Ecuacion Ionica

ECUACION IONICA

Mirando detenidamente la ecuación anterior se descubre que los iones nitrate y potasio no sufren ningún cambio durante la reacción. Ellos aparecen a ambos lados de la flecha que marca la reacción actuando así meramente como iónes espectadores, cuyo parpel es solo balancear la carga eléctrica. Así la reacción real cuando es despojada de todo lo no relevante y expresa solo lo esencial se puede describir todavía más sucintamente escribiendo una ecuación iónica neta, en la cual se muestran solo los iones que sufren los cambios, si eliminamos los iones espectadores la ecuación anterior nos quedaría como:

Al dejar fuera a los iones espectadores de la ecuación iónica neta, no implica que su presencia sea irrelevante. Ciertamente si en una reacción ocurre por mezcla de una solución de iones con una solución de iones , entonces estas disoluciones deben también contener iones adicionales para balancear la carga de cada uno: la solución de debe contener un anion, la solución de debe contener un catión adicional . Al dejar fuera los iones de la reacción iónica neta solamente implica que la identidad específica de los iones espectadores no es importante, cualquiera de los iones que no fueran reactivos podría cumplir el mismo papel.

Otro ejemplo:

En una reacción de oxidación-reducción tendríamos que la ecuación molecular estequiométricamente ajustada

Le corresponde una ecuación iónica neta:

Los iones y los iones sulfato dson los iones espectadores de esta reacción redox.

EFECTO DE ION COMUN

El efecto del ion común se basa en el producto de solubilidad (Kps) según el cual, para disminuir la solubilidad de una sal se agrega uno de los iones. Al aumentar la concentración de uno de los iones que forman el precipitado, la concentración del otro debe disminuir para que el Kps permanezca constante, a una temperatura determinada. Este efecto es el que permite reducir la solubilidad de muchos precipitados, o para precipitar cuantitativamente un ion, usando exceso de agente precipitante.

FORMACION DE IONES

Si un átomo neutro pierde electrones de su capa externa, quedara con un numero mayor de cargas positivas, convirtiéndose en un ion positivo o catión.

Un ejemplo de catión es el litio (Li):

Si un átomo neutro gana electrones, quedara con un numero mayor de cargas negativas, convirtiéndose en un ion negativo o anión.

Un ejemplo de anión es el flúor (F):

CATION (CONCEPTO)

Un catión es un ión (sea átomo o molécula) con carga eléctrica positiva, es decir, que ha perdido electrones. Los cationes se describen con un estado de oxidación positivo. En terminos quimicos, es cuando un átomo neutro pierde uno o más electones de su dotación original, éste fenómeno se conoce como ionización.

ANION

Un anión es un ion (o ión) con carga eléctrica negativa, es decir, que ha ganado electrones.1 Los aniones monoatómicos se describen con un estado de oxidación negativo. Los aniones poliatómicos se describen como un conjunto de átomos unidos con una carga eléctrica global negativa, variando su estado de oxidación individuales y tiene cargas negativas

EQUILIBRIO QUIMICO

En un proceso químico, el equilibrio químico es el estado en el que las actividades químicas o las concentraciones de los reactivos y los productos no tienen ningún cambio neto en el tiempo. Normalmente, este sería el estado que se produce cuando una reacción reversible evoluciona hacia adelante en la misma proporción que su reacción inversa. La velocidad de reacción de las reacciones directa e inversa por lo general no son cero, pero, si ambas son iguales, no hay cambios netos en cualquiera de las concentraciones de los reactivos o productos. Este proceso se denomina equilibrio dinámico.

IONIZACION DEL AGUA

El agua no es un líquido químicamente puro, ya que se trata de una solución iónica que siempre contiene algunos iones H3O+ y OH–.

(Ya vimos que se utiliza el símbolo H+, en lugar de H3O+).

También ya mostramos el producto [H+]•[OH-]= 10–14, que se denomina producto iónico del agua. Pues bien, ese valor constituye la base para establecer la escala de pH, que mide la acidez o alcalinidad de una disolución acuosa; es decir, su concentración de iones [H+] o [OH–], respectivamente.

Repitamos el concepto: el pH es una medida de la acidez o alcalinidad de una solución. Lo que el pH indica exactamente es la concentración de iones hidronio (o iones hidrógeno) — [H3O+] o solo [H+]— presentes en determinadas sustancias.

La sigla pH significa "potencial de hidrógeno" (pondus Hydrogenii o potentia Hydrogenii; del latín pondus, = peso; potentia, = potencia; hydrogenium, = hidrógeno). Este término fue acuñado por el químico danés Sorensen, quien lo definió como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno.

Desde entonces, el término "pH" se ha utilizado universalmente por lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas, en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar empleando la concentración molar del ion hidrógeno.

