ACIDOS Y BASES
Arrhenius:
-Ácidos producen iones H+ en agua: HCl, HF, HNO3
-Bases producen iones OH- en agua: NaOH , KOH
HA: Acido
HA
H+ +
A-
BOH: Base
BOH
OH- +
B+
Neutralización:
H+(aq) + OH- (aq)
H2O(l)
∆H = -13.7 kcal/eq
el H+ del ácido y el OH- de la base se combinan para formar agua
Brønsted-Lowry:
Acido es un donador de protones, cualquier especie que cede un ión H+.
Base es un aceptor de protones, cualquier especie que acepta un ión H+.
Todos los ácidos de Arrhenius son ácidos de Brønsted-Lowry. En la definición de
Brønsted-Lowry una reacción acido-base es un proceso de transferencia de protones.
HCl(aq) + NH3(aq)
acido
base
NH4+(aq) + Cl-(aq)
acido
conjugado
base
conjugada
BRONSTED - LOWRY
BRONSTED - LOWRY
LEWIS
Lewis definió un ácido como una substancia que puede aceptar un
par de electrones (frecuentemente tiene solo 6 electrones en lugar de
8 en su capa de valencia), y a una base como una substancia capaz
de donar un par de electrones (tiene un octeto, pero por lo menos un
par de electrones no compartidos).
ACIDOS Y BASES DE LEWIS
Acido : acepta par electrónico
Base : dona par electrónico
LA NATURALEZA DEL PROTÓN HIDRATADO
EL IÓN HIDRONIO H3O+
• H+ (aq) no existe realmente
• H3O+ (aq) es el ión hidronio
• Empleamos H+(aq) y H3O+(aq) indistintamente
Ión hidronio
H O H
H
+
EL H2O ES ANFÓTERO
Anfótero: Puede actuar como un ácido o base
HF(aq) + H2O(l)
acido
base
NH3(aq) + H2O(l)
base
acido
H3O+(aq) + F-(aq)
NH4+(aq) + OH-(aq)
AUTOIONIZACION DEL AGUA
+
+
H3O+(aq)
H2O(l)
H2O(l)


KC 
[H 3 O ][HO

K W  [H 3 O ][HO
[H 2 O]
]
2

K W  K C [ H 2O ]
si

]
La constante del producto iónico
del agua vale 1.0x10-14 a 25ºC
2
OH-(aq)

K W  [H 3 O ][HO

]
AUMENTO DE [H3O+]  DISMINUCIÓN DE [OH-]
Solución ácida:
[H3O+] > [OH-]  [H3O+]>10-7M y [OH-]<10-7M
Solución básica:
[OH-] > [H3O+]  [H3O+]<10-7M y [OH-]>10-7M
Solución neutra: [H3O+] = [OH-] = 10-7 M
LAS ESCALAS DE pH & pOH

pH   log [H 3 O ]

pH   log [H ]

pOH   log [HO ]
pK   log K
pH  pOH   log K W  14
pH < 7  medio ácido
pH > 7  medio básico
pH = 7  medio neutro
pH- metro
Papel
Indicador
MEDICIÓN DE pH
ELECTROLITIOS FUERTES Y DÉBILES
Ácidos fuertes: Se disocian completamente en iones en agua.
HA(aq) + H2O(l)
H3O+(aq) + A-(aq)
KC > 1
Ácidos débiles: Se disocian muy poco en iones en agua.
HA(aq) + H2O(l)
H3O+(aq) + A-(aq)
KC <<1
Acidos fuertes: HClO3, HBr, HCl, HI, HNO3, HClO4, H2SO4
Bases fuertes: Na(OH), Li(OH), K(OH), Ca(OH)2, Ba(OH)2, Sr(OH)2
CONSTANTES DE DISOCIACIÓN PARA ÁCIDOS

KC 

[H 3 O ][A ]
[H 2 O][AH]
Valores de Ka para algunos ácidos monopróticos a 25oC
Nombre
Fórmula de Lewis
Ka
Acido iódico
Acido cloroso
Acido nitroso
Acido fluorhídrico
K a  K C [H 2 O]
Acido fórmico
Acido benzoico

