Equilibrio Ácido-Base

Base Débil

Se disocian parcialmente en disolución acuosa, sus ácidos conjugados son débiles y tienen tendencia a protonarse. El equilibrio está desplazado hacia la base.

Grado de Disociación

Cuando la Ka es pequeño y la disolución no está muy diluida se puede realizar la aproximación y considerar que la parte que se disocia es despreciable, es muy importante comprobar una vez hecha la aproximación que sea válida.

Ácidos Polipróticos

Pueden ceder más de un protón, no los ceden de forma simultánea y con la misma facilidad sino que se hace de forma sucesiva y cada vez con mayor dificultad. Se comportan como sustancias anfóteras.

Disoluciones Reguladoras

Son aquellas que mantienen el pH constante al añadirle pequeñas cantidades de un ácido y una base. Está formada por:

• Un ácido débil y una sal soluble que produce por disociación la base conjugada de aquel, o
• Una base débil y una sal soluble que produce por disociación el ácido conjugado de aquella.

Comportamiento del Sistema

Aplicando el principio de Le Chatelier por efecto de ion común se produce un desplazamiento hacia la izquierda, el ácido estará muy poco disociado y la presencia de iones en la disolución es muy escasa.

Comportamientos y Señales de que la Cantidad de Ácido

La concentración de (H₃O⁺) aumenta, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda aún más, eso hace que el (H₃O⁺) que añadimos disminuye, es decir apenas varía, por tanto el pH tampoco varía mucho, lo hace de forma significativa.

Comportamientos y se Añade una Pequeña Cantidad de Base

El (OH^–) aumenta realmente al combinarse con el (H₃O⁺), el (H₃O⁺) disminuye en añadido, ante esta disminución según el principio de Le Chatelier el equilibrio se desplaza hacia la derecha prácticamente el pH tampoco varía.

Volumetría o Valoración Ácido-Base

Es un método de análisis cuantitativo que sirve para determinar la concentración de una determinada sustancia. Se determina la concentración desconocida del ácido o la base por medio de una reacción de neutralización con otro ácido o base de concentración conocida.

Cuando se llega al punto de equivalencia se neutraliza (teórico) nociones del ácido se neutraliza con los de la base, punto final de la valoración (se le denomina a la determinación experimental del punto de equivalencia)

Efectos de la Adición de Sustancias

• Si se añade una pequeña cantidad de ácido fuerte: aumentará la concentración de (H₃O⁺). El equilibrio se desplazará a la izquierda para compensar el exceso de iones de (H₃O⁺) disminuyendo el grado de disociación.
• Si se añade una pequeña cantidad de base fuerte: Los iones (OH^–) reaccionarán con los (H₃O⁺), el equilibrio se desplaza hará hacia la derecha para volver a formar los (H₃O⁺) consumidos, aumentando así el grado de disociación.
• Adicionar NH₃ (un compuesto que ya esta en la reacción: Al añadir NH₃ el equilibrio se desplazará a la izquierda para consumir el exceso de NH₃ añadidos disminuyendo el grado de disociación.
• Agregar una pequeña cantidad de NaCl (cantidad no puesta en la reacción): no afecta a la reacción y el grado de disociación no varía.
• Elevar la temperatura de la disolución: Al aumentar la temperatura el equilibrio se desplazará hará en sentido endotérmico para absorber el exceso de calor, en nuestro caso se desplazará a la derecha aumentando el grado de disociación. (O se desplazará a la izquierda disminuyendo grado de disociación)

Afirmaciones sobre Ácidos y Bases

• Para dos disoluciones con igual concentración de ácido, la disolución del ácido más débil tiene menor pH. Falsa. Dado que partimos de la misma concentración inicial para ambos ácidos, es evidente que el (H₃O⁺) del ácido fuerte es mayor que la del débil, el pH fuerte sea menor que el pH débil.
• A un ácido fuerte le corresponde una base conjugada débil. Verdadera. Cuando un ácido o una base se llama fuerte es porque en disolución acuosa están muy disociados y se llama débil cuando están poco disociados. Cuando más disociado se encuentre mayor será la concentración de los productos y mayor será la constante de acidez, esto es que si el ácido es fuerte el valor de la constante de acidez es elevada. Kb es inversamente proporcional a Ka, esto nos permite asegurar que a mayor constante de acidez de un ácido menor constante de base tendrá la base conjugada o que cuanto más fuerte un ácido más débil es su base conjugada.
• El grado de disociación de un ácido débil aumenta al añadir (OH^–) a la disolución. Correcta.

Carácter Anfótero

Por la definición de Brönsted-Lowry de sustancia anfótera sabemos que es aquella capaz de reaccionar como ácido o como base en función de las características del otro reactivo, se comportan como ácidos si la otra sustancia acepta protones y cómo base si los cede, en este sentido los estados intermedios de los ácidos polipróticos se comportan como sustancias anfóteras o anfipróticas.

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