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1
TEMA 3. EQUILIBRIOS ACIDO–BASE
3.1 EQUILIBRIOS IÓNICOS .....................................................................................................2
3.2 EQUILIBRIOS ACIDO –BASE............................................................................................3
3.3 PROCEDIMIENTOS GRÁFICOS PARA EL CÁLCULO DE EQUILIBRIOS........................5
3.3.1 DIAGRAMA pC-pH ............................................................................................................5
3.3.2 DIAGRAMA pC-pH para H3A ............................................................................................6
3.4 DISOLUCIONES REGULADORAS O AMORTIGADORAS..............................................11
3.5 CAPACIDAD DE NEUTRALIZACIÓN DE UN ÁCIDO - CURVA DE VALORACIÓN ........15
3.6 EQUILIBRIOS DEL SISTEMA CARBONATOS EN AGUAS NATURALES ......................16
3.6.1 SISTEMA CARBONATOS CERRADO............................................................................18
3.6.2. SISTEMA CARBONATOS ABIERTO ...........................................................................23
3.6.3 ALCALINIDAD Y ACIDEZ................................................................................................28
3.6.4 PROCESOS BIOLÓGICOS QUE INFLUYEN EN LA ALCALINIDAD .............................36
3.6.5 CONSIDERACIONES FINALES DEL SISTEMA CARBONATOS...................................37
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3.1 EQUILIBRIOS IÓNICOS
- Concentración, actividad
- Constante de disociación termodinámica, k
- Tipos de equilibrios iónicos
Sin cambio en el estado de oxidación
ACIDO- BASE
PRECIPITACIÓN
FORMACIÓN DE COMPLEJOS
Con cambio en el estado de oxidación
REDOX
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3
3.2 EQUILIBRIOS ACIDO –BASE
Ácido : cualquier compuesto que dona un protón.
Base : cualquier compuesto que acepta un protón.
La forma de expresar una reacción ácido-base:
HA+ B → A+ HB
donde A es la base conjugada de HA, y HB es el
ácido conjugado de B.
ACIDO BASE FUERTE
ACIDOS Y BASES DEBILES
SOLUCIONES TAMPON
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4
RESOLUCIÓN DE LOS EQUILIBRIOS:
• Situación matemática o ecuaciones para los equilibrios existentes
• Representación gráfica de las situaciones matemáticas
• Uso combinado de las representaciones gráficas y ecuaciones matemáticas
para obtener el resultado final
• Empleo de hojas Excel
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3.3 PROCEDIMIENTOS GRÁFICOS PARA EL CÁLCULO DE EQU ILIBRIOS
3.3.1 DIAGRAMA pC-pH
o Ec. de equilibrios
o Ec. Balance de masa
o Ec. Balance de energía, carga
Ejemplo: H 3PO4 (H3A)
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6
3.3.2 DIAGRAMA pC-pH para H3A
Ejemplo: H 3PO4 (H3A) Acido triprotico débil, C T,P =0,1 M
• Ec. de equilibrios
H2O ↔ H+ + OH- pKw = 14 →→→→ Kw = [H+ ] [OH - ]
H3PO4 ↔ H2PO4- + H+ pK1 = 2.1 →→→→ K1 = [H+ ] [H2PO4
-]/ [H3PO4]
H2PO4- ↔ HPO4
2- + H+ pK2 = 7.3 →→→→ K2 = [H+] [HPO42-] [H2PO4