Ka 

[H 3 O ][A ]
Acido acético
[AH]
Acido propanoico
Ácidos fuertes:
Ka grande  alta [H3O+]
Ácidos débiles:
Ka pequeña  baja [H3O+]
Acido hipocloroso
Acido hipobromoso
Acido cianhídrico
Fenol
Acido hipoiodoso
El caracter en rojo indica la parte del ácido que se ioniza
(Ácido perclórico)
(Ácido iodhídrico)
(Ácido bromhídrico)
(Ácido clorhídrico)
(Ácido sulfúrico)
(Ácido nítrico)
(Ión hidronio)
(Ión sulfato ácido)
(Ácido fluorhídrico)
(Ácido nitroso)
(Ácido fórmico)
(Ácido acético)
(Ión amonio)
(Ácido cianhídrico)
(Agua)
(Amoníaco)
Base conjugada
(Ión perclorato)
(Ión ioduro)
(Ión bromuro)
(Ión cloruro)
(Ión nitrato)
(Agua)
(Ión sulfato )
(Ión fluoruro)
(Ión nitrito)
(Ión formiato)
(Ión acetato)
(Amoníaco)
(ión cianuro)
(ión oxidrilo)
(ión amida)
Se incrementa la fuerza de la base
ácidos fuertes
Ácidos débiles
Se incrementa la fuerza ácida
Ácido
GRADO DE DISOCIACIÓN (a)
HA (aq) + H2O (l)
H3O+ (aq) + A- (aq)
nT
-
-
Inicial
nT – x
x
x
Equilibrio
α

moles diso ciados
Ka 

[H 3 O ][A ]
2

Ka 
[AH]
moles tota les
α .C
1-α 
Período 3
Base débil
Sin propiedades Base débil
Ácido- base
ácido débil
ácido débil ácido fuerte
Se incrementa la fuerza del ácido
Se incrementa la fuerza de la base
Ácidez aumenta
Ácido- base
Fuerza de enlace disminuye 
Período 2 Sin propiedades
Electronegatividad aumenta 
Acidez aumenta
Se incrementa la fuerza de la base
Grupo
Se incrementa la fuerza del ácido
ACIDEZ DE LOS COMPUESTOS BINARIOS
6A(16)
7A(17)
H2O
HF
H2S
HCl
H2Se
HBr
H2Te
HI
+
M

O
H
M+ + OH-
M = metal alcalino ó alcalinotérreo
M
 +
O H
M
O
-
+ H+
M = elemento electronegativo en estado de oxidación alto
FUERZA RELATIVA DE LOS OXACIDOS
H
O
X
Al aumentar la electronegatividad la acidez se incrementa
O
H
O


Cl
<<
H

O

Cl
O
O
Al aumentar el número de átomos de oxígeno la acidez se incrementa
OXIACIDOS
Electronegatividad y desplazamiento electrónico
Los electrones se comparten
desigualmente entre los átomos de
O e H, formando un enlace
covalente polar.
Desplazamiento
electrónico fuera del
enlace O-H
La densidad electrónica se mueve
hacia el átomo altamente
electronegativo, Y, facilitando la
liberación del ión H+
Desplazamiento
electrónico fuera del
enlace O-H
Fuerza de los ácidos y las bases
 Si un ácido es fuerte, su base conjugada no tiene fuerza medible
 De un conjunto de ácidos débiles, mientras más fuerte sea el ácido, más debil
será su base conjugada y viceversa.
El H3O+ es el ácido más fuerte que puede existir en solución acuosa.
Cualquier ácido más fuerte que él reacciona con el agua para dar H3O+ y su
correspondiente base conjugada.
ClH + H2O  Cl- + H3O+
 Los ácidos más debiles que el H3O+ reaccionan con el agua en mucha menor
proporción, produciendo H3O+ y las correspondientes bases conjugadas:
HF + H2O = H3O+ + F-
(eq. desplazado a la izquierda)
 El ión OH- es la base más fuerte que puede existir en solución acuosa. Las
bases más fuertes que el OH- reaccionan con el agua para dar OH- y sus ácidos
conjugados correspondientes:
NH2-(ac) + H2O  NH3(ac) + OH-(ac)
La fuerza de ácidos debe compararse respecto
del mismo solvente.
Efecto nivelador del solvente: su incapacidad
para distinguir la fuerza relativa de los ácidos
más fuertes que el ácido conjugado del solvente.
Ej: ClH, BrH e HI son todos ácidos fuertes en
agua.
Si se comparan sus fuerzas en otro solvente,
como ácido acético, se ve que:
ClH < BrH < IH
Fuerza de los ácidos
HF << ClH < BrH < IH
Debil Son fuertes en agua
HOI < HOBr < HOCl
HBrO4 < HClO4
HOCl < HClO2 < HClO3 < HClO4
CALCULO DE pH EN SOLUCIONES DE ACIDOS FUERTES
Antes de la disociación
Después de la disociación,
en el equilibrio
Algunos Acidos Fuertes
HCl (clorhídrico)
HNO3 (nítrico)
H2SO4 (sulfúrico)
Disociación de un ácido fuerte
Autoionización del agua : despreciable
Algunas Bases Fuertes
Por ejemplo: HNO3 0.1 M
NaOH (hidróxido de sodio)
KOH (hidróxido de potasio)
Ca(OH)2 (hidróxido de calcio)
10-7 < 0.1
pH = 1
Veamos el ejemplo:
H++ Cl-
HCl
Relaciones de conservación de la masa
[Cl-]= a
[HCl]0= a
Además está presente el equilibrio H2O  OH- + H+
Kw = [H+][OH-]
Condición de electroneutralidad
[OH-] + [Cl-]= [H+]
[OH-] + a = [H+]
[OH-] = [H+] - a
Kw = [H+]{[H+] - a} = [H+]2 - a[H+]
H  

