1r ciclo Ácidos y Bases III

[The Higgs Particle]

Tengo dudas sobre cómo se analizan estas dos situaciones:

1. Cuando añadimos un ácido fuerte y una base débil (por ejemplo, $NH_3$ y $HCl$):

a) No sobra ninguno: $NH_3 + HCl \to NH_4Cl$

El pH viene entonces dado por el ión amonio:$NH_4^+ + H_2O \leftrightarrow NH3 + H_3O^+$; $\boxed{pH < 7}$


b) Sobra ácido: $NH_3 + HCl \to NH_4Cl$

El pH viene controlado por el $HCl$; ignoramos el $NH_4Cl$; $\boxed{pH \ll 7}$


c) Sobra base: $NH_3 + HCl \to NH_4Cl$

El pH viene controlado por el equilibrio del amoniaco e ión amonio; ignorando de nuevo el $NH_4Cl$; $\boxed{pH > 7}$



2. Cuando añadimos dos ácidos/bases débiles. Por ejemplo: $HF$ y $NH_3$.
Entonces, el que actúa como ácido es el que tiene $K_a$ más alta. En este caso, si suponemos que el amoniaco actúa como ácido, ¿tendría entonces lugar esta reacción?:

$NH_3 + HF \to NH_2^- + H_2F^+$

[arivasm]

Re: Ácidos y Bases III

2. Cuando añadimos dos ácidos/bases débiles. Por ejemplo: $HF$ y $NH_3$.
Entonces, el que actúa como ácido es el que tiene $K_a$ más alta. En este caso, si suponemos que el amoniaco actúa como ácido, ¿tendría entonces lugar esta reacción?:

$NH_3 + HF \to NH_2^- + H_2F^+$

Dudo mucho que el amoníaco, como tal, posea una constante de acidez más alta que la del HF. ¿No estarás confundiendo la constante de acidez del amoníaco con la del amonio?

El lado izquierdo del equilibrio que has puesto se refiere a una base débil (amoníaco) y un ácido débil (HF). En el lado derecho deberían estar las especies conjugadas, es decir, $\rm NH_4^+$ y $\rm F^-$.

[The Higgs Particle]

Re: Ácidos y Bases III

Estaba pensando en acético/fluorhídrico y he acabado poniendo el amoniaco. Perdona.
No tengo ni idea de cuál tiene la $K_a$ más alta, pero si es el fluorhídrico, ¿entonces sería: $CH_3-COOH + HF \to CH_3-COOH_2^+ + F^-$?

¿Y la primera situación está bien?

- - - Actualizado - - -

Actualizo: en la primera situación que he puesto, me parece que cuando sobra base (caso c)), sí que influye el $NH_4Cl$, de forma que tenemos un tampón.

[arivasm]

Re: Ácidos y Bases III

Estaba pensando en acético/fluorhídrico y he acabado poniendo el amoniaco. Perdona.
No tengo ni idea de cuál tiene la $K_a$ más alta, pero si es el fluorhídrico, ¿entonces sería: $CH_3-COOH + HF \to CH_3-COOH_2^+ + F^-$?

Dudo mucho que el ácido acético o el HF actúen como bases (serán uuuuultradébiles, pues me temo que su ácido conjugado será hiperfuerte). Recordemos que en realidad tendremos dos reacciones: la de acidez del ácido que se comporte como tal y la (supuesta) reacción entre el $\rm H^+$ y el otro ácido (pero actuando como base).

Al mezclar dos ácidos débiles tenemos dos equilibrios que tienen un ión común, el $\rm H^+$. Veamos cómo hacerlo.

Supongamos que tenemos dos ácidos, $\rm AH \rightleftarrows A^- + H^+$ y $\rm BH \rightleftarrows B^- + H^+$. A estos dos equilibrios cuyas constantes llamaremos $K_a$ y $K_b$ podría ser necesario tener que añadir el de autoionización del agua, de constante $K_w$. Para obtener el pH tendremos en cuenta que si conociésemos su valor entonces, $\dst [A^-] = \frac{K_a [AH]}{[H^+]}$, $\dst [B^-] = \frac{K_b [BH]}{[H^+]}$ y $\dst [OH^-]=\frac{K_w}{[H^+]}$. Así, si inicialmente teníamos una concentración $C_A$ del ácido AH, y una $C_B$ del BH, si llamamos $[A^-]=x$, $[B^-]=y$, tenemos estas ecuaciones

$$\dst x=\frac{K_a(C_A-x)}{[H^+]}$$

$$\dst y=\frac{K_a(C_B-y)}{[H^+]}$$

$$\dst [OH^-]=\frac{K_w}{[H^+]}$$

Como vemos tenemos tres ecuaciones y cuatro incógnitas: $x$, $y$ y las concentraciones de $\rm H^+$ y de $\rm OH^-$. ¿Cuál es la cuarta? La que se deriva del hecho de que la disolución será neutra, es decir, que la cantidad de carga positiva será igual a la de negativa:

$$\dst [H^+]=[A^-]+[B^-]+[OH^-]=x+y+[OH^-]$$

Resolviendo el sistema (menudo rollo!) es como encontramos las concentraciones de esas cuatro especies.

¿Y la primera situación está bien?

- - - Actualizado - - -

Actualizo: en la primera situación que he puesto, me parece que cuando sobra base (caso c)), sí que influye el $NH_4Cl$, de forma que tenemos un tampón.