-]
HPO42- ↔ PO4
3- + H+ pK3 = 12.3 →→→→ K3 = [H+] [PO43-]/ [HPO4
2-]
Nota: pK = - log K. Solución diluídas: actividad (a ) = concentración ([ ])
• Ec. Balance de masa
CT, P = [H3PO4] + [H2PO4-] + [HPO4
2-] + [PO43-] ∑∑∑∑ espécies de fósforo
• Ec. Balance de energía, carga
[H+ ] = [OH - ] + [H2PO4-] + 2[HPO 4
2-] +3 [PO43-] ∑∑∑∑ cationes = ∑∑∑∑ aniones
SID = ∑∑∑∑cationes = ∑∑∑∑aniones SDI =0 solución neutra SDI <0 bá sica SDI >0 ácida
SID diferencia de carga iónica
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7
TRAZADO DEL GRÁFICO ( H3PO4)
Línea fijas pH y pOH
pH = - log [H + ] pendiente = 1
pOH = 14 –pH pendiente = - 1
[H3PO4] = CT, P 1/(1+ K1 / [H+ ] + K1 K2 /[H
+ ]2 + K1 K2 K3 /[H+ ]3)
[H2PO4-]= CT, P 1/([H+ ]/ K1 + 1 + K2 /[H
+ ] + K2 K3 /[H+ ]2
[HPO42-] = CT, P 1/( [H+ ]2 /K1 K2 + [H+ ]/K2 + 1+ K3/[H
+ ])
[PO43-]= CT, P 1/([H+ ]3/K1 K2 K3 + [H+ ]2/ K2 K3 + [H+ ]/K3 +1)
PARA DIPROTICOS Y MONOPROTICOS, SIMPLIFICACIONES
H2A K 3 = 0
HA K 2 = 0
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8
DIAGRAMA pC-pH para H 3PO4 , CT,P = 0.1M
Puntos de equivalencia o
neutralización
1) [H2PO4-] = [H+]
2) [H3PO4] = [HPO4-2]
3) [H2PO4-] = [PO4
3-]
4) [HPO42-] = [OH -]
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9
Puntos de equivalencia para H 3PO4 (H3A) pk: 2.2/7.2/12.3 C T,P=0.25M
1E-15
1E-14
1E-13
1E-12
1E-11
1E-10
1E-09
1E-08
1E-07
1E-06
1E-05
0.0001
0.001
0.01
0.1
1
10
0 0.75 1.5 2.25 3 3.75 4.5 5.25 6 6.75 7.5 8.25 9 9.75 10.5 11.3 12 12.8 13.5
pH
CO
NCENTRACIÓ
N (M
)
1
2 3
4
El gráfico pC-pH depende de la concentración de fosfatos.CT,P
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10
Diagrama de distribución pK: 2.1/7.2/12.3
0
0.1
0.2
0.3
0.4
0.5
0.6
0.7
0.8
0.9
1
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
pH
Fac
ción
de
ioni
zaci
ón (
alfa
)
alfa 0
alfa 1
alfa2
alfa 3
αααα0=[H3PO4] /CT, P
αααα1=[H2PO4-] /CT, P
αααα2=[HPO42-] /CT, P
αααα3=[PO43-] /CT, P
No depende de la C T, P
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3.4 DISOLUCIONES REGULADORAS O AMORTIGADORAS
INTENSIDAD DE AMORTIGUACIÓN ( ββββ)
“Es la medida de la capacidad de la misma en conse rvar el pH al adicionar ácido o base”
Cb base fuerte adicionada
ANC capacidad de neutralizar un ácido
BNC capacidad de neutralizar una base
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12
Stumm and Morgan
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INTENSIDAD DE AMORTIGUACIÓN (β) para H3PO4 (H3A) pK: 2.1/7.2/12.3
0.00001
0.0001
0.001
0.01
0.1
1
10
0 2 4 6 8 10 12 14
pH
Bet
a
0.1 M0.01 M0.001 M0.0001 M
Beta (ββββ) = 2.3 ([H+] + [OH -] + CT, P αααα0αααα1 + CT, P αααα1αααα2 + CT, P αααα2αααα3 )
Capacidad de amortiguación aumenta al aumentar la concentración de la disolución
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14
0.00001
0.0001
0.001
0.01
0.1
1
10
0 2 4 6 8 10 12 14
pH
Bet
a
0.5 M0.01 M
0.001 M0.0001 M
1
2 3
4
1, 2 3 y 4 mínima capacidad de amortiguación, puntos de equivalencia máxima capacidad de amortiguación, coinciden con los pK
