Reacciones ácido débil-base fuerte

El ácido acético es un ejemplo de  un ácido débil y el hidróxido de   sodio es un ejemplo de una base fuerte. Cuando el ácido acético reacciona con   el hidróxido de sodio, se forma una solución  acuosa de acetato de sodio junto con el agua. Dado que esta reacción es una reacción  de neutralización ácido-base, y estas   reacciones se completan, en lugar  de usar una flecha de equilibrio,   simplemente dibujamos una flecha hacia la derecha. A continuación, escribamos la  ecuación iónica total, también se   le llama ecuación iónica completa. Empecemos por el ácido acético,   el ácido acético es un ácido débil que  sólo se ioniza parcialmente en solución. Por lo tanto, en una solución acuosa de ácido  acético, la mayoría de las moléculas de ácido   acético permanecen protonadas y no se convierten en acetato. Por eso, aquí solo vamos a escribir CH3COOH,   no mostraremos ácido acético  ionizándose en H+ y la base conjugada. Sin embargo, las cosas son diferentes  para el hidróxido de sodio.  El hidróxido de sodio es una base fuerte,   y las bases fuertes se disocian  al 100% en solución. Entonces,   una solución acuosa de hidróxido de sodio consta  de cationes de sodio y aniones de hidróxido. A continuación, pensemos en nuestros productos,  tenemos una solución acuosa de acetato de sodio.  El acetato de sodio es una sal soluble. Por lo tanto, en solución acuosa,   tendríamos cationes de sodio, Na  +, y el anión acetato, CH3COO -. Debido a que el agua se ioniza solo  en un grado extremadamente pequeño,   no lo escribimos como los iones. Simplemente escribimos H2O. Para ahorrar algo de tiempo, agregué algunos  subíndices que indican solución acuosa y un   subíndice que indica líquida para el agua,  algunos signos más y la flecha de reacción. Esta ecuación balanceada representa  la ecuación iónica completa.  A continuación, usaremos la ecuación  iónica completa para escribir la   ecuación iónica neta para esta reacción  de un ácido débil con una base fuerte. Y para hacer eso, primero tenemos que  identificar los iones espectadores.  Recordemos que los iones espectadores  no participan en la reacción. De modo que al observar la  ecuación iónica completa,   vemos que hay cationes de sodio a la  izquierda y cationes de sodio a la derecha,   así que podemos tachar el catión de  sodio, ese es nuestro ión espectador. Después de que quitamos el catión de sodio,  lo que queda es la ecuación iónica neta. Así que para la ecuación neta, tenemos  ácido acético más anión hidróxido,   que forma el anión acetato y el agua.  Ahora que tenemos nuestra ecuación iónica neta,  vamos a pensar en tres situaciones diferentes. En la primera situación, tenemos moles  iguales del ácido débil y de la base fuerte.  Observando la ecuación iónica neta balanceada,   vemos que la relación molar de nuestro ácido  débil a nuestra base fuerte es uno a uno. Por lo tanto, si tenemos igual cantidad  de moles de ácido débil y de base fuerte   y la relación molar es uno a uno,  el ácido débil y la base fuerte se   van a neutralizar completamente  y van a formar el anión acetato. Entonces, si el objetivo es averiguar  el pH de la solución resultante,   no necesitamos considerar el ácido  acético y no necesitamos considerar   los iones de hidróxido porque  estos se han agotado por completo. Tenemos que pensar en el anión  acetato en la solución acuosa.  En solución acuosa, los aniones acetato reaccionan   con el agua para formar iones  ácido acético e hidróxido. Esta reacción llega a un equilibrio y  como Kb es menor que uno, en equilibrio,   habrá una gran cantidad de reactantes y  solo una pequeña cantidad de productos. Sin embargo, dado que estamos aumentando la  concentración de iones hidróxido en solución,   la solución resultante será básica. Por lo tanto, a 25 grados Celsius, el pH de  la solución resultante será superior a 7.  Si quisiéramos calcular el pH real,  necesitaríamos más información,   pero lo trataríamos como un problema  de equilibrio de base débil. También tengamos en cuenta que los iones  de hidróxido que escribimos aquí no son   los mismos que los iones hidróxido  de nuestra ecuación iónica neta.  