Cierto.

[carmelo]

Re: Ácidos y Bases III

El ácido acético puede actuar como base, pero no en solución acuosa debido al efecto nivelador del agua. En una solución de acético glaciar se da el siguiente equilibrio:

$2CH_3COOH \rightleftarrows CH_3COO^- + CH_3COOH_2^+$

Donde esto sería la constante de autodisociación del ácido acetico. Notar la similitud con el caso de que fuera una solución acuosa.

La química en solución no acuosa puede servir entre otras cosas para ver las propiedades ácidas o básicas de aquellas sustancias que quedan enmascaradas por el efecto nivelador del agua.

Añado a mi comentario que existe la base $NH_2^-$ (amiduro) y se consigue en amoníaco líquido (se hace reacciónar sodio metálico con amoníaco dando amiduro de sodio). Se utiliza mucho en síntesis orgánica dado que permite sustraer "protones" de baja acidez.


Saludos
Carmelo

[The Higgs Particle]

Re: Ácidos y Bases III

Madre mía, Arivasm. Cómo me alegro de que no me vayan a obligar a hacer todo eso


Sobre la primera situación tengo una duda: he visto un ejercicio en el que tenemos ácido láctico y lactato (disolución tampón): $HLac + H_2O \leftrightarrow Lac^- + H_3O^+$

Después, le añadimos $H_3O^+$. De esta forma, actuamos como siestuviésemos echando, por ejemplo, clorhídrico: $HCl + Lac^- \to HLac + Cl^-$. Es decir, una reacción de estequiometría normal que hace que varíen las concentraciones de lactato (disminuye) y ácido láctico (aumenta).

La cosa está en que no termino de entender por qué se procede así, pues en el tema de equilibrio químico, cuando añadimos más de otro reactivo, hay que plantear de nuevo el equilibrio utilizando $K_c$ o $K_p$ (siempre quedará algo del $H^+$). Pero en ácidos y bases no, sino que hacemos que reaccionen como una reacción sin equilibrio. ¿Por qué? Es una aproximación, ¿no?

[arivasm]

Re: Ácidos y Bases III

A ver si entendí tu pregunta. Imaginemos un equilibrio $\rm AH \rightleftarrows A^- + H^+$. Si nos dicen que inicialmente hay una concentración $C_{AH}$ del ácido y $C_A$ de la base conjugada resolvemos el equilibrio llevando a la constante unas concentraciones $\rm [AH]=C_{AH}-x$, $\rm [A^-] = C_A+x$ y $\rm [H^+]=x$ (suponemos que no tenemos que preocuparnos del pH=7 inicial).

El que haya una concentración inicial de $\rm H^+$, $C_H$, lo podríamos plantear exactamente igual incorporando al cálculo que $\rm [H^+]=C_H+x$:

$$\dst K = \frac{(C_A+x)(C_H+x)}{C_{AH}-x}$$

Por supuesto, ahora tanto puede suceder que sea $x>0$, como que sea $x<0$, es decir, en este último caso que respecto de las condiciones iniciales el equilibrio se desplace hacia la izquierda. Por eso podemos hacer el cálculo perfectamente manejando $\rm [AH]=C_{AH}+x$, $\rm [A^-] = C_A-x$ y $\rm [H^+]=C_H+x$:

$$\dst K = \frac{(C_A-x)(C_H-x)}{C_{AH}+x}$$

No cambiará nada porque si, por ejemplo, con (1) obtenemos $x=-0.5$ con (2) simplemente encontraremos $x=0.5$.

Ahora fíjate en que en realidad se trata de una estrategia de cálculo para encontrar las concentraciones de equilibrio. La clave está en que por cada mol de $\rm AH$ que aparece (o desaparece) desaparecerá (o aparecerá, respectivamente) un mol de $\rm A^-$ y uno de $\rm H^+$. Desde ese punto de vista en los resultados finales no cambiaría absolutamente nada si sumamos la cantidad $Z$ que nos dé la gana a $\rm AH$ y restamos la misma a $\rm A^-$ y a $\rm H^+$. Dicho de otra manera, llegaremos al mismo resultado (en lo que se refiere a las concentraciones de equilibrio) si manejamos $\rm [AH]=C_{AH}+Z+x'$, $\rm [A^-] = C_A-Z-x'$ y $\rm [H^+]=C_H-Z-x'$.

$$\dst K = \frac{(C_A-Z-x')(C_H-Z-x')}{C_{AH}+Z+x'}$$

Por supuesto, la $x$ de antes se relaciona con la $x'$ de ahora mediante $x=x'+Z$. En otras palabras: si antes teníamos $x=0.5$ y la $Z$ que nos ha salido de las narices ha sido $Z=0.4$ ahora obtendremos $x'=0.1$

Por supuesto, también podríamos cambiar el signo que antecede a las $x'$ y no cambiaría nada: encontraremos una $x'$ opuesta, pero las concentraciones de equilibrio seguirán siendo las mismas.

Pues bien, en el ejemplo que pones, de que se añade un ácido fuerte (y que el cálculo se hace como si hubiese una reacción previa) equivale a la comodidad de hacer 0 la concentración inicial del $\rm H^+$, es decir, usar $Z=C_H$.

En definitiva, no se trata de una aproximación, sino de una simple estrategia de cálculo.