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EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE
Comenzamos las dos últimas sesiones de la semana revisando el último bloque de teoría del tema: la reacción de neutralización. Se trata de un concepto que ya habéis estudiado en cursos anteriores cuando revisasteis los tipos de reacciones químicas: reacciones de formación o síntesis, reacciones de descomposición, reacciones de combustión, reacciones de neutralización, etc. Así, una reacción de neutralización es aquella que tiene lugar entre un ácido y una base. El esquema típico de las reacciones de neutralización es el siguiente: Ácido + Base → Sal + Agua Es importante destacar que, aunque efectivamente se trata de una reacción ácido-base , no todas las reacciones entre ácidos y bases cumplen con dicho esquema, tal y como hemos ido viendo a lo largo del tema. Luego, se trata de un esquema clásico que solo cumplen los ácidos y bases tradicionales. No obstante, dado que es muy sencillo de recordar, debéis memorizarlo. Intuitivamente, podríamos pensar que una reacción de neutralización es aquella en la que el pH final es neutro; es decir, próximo a 7. Pero eso no sería correcto, pues dependerá de las características de las sustancias de partida así como de las cantidades relativas de ácido y de base que reaccionen. Analicemos los distintos casos que pueden darse:
1. Exceso de ácido: En este caso, nos encontraríamos con que toda la base ha reaccionado con parte del ácido presente; pero, sigue sobrando ácido (pues ha sido añadido en exceso). El resultado de dicho proceso sería la obtención de un pH final ácido: menor que 7. 2. Exceso de base: Análogamente al caso anterior, todo el ácido ha reaccionado con parte de la base presente en la disolución. Sobra base (pues ha sido añadida en exceso). Luego, la disolución resultante tendrá un pH básico : mayor que 7.
3. Cantidades estequiométricas de ácido y de base: En este caso, todo el ácido reacciona estequiométricamente con toda la base. Es decir, no se ha añadido exceso de ninguno de los reactivos. Cuando eso ocurre, se dice que la neutralización es completa y que se ha alcanzado el punto de equivalencia. Eso no significa, necesariamente, que el pH final deba ser 7, pues, como ya comentamos anteriormente, también dependerá de la procedencia de la sal ; es decir, de las características del ácido y base originales. Y deberemos realizar el mismo razonamiento que llevamos a cabo en el estudio de la hidrólisis de sales. En la página 147 de vuestro libro, podéis consultar la tabla 5.9. que resume los tipos de reacciones de neutralización que hemos estudiado. A continuación, vamos a revisar los ejercicios de la página 148. EJEMPLO 1– PÁGINA 148: Escribe la reacción de neutralización que tiene lugar y calcula el pH final de las siguientes disoluciones obtenidas por mezcla de un ácido y una base: a) 125 mL de ácido clorhídrico 0,2 mol L-1^ mezclados con 300 mL de hidróxido de sodio 0,1 mol L-1. b) 125 mL de ácido clorhídrico 0,3 mol L-1^ mezclados con 200 mL de hidróxido de sodio 0,15 mol L-1. Fijaos en que el enunciado nos indica que se trata de reacciones de neutralización, pista a la hora de abordar este tipo de problemas. Debemos, por tanto, plantear primeramente la reacción de neutralización, y, después, estudiaremos el pH final que se obtiene. Comenzamos: a) Planteamos la reacción de neutralización : HCl + NaOH → NaCl + H 2 O Como vemos, la reacción está ajustada , luego por cada mol de ácido clorhídrico, reaccionará un mol de hidróxido de sodio. Veamos si hay exceso de alguno de los dos reactivos:
La calculamos: [ NaOH ] = 0,005 moles 0,425 L = 0,0118 mol L − 1 Así, sabemos al final tenemos una disolución de 425 mL con 0,005 moles (0,0118 M). ¿Podremos hallar ahora el pH? Veamos cómo: La sosa: NaOH es una base fuerte ; en disolución acuosa se encuentra totalmente disociada, según la reacción que mostramos a continuación. Así, si la concentración inicial de sosa es de 0,0118 M, dado que se encuentra prácticamente disociada en su totalidad, esa concentración coincidirá con la de sus iones en disolución. Tendremos que: NaOH → Na +^ + OH – Concentración inicial: 0,0118 – – Concentración en el equilibrio: – 0,0118 0, Luego, si la concentración que tenemos finalmente de iones hidroxilo es de: [ OH
- ] = 0,0118 → Podremos deducir que el pOH de la disolución será de: pOH =−log [ OH
] = −log[0,0118] = 1, Siendo, en consecuencia, el pH de: pH + pOH = 14 → pH = 14 − pOH = 14 − 1,93 = 12, Estudiemos ahora el apartado b: b) En este caso, debemos calcular también el pH de la reacción de neutralización entre el ácido clorhídrico y la sosa. Luego, la reacción de estudio es la misma. Lo único que cambia son las cantidades. Así pues, calculamos directamente, qué cantidades iniciales tenemos de cada uno de los reactivos:
