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

...