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Química avanzada (AP Chemistry)
Curso: Química avanzada (AP Chemistry) > Unidad 8
Lección 4: Reacciones ácido-base- Reacciones ácido fuerte-base fuerte
- Reacciones ácido débil-base fuerte
- Ejemplo trabajado: Calcular el pH después de una reacción ácido débil-base fuerte (exceso de ácido)
- Reacciones base débil-ácido fuerte
- Reacciones ácido débil-base débil
- Reacciones ácido-base
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Reacciones ácido débil-base fuerte
Cuando se mezclan un ácido débil y una base fuerte, reaccionan según la siguiente ecuación iónica neta: HA(aq) + OH⁻(aq) → A⁻(aq) + H₂O(l). Si el ácido y la base son equimolares, el pH de la solución resultante se puede determinar considerando la reacción de equilibrio de A⁻ con agua. Si hay un exceso de ácido, el pH se puede determinar a partir de las concentraciones de HA y A⁻ después de la reacción. Si hay un exceso de base, el pH se puede determinar a partir de la concentración de OH⁻ en exceso. Creado por Jay.
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Transcripción del video
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.