SALES. ¿Qué SON LAS SALES? TIPO DE SALES SALES NEUTRA OXISALES SALES ACIDAS SALES BÁSICA.
ÁCIDOS BASES Y SALES CAPITULO III
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ÁCIDOS BASES Y SALES
CAPITULO III
ÁCIDOS BASES Y SALES
3.1. ÁCIDOS Y BASES.
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental 46
3.1 Ácidos y Bases
3.2 La constante de equilibrio
3.3 El pH y pOH
3.4 Ácidos Próticos
3.5 Sales
3.6 Balance de masas
3.7 Balance de cargas
3.8 Distribución de especies ácido-Base en
función al pH
3.9 Lluvia ácida
3.10 Aguas ácidas
Para el análisis químico es de gran interés aquellos electrolitos cuyos iones provocan
que la disolución sea ácida ó básica. De acuerdo con la teoría, los iones que dan origen al
comportamiento ácido son los protones y los que provocan el comportamiento alcalino son
los iones hidróxido. La reacción ácido – base interviene en muchas reacciones de disolución,
formación de complejos y redox.
La concentración de iones metálicos en aguas depende e las formaciones ácido –
base. La presencia o concentración de aniones básico termina la concentración de
muchos iones metálicos.
El tratamiento de aguas residuales con floculantes y coagulantes para reducir los
cationes metálicos como Ca++ y Mg++ están controlados por los propiedades ácido – base.
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Acido
Base
-.
Ácido
Base:
3.1.1. LA FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES.
:
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental 47
Algunos iones metálicos se comportan como ácido el Fe3+ tiene una fuerza ácida
comparada a la del H2SO4.
Según Brönsted y Lowry, ácidos son los electrolitos que en disolución acuosa liberan
iones hidrógeno, y bases son los que aceptan iones hidrógeno. .(1)
: especie química que cede un protón y genera una base conjugada.
Ácido base conjugada
: especie química que acepta un protón y genera un ácido conjugado.
Base ácido conjugado
Un par ácido base conjugado consiste en dos especies relacionadas entre sí por la
donación y aceptación de un ion hidrógeno: HA / A- y B/ BH De la definición anterior se
deduce que un ácido posee un H+ más que su base conjugada. En consecuencia, un ácido
puede ser un catión, una molécula ó un anión, ocurriendo lo mismo para las bases.
: HCl, HNO3, H2SO4, CH3COOH, H2O; HSO4-, H2PO4
-, HSO3-; NH4
+, H3O+, Al (H2O)63+
NH3, CH3NH2, H2O; HPO42-, HCO3
3-, SO32- ; NH2CH2CH2NH3+
Según los conceptos de ácidos y bases de Brönsted y Lowry la fuerza de un ácido se
mide por su tendencia a ceder protones y la de una base por su tendencia a aceptarlos, pero
también se puede definir por referencia al equilibrio disociación en disolución acuosa.
Así, para un ácido genérico AH en disolución se produce la reacción reversible
Y la constante Ka de disociación del ácido vendrá dada por:
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ÁCIDOS BASES Y SALES
Ácido Fuerte
Ácido débil
Base Fuerte
Base débil
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental 48
Ka = Se denomina también, constante de acidez.
Si el ácido es fuerte, su tendencia a ceder protones desplazará considerablemente el
equilibrio hacia la derecha y la disociación será prácticamente total, lo que se reflejará en un
valor elevado de Ka.
:
:
Análogamente se tendrá para una base genérica B:
Y la constante de disociación de la base o constante de basicidad será, en este caso:
Cuanto mayor sea Kb más desplazado estará el equilibrio hacia la derecha y por
tanto, mayor será la fuerza de la base o su capacidad captar protones y convertirse en
BH+.
:
:
Es importante resaltar la diferencia entre los conceptos concentrado – diluido y los
conceptos fuerte – débil, los primeros se refieren a la cantidad de solut disuelto en la
disolución, en general, expresado en número de moles de ácido o base presentes en un litro
de disolución; los segundos se refieren al poder dador o aceptor de protones del ácido o la
base con respecto al disolvente.
Un ácido fuerte como el HCl, puede estar concentrado (por ejemplo, 0,1 M) o diluido
(1 x 10-3 M); en cualquier caso el ácido estará completamente ionizado en disolución acuosa.
