Esto es lo que dice mi libro de texto. Tengo entendido que el ácido fuerte fácilmente donar un ión de hidrógeno, pero no veo cómo todos la base débil lo aceptará fácilmente (al menos no a la "terminación esencial").
Respuestas
¿Demasiados anuncios?
Rippo
Puntos
10580
Esta es una cuestión de equilibrio. Consideremos la reacción ácido-base de $\ce{HCl}$$\ce{NH3}$:
$$\ce{NH3 + HCl <=> NH4+ + Cl-}$$
Que se puede dividir en:
$$\ce{NH3 + H2O <=> NH4+ + OH-}$$
$$\ce{HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-}$$
Para estas reacciones en equilibrio:
$$K_\mathrm{eq}=\ce{\frac{[NH4+][Cl-]}{[NH3][HCl]}} \hspace{1cm} K_\mathrm{b}(\ce{NH3})=\ce{\frac{[NH4+][OH-]}{[NH3]}} \hspace{1cm} K_\mathrm{a}(\ce{HCl})=\ce{\frac{[H3O+][Cl-]}{[HCl]}} $$
$$K_\mathrm{a}(\ce{HCl}) \cdot K_\mathrm{b}(\ce{NH3}) = \ce{\frac{[H3O+][Cl-]}{[HCl]}} \cdot \ce{\frac{[NH4+][OH-]}{[NH3]}}=\ce{\frac{[NH4+][Cl-]}{[NH3][HCl]}} \cdot \ce{[H3O+][OH-]} = K_\mathrm{w}K_\mathrm{eq}$$
$$K_\mathrm{w}K_\mathrm{eq}=K_\mathrm{a}(\ce{HCl}) \cdot K_\mathrm{b}(\ce{NH3}) \Rightarrow$$
$$K_\mathrm{eq}=K_\mathrm{a}(\ce{HCl}) \cdot \frac{K_\mathrm{b}(\ce{NH3})}{K_\mathrm{w}}=\frac{K_\mathrm{a}(\ce{HCl})}{K_\mathrm{a}(\ce{NH4+})} \Rightarrow$$
$$\mathrm{p}K_\mathrm{eq} = -\log \left(\frac{K_\mathrm{a}(\ce{HCl})}{K_\mathrm{a}(\ce{NH4+})} \right) = \log \left(\frac{K_\mathrm{a}(\ce{NH4+})}{K_\mathrm{a}(\ce{HCl})} \right) = \mathrm{p}K_\mathrm{a}(\ce{NH4+}) - \mathrm{p}K_\mathrm{a}(\ce{HCl})=9.24-(-8)=17.24$$
Sólo a partir de la $\mathrm{p}K_\mathrm{a}$ diferencia del ácido y el ácido conjugado de nuestra reacción, nos dimos cuenta de que en equilibrio los productos están presentes en un $10^{17.24}:1$ proporción de los reactivos, es decir, la reacción, en esencia, ha ido a la finalización.
shaiss
Puntos
127
Es el ácido fuerte que está empujando a la débil base a la plena protonación.
El más formal explicación requiere que usted esté familiarizado con la ionización de agua $(1)$ y un genérico de Brønsted reacción ácido-base, incluyendo la acidez constante$(2\text{ – acid})$$(3\text{ – base})$.