Por ejemplo, una concentración de [H3O+] = 1 × 10–7 M (0,0000001) es simplemente un pH de 7 ya que: pH = –log[10–7] = 7.

El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7 (el valor del exponente de la concentración es mayor, porque hay más protones en la disolución), y alcalinas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (donde el disolvente es agua).

En la figura de abajo se señala el pH de algunas soluciones. En general hay que decir que la vida se desarrolla a valores de pH próximos a la neutralidad.

Los organismos vivos no soportan variaciones del pH mayores de unas décimas de unidad y por eso han desarrollado a lo largo de la evolución mecanismos que mantienen el pH constante.

CONSTANTE IONIZACION DE ACIDOS

Nombre común Fórmula Constante de Acidez pKa

ácido perclórico HClO4 ca. 1010 ca. -10

yoduro de hidrógeno HI ca. 109 ca. -9

bromuro de hidrógeno HBr ca. 109 ca. -9

cloruro de hidrógeno HCl ca. 107 ca. -7

ácido nítrico HNO3 ca. 200 ca. -2

ácido tiociánico HSCN 70 -1.85

ión hidronio H3O+ 55 -1.74

ácido clórico HClO3 10 -1.0

ácido yódico HIO3 0.18 0.75

ácido hipofosforoso H2P(O)OH 10-2 2.0

fluoruro de hidrógeno HF 6.6 * 10-4 3.2

ácido nitroso HNO2 5.0 * 10-4 3.3

ácido ciánico HOCN 3.54 * 10-4 3.45

ácido hidrazoico HN3 2.37 * 10-5 4.63

ácido hipocloroso HOCl 2.95 * 10-8 7.53

ácido hipobromoso HOBr 2.3 * 10-9 8.65

ácido cianhídrico HCN 5.8 * 10-10 9.25

ácido hipoyodoso HOI 10-10 10

peróxido de hidrógeno H2O2 2.5 * 10-12 11.6

agua H2O 1.82 * 10-16 15.74

amoniaco NH3 ca. 10-34 ca. 34

ácidos inorgánicos polipróticos

Nombre común Fórmula Constante de Acidez pKa

ácido sulfúrico H2SO4

HSO4-1 K1 = 2.4 * 106

K2 = 1.0 * 10-2 -6.62

1.99

ácido crómico H2CrO4

HCrO4-1 K1 = 3.55

K2 = 3.36 * 10-7 -0.55

6.47

ácido sulfuroso H2SO3

HSO3-1 K1 = 1.71 * 10-2

K2 = 5.98 * 10-8 1.77

7.22

ácido fosfórico H3PO4

H2PO4-1

HPO4-2 K1 = 7.1 * 10-3

K2 = 6.2 * 10-8

K3 = 4.6 * 10-13 2.15

7.21

12.34

ácido fosforoso H3PO3

H2PO3-1 K1 = 1.6 * 10-2

K2 = 6.3 * 10-7 1.8

6.2

ácido pirofosfórico H4P2O7

H3P2O7-1

H2P2O7-2

HP2O7-3 K1 = 3 * 10-2

K2 = 4.4 * 10-3

K3 = 2.5 * 10-7

K4 = 5.6 * 10-10 1.52

2.36

6.60

9.25

ácido carbónico H2CO3

HCO3-1 K1 = 4.35 * 10-7

K2 = 4.69 * 10-11 6.36

10.33

sulfuro de hidrógeno H2S

HS-1 K1 = 9 * 10-8

K2 = ca.10-15 6.97

ca.15

ácido bórico H3BO3

H2BO3-1

HBO3-2 K1 = 7.2 * 10-10

K2 = 1.8 * 10-13

K3 = 1.6 * 10-14 9.14

12.7

13.8

SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

Los buffers o soluciones amortiguadoras son mezclas de ácidos o bases débiles combinadas con su sal conjugada que le confieren propiedades especiales a la solución resultante. La principal función de estos también llamados tampones químicos es la de mantener el pH de la solución invariable aún con el agregado de pequeñas cantidades de ácidos o bases fuertes. En este video aprenderemos a resolver ejercicios de buffers químicos.

INSTRUCCIONES PARA LA PREPARACION DE SOLUCIONES

1. Preparación de la solución ácida.

1a. Se calculo la cantidad en volumen de hcl concentrado necesario para preparar 100 mil de solución 0.5 n

1b. Una vez calculado el volumen de hcl necesario, se procedió a extraerlo del recipiente que lo contenía, para tal finalidad, se uso la bureta volumétrica y la perilla, una vez extraído se coloco el volumen de ácido concentrado en un matraz aforado.

1c. Posteriormente se agrego al matraz aforado agua destilada, esto con ayuda del embudo.

1d. Se agrego agua destilada hasta la

...