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ÁCIDOS BASES Y SALES
3.2. LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO.
La constante de ionización de un ácido ó una base se emplea
3.3. EL pH y pOH.
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental 49
Un ácido débil puede estar concentrado, por ejemplo: CH3COOH 0,1 M y se
encuentra que sólo cerca del 1,3% de las moléculas de CH3COOH están ionizadas, o puede
estar diluido: 1 x 10-3 M en que el 12,4 % de las moléculas están ionizadas, o sea, en ambos
casos, concentrado o diluido, el ácido débil está parcialmente ionizado.
Como toda reacción de equilibrio químico, la ionización de los ácidos y bases débiles
está gobernada por una constante termodinámica, que en rigor debe expresarse como
relación de actividades de las especies, pero para disoluciones diluidas se puede usar
concentraciones. (2)
como una medida
cuantitativa de la fuerza del ácido ó la base en la so acuosa. Si la constante de
equilibrio es mayor a 1000, el equilibrio está muy desplazado hacia los productos y por lo
tanto puede considerarse que las especies están casi totalmente ionizadas. En este caso se
denomina ácido ó base fuerte.
Por otro lado, si la contante de equilibrio es menor que 1, el equilibrio está poco
desplazado hacia los productos y por lo tanto puede considerarse que las especies están
poco ionizadas, por lo cual se denomina ácido ó base débil.
El concepto de pH (Potencial de Hidrógeno) fue definido por primera vez en el año
de 1909, por Soren Poer Lauritz Sorensen (1868-1939) Bioquímico danés. La escala de pH fue
ideada para expresar en forma adecuada diferentes concentraciones del ión Hidrógeno (H+),
en varias soluciones sin necesidad de utilizar números en forma exponencial, debido a que
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ÁCIDOS BASES Y SALES
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental 50
con frecuencia son números muy pequeños y por lo tanto así
entonces que se decidió trabajar con números enteros positivos.(3)
El pH de una disolución se define como el logaritmo negativo de la concentración del
ión hidrógeno expresado en (mol/litro), la escala de pH se define por la ecuación:
pH = - log [H+]
El logaritmo negativo proporciona un número positivo para el pH, además el termino
[H+] corresponde a la parte numérica de la expresión para la concentración del ión
hidrógeno. Debido a que el pH solo es una manera de expresar la concentración del ión
hidrógeno, las disoluciones ácidas y básicas (25°C), pueden identificarse por sus valores de
pH como sigue:
Disoluciones acidas: [H+] > 1,0 x 10-7M, pH < 7.00
Disoluciones básicas: [H+] < 1,0 x 10-7M, pH > 7.00
Disoluciones neutras: [H+] = 1,0 x 10-7M, pH = 7.00
Se observa que el pH aumenta a medida que el [H+] disminuye.
Como pone de manifiesto la escasa conductividad del agua pura, el equilibrio iónico
del agua está considerablemente desplazado hacia la izquierda, lo que significa que, de
acuerdo con la ley de acción de masas, su constante de equilibrio K es muy pequeña:
Determinaciones experimentales de dicha constante a 25 °C han arrojado un valor
para K igual a 3,2 · 10-18, lo que indica la existencia de una disociación exigua. La
concentración de H2 O es, por tanto, prácticamente igual a 1 000 g/litro, en términos de
molaridad: [1000 g/(18 g/mol)]/litro = 55,5 M. Escribiendo la anterior expresión en la forma:
y operando, resulta: 3,2 · 10-18 · (55,5) ² = [H3 O+] [OH-]
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•
•
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ÁCIDOS BASES Y SALES
EJEMPLO 3.1
EJEMPLO 3.2
De donde:
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental 51
Kw = 10-14 = [H3 O+] [OH-]
Kw: se denomina producto iónico del agua.
En el caso del H2O pura, tendremos: La disociación del H2O es:
Como la [H3O+] = [OH-] = 1 x 10-7 mol/litro
pH = - log [H3O+]
pH = - log [1 x 10-7]
pH = 7
A 25°C, el pH del agua pura y de cualquier solución acuosa que contenga concentraciones
iguales de ión hidronio y de ión hidroxilo es 7.