$$\begin{align}\ce{2 H2O &<<=> H3O+ + OH-}&K_\mathrm{w} &= [\ce{H3O+}][\ce{OH-}] = 10^{-14}\tag{1}\\[0.6em] \ce{HA + H2O &<=> H3O+ + A-}&K_\mathrm{a} &= \frac{[\ce{H3O+}][\ce{A-}]}{[\ce{HA}]}\tag{2}\\[0.6em] \ce{H2O + B &<=> HB+ + OH-}&K_\mathrm{b} &= \frac{[\ce{HB+}][\ce{OH-}]}{[\ce{B}]}\tag{3}\end{align}$$
La primera ecuación es básicamente el agua de la versión de la segunda, pero sin la actividad de agua en el denominador. Porque el agua es un ácido muy débil, el equilibrio de $(1)$ se encuentra fuertemente en el reactivo lado. Si tenemos en cuenta $\ce{B} = \ce{A-}$, es decir, $\ce{B}$ ser la base conjugada de $\ce{HA}$ y, a continuación, sume $(2)$$(3)$, llegamos a $(4)$:
$$\require{cancel}\ce{\cancel{\ce{HA}} + 2 H2O + \cancel{\ce{A-}} <=> H3O+ + OH- + \cancel{\ce{HA}} + \cancel{\ce{A-}}} \quad K' = K_\mathrm{a}\times K_\mathrm{b} = K_\mathrm{w}\tag{4}$$
El uso de la más comúnmente aplicado a $\mathrm{p}K_\mathrm{a/b}$ de los valores, vemos que:
$$\mathrm{p}K_\mathrm{a}(\ce{HA}) + \mathrm{p}K_\mathrm{b}(\ce{A-}) = 14\tag{5}$$
Sabiendo que los ácidos fuertes se definen como $\mathrm{p}K_\mathrm{a} < 0$ y bases débiles como $\mathrm{p}K_\mathrm{b} >0$, básicamente, tenemos acceso a todos los parámetros; lo que es más importante, el ácido conjugado de la base débil debe tener una acidez constante el cumplimiento de $\mathrm{p}K_\mathrm{a} < 14$ -, pero, al mismo tiempo, todavía sería mayor que cero, porque de lo contrario, el compuesto no sería especialmente básica.
Poner esto juntos, comenzamos con tres compuestos:
un ácido fuerte $\ce{HA}$$\mathrm{p}K_\mathrm{a} < 0$.
de agua, con $\mathrm{p}K_\mathrm{b} = 14$, es decir, $\mathrm{p}K_\mathrm{a}(\ce{H3O+}) = 0$
la débil base $\ce{B}$ por lo que podemos decir $0 < \mathrm{p}K_\mathrm{b} < 14$ y por lo tanto también se $0 < \mathrm{p}K_\mathrm{a} (\ce{HB+}) < 14$
Está claro que el más fuerte ácido - $\ce{HA}$ - se deprotonate prácticamente por completo. La pregunta es quien obtiene los protones? Tenemos la opción de darle al agua o a la base débil. Si usted ahora desea argumentar con relativa basicidades (el agua es menos básica que la base débil) o relativa de la acidez de la conjugadas de ácidos (hidronio (o oxonium, $\ce{H3O+}$) es más ácida que $\ce{HB+}$) no importa, en ambos casos la conclusión es que la débil base adquiere todos los protones disponible por razones termodinámicas.
Ian
Puntos
2182
La definición de una base débil como el dado por la Wikipedia es:
En química, una base débil es una sustancia química de la base de que no se ionizan completamente en una solución acuosa. Como de Brønsted–Lowry bases de protones aceptantes, una base débil también puede ser definido como una base química en la que la protonación es incompleta.
Donde Brønsted–Lowry es un tipo de ácido-base de la clasificación utilizada por su pregunta.
Un cualitativa simple manera de visualizar lo que está sucediendo cuando se agrega un ácido fuerte con una base débil es que son "inundando" el unprotonated fracción de los compuestos con los protones, lo que aumenta enormemente la probabilidad de que cada uno de ellos se convertirá en protonada. Esto es equivalente a decir que la reacción de la débil base a su forma protonada, esencialmente, va a la finalización.
MaxW
Puntos
1399
UGH... No hagamos esto duro.
Empezar con $n_1$ moles de la base débil libre antes de la reacción y voy a terminar para arriba con $n_2$ moles de la base de unprotonated y %#% moles de #% de la base protonada después de la reacción.
Tan "esencial completa" es un argumento de cifras significativas. Significa que:
$n_3$ and $n_3 \approx n1$
