REACCIÓN ÁCIDO DÉBIL – BASE

FUERTE

ÁCIDO DÉBIL – BASE FUERTE Un ácido débil es aquel ácido que

no está totalmente disociado en una disolución acuosa. Aporta iones H + al medio, pero también es capaz de aceptarlos.

Una base fuerte es aquella que se disocia cuantitativamente en disolución acuosa, en condiciones de presión y temperatura constantes. Además fundamentalmente son capaces de aceptar protones H+.

ANÁLISIS DE FORMULAS

Punto Inicial:

La solución sólo contiene ácido fuerte.

El pH de la solución viene dada por la concentración inicial del ácido fuerte.

La concentración de H es igual a la concentración del ácido fuerte.

Formulas Necesarias: pH = -log[H+] y [H+]= √Ka[AD] Ka = 10-pKa Entonces: pH= ½ (pKa – log[AD])

Puntos Sucesivos:

Se añade la base pero no es suficiente para completar la reacción con el ácido.

El pH depende del ácido para reaccionar.

Formulas Necesarias: eAds/r = eiAD – eaOH-

(VN)IA/D – (VN)aOH- [AD]s/r

[H+]= NAds/r = -------------------------= Ka ---------

VT [C]

eaOH- (VN)BF [C]= --------= ------------ VT VT

[C] pH = pKa + log(-----------) [AD]s/r

PUNTO DE EQUIVALENCIA

La base añadida es suficiente para completar la reacción

La solución solo contiene la sal formada que tiene el anión de un ácido débil

Este anión reacciona con el agua liberada OH; esta reacción determina el pH

pH= 7 + ½ pKa + ½ log (C)

DESPUÉS DEL PUNTO DE EQUIVALENCIA (PUNTOS EN

EXCESO) Hay exceso del punto de equivalencia

e OHs/r = e aOH - eH

Las solución contiene la sal formada hasta el punto de equivalencia y el exceso de la base

OHS/R=N OH S/R=((VN)aOH-(VN)H)/VT

El pOH es determinado por los iones de OH de la base en exceso

pOH=-log OH Y pH=14- pOH

CONSIDERACIONES GENERALES

El pH aumenta muy poco al añadir la base en las etapas iniciales, sin embargo, en la vecindad del punto de equivalencia aumenta drásticamente.

Indicadores que se pueden utilizar deben de tener una zona de viraje desde pH=4 hasta pH=9 . (Azul de bromotinol, verde cromocresol y fenolftaleína)