:
Calcúlese el pH de una solución cuya concentración de ión hidronio es
6,0 x 10–5M
pH = - log [6,0 x 10 –5]
pH = - log [6,0 x 10 –5]
pH = - [log 6,0 + log 10 –5]
pH = 4,22
El pOH se define como el logaritmo negativo de la concentración molar de iones (OH) es
decir: pOH: - log [OH-]
El pH y el pOH se relacionan así: [H3O+] [OH-]= 10-14; log [H3O+] [OH-]= log 10-14
pH + pOH = 14
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ÁCIDOS BASES Y SALES
3.4. ÁCIDOS PRÓTICOS.
3.4.1. ÁCIDOS MONOPRÓTICOS.
Efecto Ion Común:
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental 52
Los ácidos próticos pueden ser monopróticos o polipróticos dependiendo del
número de protones que pueda ceder en una reacción química, el ácido acético (CH3COOH),
libera un ión hidrógeno , es un ácido monoprótico; el carbónico (H2CO3), libera dos
iones hidrógeno y se le llama ácido diprótico; el H3PO4 es un ácido triprótico, etc. En general,
los ácidos que liberan dos o más protones se les llaman ácidos polipróticos. El ácido fosfórico
y algunos aminoácidos son ácidos polipróticos importantes. Los fosfatos participan como
amortiguadores en los fluidos corporales de los sistemas vivientes y los aminoácidos son las
unidades estructurales de las proteínas. (2)
Son aquellos que tienen un solo protón y la disociación depende de Ki del ácido:
Equilibrio:
SI:
Cuando a una solución le agregamos una solución que contiene un ion
común en la solución entonces el pH varía.
Equilibrio:
Co – aCo aCo + y aCo se le agrega
z z z
Co – (aCo – z) y + (aCo - z) (aoCo – z)
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ÁCIDOS BASES Y SALES
EJEMPLO 3.3
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental 53
aCo = error pequeña
aoCo – z = error más pequeña
Se puede despreciar.
Si [CH3COOH] = [CH3COONa] = 0,1M entonces podemos decir:
0.1M 0.1M x
Según OSWALD: Un ácido fuerte se disocia casi totalmente y la función disociada
disminuye lentamente con la concentración. En un ácido débil, el grado de disociación
depende de la concentración del ácido y se encuentra totalmente disociada a diluciones
infinitas. (1)
.
Calcule el pH cuando se mezcla 50 ml [NH3] = 0,10M y 50 ml [HCl] = 0, 040M.
N° de moles NH3 = 5 moles
N° de moles HCl = 2 moles
En el equilibrio:
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ÁCIDOS BASES Y SALES
EJEMPLO3.4.
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental 54
Cálcular el pH de una solución [HCl] = 1 x 10-8M.
Cuando un ácido se agrega al H2O se incrementa [H+]
Cuando la [H+] que provienen del ácido es mucho mayor de los que aporta el agua
entonces se desprecia.
Protones que aporta El ácido [H+]A = 1 x 10-8M.
Protones que aporta, el agua [H+]H2O = 0, 1x 10-7 M
Cuando los protones que aportan el ácido es igual ó or que los que aporta el agua
entonces se consideran los [H+]H2O.
Cuando se añade un ácido al agua.
a) CHA = [HA]eq. + [H+]ácido
b) H2O = [H+] + [OH-]
c) [H+] = [H+]ácido + [H+]H2O
Los [OH-] solución = [H+] ácido = [H+] - [H+]H2O
Los [H+]H2O que aporta el agua es igual a los iones [OH-] que aporta H2O, como en la solución
acuosa la única que aporta OH- es el H2O por lo tanto.
1)
2)
Donde:
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ÁCIDOS BASES Y SALES
3.4.2. ÁCIDOS POLIPRÓTICOS.
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental 55
Para un ácido fuerte:
/ 2
pH = 6,978
Como puede esperarse, los cálculos del equilibrio relacionados con los ácidos
polipróticos son más complejos que los de los ácidos monopróticos. No obstante, en
algunos casos se pueden hacer suposiciones razonables ue permiten hacer una
buena aproximación del pH de las soluciones de estos ácidos y sus sales. (2)
La solución de un ácido hipotético H2B en realidad contiene dos ácidos, H2B y HB¯.