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3.5 CAPACIDAD DE NEUTRALIZACIÓN DE UN ÁCIDO - CURV A DE VALORACIÓN
-1
0
1
2
3
4
5
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
pH
f
2
3
Curva de valoración para el H3PO4
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3.6 EQUILIBRIOS DEL SISTEMA CARBONATOS EN AGUAS NA TURALES
• La composición de las aguas naturales esta controlada por una
combinación de procesos geoquímicos y biológicos, condicionados por la
composición de las aguas
• El sistema carbonatos constituye el sistema tampón más importante de los
sistemas naturales
• Regula además los procesos de tratamiento de aguas: ablandamiento,
coagulación química
• Explica los cambios de pH producidos por aireación, fotosíntesis,
respiración
• Explica los cambios de pH producidos por nitrificación y desnitrificación en
procesos biológicos
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17
Stumm and Morgan
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18
3.6.1 SISTEMA CARBONATOS CERRADO
Stumm and Morgan
Equilibrios: Acido diprótico
Especies: CO2(ac), H2CO3, HCO3-, CO3
2-, OH-, H+
pKH = 1.5, pKw = 14, pK1 = 6.3, pK2= 10.3
Sistema cerrado, la concentración carbonatos es constante
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19
Sistema carbonatos, cerrado, C T,CO3=cte
CO2 ↔ H2CO3 ↔ HCO3 –↔ CO3
2-
Especies: CO2(ac), H2CO3, HCO3-, CO3
2-, OH-, H+
Equilibrios : Kw, K1, K2, KH
CO2(ac) = KH PCO2 KH =10-1.5
CO2(ac)+ H2O3 ↔ H2CO3 K = [H3CO3*]/[CO2(ac)]= 10-2.8 →→→→ [H3CO3
*]=[CO2(ac)]
H2O ↔ H+ + OH- pKw = 14 →→→→ Kw = [H+ ] [OH - ]
H2CO3 ↔ HCO3- + H+ pK1 = 6.3 →→→→ K1 = [H+ ] [HCO3
-]/ [H3CO3]
HCO3- ↔ CO3
2- + H+ pK2 = 10.3 →→→→ K2 = [H+] [CO32-] [HCO3
-]
Balance de masa :
CT, CO3 = [H3CO3*] + [HCO3
-] + [CO32-]
Ec. Balance de carga
[H+ ] = [OH - ] + [HCO3-] +2 [CO3
2-]
Condición de protón: H 2CO3, H2O, NPR = 2 (número protones referencia)
[H+] = [OH - ] + [HCO3-] +2 [CO3
2-] NPR ≥≥≥≥ 2 se iguala a NPR < 2
Nota : [H +] ≈≈≈≈ [HO3+]
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20
DIAGRAMA DE DISTRIBUCIÓN sistema carbonatos cerrad o, pK 6.30/10.3
0
0.1
0.2
0.3
0.4
0.5
0.6
0.7
0.8
0.9
1
0 2 4 6 8 10 12 14
pH
Fra
cció
n de
ioni
zaci
ón
(alfa
)
Alfa0
Alfa1Alfa2
αααα0=[H2CO3] /CT, CO3
αααα1=[HPO3-] /CT, CO3
αααα2=[CO32-] /CT, CO3
Intensidad de amortiguación sistema carbonatos cerr ado
Beta (ββββ) = 2.3 ([H+] + [OH -] + CT, CO3 αααα0αααα1 + CT, CO3 αααα1αααα2
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21
Ejemplos:
Solución de CO 2 en agua H 2CO3*
aplicando la condición de protón
Aproximación:
Punto 1 Figura pC-pH pH = 4.7 (C T,CO3 = 10-3 M)
pH = 5.7 (CT,CO3 = 10-5 M)
Solución de NaHCO 3
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22
Punto 2 Figura pC-pH pH = 8.3 (C T,CO3 = 10-3 M) concentraciones altas
pH = 7.6 (CT,CO3 = 10-5 M) concentraciones bajas
Solución de Na 2CO3
Punto 3 Figura pC-pH pH = 10.6 (C T,CO3 = 10-3 M)
pH = 9.0 (CT,CO3 = 10-5 M)
A mayor concentación de carbonatos, C TC,
⇒⇒⇒⇒ pH mayores en soluciones de NaHCO 3 y Na2CO3
⇒⇒⇒⇒ pH menores en soluciones de H 2CO
