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5. Reacciones de neutralización pH = -log [H+]=

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5. Reacciones de neutralización pH = -log [H+]=
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) + H2 O(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:
H3 O+ +
2H2 O
OH-
Los 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.
H+ + OH-
H2O
En el agua se ha establecido una escala de pH el cual esta definido como el – log[H+] donde:
Medio básico
Medio ácido
0
7
14
• Ácido: sustancia que al disolverse en agua H2 O 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: H2 SO4,
HCl, HNO3 , HClO4. Ka = ∞
pH = -log [H+]=-log[Ac. Fuerte]
17
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.
pH =
• Base: sustancia capaz de donar iones OH-.
pKa ! log[Ac ]
2
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 = 7 +
1
1
pKa + log[B ]
2
2
• 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.
Kb =
Kw
Ka
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:
[H ][SO ]
[HSO ]
+
HSO4-
H+ + SO4-2
Ácido
base conjugada
K2 =
18
4
4
!
!2
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.
pH =
pKa1 + pKa 2
2
• 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).
pH =
pKa1 + pKa 2
2
• 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.
pH = pKa + log
[base]
[ácido]
Ec. de Henderson
Hasselbach
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:
Ácidos fuertes
HCl
0
Cl-
HF
HCN
F-
CNHF +CN-
Na+
14
NaOH
Bases fuertes
HCN + F-
19
pKa
Titulación por Neutralización
Una titulación es una reacción que se efectúa entre una sustancia de concentración desconocida y
otro de concentración conocida, la reacción debe de ser rápida y cuantitativa. Una de las dos
sustancias se coloca en bureta para conocer el volumen en el punto de equivalencia. Este punto se
detecta mediante el cambio de color de un indicador ( ver tabla de indicadores ácido-base) que se
añade a la solución. El punto de equivalencia puede ser detectado por el método de las tangentes
cuando se traza la curva de pH en función de mL añadidos de titulante.
Trazo de la curva de titulación para un ácido fuerte titulando con NaOH.
Problema Ejemplo:
El siguiente ejemplo ilustra los cálculos para obtener los datos necesarios para construir una curva
de titulación de ácido fuerte con base fuerte.
Describir por medio de una gráfica lo que sucede con el pH mientras se agregó titulante,
considerando que se titularon 20 mL de HCl 0.1M con NaOH 0.1M.
HCl + NaOH
H2O + NaCl
Inicial 2 milimoles de H+Agre. 1mL. de NaOH =.1 milimoles
Inicial
Reacciona
Final
•
•
de NaOH
= 1milimoles
HCl (H+)
2mmol
1 mmol
1 mmol
1 mmol
1 mmol
=0
=1.9995milimoles
HCl (H+)
2mmol
1.995 mmol
0.005 mmol
1.995 mmol
1.995 mmol
=0
pH = - log [H+]
pH = - log [1mmol/30mL] = 1.48
Agre. 19.995mL.
Inicial
Reacciona
Final
NaOH
0.1mmol
0.1mmol
=0
pH = - log [H+]
pH = - log [1.9mm/21mL] = 1.04
Agre. 10mL.
Inicial
Reacciona
Final
HCl (H+)
2mmol
0.1mmol
1.9mmol
de NaOH
pH = - log [H+]
pH = - log [.005mmol/39.95mL] = 5.90
Agre. 20mL.
de NaOH
=2 milimoles
20
NaOH
NaOH
Inicial
Reacciona
Final
pH = 7
•
Agre. 20.05mL. de NaOH
Inicial
Reacciona
Final
Como ahora es más básico
•
Agre. 30mL.
Inicial
Reacciona
Final
de NaOH
HCl (H+)
2mmol
2 mmol
=0
NaOH
2 mmol
2 mmol
=0
=2.005 milimoles
HCl (H+)
2mmol
2 mmol
=0
NaOH
2.005 mmol
2 mmol
0.005 mmol
pH = 14+ log [OH-]
pH = 14+ log [.005mm/40.05mL] = 10.09
=3 milimoles
HCl (H+)
2mmol
2 mmol
=0
pH = 14+ log [OH-]
pH = 14+ log [1mm/50mL] = 12.3
NaOH
3 mmol
2 mmol
1 mmol
Ejercicios
29.-Calcula el pH de una solución 0.05 M de ácido acético.
pH = 3.03
30.-Calcula el pH de una solución de HCl 1.3*10-2 M.
pH = -log 1.3*10-2= 1.89
pH = 1.89
31.-Calcula el pH de una solución de HF 0.2 M.
pH = 1.93
32.-Las concentraciones de OH- en cierta solución amoniacal para limpieza doméstica es 0.0025M .