Las reacciones de disociación y las constantes de equilibrio son:
Las reacciones de disociación y las constantes de equilibrio de las bases conjugadas
B2- y HB- son
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ÁCIDOS BASES Y SALES
Los ácidos polipróticos
Reacción de la primera etapa (K1) :
Reacción de la segunda etapa (K2) :
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental 56
Nótese la reacción que existe entre las constantes del ácido y de la base:
Y
Con frecuencia los valores sucesivos de K, de un ácido polipróticos difieren en
orden-de magnitud. Por ejemplo, los valores de Ka1 Ka2, y Ka3, del H3PO4 son 7.5x10-3,
6.2x10-8 y 4.8x10-13.. Cuando se adiciona NaOH a una solución de H3PO4, los tres
ácidos, H3PO4, H2PO 4, y HPO42-, reaccionan con la base en cierta proporción, pero la
mayor parte de la base que se agregó inicialmente reacciona con el ácido más
fuerte, el H3PO4. (4)
: sufren un proceso de ionización por etapas por ejemplo el H2S:
Como K1 > K2 para determinar el pH de la solución se desprecia la 2° ionización por aportar
una cantidad mínima de protones.
H2 S + H2 O HS- + H+ Moles iniciales 0, 1 0 0 Moles reaccionan X X X Moles equilibrio 0, 1 – X X X
Determinando el pH :
pH = 4
HS- S= + H+ Moles iniciales 1x 10-4 0 1x 10-4
Moles reaccionan y y y Moles equilibrio 1x 10-4 y 1x 10-4
Determinando el pH :
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ÁCIDOS BASES Y SALES
Determinación de aniones que provienen de ácidos poli os:
H2S + 2H2O S= + 2H+
K1 K2 = [S=] [H+]2
H2S3.5. SALES
Las sales al reaccionar con el agua,
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental 57
y = 1, 2 x 10-13
La cantidad de H+ que aporta la 2° reacción es insignificante respecto a la primera,
Por lo tanto el pH solo se puede determinar a partir de la primera reacción.
La cantidad de protones que aporta la segunda reacción es insignificante respecto a
la primera. El pH solo se puede determinar a partir de la primera reacción.
Para determinar
[aniones] producto de la segunda reacción se utiliza la reacción total (K1 K2):
.
Son electrolitos que se ionizan al disolverse en agua, se originan en la reacción de un
ácido y una base mediante la reacción de Neutralización. (3)
Las sales de los ácidos débiles o bases débiles se hidrolizan por acción del agua,
dependiendo, del grado de la reacción, de la debilidad del ácido o la base. Es decir, cuanto
más débil sea el ácido o la base, mayor es la hidrólisis. (5)
dan lugar a formación de iones H3O+ ó OH- que
producen disoluciones ácidas o alcalinas.
Considerando que todas las sales solubles se comportan como electrolitos fuertes, o
sea, Totalmente disociadas se puede plantear en forma general:
A la vez el agua tiene su equilibrio de ionización:
Los iones M + y X- , provenientes de la sal, pueden o no reaccionar con las moléculas
de agua de acuerdo con sus características ácido base.
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ÁCIDOS BASES Y SALES
3.5.1. Sales Neutras: ( NaCl ; KNO3) : Analizando el pH de una disolución acuosa
de KCl
3.5.2. Sales Ácidas : Analizando el pH de una disolución acuosa de NH4Cl:
EJEMPLO 3.5
Cálculo del pH
[H+] = X
[H+] = (
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental 58
:
Como los iones K+ y Cl- provienen de base y ácido fuerte no interaccionan con los H+
ni con los OH- del agua; en consecuencia el pH de la disolución resultante es
depende del Kw del agua como
, entonces el pH = 7.00.
Cuando el cloruro de amonio se disuelve en agua se presentan los siguientes equilibrios:
El ión NH4+, atrae OH- del agua, incrementándose la concentración de H+., por lo que la
solución es ácida.
:
¿Cual será el pH de una solución, donde se disuelve 0.8 gramos de NH4Cl en 50 ml de
solución?: :
En el equilibrio : 0,31 X X
Como: Ka = Kw = 1x10-14 = 5.5 x 10-10 = X2 ; de donde: Kb 1.8x 10-5 0,31
Por lo tanto: 5.5 x 10-10 X 0,31)1/2 = 1,31x 10-5
pH=4.88
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ÁCIDOS BASES Y SALES
Sales Básicas:
EJEMPLO 3.6:
Cálculo del pH
=
De aquí obtenemos el que el pOH = 2.3 y pH = 11.7
3.6. BALANCE DE MASAS.
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental 59
Analizando el pH de una disolución acuosa de Na2CO3.H2O:
Se trata de una sal de ácido dibásico débil que deja en libertad una base el CO32-,
que interacciona con los H+ del agua, incrementándose los OH- en la solución, generándose
una solución básica.
