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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 base débil-ácido fuerte
Cuando se mezclan una base débil y un ácido fuerte, reaccionan según la siguiente ecuación iónica neta: B(aq) + H₃O⁺(aq) → HB⁺(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 HB⁺ con agua. Si hay un exceso de base, el pH se puede determinar a partir de las concentraciones de B y HB⁺ después de la reacción. Si hay un exceso de ácido, el pH se puede determinar a partir de la concentración de H₃O⁺ en exceso. Creado por Jay.
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Transcripción del video
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.