Calcula la concentración de iones H+ y pH.
[H+] = 4*10 -12 M
pH = 11.39
33.-La concentración de H+ en una solución fue de 3.2*10-4 al momento de destaparlo. Después de
exponerla al aire después de 1 mes, la concentración H+ es de 1*10-3 . Calcula el pH en ambas
ocasiones y deduce por qué cambia el pH.
pH(inicial)=3.49
pH (final)= 3
34.-El pH del jugo de naranja es de 3.33. Calcula la concentración de H+.
[H+] = 4.67*10-4M
21
35.-La concentración de iones OH- en la sangre es 2.5*10-7. ¿Cuál es el pH?
pH = 7.39
36. Calcular el pH del Agua.
pH= 7
37.-¿Cuál es la [H+] en una solución de NaOH 2.9*10-4 M y cuál es su pH?
[H+] = 3.44*10-11M
pH = 10.46
38.-Calcula el pH de una solución de Ba(OH)2 0.02 M y compáralo con el de una solución de
NaOH de la misma concentración.
pH Ba(OH)2 = 12.6
pH NaOH = 12.31
39.-Calcula el pH de una solución de HNO2 0.036 M.
pH = 2.29
40.-El pH de una solución de ácido fórmico 0.1 M es de 2.39. ¿Cuál es su constante de acidez?
Compárelo con el de tablas.
Ka = 1.7*10-4
41.-¿Cuál es el pH de una solución de NH3 0.4 M?
pH = 11.43
42.-Calcula el pH de una solución 0.26 M de metilamina
.
pH= 7 + 1 pka + 1 log [base]
2
2
pH=7 + 1 (10.64) + 1 log [0.26] = 12.03
2
2
pH = 12.03
43.-El ácido oxálico es una sustancia venenosa que se utiliza como blanqueador, limpiador para
eliminar el sarro. Calcule las concentraciones de todas las especies presentes en el equilibrio, el pH
y el % de disociación de una solución 0.1 M de dicho ácido.
[OH-]=1.86*10-13 M
[H2C2 O4] = 0.0494 M
[HC2 O4-] = 0.052 M, [C2O4]=1.6*-3
[H+] = 0.052 M
pH = 1.28
% de disociación= 51.9%
44.-Calcula el pH de una solución en la que se disolvieron ácido fórmico 0.1M y formiato de
potasio 0.012 M.
pH = 2.82
45.-Calcula el pH de una solución en la que se disolvieron 0.5 M de ácido acético y 0.1 M de
acetato de sodio en 1 litro de solución.
pH = 4.04
22
46.-Calcula que cantidad de acetato de sodio hay que añadir a una solución 0.1 M de ácido acético
para que el pH de la solución sea exactamente 4. Sólo se requieren 500 mL de buffer.
R = 0.717 g
47.-Se desea preparar 100 mL de solución amortiguadora de pH 5. ¿Qué ácido y qué sal escogerías
para obtener la mayor eficacia y qué proporción de cada uno debes disolver?
Ácido Acético
Proporción: 1.74 [HAc] = [Ac -]
0.6 g de Hac y 1.49 g de Ac –
48.-Calcula el pH de una solución 0.2 M de NH3 y 0.3 de NH4Cl.
pH = 9.08
49.-Calcula el cambio de pH cuando se añaden 100 mL de sosa 0.05 M a 400 mL de la solución
amortiguadora que se describió en el ejemplo anterior.
pH = 9.12
50.- Calcula el cambio de pH si agrego 100 ml de HCl 0.05 M a 400 ml de la solución
amortiguadora que se describió en el ejemplo del problema 44.
pH = 9.04
51.-Calcula el pH de una solución de NaHCO3 cuando está en una solución 0.1 M.
pH = 8.3
52.- ¿Cúal será el pH de una solución de acetato de sodio 0.1 M en H2 O?
pH= 8.87
53.- Titulación de ácido fuerte con base fuerte.