¿Cálcular el pH de la solución cuando se disuelve 0.8 gramos de Na2CO3.H2O en una
solución de 50 ml?, Sí K1= 4,6x10-7 y K2= 5,2 x 10-11.
:
Y la concentración de 0.13 10-2 = 5.1x10-3
Es la constatación de la conservación de la materia, las reacciones ácido – base son
muy rápidas cuando un ácido HA o una base MA se agregan al H2O. (5)
a) Si un ácido se agrega al agua / el ácido se ioniza par .
HA + H2O A- + H3O+
En un sistema cerrado.
CTA = [HA]eq + [A-]
CTA = número de moles de especies que contienen por litro igual a la concentración
analítica de HA.
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ÁCIDOS BASES Y SALES
3.7. BALANCE DE CARGAS.
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental 60
El balance de masa nos indica que la cantidad de HA disociado y no disociado que
existe en la disolución debe ser igual a la cantidad del ácido que se agregó a la solución.
b) Cuando C moles MA (sal) se agregan por litro esta se disocia
MA M+ + A-
CH3COONa CH3COO- + Na+
La base A- reacciona con H2O
A- + H2O HA + OH-
Balance de masa , respecto a M
CMA = M+ + MA
Como MA se disocia por completa
CMA = M+
Cuando HA y MA se agrega a una solución. Ejemplo: CH3 COOH, CH3COONa
CTA = ? n HA + n A- adicionados por litro.
CTA = HA + A-
Es la constatación algebraica de la electroneutralidad de una solución. La base del
balance de cargas es que todas las soluciones deben de ser eléctricamente neutras. El
número total de cargas positivas es igual al número de cargas negativas en una solución.(5)
Cuando un ácido HA se agrega al agua.
HA + H2O H3O+ + A- se tiene en solución (HA ; A- ; H3O+; OH-)
Total de cargas positivas: H3O+
Total de cargas negativas: A- + OH-
Total de cargas negativas = Total de cargas positivas
H3O+ = A- + OH-
Cuando una sal MA se agrega al agua.
M+ + H+ OH- + A- se tiene en La solución (M+, A-, OH-, H3O+)
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ÁCIDOS BASES Y SALES
EJEMPLO 3.7
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental 61
Una disolución tiene una carga de cero.
?Cargas (+) = ?Cargas (-)
El coeficiente de cada término en el balance de cargas es igual a la carga del ión.
M+ + H3O+ = A- + OH-
Determinar el balance de cargas de una disolución: KH2PO4 = 0,025 moles/L y KOH
= 0,030 moles/L.
Balance de Cargas
K+ + H+ = H2PO4- + 2HPO4
2- + 3PO4= + OH-
(1)
Como el KOH reacciona con el KH2PO4 se dan las siguientes reacciones:
a)
b)
c)
Kh = Kw = 1 x 10-14 = 2, 127 x 10-2 = (0, 020 + x) (x)
K3 4, 7 x 10 -13 (0,005 - x)
X2 + 0,020x + 0,0213x – 1, 065 x 10-4 = 0
X2 + 0, 0413x - 1, 065 x 10-4 = 0
De donde:
X = [OH-] = 0,0 022
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ÁCIDOS BASES Y SALES
EJEMPLO 3.8:
Balance de aniones y cationes:
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental 62
PO43- = 0, 005 – 0, 0022 = 0, 0028
HPO4- = 0, 020 + 0, 0028 = 0, 0228
d)
Kh = Kw = 1 x 10-14 = 1.58 x 10-7 = X ( X + 0,0022) K2 6,3 x 10 -8 (0,0228- X)
H2PO4 - = 1,7 x10 -6
Reemplazando los valores obtenidos en (1) se tiene:
K+ + H+ = H2PO4- + 2HPO4
2- + 3PO4= + OH-
0,0055 = 1,7 x10 -6 + 2(0, 0228) + 3( 0,0028) + (0.0022)
0,0055 = 0,0055
Un análisis de pozo dio como resultado un pH = 7, 8; S ce = 19 mg/L SiO2; calcio = 65
mg/L Ca2+; (162mg/L CaCO3); Sodio = 76 mg/L Na+; Mg++ = 18.2 mg/L; HCO3 = 286, 7 mg/L
HCO3-; Sulfato = 28 mg/L SO2- y cloruro = 98 mg/L Cl- ¿Es satisfactorio este análisis de agua
desde el punto de vista analítico?
