones comunes
- pH de la solución
- presencia de agente complejante
17.5.1 Efecto de iones comunes
- la solubilidad de la sal ligeramente soluble disminuye cuando un segundo soluto tiene un ion común
17.5.2 Solubilidad y pH
- solubilidad de cualquier compuesto iónico afectado si la solución es ácida o básica
- cambio solo notable si ambos iones son moderadamente ácidos o básicos
- la solubilidad de las sales ligeramente solubles que contienen aniones básicos aumenta a medida que aumenta [H + ] (a medida que se reduce el pH)
- cuanto más básico es un anión, mayor será la solubilidad afectada por el pH
17.5.3 Formación de iones complejos
- los iones metálicos actúan como ácidos de Lewis en el agua
- ion complejo – ion metálico y base de Lewis unidos
- K f – constante de formación, expresión de equilibrio para la formación de un ion complejo
- La solubilidad de las sales metálicas aumenta en bases de Lewis aceptables si el metal forma una base compleja
- Bases de Lewis: (NH_3 ), (CN ^ – ), (OH ^ – )
17.5.4 Anfoterismo
- Las sustancias anfóteras incluyen hidróxidos y óxidos de: Al 3+ , Cr 2+ , Zn 2+ y Sn 2+ [19459019 ]
- disolver en soluciones fuertemente básicas
- formación de aniones complejos que contienen, típicamente cuatro, hidróxidos unidos a iones metálicos
- el anfoterismo también se asocia con el comportamiento de las moléculas de agua que rodean y se unen a los iones metálicos por las interacciones ácido-base de Lewis
17.6: Precipitación y separación de iones
Q = producto iónico
- Si Q> K sp , la precipitación ocurre hasta Q = K sp
- Si Q = K sp , existe equilibrio, tenga una solución saturada
- Si Q
sp , el sólido se disuelve hasta Q = K sp
17.6.1 Precipitación selectiva de iones
- separación de iones en solución acuosa usando un reactivo que precipita solo con iones seleccionados
17.7: Análisis cualitativo de elementos metálicos
Análisis cualitativo: determina la presencia o ausencia de un ion metálico particular
- iones separados en grupos amplios en función de la solubilidad
- iones separados disolviendo miembros seleccionados en el grupo
- iones identificados por pruebas específicas