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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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Ejemplo trabajado: Calcular el pH después de una reacción ácido débil-base fuerte (exceso de ácido)
Cuando una base fuerte reacciona con el exceso de ácido débil, la solución resultante contiene tanto HA como A⁻. Podemos usar la estequiometría de reacción para determinar la concentración de cada especie y luego resolver un problema común de equilibrio de iones para encontrar [H₃O⁺] y así el pH. Creado por Jay.
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Transcripción del video
Veamos una reacción entre un ácido débil, el ácido
acético, y una base fuerte, el hidróxido de sodio. Digamos que tenemos 100 mililitros de una
solución 2.0 molar de ácido acético acuoso, y eso se mezcla con 100 mililitros de una
solución 1.0 molar de hidróxido de sodio acuoso. Nuestro objetivo es encontrar el pH de la
solución resultante a 25 grados Celsius. Cuando el ácido débil reacciona con la base
fuerte, ocurre una reacción de neutralización. De modo que nuestro primer paso es
calcular cuántos moles del ácido débil están presentes y también cuántos
moles de la base fuerte están presentes. Empecemos por el ácido débil.
Usaremos la ecuación de molaridad. La molaridad es igual a moles sobre litros. Entonces para nuestro ácido débil,
la concentración es 2.0 molar, así que lo sustituimos, y el volumen es de
100 mililitros que es igual a 0.100 litros. Resolviendo para x, encontramos que
hay 0.20 moles de ácido acético. Para nuestra base fuerte, la
concentración es 1.0 molar, y el volumen es de 100 mililitros,
que es igual a 0.100 litros. Despejamos x y es igual a 0.10 moles de NaOH.
Y debido a que el NaOH es una base fuerte, se disocia al 100%.
Entonces, si hay 0.10 moles de NaOH, también tenemos 0.10 moles
de iones hidróxido, OH-. En solución, los aniones hidróxido
reaccionarán con el ácido acético. Entonces, nuestro siguiente paso
es observar la ecuación iónica neta para esta reacción ácido débil - base fuerte. En la ecuación iónica neta, el
ácido acético reacciona con aniones hidróxido para formar el anión acetato y agua. Debido a que esta reacción de
neutralización se completa, dibujamos una flecha que va hacia la derecha
en lugar de una flecha de equilibrio. Y en lugar de una tabla ICE
donde la E representa equilibrio, usamos una tabla ICF, donde I
es la cantidad inicial de moles, C es el cambio en los moles, y
F es la cantidad final de moles. Ya hemos calculado la cantidad inicial de
moles de ácido acético que es igual a 0.20, y la cantidad inicial de moles de
aniones hidróxido es igual a 0.10. Si suponemos que la reacción aún no ha ocurrido, la cantidad inicial de moles
de acetato sería igual a cero. A continuación, miramos los coeficientes
en nuestra ecuación iónica neta balanceada. La relación molar de aniones hidróxido a
ácido acético es uno a uno, por lo tanto, si tenemos 0.10 moles de aniones hidróxido, esos
van a reaccionar con 0.10 moles de ácido acético. Así que para el cambio podemos escribir
menos 0.10 debajo de los aniones hidróxido, y también menos 0.10 debajo del ácido acético. Para el anión acetato, hay un coeficiente de
uno en la ecuación iónica neta balanceada. Por lo tanto, si estamos perdiendo
0.10 moles de nuestros dos reactivos, vamos a ganar 0.10 moles del anión acetato. Cuando la reacción se completa para
el ácido acético, empezamos con 0.20 moles y perdemos 0.10, así que nos
sobrarán 0.10 moles de ácido acético. Para los aniones hidróxido, empezamos con
0.10 moles y perdemos 0.10 moles por lo tanto, cuando la reacción se completa, habrá
cero moles de aniones hidróxido. Y para el anión acetato, partimos
de cero y ganamos 0.10. Por tanto, tendremos 0.10 moles del anión acetato. Entonces, en este caso, comenzamos con más
ácido débil que base fuerte por lo tanto, terminamos con un exceso de ácido. El siguiente paso es calcular la
concentración de ácido acético en solución. Así que terminamos con 0.10 moles de ácido acético
y lo sustituimos en la ecuación de molaridad. Y cuando mezclamos las dos soluciones, los
100 mililitros del ácido débil con los 100 mililitros de la base fuerte, el volumen total de
la solución es de 200 mililitros o 0.200 litros. Por lo tanto, 0.1 dividido entre 0.200, nos da
una concentración de ácido acético de 0.50 molar. Y para el anión acetato, también teníamos
