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9.3 ESTUDIO CUANTITAVO DE LOS EQUILIBRIOS DE TRANSFERENCIA
DE PROTONES¿Cómo cuantificar el carácter ácido o básico de las
sustancias y el equilibrio?
Química
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A.16. El agua bidestilada en un recipiente de platino tiene una conductividad muy pequeña, pero se puede medir. Interpretar este hecho experimental señalando qué especies químicas pueden estar involucradas.
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A.17. Como el sistema de agua está en equilibrio, ya que la conductividad no varía con el tiempo y la composición tampoco, escribir la ley de este equilibrio, llamado auto ionización del agua. Determinar la concentración de iones H3O+ y OH- en agua pura, si sabemos que Kw = 10-14 mol2·L-2, 25 0C.
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A.18. Calcular la concentración de los iones hidronio presentes en estas tres soluciones: a) En un solución 1 mol/L de ácido clorhídrico. b) En agua pura. c) En un solución 1 mol/L de hidróxido de sodio. Por qué es necesario un operador para representar estos tres valores en un gráfico simple, y así transformar las cantidades en números sencillos y positivos.
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La necesidad de transformar cantidades muy grandes o muy pequeñas con el operador logarítmico se intuye por el químico danés, Sören Peter Lauritz SÖRENSEN (1868-1939). Este operador recibió su nombre: Operador Sörensen.
𝑝𝐻=− log ¿
𝑝𝑂𝐻=− log [OH− ]
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A.19. Indicar el carácter ácido o básico de los líquidos señalados en la tabla:
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A.20. Calcula la concentración molar de iones H3O+ y OH– en una disolución acuosa cuyo pOH es 2,7. Determina, también, el valor del producto iónico del agua a 50 ⁰C si a esa temperatura el pH del agua pura es 6,62.
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Fuerza de Ácidos y Bases
Los 7 Ácidos fuertes (hidrácidos y
oxoácidos) (+ a -)Ácidos Débiles
(orgánicos) Bases fuertes (Hidróxidos)
HClO4 HCOOH LiOH Mg(OH)2
HClO3 CH3COOH NaOH Ca(OH)2
HI NH4+ KOH Sr(OH)2
HBr RbOH Ba(OH)2
HCl CsOH
H2SO4
HNO3
Los ácidos y bases que en agua se disocian prácticamente al 100%, se llaman ácidos y bases fuertes.La mayoría de veces la transferencia protónica no ocurre totalmente, sino que nos lleva al equilibrio entre los llamados ácidos y bases débiles.
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¿Por qué Fuertes o Débiles?Hidrácidos: Cuánto mayor en la energía del enlace H-A, menos estable es, más fácil cede el H+
Ácido Ee (kJ/mol)
HI 298,3
HBr 366,1
HCl 431,9
HF 568,2
Oxoácidos: + electronegativo es el halógeno, más atrae el par de e- que comparte con O unido a H, más fácil ionizar.
Ácido EN
HClO4 3,0
HBrO4 2,8
HIO4 2,5
Oxoácidos: Cuánto más O haya alrededor del halógeno, más fácil cede el protón.
Ácido Nº Oxidación
HClO4 +7
HClO3 +5
HClO2 +3
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Fuertes vs Débiles
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Fuertes vs Débiles
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A.21. ¿Cuál de las dos situaciones representa un ácido fuerte y cuál un ácido débil?
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A.22. Aplicar la ley del equilibrio químico en los siguientes casos: a) En disolución acuosa de una solución de ácido débil, por ejemplo, HCN. b) Solución acuosa de una base débil, como NH3.
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A.23. Escribir las reacciones y las constantes de equilibrio en el agua de un ácido HA y de su base conjugada. a) Deducir la relación entre Ka y Kb. b) Expresar las formas logarítmicas y deducir la relación entre
pKa y pKb.
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Ácidos y Bases conjugadasNombre ÁCIDO pKa BASE CONJUGADA pKb
Ión oxonio H3O- -1,73 H2O 15,73Ácido Yódico HIO3 0,72 IO3
- 13,28Ácido sulfuroso H2SO3 1,77 HSO3
- 12,23Ión Hidrogenosulfato HSO4
- 1,92 SO42- 12,08
Ácido Fosfórico H3PO4 2,12 H2PO4- 11,88Ácido Fluorhídrica HF 3,15 F- 10,85
Ácido Nitroso HNO2 3,35 NO2- 10,65
Ácido fórmico HCOOH 3,74 HCOO- 10,26Ácido Benzoico C6H5COOH 4,18 C6H5COO- 9,82Ácido acético CH3COOH 4,74 CH3COO- 9,26
Ácido proponoico CH3CH2COOH 4,85 CH3CH2COO- 9,15Ácido carbónico H2CO3 6,38 HCO3
- 7,62Ácido Sulfhídrico H2S 7,00 HS- 7,00
Ión dihidrogenofosfato H2PO4- 7,21 HPO42- 6,79
Ión Hidrogenosulfito HSO3- 7,25 SO32- 6,75
Ácido hipocloroso HClO 7,49 ClO- 6,51Ácido Bórico H3BO3 9,24 H2BO3
- 4,76Ión Amonio NH4
+ 9,25 NH3 4,75Ácido Cianhídrico HCN 9,40 CN- 4,60
Ión hidrogenocarbonato HCO3- 10,24 CO3
2- 3,76Ión Hidrogenofosfato HPO4
2- 11,77 PO43- 2,23
Ión Hidrogenosulfuro HS- 13,00 S2- 1,00
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A.24. Completar esta tabla y ordenar, según la fuerza relativa, los ácidos y las bases que aparecen en esta tabla.