Reacciones ácido fuerte-base fuerte

El ácido clorhídrico es un  ejemplo de un ácido fuerte,   y el hidróxido de sodio es un  ejemplo de una base fuerte. Cuando una solución acuosa de ácido  clorhídrico reacciona con una solución   acuosa de hidróxido de sodio, los productos son  una solución acuosa de cloruro de sodio y agua. Dado que la reacción se completa, en  lugar de una flecha de equilibrio,   solo hay una flecha que va hacia la derecha.  A esto se llama reacción de  neutralización ácido-base. Pensemos en los iones que están involucrados.  en esta reacción de neutralización ácido-base. Dado que el ácido clorhídrico es un ácido  fuerte, HCl se ioniza al 100% en solución,   y por tanto, en solución, el HCl consta  de iones H más y aniones Cl menos. El hidróxido de sodio es una base fuerte, y las  bases fuertes se disocian al 100% en solución.  Por lo tanto, una solución acuosa de hidróxido de   sodio se compone de iones sodio, Na  más, y aniones hidróxido, OH menos. Para nuestros productos,   el cloruro de sodio es una sal soluble  y por tanto forma una solución acuosa.  Así que en solución, tendríamos cationes de  sodio, Na más, y aniones cloruro, Cl menos. Dado que el agua se ioniza  en una muy pequeña medida,   no lo escribimos como los iones,  simplemente escribimos H2O. Para ahorrar algo de tiempo, me adelanté y  agregué subíndices que indican solución acuosa,   y para el agua el subíndice que indica líquida,  y algunos signos más y la flecha de reacción. A esto se le llama ecuación iónica total,  para la reacción ácido fuerte - base fuerte. En lugar de llamarla ecuación  iónica total, también podríamos   llamarla ecuación iónica completa. Y podemos usar la ecuación iónica   total para determinar la ecuación iónica neta  para esta reacción ácido fuerte - base fuerte. Para calcular la ecuación iónica neta, primero  tenemos que determinar los iones espectadores.  Recordemos que los iones espectadores  no participan en la reacción química.  Observemos que tenemos un catión de sodio  en el lado del reactante y un catión de   sodio en el lado del producto, de modo  que podemos cancelar el catión de sodio. También tenemos un anión cloruro  en el lado del reactante y un   anión cloruro en el lado del producto. Así que podemos tachar ese ion también.  Entonces, el catión de sodio y el anión  de cloruro son los iones espectadores. Y una vez que sacamos nuestros iones espectadores,  nos quedamos con la ecuación iónica neta.  De modo que para la ecuación iónica neta,  tendríamos H más, más OH menos que produce H2O. Esta es una forma de escribir  nuestra ecuación iónica neta.  Sin embargo, recordemos que H más y H3O  más se utilizan indistintamente en química.  Así que en lugar de escribir H más  en nuestra ecuación iónica neta,   también podríamos haber escrito H3O más,  y cuando H3O más, o el ion hidronio,   reacciona con el anión hidróxido, aún formamos  agua pero observemos que para esta versión de   la ecuación iónica neta, necesitamos poner  un 2 como coeficiente para balancearlo todo. A continuación, pensemos  en una situación en la que   tenemos la misna cantidad de moles  de ácido fuerte y de base fuerte. Por ejemplo, digamos que tenemos  un mol de HCl y un mol de NaOH.  Para ayudarnos a pensar en lo que  está sucediendo en esta situación,   vamos a usar una tabla ICF, donde I  representa el número inicial de moles,   C representa el cambio en moles, y F  representa la cantidad final de moles. La razón por la que usamos una tabla ICF en lugar de una tabla ICE es que en una   tabla ICE, la E significa equilibrio, y  aquí suponemos que la reacción se completa. Por lo tanto, en lugar de E, escribimos  F para la cantidad final de moles.  Completemos el resto de nuestra tabla ICF. Tenemos la cantidad inicial de moles de   HCL y NaOH, y si suponemos que  la reacción aún no ha ocurrido,   la cantidad inicial de moles de NaCl sería cero. Al observar la ecuación balanceada, un mol de  HCl reacciona con un mol de hidróxido de sodio.  Y dado que la reacción se completa, podemos  continuar y escribir, debajo de la parte del   cambio aquí, que va a reaccionar con un mol  de HCl, así que vamos a perder ese mol de HCl.  Y dado que es una relación de uno a  uno, vamos a perder un mol de NaOH. Como hay 1 como coeficiente antes de NaCl,   escribiremos más un mol para NaCl, debajo de  la sección de cambio en nuestra tabla ICF.  