a
a  4 Kw
2
2
Si
a24Kw
[H+] = a
ACIDOS Y BASES DEBILES
Antes de la disociación
Después de la disociación,
en el equilibrio
Disociación de un ácido débil
Ka = [H+][A-] / [AH]
Constante de disociación ácida
AH
H+ + A-
CALCULO DEL pH EN SOLUCIONES DE ACIDOS Y BASES DEBILES
AH
H+ + A-
Ka = [H+][A-] / [AH]
H2O
H+ + OH-
KW =[H+][OH]
Ecuaciónes de conservación :
[AH]0 = [A-] + [AH]
[H+] = [A-] + [OH-]
4 incógnitas y 4 ecuaciones
[AH]0 = [A-] + [AH]
[H+] = [A-] + [OH-]
Kw = [H+][OH-]
Ka = [A-][H+]/[HA]
[AH]0 = [A-](1 + [H+]/Ka)
[H+] = {[AH]0/ (1 + [H+]/Ka)}+ Kw/[H+]
[H+]- Kw/[H+] = {[AH]0/ (1 + [H+]/Ka)}
[H+] + [H+]2/Ka- Kw/[H+]-Kw/Ka - [HA]0 = 0
[H+]3 + Ka[H+]2 -(Kw+ Ka[HA]0)[H+]- KwKa = 0
Al resolver el sistema anterior obtenemos una
ecuación cúbica en [H+]:
[H+]3 + Ka[H+]2 -(Kw+ Ka[HA]0)[H+]- KwKa = 0
Como
resolver
esto ?
Para el caso de un ácido : [H+] > [ OH-] y por lo tanto
podemos hacer:
[H+] = [A-] Que significa esta aproximación ?
[AH]0 - [A-] = [AH] o [AH]0 - [H+] = [AH]
Ka = [H+]2 / ([AH]0 - [H+])
[H+]2 + Ka[H+] - Ka[AH]0 = 0
Calculando pH en soluciones de ácidos y bases débiles
(Cont.)
Solución 0,1 M de ácido acético
AcH
INICIAL
CAMBIO
EQUILIBRIO
Ac- + H+
Ka = [Ac-][H+] / [AcH]
AcH
Ac-
H+
0.1
-X
0.1 - X
0
0
X
X
X2 + Ka X - a . Ka = 0
X
X
Ka = X2 / [a - X]
Calculando pH en soluciones de ácidos y bases débiles
(Cont.)
a=
grado de disociación
[HA]0 x a = [A-]EQ.
[HA]0 x a = [H+]EQ.
[HA]0 x (1 - a) = [HA]EQ.
Ka = [HA]0 x a2 / (1-a)
Que efecto tendrá la dilución sobre el pH ?
% Ionización
Acido fuerte
Acido débil
Concentración inicial del ácido
EQUILIBRIO EN ÁCIDOS POLIPRÓTICOS
Ejemplos: H3PO4, H2CO3, H2SO3


1) H3PO4 (aq) + H2O (l)
H3
O+
-
(aq) + H2PO4 (aq)
K a1 
[H 3 O ][H 2 PO 4 ]
K a2 
[H 3 O ][HPO
K a3 
[H 3 O ][PO 4
[H 3 PO 4 ]
2