- Cantidad inicial de HCl: Hemos añadido 125 mL de HCl 0,3 mol L-1. Luego, inicialmente, tendremos: nHCl = 125 mL ·
1 L
1000 mL
0,3 mol 1 L = 0,0375 moles HCl
- Cantidad inicial de NaOH: Hemos añadido 200 mL de NaOH 0,15 mol L-1. Luego, inicialmente, tendremos: nNaOH = 200 mL ·
1 L
1000 mL
0,15 mol 1 L = 0,03 moles NaOH ¿Qué reactivo está en exceso? Dado que, como ya hemos visto, la estequiometría de la reacción es 1:1 (se necesita la misma cantidad de HCl que de NaOH), es evidente que el reactivo que se encuentra en exceso, en este caso, es el ácido clorhídrico: HCl. Así pues, los 0,03 moles de NaOH reaccionarán completamente con 0,03 moles de HCL, sobrando una cantidad de HCl de: 0,0375 moles – 0,03 moles = 0,0075 moles de HCl. En primer lugar, dado que en el medio encontramos ácido en exceso , el pH final debe ser ácido : menor que 7. En segundo lugar, vamos a calcular el pH : En este caso, sobran 0,0075 moles de HCl, siendo la nueva concentración de: [ HCl ] = 0,0075 moles ( 125 + 200 ) mL · 1000 mL 1 L = 0,023 mol · L − 1 Así, sabemos que, finalmente, nos encontramos con una disolución de HCl de 325 mL con 0,0075 moles (0,023 M). El HCl es un ácido fuerte , luego se encuentra totalmente disociado en sus iones en disolución acuosa, según: HCl → H+^ + Cl – Concentración inicial: 0,023 – – Concentración en el equilibrio: – 0,023 0, Luego, si la concentración que tenemos finalmente de iones oxonio es de: [ H 3 O
] = 0,023 → Podremos deducir que el pH de la disolución será de: pH = − log[ H (^) 3 O
] =−log[0,023] = 1,
Así, dado que sobra hidróxido de potasio, es evidente que el pH de la disolución final será básico : mayor que 7. Veamos cómo podremos calcularlo. En primer lugar, debemos calcular cuánto sobra de KOH. Dado que el reactivo que se consume por completo es el ácido sulfúrico, este reaccionará con una cantidad de KOH igual a: 0,0015 moles H (^) 2 SO 4 · 2 moles KOH 1 mol H 2 SO 4 = 0,003 moles KOH Luego, sobrará una cantidad de KOH igual a: 0,004 – 0,003 = 0,001 moles KOH ¿Cuál será la nueva concentración en la disolución? [ KOH ] = 0,001 mol ( 20 mL + 30 mL ) · 1000 mL 1 L = 0,02 mol L − 1 El KOH es una base fuerte , luego, se encontrará totalmente disociado en disolución acuosa, según: KOH → K+^ + OH –^ ; donde tendremos que: (^) [ KOH ] = [ K +^ ] = [ OH -^ ] = 0, Así pues, la disolución final tendría un pOH de: (^) pOH = −log [ OH - ] = −log [0,02] = 1, Siendo, en consecuencia, el pH de: pH + pOH = 14 → pH = 14 − pOH = 14 − 1,7 = 12, EJERCICIO 20– PÁGINA 148: Calcula el pH de una disolución de HCl del 2,0 % en masa y densidad igual a 1,008 g cm-^3. Calcula también la masa de KOH necesaria para preparar 15 L de una disolución de pH 12,90. Finalmente, halla el pH de la disolución resultante de mezclar 10 mL de la primera disolución y 30 mL de la segunda disolución. Comenzamos el ejercicio por la el apartado a) hallamos el pH de una disolución de HCl del 2,0 % en masa y densidad igual a 1,008 g cm-^3.
Nos encontramos con el HCl, un ácido fuerte , luego se encuentra totalmente disociado en sus iones en disolución acuosa, según: HCl → H+^ + Cl - Así, se cumplirá que la concentración inicial de ácido será igual a la concentración de sus iones en disolución : [ HCl ] = [ H
] = [ Cl
- ] Hallamos la concentración inicial de ácido a partir de los datos del enunciado. Suponemos un volumen de disolución de 1 L. Así, tendremos que: d (^) D = mD vD
g cm
3 ·^
1000 cm 3 1 dm
3 ·^
1 dm 3 1 L = 1008 g / L = mD 1 L → mD =^ 1008g % masa = ms mD
· 100 →^ 2,0 =
ms 1008 · 100 →^ ms =^ 20,16^ g 20,16 g HCl · 1 mol HCl 36,5 g HCl = 0,55 mol HCl de donde: [ HCl ] = 0,55 moles HCl 1 L disolución = 0,55 mol L − 1 Asi, como hemos visto que se cumplirá (^) [ HCl ] = [ H +^ ] = [ Cl -^ ] , nos encontraremos con una concentración de iones oxonio en disolución de: (^) [ H 3 O +^ ] = 0,55 mol L −^1 de donde podemos deducir que el pH de la disolución será de: pH =−log[ H (^) 3 O
] =−log [0,55] = 0, b) Pasamos al segundo apartado. Debemos hallar, ahora, la masa necesaria de KOH para preparar 15 L de una disolución de pH 12,90. Comenzamos, como siempre, planteando la reacción de estudio. En este caso, se trata de una base fuerte , luego se encontrará totalmente disociada en sus iones en la disolución: KOH → K+^ + OH – Si el pH es igual a 12,90, el pOH será igual a: 14 – 12,90 = 1,1. Conocido el pOH podemos hallar la concentración que habrá de iones hidroxilo en la disolución: pOH = −log [ OH
- ] → [ OH - ] = 10 −1, = 0,079 mol L − 1
Así, finalmente podemos hallar el pH que habrá debido al exceso de HCl: Dado que se trata de un ácido fuerte: HCl → H+^ + Cl –^ cumpliéndose que: [ H
] EQ = [ Cl
- ] EQ = [ HCl ] INICIAL → [ H + ] EQ = 0,07825 M De donde, obtendremos un pH igual a: (^) pH = −log[ H 3 O +^ ] =−log[0,07825] = 1,