CONCENTRACIONES
Cationes mg/L Pat. Carga [ ] Aniones mg/L Pat. Carga [ ]
Na+ 76 23 1 3, 30 HCO3- 286, 7 61 1 4, 69
Ca++ 65 40 2 1,625 SO4= 28 96 2 0, 29
Mg++ 18, 2 24, 3 2 0,749 Cl- 98 35, 5 1 2, 76
Balance de cargas:
4, 69 (HCO3-) + 2(0, 29) SO4= + (2, 76) Cl- = 8, 03
3.30( Na+) + 2 (1,625) ( Ca2+) + 2 (0,749) Mg2+ = 8.03
A un pH = 7, 8 ; la [H+] y [OH-] es despreciable.
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ÁCIDOS BASES Y SALES
EJEMPLO 3.9:
En el equilibrio:
Balance de masa del Cl-:
Balance de carga
Condición de protones:
3.8. DISTRIBUCIÓN DE ESPECIES ACIDO-BASE EN FUNCIÓN DEL pH
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental 63
Se agrega 0, 01 mol de HCl a un litro de agua destilada a 25°C. Determinar el pH de la
solución? La [H+]; [OH-] y [Cl-] en esta solución suponer que ƒi = 1.
HCl + H2O ? H+ + Cl- espécies presentes : (OH-, H+, Cl-, HCl)
CtCl- = [Cl-] + [H Cl-] = 10-2
[H+] = Cl- + OH-
Suposiciones como HCl es ácido fuerte [Cl-] > > HCl
como la solución es ácida [H+] > > [OH-]
1 x 10-2 = 1 x 10-2 + 1 x 10-12
pH = 2
Las especies presentes en una solución están directamente relacionadas al pH de la
solución. Para determinar cuál de las posibles especies predomina en un cierto pH y para
saber las regiones de efectividad amortiguadora de las mezclas de ácidos - bases y sus sales.
Es necesario determinar las fracciones de estas.(4)
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ÁCIDOS BASES Y SALES
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental 64
Para una mezcla de HOAc : OAc- ; podemos determinar las fracciones de HOAc y OAc-
presentes en una solución de ácido acético a diferentes valores de pH y Trazar la gráfica
apropiada.
En la siguiente expresión ca representa la concentración analítica la cual es la concentración
total de todas las especies que proceden del ácido acético y es sencillamente un balance de
masa como los que se han utilizado antes:
De la expresión para la constante de disociación del HOAc, obtenemos
Substituyendo en la expresión de Ca, nos da:
Donde HOAc /ca, es la fracción total del acetato presente en forma no disociada. La fracción
de ácido acétito en la forma disociada está dada por:
En la figura 3.1 se muestra la gráfica de estas fracciones contra el pH. Notemos que a un pH
aproximadamente dos unidades debajo del pKa casi todo es ácido acetico (cerca del 99%) se
encuentra en forma no disociada HOAc, y se encuentra disociado casi por completo a un pH
de pKa + 2. En la intersección de las dos curvas
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ÁCIDOS BASES Y SALES
Figura 3.1 Distribución de las especies acetato en función del pH
EJEM PLO 3.10.
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental 65
1.0
0.9
0.8
0.7
0.6
0.5
0.4
0.3
0.2
0.1
0
FUENTE: Química Analítica Cuantitativa: R.A. DAY ; A.l. UNDERWOOD, 5ta edición Ed.
Prentice. Hall Hispanoamericana S.A. Mexico, pag. 232
Calcule las fracciones de las especies presentes en una solución de ácido
oxálico que es un ácido diprótico y que son moléculas H2 Ox, iones HOx- y Ox2-,
en función del pH. Trazar la gráfica apropiada.