-
2) H2PO4 (aq) + H2O (l)
H3
O+
H3
O+
2-
(aq) + HPO4 (aq)

[H 2 PO 4 ]

2-
3) HPO4 (aq) + H2O (l)
(aq) + PO4 (aq)
Ka1 > Ka2 > Ka3
Nombre
Ascórbico
Carbónico
Cítrico
Oxálico
Fosfórico
Sulfuroso
Sulfúrico
Tartárico
3-
4
[HPO
2
4
]
3
]
]
H2S , H2CO3 , H2SO4 , H3PO4
.
ACIDOS POLIPROTIDOS
Equilibrios presentes en el sistema :
H2S  SH- + H+
K1 = [SH-][H+] / [H2S]
SH-  S-2 + H+
K2 = [S-2][H+] / [SH-]
OH2  H+ + OH-
KW = [H+][OH-]
Condiciones de conservación :
C0 = [SH2] + [SH-] + [S-2]
[H+] = [SH-] + 2[S-2] + [OH-]
EFECTO DE ION COMUN
AH  H+ + Ao
Al agregar un ácido fuerte :
Ka = [H+][A-]/[AH]
Ka = [X][X] /([AH]0- [X])
[HCl] = a
Ka = X ( X + a) / ([AH]0 - X)
Relaciones de conservación :
[AH]0 = [AH] + [H+]
[H+] = [Cl-] + [A-] + [OH-]
HIDRÓLISIS
CH3CO2-, SH-, ClO-, CN-, NH4+, etc.
CH3CO2Na
CH3CO2- + H2O
CH3CO2- + Na+
CH3CO2H + OH-
Kh = [CH3CO2-][OH-]/[CH3CO2-]
Además tenemos los siguientes equilibrios :
Ka = [CH3CO2-][H+]/[CH3CO2H]
Kh = KW / Ka
KW = [OH-][H+]
Ejemplos de hidrólisis
• NH4Cl
NH4Cl  NH4+ + ClNH4+ + H2O  NH3 + H3O+ solución ácida
• NaCN
NaCN  CN- + Na+
CN- + H2O  HCN + OH- solución alcalina
Determinación cualitativa del pH
1) Sal de ácido fuerte y base fuerte
*No hay hidrólisis
*pH = 7
2) Sal de base fuerte y ácido débil
NaCl
*Hidrólisis del anión
*pH > 7
3) Sal de base débil y ácido fuerte
ClONa
*Hidrólisis del catión
*pH < 7
4) Sal de base débil y ácido débil
Cl(NH4)
*Hidrólisis de catión y anión
*pH = ?
CH3CO2(NH4)
INDICADORES
•
Se emplean para dar información acerca del grado de acidez (pH) de una
sustancia o del estado de una reacción química en solución acuosa.
•
Son sustancias naturales o sintéticas que cambian de color como
respuesta a la naturaleza de su ambiente químico
-
InH
In- + H+
K In 
[In ][H
[HIn]

]
-
pH  pK
In
 log
[In ]
[HIn]
Indicadores de pH
In H 

Ka 
In 

Si
 HIn 

1
( vemos la forma roja )
10
In 

pH  pK  log
pH  pK  1
 HIn 
HIn 

pH  pK  log 1 10 

Indicadores (cont.)
In 

De la misma manera, si
In 
 HIn 
 10

pH  pK  log
HIn 

pH  pK  log 10
pH  pK  1
Rango de viraje del indicador:  pH = pK ± 1
Soluciones reguladoras (Buffers)
• Sal de anión de ácido débil + Acido débil
• Sal de catión de base débil + Base débil
En concentraciones iguales (ó similares)
HAc (1M) + NaAc (1M)
Soluciones reguladoras (Buffers)
HAc (Ca) + NaAc (Cb) (Ac= CH3CO2-)
NaAc  Na+ + Ac-