0.10 moles, el volumen total es el mismo, así que tenemos el mismo cálculo, 0.10
moles divididos entre 0.200 litros, nos da una concentración de
aniones acetato de 0.50 molar. Recordemos que nuestro objetivo es
calcular el pH de la solución resultante. Entonces, para calcular el pH, vamos a
necesitar la concentración de ácido acético y la concentración de aniones acetato. Sabemos que tenemos algo de ácido acético en
solución, y el ácido acético reacciona con el agua para formar el ion hidronio,
H3O +, y el anión acetato, CH3COO-. Esta reacción es un problema de equilibrio
de ácido débil, así que tenemos una flecha de equilibrio, y vamos a usar una tabla
ICE para la concentración inicial, el cambio de concentración, y
concentración de equilibrio. Acabamos de calcular la concentración
inicial del ácido acético en 0.50 molar. Y si suponemos que el ácido
acético aún no se ha ionizado, la concentración inicial de iones
hidronio sería cero y la concentración inicial de aniones acetato
de la ionización sería cero. Sin embargo, acabamos de calcular que
hay una concentración de aniones acetato ya en solución, y esa concentración
fue igual a 0.50 molar. Entonces, en la tabla ICE, escribirémos
aquí 0.50 para el anión acetato. A continuación, pensamos en el ácido acético
ionizado, y no sabemos cuál es la cantidad, así que lo llamaremos x y escribiremos
menos x en la columna de cambio. La relación molar de ácido acético
a ion hidronio es uno a uno. De modo que si escribimos menos
x debajo del ácido acético, necesitamos escribir más
x debajo del ion hidronio. Y también tenemos un coeficiente
igual a 1 para para el anión acetato, así que vamos a escribir más
x debajo del anión acetato. Por tanto, la concentración de equilibrio
de ácido acético es 0.50 menos x. Y para el ion hidronio, es
igual a cero más x o solo x. Y para el anión acetato, es igual a
cero más 0.50 más x o solo 0.50 más x. Observemos que hay dos fuentes del anión acetato.
El 0.50 molar provino de la reacción de neutralización de ácido débil-base
fuerte que discutimos anteriormente. La otra fuente del anión acetato proviene
de la ionización del ácido acético, y esa es esta x que tenemos aquí.
Entonces 0.50 más x indica que hay dos fuentes para este ion común, por lo tanto,
este es un problema de efecto del ion común. El siguiente paso es escribir la expresión Ka
para ácido acético. Así que podemos obtenerla
de la ecuación balanceada. El valor de Ka para el ácido acético a 25 grados
Celsius es igual a la concentración de iones hidronio elevada a la primera potencia por la
concentración de aniones acetato elevada a la primera potencia, dividido entre la concentración
de ácido acético elevada a la primera potencia, con agua que queda fuera de nuestra
expresión de constante de equilibrio. A continuación, sustituimos las concentraciones de equilibrio de nuestra tabla ICE.
Para el ion hidronio, es igual a x, para el anión acetato, es igual a 0.50 más
x y para el ácido acético es 0.50 menos x. Aquí, tenemos nuestras concentraciones
de equilibrio sustituidas y también el valor de Ka para el ácido
acético a 25 grados Celsius. A continuación, necesitamos resolver para x
y para facilitar las operaciones matemáticas, podemos hacer una aproximación con un valor
relativamente bajo de Ka para el ácido acético. El ácido acético no se ioniza mucho, por lo tanto,
sabemos que x será un número muy pequeño y si x es un número muy pequeño en comparación con 0.50,
0.50 más x es aproximadamente igual a 0.50. La misma idea se aplica a 0.50 menos x.
Si x es un número muy pequeño en comparación con 0.50, 0.50 menos
x es aproximadamente igual a 0.50. Y con nuestras aproximaciones, los 0.50
se cancelan y resulta que x es igual a 1.8 por 10 elevado a la potencia menos 5.
Desde nuestra tabla ICE, sabemos que x es igual a la concentración de equilibrio de
iones hidronio, por lo tanto, en equilibrio, la concentración de iones hidronio es igual
a 1.8 por 10 elevado a la potencia menos 5. Y como nuestro objetivo es
encontrar el pH de la solución, el pH es igual a menos el logaritmo
de la concentración de iones hidronio. Así que cuando sustituimos esa
concentración, obtenemos que el pH es igual a menos el logaritmo 1.8 por 10
a la quinta potencia que es igual a 4.74. Entonces, si reacciona un ácido débil con una
base fuerte y el ácido débil está en exceso, el pH de la solución será inferior a 7.
Será ácido.