Como empezamos con un mol de HCl y perdimos un  mol, la cantidad final de moles de HCl será cero. Lo mismo ocurre con el hidróxido de sodio, la cantidad final de moles será cero,   porque es uno menos uno. Para NaCl, comenzamos con   cero y ganamos uno, así que terminamos con una  cantidad final de un mol de cloruro de sodio. De modo que cuando la reacción se completa,   el ácido fuerte y la base fuerte se han neutralizado completamente   entre sí y esencialmente, tenemos una  solución acuosa de cloruro de sodio. A 25 grados Celsius, el pH del agua es igual  a 7, que es neutral, y los cationes de sodio y   los aniones de cloruro no reaccionan con  el agua, de modo que no afectan el pH. Por lo tanto, para una situación en la  que se tiene la misma cantidad de moles   de un ácido fuerte y de una base fuerte,  el pH de la solución resultante será 7. Hagamos otro cálculo de  ácido fuerte - base fuerte.  Sin embargo, esta vez, la cantidad de moles  de ácido fuerte y de base fuerte no es igual. Digamos que hacemos reaccionar 300  mililitros de una solución 1.0 molar de HCl  con 100 mililitros de una solución 1.0 molar  de hidróxido de sodio. Y nuestro objetivo  es calcular el pH de la solución resultante. Y debemos señalar que estas son  soluciones acuosas de HCl y NaOH. El primer paso es calcular los moles del  ácido fuerte y los moles de la base fuerte.  Y la ecuación de la molaridad  es igual a moles sobre litros. De modo que para nuestro ácido fuerte, HCl,   la molaridad es 1.0, y el volumen es de  300 mililitros, que es igual a .300 litros.  Entonces, despejando x, encontramos  que x es igual a .30 moles de HCl. Para nuestra base fuerte, hidróxido  de sodio, la concentración es 1 molar,   y el volumen es de 100 mililitros, que es igual  a .100 litros. Así que resolviendo para x,   encontramos que x es igual a .10 moles de NaOH. Volviendo al HCl, dado que el HCl es  un ácido fuerte que se ioniza al 100%,   si tenemos .30 moles de HCl,  tenemos .30 moles de iones H más,   o podríamos decir .30 moles  de iones hidronio, H3O más. Y para el hidróxido de sodio, ya  que el hidróxido de sodio es una   base fuerte que se disocia al 100%, si  tenemos .10 moles de hidróxido de sodio,   tenemos .10 moles de iones de sodio y también  .10 moles de iones hidróxido, OH menos. Si pensamos en nuestra ecuación iónica neta, los  .30 moles de iones hidronio reaccionarán con los   .10 moles de iones hidróxido. Así que aquí hay una forma   de escribir nuestra ecuación iónica neta. El ion hidronio más el ion hidróxido forman 2H2O. Y para ayudarnos a encontrar  el pH, usaremos otra tabla ICF.  Los moles iniciales de iones  hidronio, los calculamos en .30,   y los moles iniciales de iones  hidróxido, los calculamos en .10.  Porque no tenemos la misma cantidad de  moles y la relación molar es uno a uno.  En este caso, vamos a tener un reactante  limitante y un reactante en exceso. Como solo tenemos .10 moles de iones hidróxido,  todos los iones de hidróxido reaccionarán.  Y dado que es una proporción molar de uno a uno,  .10 moles de iones de hidróxido reaccionarán con   .10 moles de iones hidronio, por lo que también  podemos escribir menos 0.10 debajo del hidronio. Por lo tanto, cuando la reacción se  completa, para los iones de hidróxido,   los habremos usado todos. Empezamos con .10 y  usamos .10, por lo tanto, tendremos cero moles.  Para el ion hidronio, empezamos con  .30 moles menos .10 nos da .20 moles.  Así que los iones de hidróxido  eran nuestro reactante limitante,   y los iones de hidronio  nuestro reactante en exceso. Entonces la base fuerte neutralizó parte del  ácido fuerte que estaba presente, y podemos   calcular el pH de la solución resultante con  el número de moles de iones hidronio en exceso. A continuación, calculamos la concentración  de los iones hidronio en solución. Dado que el número de moles de iones hidronio es  .20, lo sustituimos en la ecuación de molaridad,   por lo que la molaridad es igual a moles sobre  litros, y el volumen total de nuestra solución   será de 300 mililitros más 100 mililitros,  que es igual a 400 mililitros o .400 litros. Así que déjenme escribir esto aquí.  .20 moles divididos entre .400 litros es  igual a una concentración de .50 molar. Y debido a que el pH es igual a menos el  logaritmo de la concentración de iones hidronio,   si añadimos nuestra concentración de  iones hidronio de .50, el pH es igual   al logaritmo negativo de .50, que es igual a .30. Tener un pH bajo para nuestra solución resultante.   a 25 grados Celsius tiene mucho sentido,  porque terminamos con un exceso de ácido.