Aquí la concentración analítica está dada por
También tenemos las dos expresiones de disociación
3 4 5 6 7pH
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[ ]
= =
a
HOAc
c
apH pK 4.74
ÁCIDOS BASES Y SALES
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental 66
De donde se obtiene:
Haciendo la substitución en la expresión de la concentración analítica, obtenemos:
De donde:
Podemos obtener sin dificultad las expresiones para las fracciones presentes en
forma de HOx- y Ox2-
En la figura 3.1 se muestran las fracciones de oxalato total presente e forma de
H2Ox, HOx - y Ox2- en función del pH.
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ÁCIDOS BASES Y SALES
Figura 3.2 Distribución de las especies oxalato en función del pH
3.9. LLUVIA ÁCIDA Y PH
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental 67
1.0
0.9
0.8
0.7
0.6
0.5
0.4
0.3
0.2
0.1
0
Fuente: Química Analítica Cuantitativa: R.A. DAY; A.l. UNDERWOOD, pag. 233
.
La lluvia ácida se forma cuando la humedad en el aire se combina con los óxidos de
nitrógeno y el dióxido de azufre emitidos por fábricas, centrales eléctricas y vehículos que
queman carbón o productos derivados del petróleo. En interacción con el vapor de agua,
estos gases forman ácido sulfúrico y ácidos nítricos. Finalmente, estas sustancias químicas
caen a la tierra acompañando a las precipitaciones, constituyendo la lluvia ácida.(6)
La lluvia normalmente presenta un pH de aproximadamente 5.65 (ligeramente
ácido), debido a la presencia del CO2 atmosférico, que forma ácido carbónico, H2CO3. Se
considera lluvia ácida si presenta un pH de menos de 5 y puede alcanzar el pH del vinagre
(pH =3). Estos valores de pH se alcanzan por la presencia de ácidos como el ácido sulfúrico,
H2SO4, y el ácido nítrico, HNO3. Estos ácidos se forman a partir del dióxido de azufre (SO2) y
el monóxido de nitrógeno que se convierten en ácidos.
1 2 3 4 5 6 7pH
a
HOx
ca
H O x
c a
Ox
c
−
2
2
ÁCIDOS BASES Y SALES
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental 68
La lluvia ácida se identifica mediante la concentración de iones hidrógeno (H+)
presentes en el medio (expresada como pH).
Las precipitaciones naturales tienen un valor de pH qu oscila entre 5 y 6,4. Se
considera que una precipitación (lluvia, niebla, rocío, nieve) es ácida cuando sus valores de
pH son inferiores a 5,6 (valor del agua pura en equilibrio con el CO2 atmosférico).
De una manera natural, el bióxido de carbono, al disolverse en el agua de la
atmósfera, produce una solución ligeramente ácida que e con facilidad
algunos minerales. Sin embargo, esta acidez natural de la lluvia es muy baja en relación con
la que le imparten actualmente los ácidos fuertes como el sulfúrico y el nítrico, sobre todo a
la lluvia que se origina cerca de las zonas muy industrializadas.
El grado de acidez del agua de lluvia en algunas zonas industrializadas presentan un
pH mucho más bajo de lo normal, de hecho algunas lluvias llegan a tener un pH del orden
de 4,2 - 4,3, lo que indica un grado de acidez muy alto, esto es lo que conocemos con el
nombre de "lluvia ácida", denominación con la que se designa cualquier agua de lluvia de pH
inferior al natural de 5,5.
La lluvia ácida acidifica las aguas de lagos, ríos y mares, dificulta el desarrollo de vida
acuática en estas aguas, aumentando en gran medida la mortalidad de peces. Igualmente,
afecta directamente a la vegetación, por lo que produce daños importantes en las zonas
forestales, y acaba con los .
Los contaminantes que escapan a la atmósfera al quemarse carbón y otros
componentes fósiles reaccionan con el agua y los oxidantes de la atmósfera y se transforman
químicamente en ácido sulfúrico y nítrico. Estos compuestos ácidos se precipitan entonces a
la tierra en forma de lluvia, nieve o niebla, o pueden unirse a partículas secas y caer en
forma de sedimentación seca.
microorganismos fijadores de nitrogeno
ÁCIDOS BASES Y SALES
Figura 3.3 Lluvia ácida
Fuente: Google imágenes / sitio Web.www. educarchile.cl.
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental 69
La lluvia ácida por su carácter corrosivo, corroe las construcciones y las
infraestructuras. Puede disolver, por ejemplo, el , CaCO3, y afectar de
esta forma a los monumentos y edificaciones construidas con o .
