Calcular el pH y el pOH de una solución de HCl 0,15M
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5. Reacciones de neutralización
Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base, generalmente en las
reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una sal, un ejemplo es el producto de la reacción
ácido-base del HCl con NaOH
HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(liq)
Las soluciones acuosas son buenas conductoras debido a la presencia de iones positivos y negativos
a estos compuestos se les llama electrolitos. Los compuestos iónicos que se disocian completamente
se conocen como electrolitos fuertes, un ejemplo de ellos es el NaCl.
Las constantes de equilibrio para la disociación de electrolitos son llamadas constantes de
disociación, un ejemplo de disociación es la del agua:
2H2O H3O+ + OHLos subíndices se utilizan por comodidad, para las diferentes constantes:
Ka = constante de disociación de ácido
Kb = constante de disociación de base
Kw = constante de disociación del agua o de autoprotólisis = 1*10-14
o producto iónico del agua.
Este producto indica que en agua pura o en cualquier solución acuosa deben estar presentes iones
hidrógeno y oxhidrilo, el producto de sus concentraciones debe ser una constante igual a Kw =
1*10-14
.
H2O H+ + OHEn el agua se ha establecido una escala de pH el cual esta definido como el – log[H+
] donde:
• Ácido: sustancia que al disolverse en agua H2O genera iones H+
. Los ácidos se clasifican en
fuertes, fuerza media y débiles.
Los ácidos fuertes se disocian completamente, cuando se disuelven en agua. Ejemplos: H2SO4,
HCl, HNO3, HClO4. Ka = ∞
pH = -log [H+
]=-log[Ac. Fuerte]
Medio ácido Medio básico
0 7 14
18
Los ácidos de fuerza media se disocian parcialmente, sus constantes de acidez o de disociación son
mayores a 1 * 10-3 aproximadamente.
Los ácidos débiles: No se disocian completamente. Entre más pequeña es la constante de acidez
(Ka), más débil es la acidez. Son ácidos débiles aquellos que tienen constantes de acidez menores o
iguales a 1*10-3
.
[ ]
2
pK log Ac pH a !
=
• Base: sustancia capaz de donar iones OH-
.
Bases fuertes: se disocian al 100%, dona todos sus OH-
. Son las bases de los metales alcalinos y
alcalinotérreos como NaOH, KOH, Ba(OH) 2, Ca(OH) 2. Kb = ∞
pH =
14 + log [OH-
]
Bases débiles: No se disocian completamente.
pH pKa log[B] 2
1
2
1
= 7 + +
• Base conjugada de un ácido de Bronsted: es la especie que resulta cuando el ácido pierde un
protón.
• Ácido conjugado: es el producto de la adición de un protón con una base de Bronsted.
A un ácido muy fuerte le corresponde una base conjugada muy débil. A una base muy fuerte le
corresponde un ácido conjugado muy débil.
Relación entre la constante de acidez de un ácido y la constante de basicidad de su base conjugada.
a
w
b
K
K K =
pKb = 14 - pKa
Ácidos polipróticos: son los que pueden donar más de 1 protón.
Ejemplos: H3PO4, H2SO4, H2CO3, H2SO3.
Primera disociación:
H2SO4 H+ + HSO4
- Ka1 = ∞
Base conjugada
Segunda disociación:
HSO4
- H+ + SO4
-2
[ ][ ] [ ]!
+ !
=
4
2
4
2
HSO
H SO K
Ácido base conjugada
19
Anfótero: es aquella sustancia que se comporta como ácido y como base. Tienen la capacidad de
reaccionar consigo mismos.
El HSO4
- es un anfótero. Ejemplos: H2O, HCO3
- , H2PO4
-
, HPO4
-
.
El pH de un anfótero no depende de la concentración del mismo El pH de una solución de anfótero
se calcula por la semisuma de los pKa. La fórmula es igual que para las sales cuyos iones tienen
propiedades ácido-base.
2
pKa1 pKa2
pH +
=
• Sales :cuyos iones tienen propiedades ácido base como por ejemplo: sulfito de amonio. El pH de
estas sales es calculado por: (Misma que se utiliza para calcular el pH de una solución de anfótero).
2
pKa1 pKa2
pH +
=
• Buffer, Tampón o Solución Reguladora: las soluciones reguladoras de pH son aquellas que son
capaces de mantener el pH de las mismas a pesar de que se agreguen pequeñas cantidades ya sea de
bases o de ácidos. Se preparan disolviendo un ácido y la base conjugada del mismo par, por ejemplo
ácido acético- acetato de sodio. Una solución reguladora será mas efectiva cuando la concentración
del ácido y de su par conjugado sean iguales. Esto es, el pH se mantendrá en un valor igual al del
pKa según la fórmula siguiente.
[ ]
[ácido]
base pH =pKa + log
Si se colocan los pares conjugados en una escala de pKa como se muestra en la figura, cualquier
ácido de la izquierda reacciona con cualquier base de la derecha. Entre mayor es la diferencia de los
pKa’s más cuantitativa es la reacción, por ejemplo:
pKa
HF +CN- HCN + FÁcidos fuertes
HCl
0
Cl- 14
NaOH
Bases fuertes
Na
+
HF
FHCN
CNEc. de Henderson
Hasselbach
20
NaOH.
20 mL de HCl 0.1M con NaOH 0.1M.