Esta será una respuesta larga.
Ácido fuerte – SA
Base fuerte- SB
Ácido débil – WA
Base débil: WB
SA + SB
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Digamos que tiene 0.1M HCl y 0.1MNaOH, ambos 10ML.
N (HCl) = 0.1
N (NaOH) = 0.1
mili moles (mmoles) de H + = 0.1 * 10 = 1mmole
mili moles (mmoles) de OH- = 0.1 * 10 = 1mmole
Entonces, cuando agrega ambos, se neutralizan entre sí.
Digamos que tenemos 20 ml de HCl en lugar de 10, luego:
mili moles (mmoles) de H + = 0.1 * 20 = 2mmoles
Entonces, después de sumar ambos juntos, tendremos 1 mmol de agua (1 mol H + + 1 mol de OH)
porque
HCl + NaOH -> H2O + NaCl
Y, NaCl es neutral (porque es la sal de un SA y SB
Entonces, tiene 1 mmol de ácido (0.1 N y volumen 10 ml, porque los otros 10 ml se usaron para neutralizar la base)
Entonces, ahora debe convertir este 0.1N en una solución de 10 ml a una Normalidad en una solución de 30 ml.
Primero , ¿por qué convertir?
Porque, usted sabe que la normalidad de H + es 0.1N solo en una solución de 10 ml, pero si la misma cantidad de H + estuviera en una solución de 30 ml, obviamente su Normalidad cambiaría.
Segundo , ¿por qué 30?
30, porque el H + ahora está presente en el volumen de ácido + base mezclado.
Y ahora,
0.1 * 10 = N2 * 30
N2 = 1/30
pH = -log [1/30] = 1.477
Lo mismo se puede hacer si la base se agrega en exceso,
Entonces, si la base está en exceso (nuevamente por 10 ml), tendremos 0.1N de OH- en 10 ml en exceso, entonces
0.1 * 10 = N2 * 30
N2 = 1/30
AHORA
es pOH y no pH
pOH = -log [OH-] = -log [1/30] = 1.477
entonces, pH = 14- 1.477 = 12.523
WA + SB ( Este enlace en realidad proporciona un tutorial muy agradable y simple -> Base fuerte de ácido débil )
Digamos que tenemos ácido acético y NaOH (0.1N, 10mL cada uno)
Entonces, el ácido y la base se neutralizan por completo porque
mili moles (mmoles) de H + = 0.1 * 10 = 1mmole
mili moles (mmoles) de OH- = 0.1 * 10 = 1mmole
Digamos que tenemos ácido acético (0.1N, 10mL) y NaOH (0.1N, 20mL)
mili moles (mmoles) de H + = 0.1 * 10 = 1mmole
mili moles (mmoles) de OH- = 0.1 * 20 = 2mmole
Ahora continúe igual que para SA + SB
1 mmole se deja sin reaccionar
0.1 * 10 = 1 = 30 * N2
N2 = 1/30
pH = 14-1.477 = 12.52
Digamos que tenemos ácido acético (0.1N, 20mL) y NaOH (0.1N, 10mL)
CH3COOH + NaOH -> CH3COONa + H2O
antes de la reacción 0.1 * 20 = 2mmole 0.1 * 10 = 1mmole 0 0
después de la reacción 1 0 1 1
Ahora, este es un sistema tampón, lo que significa que su pH permanece constante si la cantidad de OH- / H + agregada está dentro de los límites y no está muy concentrada.
Entonces, su pH puede calcularse mediante la ecuación de Henderson Hasselbach (ecuación de Henderson-Hasselbalch)
pH = pKa + log ([ion ácido] / [ácido no disociado])
= 4.8 + log [1/1] = 4.8 + 0 = 4.8
SA + WB
Siga exactamente el mismo procedimiento que el anterior.
pero, en el caso de exceso de base débil, la ecuación se convierte en
pOH = pKb + log ([Base ion] / [Base no disociada])
WA + WB
Hubo alguna fórmula para esto, pero no puedo recordarlo ni encontrarlo en línea.
Pero, al observar la ecuación de Henderson Hasselbach, debería ser (podría estar equivocado)
pH = pKa – pKb + log ([Base no disociada] / [Ácido no disociado])
Algunas cosas primero,
Atravesar
1) ChemTeam: Base ácida
2) Concepto de topo, molalidad, molaridad y normalidad.
3) Cálculo del pH de soluciones tampón y sobre tampones en general
Además, tomé el caso de la base monoacídica y los ácidos monobásicos para explicar.
Y, si la concentración del ácido / base es del orden 10 ^ -7, entonces también debe considerar el H + de la disociación del agua.
Para más información sobre esto, lea Ley de dilución (dilución de Ostwald)
Espero haberte respondido tu pregunta.
