Reacciones base débil-ácido fuerte

El amoníaco es un ejemplo de una base  débil y el ácido clorhídrico es un   ejemplo de un ácido fuerte. El amoníaco reacciona con   el ácido clorhídrico para formar una  solución acuosa de cloruro de amonio.  Y debido a que esta es una reacción  de neutralización ácido-base, solo   hay una flecha que va hacia la derecha,  indicando que la reacción se completa. A continuación, escribamos la  ecuación iónica total o completa.  Comencemos con el amoníaco. El amoníaco es una base débil,   y las bases débiles solo se ionizan  parcialmente en solución acuosa. Por lo tanto, dado que las bases  débiles solo se ionizan parcialmente,   no vamos a mostrar esto como un ion. Simplemente escribiremos NH3 en nuestra ecuación. Sin embargo, para el ácido clorhídrico,  el ácido clorhídrico es un ácido fuerte,   y los ácidos fuertes se ionizan al 100%. Por lo tanto, necesitamos mostrar esta   solución acuosa, como los iones, H más y Cl menos. El cloruro de amonio es una sal soluble, por lo tanto, mostramos la solución acuosa,  como los iones.  De modo que el cloruro de amonio  está formado por el ion amonio,   NH4 más, y el anión cloruro, Cl menos. Para ahorrar algo de tiempo, he escrito   los subíndices de solución acuosa,  la flecha de reacción y un signo más. Así que esto representa el total, o la ecuación  iónica completa y podemos usar la ecuación iónica   completa para encontrar la ecuación iónica neta  para esta reacción de base débil con ácido fuerte. Para hacer eso, primero necesitamos  identificar los iones espectadores,   recordemos que son los iones que no  participan en la reacción química. Como hay un anión cloruro en el  lado izquierdo y en el lado derecho,   el anión cloruro es el ión  espectador de esta reacción. Una vez que sacamos nuestro ion espectador,  nos quedamos con nuestra ecuación iónica neta,   que es amoníaco acuoso más  H más que produce NH4 más. Así que esta es una forma de  escribir la ecuación iónica neta.  Sin embargo, recordemos que H más y H3O  más se usan indistintamente en química.  Por lo tanto, otra forma de escribir la  ecuación iónica neta es mostrar amoníaco   acuoso más el ion hidronio, H3O más, que  produce el ion amonio, NH4 más, más agua. Ahora que tenemos la ecuación iónica neta,  vamos a considerar tres situaciones diferentes. En la primera situación, tenemos moles  iguales de la base débil y del ácido fuerte.  Observando la ecuación iónica neta, la relación  molar de amoníaco a ion hidronio es de uno a uno,   por lo tanto, si tenemos moles iguales  de la base débil y del ácido fuerte,   la base débil y el ácido fuerte se neutralizarán  por completo y producirán el ion amonio NH4 más. Así que si nuestro objetivo es encontrar el pH de  la solución resultante, no necesitamos considerar   la base débil, o este ácido fuerte, tenemos que  pensar en el catión amonio en solución acuosa. Y en solución, el catión amonio  actúa como un ácido débil y dona   un protón al agua para formar el ion  hidronio, H3O más y amoníaco acuoso. El catión amonio, NH4 más, es  un ácido débil, por lo tanto,   el valor de Ka es menor que uno. Y como Ka es menor que uno en equilibrio,  hay principalmente reactantes  y no muchos productos. Sin embargo, la concentración de iones  hidronio en solución se incrementa,   y por lo tanto, la solución resultante será ácida. De modo que la solución resultante será  ligeramente ácida, y a 25 grados Celsius,   el pH de la solución será menor que 7. Si quisiéramos calcular el pH real,   abordaríamos esto como un problema  de equilibrio de ácido débil. Además, es importante enfatizar que los  iones hidronio que dieron a la solución   resultante un pH inferior a 7 provinieron  de la reacción del catión amonio con agua.  Los iones hidronio no provenían del ácido fuerte,   todos esos iones hidronio se agotaron en  la reacción de neutralización ácido-base. Para la segunda situación, tenemos más  de la base débil que del ácido fuerte,   por lo tanto, tenemos la base débil en exceso. Y debido a que la relación molar de la  base débil al ácido fuerte es uno a uno,   si tenemos más de la base débil que del ácido  fuerte, todo el ácido fuerte se agotará. Así que cuando la reacción llega a su fin,  tendremos cationes amonio en solución,   y también tendremos un poco de amoníaco sobrante. Entonces, después de que se completa la reacción   de neutralización y todo el H3O más se agota,  tendremos un poco de amoníaco sobrante.  Ese amoníaco reaccionará con el agua  para formar aniones hidróxido y NH4 más. Debido a que la concentración de iones  hidróxido en solución ha aumentado a 25   grados centígrados, la solución resultante  será básica y el pH será superior a 7. Si quisiéramos calcular el pH real, trataríamos  esto como un problema de equilibrio de base débil.  Sin embargo, tenemos dos  fuentes para el catión amonio.  Una fuente es el amoníaco que reacciona  con el agua para formar NH4 más,   y la otra fuente proviene de  la reacción de neutralización. Entonces, en realidad, este sería un  problema de efecto de iones comunes. La otra forma de calcular el pH de esta  solución es darse cuenta de que el amonio   NH4 más es un ácido débil, y el amoníaco  NH3 es su base conjugada, por lo tanto,   si tenemos cantidades similares de un ácido  débil y su base conjugada, tenemos una   solución amortiguadora y podríamos calcular el pH  utilizando la ecuación de Henderson-Hasselbalch. Para nuestra tercera situación, digamos que  tenemos el ácido fuerte en exceso. Dado que   la relación molar de base débil a ácido fuerte  es uno a uno, si tenemos más ácido fuerte que   base débil, toda la base débil se agotará  y tendremos algo de ácido fuerte en exceso. Por lo tanto, habrá una concentración  de iones hidronio en solución,   lo que hará que la solución resultante sea ácida. De modo que a 25 grados  Celsius, el pH será menor a 7.  Podríamos calcular el pH real de  la solución resultante haciendo   un problema de cálculo de pH de ácido fuerte. Y si bien es cierto que el catión  amonio puede funcionar como un ácido   débil y también aumentar la concentración  de iones hidronio, se trata de un aumento   tan pequeño en comparación con los iones  hidronio que hay en solución de nuestro   ácido fuerte que no tenemos que preocuparnos  por la contribución de los cationes amonio. Podemos abordar esto simplemente como un  problema de cálculo de pH de ácido fuerte.