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23
3.6.2. SISTEMA CARBONATOS ABIERTO
Stumm and Morgan
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24
SISTEMA CARBONATOS, ABIERTO
⇒⇒⇒⇒ PCO2 = cte= 10 -3.5 atm ⇒⇒⇒⇒ C T,CO3 ≠≠≠≠cte, depende pH
CO2(g) ↔ CO2(ac) ↔ H2CO3 ↔ HCO3 –↔ CO3
2-
Especies: CO2(g), CO2(ac), H2CO3, HCO3-, CO3
2-, OH-, H+
Valido las ecuaciones de equilibrios, Balance de ma sa, Balance de carga y condición de
protones que para sistema cerrado
Diagrama pC-pH
Especie H 3CO3*: [H3CO3*] = [CO2(ac)] = KH P CO2 = 10-1.5*10-3.5 = 10-5 M = cte
Especie HCO 3-:
Especie CO 32-
CT, CO3 = [H3CO3*] + [HCO3
-] + [CO32-] [H3CO3
*]= cte
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25
EJEMPLOS:
Solución de CO 2 en agua H 2CO3*
Aproximación:
Punto 4 Figura pC-pH pH = 5.7
CT, CO3 = [H3CO3*] + [HCO3
-] + [CO32-] = 10-4.9 M
Solución de NaHCO3
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26
Punto 5 Figura pC-pH pH = 6.3
CT, CO3 = [H3CO3*] + [HCO3
-] + [CO32-] = 10-4.7 M
Solución de Na 2CO3
Punto 6 Figura pC-pH pH = 6.6 (C T,CO3 = 10-3 M)
CT, CO3 = [H3CO3*] + [HCO3
-] + [CO32-] = 10-6 M
Ojo en sistemas abiertos no se pueden hacer simplif icaciones se
resuelven las ecuaciones de balance de carga
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27
COMPARACIÓN SISTEMAS ABIERTOS-CERRADOS
Stumm and Morgan
• Sistemas abiertos la concentración de bicarbonatos y carbonatos incrementa
sin límite al aumentar el pH. → pH disminuye al burbujear CO 2
• Sistemas cerrados y para un valor constante de CT, CO3, el pH es mayor en
las disoluciones de bicarbonatos y carbonatos
• Sistemas abiertos la CT, CO3 es superior a los sistemas cerrados, pero pH
inferiores.
• Aguas subterráneas (sistema cerrado ), pH altos al salir a la superficie
(sistema abierto ) disminuye el pH y produce disolución de calcita.
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28
3.6.3 ALCALINIDAD Y ACIDEZ
ALCALINIDAD
“Medida de la capacidad de un agua para neutraliza r un ácido fuerte”.
Mide la capacidad de amortiguación .
Aguas naturales : HCO3-, CO3
2-,OH- así como silicatos, boratos, amonio,
fosfatos o bases orgánicas.
ACIDEZ
“Medida de la capacidad de un agua para neutraliza r una base fuerte”
Aguas naturales: H2CO3*, HCO3
- y algunas veces otros ácidos.
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29
ALCALINIDAD Y ACIDEZ
Alcalinidad total (Total alkalinity): meq/L de ácido fuerte para valorar hasta pH
4.5. Volumen requerido Vmo.
Alcalinidad carbonatada (Carbonate alkalinity): meq/L de ácido fuerte para
valorar hasta pH 8.3 (fenoftaleina).
Alcalinidad cáustica (Cáustica alkalinity): meq/L de ácido fuerte para llevar el
pH hasta 10.8. CO32-
Acidez total (Total acidity): meq/L de OH- para llegar a pH 10.8. Solución de
Na2CO3 en agua.
Acidez del CO 2 (CO2 acidity): meq/L de OH- para llegar a pH 8.3. Valoramos los
H2CO3 en HCO3-
Acidez mineral (Mineral acidity): meq/L de OH- para llegar a pH 4.5. Contiene un
ácido más fuerte que H2CO3, como H2SO4 o HNO3. Drenajes de minas y agua de
lluvia.
