REACCIONES DE NEUTRALIZACION

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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

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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

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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

HF Na+

FHCN

CNEc.

de Henderson

Hasselbach

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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

...