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Química · Glosario

¿Qué es Reacción predominante, disolución equivalente?

También llamado: reaccion predominante · disolucion equivalente

Definición 10.10 Química universitaria — primer año · Capítulo 10 — Equilibrios ácido–base y método de la reacción predominante

En una disolución que contiene varios ácidos y bases, la reacción predominante es la reacción de mayor constante entre el ácido más fuerte y la base más fuerte presentes. Cuando es cuantitativa, se trata como total, y la disolución se sustituye por la disolución equivalente: la disolución que se obtiene una vez completada esta reacción, que tiene el mismo pH que la real.

Una escala de pK_a (dibujada con el pK_a creciente hacia arriba; valores a la derecha). Un ácido reacciona favorablemente con cualquier base situada encima de él en la escala: aquí, el ácido etanoico con el amoniaco, K = 109.25 - 4.76 = 104.49. — Una escala de $\mathrm{p}K_a$ (dibujada con el p $K_a$ creciente hacia arriba; valores a la derecha). Un ácido reacciona favorablemente con cualquier base situada encima de él en la escala: aquí, el ácido etanoico con el amoniaco, $K = 10^{9.25 - 4.76} = 10^{4.49}$ .

pH de disoluciones de ácido etanoico en función de pC, calculado exactamente a partir del balance de cargas. Concentrado, el ácido está poco disociado y sigue 1/2( pK_a + pC); diluido por debajo de unos 10-6 mol/L, está totalmente disociado y se comporta como un ácido fuerte; muy diluido, el pH tiende a 7. — pH de disoluciones de ácido etanoico en función de $\mathrm{p}C$ , calculado exactamente a partir del balance de cargas. Concentrado, el ácido está poco disociado y sigue $\frac12(\mathrm{p}K_a + \mathrm{p}C)$ ; diluido por debajo de unos $10^{-6}$ mol/L, está totalmente disociado y se comporta como un ácido fuerte; muy diluido, el pH tiende a 7.

Ejemplos

Ejemplo 10.13 (Ácido etanoico y amoniaco)

Se mezclan $0.10\,\mathrm{mol}$ de ácido etanoico y $0.10\,\mathrm{mol}$ de amoniaco en $1.0\,\mathrm{L}$ . El ácido más fuerte es $\ce{CH3COOH}$ , y la base más fuerte, $\ce{NH3}$ : $\ce{CH3COOH + NH3 <=> CH3COO- + NH4+}$ , $K = 10^{9.25 - 4.76} = 10^{4.49}$ , cuantitativa. La disolución equivalente contiene $0.10\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ de $\ce{CH3COO-}$ y de $\ce{NH4+}$ . Su reacción predominante, $\ce{NH4+ + CH3COO- <=> NH3 + CH3COOH}$ , tiene la pequeña constante $10^{-4.49}$ y mantiene $[\ce{NH3}] = [\ce{CH3COOH}]$ , de donde, como para un anfolito, $\mathrm{pH} = \frac12(4.76 + 9.25) = 7.01$ .

Ejemplo 10.15 (Ácido fosfórico a $0.10\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ )

La reacción predominante es la primera acidez. Con $x = [\ce{H3O+}]$ , $x^2/(0.10 - x) = 10^{-2.15}$ ; aquí $x$ no es pequeño frente a $C$ , de modo que se resuelve la ecuación de segundo grado $x^2 + K_{a1}x - K_{a1}C = 0$ : $x = 0.0233\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ , $\mathrm{pH} = 1.63$ . La segunda acidez ( $\mathrm{p}K_{a2} = 7.21$ ) no contribuye en nada a este pH.

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