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30
CURVA DE VALORACIÓN SISTEMA
CARBONATOS CERRADO
Stumm and Morgan
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31
Puntos de equivalencia y definiciones de alcalinida d y acidez en soluciones de carbonatos
Stumm and Morgan
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Definiciones analíticas de alcalinidad y acidez en soluciones de carbonatos
RELACIONES ALCALINIDAD-ACIDEZ
Alcalinidad total - Alcalinidad carbonatada = C T, CO3
Alcalinidad total + Acidez del CO 2 = CT, CO3 Acidez del CO 2- Acidez mineral = C T, CO3 Alcalinidad total + Acidez total = 2 CT, CO3 Alcalinidad total + Acidez mineral = 0
Acidez total + Alcalinidad cáustica = 0
Alcalinidad carbonatada + Acidez del CO 2 = 0
Puntos de equivalencia o
Neutralización
f = 0
g = 1
g = 0
f = 1 f = 2 g = 2
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33
DIAGRAMA DE DEFFEYES valido sistema cerrado
relaciona: alcalinidad, C T,CO3 y pH
* adición de ácido – base fuerte
(Ca, Cb) ⇒⇒⇒⇒ varia alcalinidad no
CT,CO3
* adición de HCO 3-
1 mol HCO 3- = 1 eq alcalinidad =
1 mol C T,CO3
* adición de CO 32-
1 mol HCO 3- = 2 eq alcalinidad =
1 mol C T,CO3
* dilución
Diminuye alcalinidad y C T,CO3
Stumm and Morgan
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34
CURVA DE VALORACIÓN SISTEMA CARBONATOS SISTEMA ABI ERTO
Stumm and Morgan
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SISTEMA CERRADO CARBONATOS CON BORATOS
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3.6.4 PROCESOS BIOLÓGICOS QUE INFLUYEN EN LA ALCALI NIDAD
PROCESO Cambio en la alcalinidad
Fotosíntesis y Respiración 1a) n CO2 + n H2O ↔ (CH2O)n + nO2 No cambia
1b) 106 CO2 + 16NO3- + HPO4
-+ 122 H2O + 18H+ ↔ (C106H263O110N16P1) + 138 O2 Incrementa
1c) 106 CO2 + 16NH4+ + HPO4 -+ 108 H2O ↔(C106H263O110N16P1) + 107 O2 + 14H+ Decrece
Nitrificación 2) NH4
+ + 2O2 → NO3- + H2O + 2H+ Decrece
Desnitrificación 3) 5 CH2O + 4 NO3
- → 5 H CO3-+ 2 N2 + H+
+ 2 H2O Incrementa
Oxidación de sulfatos 4a) HS-+ + 2 O2 → SO4
2- + H+ Decrece
4b) FeS2(s) + 15/4 O2 + 3/2 H2O → 2 Fe(OH)3(s) + 4 H+ + 2 SO42- Decrece
Reducción de sulfatos 5) SO4
2- + 2 CH2O + H+→ HS-+ 2 CO2
+ H2O Incrementa
Disolución de carbonatos 6) CaCO3(s) + CO2 + H2O ↔ Ca2+ +2 HCO3
- Incrementa
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3.6.5 CONSIDERACIONES FINALES DEL SISTEMA CARBONATO S
• Alcalinidad, CT,CO3 y pH son los tres parámetros que definen totalmente el
sistema ácido base de los carbonatos
• Alcalinidad y acidez no dependen de temperatura, presión, coeficiente de
actividad
• El agua puede tener simultáneamente alcalinidad y acidez
• La presencia de acidez mineral o alcalinidad cáustica en aguas naturales es
indicativo de fuente de contaminación
• La adición o eliminación de CO2 no afecta a la alcalinidad, si a la acidez y CT,CO3
• Fotosíntesis y respiración variará la alcalinidad
• Adición o eliminación de CaCO3 no afecta a la acidez
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� Agua subterránea : CT,CO3 5 10-4 a 8 10-3 M
Alcalinidad 10-4 a 5 10-3 eq/L
� Agua de lluvia : CT,CO3 10-5 a 5 10-5 M
Alcalinidad 0 a 4 10-5 eq/L
� Agua de mar : CT,CO3 2.3 10-3 M
Alcalinidad 2.5 10-3 eq/L