Los iones de hidróxido de nuestra  ecuación iónica neta desaparecieron   por completo, se neutralizaron al  reaccionar con el ácido acético. Entonces estos iones de hidróxido se generaron de  la reacción de hidrólisis de aniones de acetato   más agua, y aunque sea solo una pequeña cantidad  o una pequeña concentración de iones hidróxido,   esos son los iones de hidróxido que  hacen que el pH sea superior a 7. Para la segunda situación, pensemos  en el exceso de ácido débil.  Dado que la relación molar de nuestro ácido  débil con nuestra base fuerte es uno a uno,   si tenemos una mayor cantidad del  ácido débil que de la base fuerte,   toda la base fuerte se agotará,  y formaremos el anión acetato. Y cuando la reacción se complete, no  habrá más iones de hidróxido en solución. Entonces, si nuestro objetivo es  encontrar el pH de la solución resultante,   no necesitamos considerar el ion hidróxido  en absoluto ya que todo se habrá agotado. Tenemos que pensar en el ácido débil que  estaba en exceso, ácido acético, y también   tenemos que pensar en el anión acetato que  se formó en la reacción de neutralización. En primer lugar pensemos en el ácido débil que  estaba en exceso. El ácido acético reaccionará   con el agua para formar el ion hidronio,  H3O +, y el anión acetato, CH3COO -.  Debido a que la concentración de  iones de hidronio en solución aumenta,   eso hace que la solución sea más ácida. Por lo tanto, cuando hay un exceso de   ácido débil, el pH de la solución resultante  será inferior a 7, a 25 grados centígrados. Si nuestro objetivo es calcular el  pH real de la solución resultante,   nuestro primer pensamiento sería, que  este es un problema de equilibrio de   ácidos débiles y lo es, sin embargo,  hay dos fuentes del anión acetato.  Una fuente del anión acetato es la  reacción del ácido acético con el agua,   y la otra fuente del anión acetato provino de  nuestra reacción de neutralización ácido-base. Por lo tanto, una forma de pensar en este  problema es que en realidad se trata de   un problema de efecto de iones comunes  donde el ion común es el anión acetato. La presencia de un ion común disminuye la  ionización del ácido acético en el agua.  Sin embargo, dado que la concentración  de iones hidronio seguirá aumentando,   el pH de la solución será inferior a 7. Otra forma de pensar en este problema  es que cuando formamos el anión   acetato de la reacción de neutralización,  teníamos algo del ácido débil en exceso.  Y cuando tenemos un ácido débil  y su base conjugada presente,   se forma una solución amortiguadora. Y entonces también podríamos usar   la ecuación de Henderson-Hasselbalch para  calcular el pH de la solución resultante. Para la tercera situación, pensemos  que tenemos la base fuerte en exceso.  Dado que la relación molar de nuestro ácido  débil con nuestra base fuerte es uno a uno,   si tenemos la base fuerte en exceso, la base  fuerte neutralizará todo el ácido débil. Por lo tanto, cuando la reacción se  completa, no tendremos más ácido débil.  De modo que si nuestro objetivo es  encontrar el pH de la solución resultante,   solo tendríamos que pensar en los iones  de hidróxido adicionales en solución. Y como hay iones de hidróxido extra desde nuestra  base fuerte, sabemos que a 25 grados centígrados,   el pH de la solución será superior a 7, por  lo que la solución resultante será básica. Si quisiéramos calcular el pH real de la solución,   esto se convertiría en un problema  de cálculo del pH de una base fuerte.  Y si bien es cierto que los aniones acetato  que se produjeron a partir de la reacción   de neutralización reaccionarán con el agua  para aumentar también la concentración de   iones hidróxido, la concentración de iones de  hidróxido que obtendríamos de la hidrólisis   aniónica del anión acetato sería insignificante  para los iones de hidróxido que sobraron. Por lo tanto, podemos considerar  la base fuerte para calcular el pH,   y no tenemos que preocuparnos por la hidrólisis  de aniones para esta situación particular.