Un efecto indirecto muy importante es que los , H+, procedentes de la lluvia
ácida arrastran ciertos del suelo. Por ejemplo, de hierro, calcio, aluminio,
plomo o zinc. Como consecuencia, se produce un empobrecimiento en ciertos nutrientes
esenciales y el denominado estrés en las plantas, que las hace más vulnerables a las .
Los y , sumados a los cationes de los suelos, contribuyen a
la de ríos y lagos, embalses y regiones costeras, lo que sus
condiciones ambientales naturales y afecta negativamente su aprovechamiento.
carbonato de calcio
mármol caliza
protones
iones cationes
plagas
nitratos sulfatos lixiviados
eutrofización
ÁCIDOS BASES Y SALES
3.10. AGUAS ÁCIDAS.
La producción de aguas ácidas, en una mina está controlada por los siguientes factores:
La velocidad de reacción depende de las siguientes variables
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental 70
Un estudio realizado en por de Open University, sugiere que
cantidades relativamente pequeñas de presentes en la lluvia ácida tienen una fuerte
influencia en la reducción de gas producido por en áreas pantanosas, lo
cual podría tener un impacto, aunque sea leve, en el .(7)
Las aguas ácidas son generadas principalmente por el sector industrial. En el sector
minero, la mayoría de las minas están ubicadas en las cordillera de los andes los andes, en
las cabeza de cuencas donde los minerales metálicos están principalmente constituidos
sulfuros. Durante la explotación, los sulfuros se oxidan a medida que la pulverización se
afina, y permiten que el agua circule fácilmente. Este fenómeno produce drenajes ácidos
que llevan metales en disolución, alcanzando niveles superiores a los establecidos en las
normas tanto en acidez como en la concentración de metales presente en los efluentes.
• Disponibilidad de pirita
• Presencia de oxígeno
• Existencia de humedad en la atmósfera
• Disponibilidad de agua para transportar los productos de oxidación
• Las características de la mina o de los pasivos ambientales.
:
• pH y temperatura, del agua y ambiente
• Tipo de mineral sulfuroso y superficie expuesta
• Concentración de oxígeno
• Agentes catalíticos y actividad química del hierro férrico
• Energía de activación química requerida, para que se inicie la reacción
• Presencia de Thiobacillus ferrooxidans y otras bacterias, que actúan como
catalizadores.
2005 Vincent Gauci
sulfato
metano metanógenos
efecto invernadero
ÁCIDOS BASES Y SALES
El descenso del pH del agua y el incremento de la acidez, tienen las siguientes
consecuencias:
La neutralización de aguas ácidas.-
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental 71
• El agua se hace fuertemente corrosiva
• Se solubilizan muchos metales pesados, llegando las aguas a ser tóxicas
• El ecosistema fluvial se degrada, hasta ser incapaz mantener muchas formas de vida
acuática, y los sistemas acuíferos se contaminan.
Cuando, por causas naturales o provocadas, se eleva el pH del agua comienza la
precipitación de metales pesados. En este sentido puede decirse que cada metal disuelto
precipita a un determinado pH (el manganeso es de los que requiere un pH alcalinos
elevado para su precipitación)
La neutralización es uno de los procesos más
utilizados en el tratamiento de aguas ácidas, en este proceso el agua contaminada
acidificada es neutralizada con álcali, donde se usa generalmente hidróxido de calcio y
piedra caliza (carbonato de calcio).
El carbonato de calcio se utiliza para elevar el pH in mente, con una adición de
hidróxido de calcio, para elevar el pH a un valor deseado de alrededor de 9.0, antes de la
sedimentación de los precipitados.
La mayoría de los metales pesados presentes, pueden ser precipitados como
hidróxidos insolubles en un rango de pH de 8.5 - 10. Las condiciones de tratamiento deben
ser optimizadas para cualquier corriente de agua residual dada, para este propósito puede
ser suficientemente aceptable un pH de alrededor de 9.0; a pH más alto, el Plomo tiende a
volver a disolverse, también ocurre un incremento en la solubilización del Zinc.
La concentración de estos iones metálicos en solución se puede determinar para cada
pH según el Producto de Solubilidad del ion de cada metal y el producto iónico del agua. (8)