Trazar la curva de valoración de 20 mL de HCl 0.01 M con NaOH 0.01 M. Compara la curva con la
del ejemplo resuelto. Ver gráfica anexa.
ml agregados de NaOH
0
10
1 gota antes(19.95mL)
Punto de equivalencia(20mL)
1gota después (20.05mL)
30mL
50mL
PH.
2
2.47
4.9
7
9.1
11.03
11.63
23
Titulacion
de ácido
acidofuerte
fuertecon
conbase
base
fuerte
Titulación de
fuerte
12
11
10
9
8
pH
7
6
5
4
3
2
1
0
0
5
10
15
mL
20
25
30
demL
NaOH
54.- Suponga que se agrega HCl concentrado a una solución de ácido acético 0.1 M para dar una
concentración total de H+ 0.1 M.
a) ¿Cuál será la concentración de todas las especies en solución antes de agregar el HCl?
Calcula el pH.
b) ¿Cuál será la concentración del ión acetato en la solución después de agregar HCl? Calcula
el pH.
c) Comparando los datos del inciso a) y b) demuestra que se cumple el principio de Le
Chatelier.
a) [HAc]= 0.0986
0.1 M
[Ac-]= 1.33 X 10-3
M
[H+]= 1.33 X 10-3
M
pH= 2.87
b) [Ac-]= 1.8 X 10-5 M
d) Se demuestra que la concentración de acetato en el inciso b) es menor comparada con la del
inciso a), comprobándose así el principio de LeChatelier.
55.- Titulación de ácido débil con base fuerte
Se titulan 50 mL de una solución de ácido acético 0.1 M con potasa 0.1 M. Trazar la curva.
Compárala con la curva de ácido fuerte y base fuerte.
mL agregados
0
25
50
75
PH
2.9
3.27
8.22
12.30
24
pH
titulacion
debilcon
conbase
basefuerte
fuerte
Titulación de
de acido
ácido débil
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
0
10
20
30
40
50
60
70
80
mL.
mL de KOH
56.- Se titula una solución de HNO2 con sosa, calcula el pH cuando se ha neutralizado el 25% de
ácido.
pH =2.67
57.- Se titula amoniaco con HCl. Calcula el porcentaje de base neutralizada cuando el pH es 9.74.
R = 20%
58.- Calcula el pH de una solución preparada con 0.30 g de HNO2, 0.50 g NaNO2 y 0.12 g NaOH en
250 mL de solución.
pH = 3.64
59.- Calcula el pH de una solución preparada al mezclarse 40 mL de cloruro de piridina 0.12 M y
60 mL de NaOH 0.1 M.
pH = 12.07
60.- Suponga que se cuenta con 500 mL de una solución acuosa de ácido sulfúrico y se desea
determinar su concentración molar. Para ello se titula una alícuota de 50 mL para lo que se
requieren 42.2 mL de potasa 0.1354 M para titular los 2 H+ del H2 SO4. ¿Qué molaridad tiene la
solución?
R = 0.057 M
25
Indicadores
Muchas sustancias presentan diferentes colores de acuerdo con el pH en que se disuelven y se
utilizan como indicadores. Muchos indicadores son ácidos o bases orgánicas débiles.
El equilibrio de un indicador ácido (HIn) se describe de manera general como:
HIn
In-
+ H2 O
+
H3 O+
Con :
Ka= [H+][In-]
[HIn]
Color básico
Color ácido
La disociación del indicador se acompaña con cambios en la estructura.
El ojo humano es poco sensible por lo que se ha determinado que para que se pueda apreciar un
cambio de color . La relación del indicador en forma ácida y básica debe ser mayor o igual a 10, es
decir :
[HIn] ≥ 10
[In-]
[HIn] ≤ 10
[In-]
y si
pH = pKa + log [In-]
[HIn]
pH= pKa + log 1
10
pH= pKa +/-1
ΔpH ≥ 2
De donde se deduce que el ojo humano aprecia cambios de color perfectamente cuando el cambio
de pH es al menos de dos unidades.
Algunos indicadores de pH importantes son:
Indicador
Azul de timol
Naranja de metilo
Azul de bromotimol
Fenolftaleína
intervalo de pH
1.2-1.8
3.1-5
6.2-7.6
8.3-10
pKa
1.65
3.46
7.1
-
26
color
rojo-amarillo
rojo-naranja
amarillo-azul
incolora-rosa
Fly UP