Ka 
Ac-
+ H2O = HAc +
OH-
H  

HAc =
H+
+
H Ac   H C
Ac-
 [Ac-] ≈ Cb y [HAc] ≈ Ca

HAc 
Ca
Cb
Ka
 Cb 

pH  pK  log 

 Ca 

Ca
b
SOLUCIONES REGULADORAS (BUFFERS)
CH3CO2Na + CH3CO2H
(sal)
(ácido)
[sal] = 1 M
-5
K
=
1.8
x
10
a
[ácido] = 1 M
pH = pKa + log [Ac-]/[AcH] = pKa + log [sal]/[ácido]
Inicial : pH = pK + log 1/1 = 4.76
agregamos clorhídrico para hacer [HCl] = 0.1 M
Final: pH = pKa + log 0.9/1.1 = 4.67
[H+]0 = 10-4.76
[H+]f = 10-4.67
[H+]0 - [H+] f = 2.14x10-5 - 1.74 x 10-5 = 4 x10-6 M
Soluciones reguladoras
• Intervalo de amortiguamiento: intervalo de
pH en el que el amortiguador es eficaz:
• pH = pKa ± 1
• A pH fuera de estos rangos predomina
mucho una forma sobre otra (por ej. la
ácida sobre la básica a pH muy bajos).
• Para que exista efecto amortiguador, las
concentraciones de ambas formas deben
ser comparables.
Diagramas de distribución
AcH
Ac- + H+
Titulaciones
Base
Fuerte
Ácido
Fuerte
Volumen de base agregado (mL)
Titulación de 25.00 ml de HCl 0.100 M con NaOH 0.100 M
Cálculo de [H+] antes del p.e.:
14
H  

12
 25 x 0 . 1  V base x 0 . 1
25  V base
,
 
pH   log H
punto de equivalencia
-7
pH = 7 (CH+ = COH- = 1x10 M)
10
En el p.e.: [H+] = [OH-] = 10-7M
8
pH
Cálculo de [H+] después del p.e.:
6
OH  
V base x 0 . 1  25 x 0 . 1
H  
Kw

4

2
25  V base
OH 

 
pH   log H
0
0
10
20
30
40
VNaOH añadido / ml
50


Ácido
Fuerte
Base
Fuerte
Volumen de ácido agregado (mL)
Base
Fuerte
Ácido
débil
Volumen de base agregado (mL)
Ácido
Ácido
Fuerte
fuerte
Base
Base
débil
débil
Volumen de ácido agregado (mL)
pKa del ácido débil
pH de la solución del ácido débil
Base
Fuerte
Punto de equivalencia
pH de la solución de la sal
La mitad del punto de equivalencia
pH del titulante (base fuerte)
Ácido
bébil
Volumen de base agregado
Punto
estequiométrico
Fenolftaleína
Azul de
bromotimol
Naranja
De metilo
Volumen de ácido agregado
Fenolftaleína
Naranja de
metilo
Volumen de ácido agregado
Fenolftaleína
Naranja de
metilo
Volumen de base agregado
Volumen de base agregado
Constante de Producto de Solubilidad (Kps)
Se pone la sal en el agua y
comienza la disolución.
AgCl
La sal continúa su disolución, sin embargo,
los iones disueltos tambien van a precipitar.
Dado que la sal se disuelve más rápido de lo
que precipitan los iones, el movimiento neto
es hacia la disolución
Ag+ + Cl-
Eventualmente, la velocidad de
disolución alcanzará la de
precipitación y la solución estará en
equilibrio, pero los iones continuarán
disolviéndose y precipitando.
Kps = [Ag+][Cl-]
Ejemplos
AgCl
AgCl(s) = Ag+(ac) + Cl-(ac)
Kps= [Ag+][Cl-] = 1.6x10-10
s?
Mg(OH)2
Mg(OH)2(s) = Mg+2(ac) + 2OH-(ac)
Kps= [Mg2+][OH-]2 = 1.2x10-11
s?
Ag2CO3
Ag2CO3(s) = 2Ag+(ac) + CO32-(ac)
Kps= [Ag+]2[CO32-] = 8.1x10-12
s?
Producto iónico
• Solución acuosa de Ag+ y Cl- a 25oC.
Q: producto iónico, el producto de las concentraciones molares
de los iones elevados a una potencia igual a sus coeficientes
estequiométricos.
Q = [Ag+]0[Cl-]0
1) Q < Kps, solución insaturada, no ocurre precipitación.
2) Q = Kps, solución saturada, no ocurre precipitación.
3) Q > Kps, solución sobresaturada, el AgCl precipitará hasta
que Q = Kps.
Precipitación fraccionada
Si dos sales tienen Kps muy diferentes, es
posible separarlas por precipitación.
Si tenemos una mezcla de Zn2+(ac) y Cu2+(ac) y
agregamos una solucion de SH2, el CuS
precipita antes que ZnS.
CuS (Kps= 6×10-37)
ZnS (Kps= 2×10-25)
PRODUCTO DE SOLUBILIDAD (Kps)
+
=
50ml
50ml
AgNO3
NaCl
5.20 x 10-5 M
100ml
2.4 x 10-4 M
Qué iones tendremos en la solución ?
AgNO3

Ag+ + NO3-
NaCl

Na+ + Cl -
Producto de Solubilidad (Kps)
Pero en la solución existe el siguiente equilibrio:
Ag+(aq) + Cl- (aq)
AgCl(s)
Kps = [Ag+] [Cl-] = 1.70 x 10-10
Cuáles son las concentraciones de los iones en la solución y
cuál la cantidad de AgCl precipitado?
Kps 
n Ag 
V

n Cl 
V
V = V1 + V2 = 100 ml
Producto de Solubilidad (Kps)
n Ag  
0
n Ag 
n Cl  
0
n Cl 

n Ag 



n Ag 


n Cl 

n Cl 
Kps 
Número de moles
de Ag+ que
desaparecen de
la solución para
formar el ppdo.
x
1
V
2

0
n Ag 
x

0
n Cl

x

Producto de Solubilidad
0 = x2 - (n0Ag + n0Cl)x + (n0Agn0Cl - KpsV2)
x = moles de AgCl precipitado
mAgCl = x . PM
Ag  

Cl  

n Ag
V
n Cl 
V

Solubilidad del Hidróxido de Magnesio
a) en agua.
Mg2+ + 2OH-
Mg(OH)2(s)
Kps = 8.90 x 10-12
S = [Mg(OH)2]
S = [Mg2+]
2S = [OH-]
Kps = [Mg2+][OH-]2 = [S][2S]2
S 
3
Kps
4
Solubilidad del Hidróxido de Magnesio
b) en una solución de NaOH 0.05 M
NaOH
OH- + Na+
a
Mg(OH)2(s)
2 OH- + Mg2+
[Na+] = a
[Na+] + 2[Mg2+] = [OH-]
Kps = [OH-]2 [Mg2+]
La solución exacta conduce a una ecuación cúbica
Podemos obtener una solución aproximada aceptable?
Solubilidad del Hidroxido de Magnesio (Cont.)
[Na+] = a
Si se cumple que:
[Na+] + 2[Mg2+] = [OH-]
Kps = [OH-]2 [Mg2+]
Kps = [Mg2+] a2
S 
3
[Na+] >> [Mg2+]
[OH-] = a
S = [Mg2+] = Kps / a2
Kps
4
(en agua !)
?
S = [Mg(OH)2]
Solubilidad del Hidróxido de Magnesio
c) Tenemos una solución de MgCl 0.05M
2
MgCl2
Mg2+ + 2 Cl-
Cuánto Mg(OH)2 podremos agregar hasta saturar la solución ?
S = [Mg(OH)2]
Mg(OH)2
Mg2+ + 2 OH-
Kps = [Mg2+][OH-]2
a = [MgCl2 ] = [Mg2+]
Kps = [a + S][2 S]2
Solubilidad del Hidróxido de Magnesio
d) en un solución buffer pH = 9.00
Esta condición  [H+] = constante
pKw = pH + pOH
y
[OH-] = constante
pOH = 14 - 9 = 5
[OH-] = 10 - pOH = 10 - 5
Kps = [Mg2+][OH-]2
[Mg2+] = Kps / [OH-]2
Que concentración podrá alcanzar una solución de MgCl2
sin que precipite Mg(OH)2 ?
Factores que afectan la solubilidad:
formación de complejos
Constantes de formación para algunos complejos
iónicos de metales en agua a 25oC
Ión complejo
Kf
Ecuación de equilibrio
Complejos en los cuales el ión metálico actúa
como ácido y los ligandos como bases de
Lewis:
AgCl(s) = Ag+(ac) + Cl-(ac) Kps
Ag+(ac) + 2NH3 = Ag(NH3)2+ Kf
Cu(OH)2(s) = Cu2+(ac) + 2OH-(ac) Kps
Cu2+(ac) + 4NH3 = Cu(NH3)42+ Kf
Efecto del pH en la solubilidad
CaF2(s) = Ca2+(ac) + 2F-(ac)
F-(ac) + H+(ac) = HF(ac)
S = [Ca+2]
Si aumenta [H+], disminuye [F-], aumenta
la solubilidad de la sal.
Descargar

+ H 2 O