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B2Q U07.2.2 Equilibrio de bases débiles - Contenido educativo
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Hola a todos, soy Raúl Corraliza, profesor de química de segundo de bachillerato en el IES
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arquitecto Pedro Gumiel de Alcalá de Hinares, y os doy la bienvenida a esta serie de videoclases
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de la unidad 7 dedicada a la primera parte del estudio de las reacciones ácido-base.
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En la videoclase de hoy estudiaremos el equilibrio de ionización de una base débil.
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Vamos a continuar esta videoclase con la caracterización de la fortaleza relativa de bases
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utilizando el equilibrio y lo que vamos a hacer es un desarrollo completamente paralelo al que
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hacíamos en el caso de los ácidos así que voy a ir un poco más deprisa voy a recrear un poco menos
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en las explicaciones puesto que son absolutamente iguales vamos a considerar una sustancia de
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carácter básico ve que como siempre vamos a introducir en agua si esta sustancia tiene
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carácter básico de acuerdo con la teoría de próstata y será capaz de captar un hidrón y
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convertirse en su ácido conjugado que será este cation BH+, ese hidrón lo ha captado del agua que
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una vez ha cedido el hidrón se convierte en su base conjugada que es el ión hidróxido. Lo que
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vamos a tener es siempre un equilibrio como este donde la base se va a introducir en agua y se va
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a encontrar en equilibrio con el ácido conjugado de la base y los iones hidróxido que son las bases
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conjugadas del agua que está actuando como un ácido. Aplicaremos la ley de acción de masas y a la
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constante del equilibrio Kc la vamos a denotar Kb, en este caso constante de disociación básica o
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constante de basicidad. Ya no Kc, ya no Kb, puesto que no es un ácido, sino Kb. Y esta va a incluir,
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igual que pasaba con el caso de los ácidos, siempre la misma información. La concentración
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del ácido conjugado de la base, la concentración de los hidróxidos, que es la base conjugada del
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agua, dividido entre la concentración de la base. E insisto en que nunca se incluye la concentración
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del agua puesto que es un líquido puro. Igual que pasaba con la constante de acidez, esta constante
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de basicidad permite calificar o cualificar la fortaleza de las bases. Cuanto mayor sea K sub B
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más fuerte es la base, cuanto menor, más débil. Si la constante de basicidad es mayor que 1,
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mucho mayor que 1, la base es muy fuerte y estará completamente disociada. Y estos son los hidróxidos
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de los metales alcalinos, hidróxido de sodio, litio, potasio. Si la constante de basicidad es
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menor que 1, mucho menor que 1, la base es suficientemente débil como para que la disociación
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sea parcial. Igual que hacíamos en el caso de los ácidos, podemos echar un vistazo a una tabla con
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distintas bases para ver cuáles son los valores de la constante de basicidad que tienen asociado
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y el pKb que se define análogamente al caso del pKa como menos el logaritmo de la constante de
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basicidad, por la misma razón, porque hay una diferencia de órdenes de magnitud tan grande
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que tomando el logaritmo decimal tenemos una escala más restringida.
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En este caso tenemos como base muy fuerte el propio en sulfuro
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con un valor de la constante K sub b de 1 por 10 a la 5.
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Tenemos el ión hidróxido con un valor de constante de basicidad
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idénticamente igual a 1, que es la base conjugada del agua.
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Y a continuación lo que tenemos son distintas bases
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como la dietilamina, aminas en general,
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El propio amoníaco, el ión cianuro, el ión hipoclorito, hidrógeno sulfato, hidrógeno carbonato y después otro tipo de sustancias que tienen todas ellas como característica común, el átomo de nitrógeno.
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Aquí a la derecha, igual que pasaba con el caso de los ácidos, tenemos los ácidos conjugados y sus respectivas fórmulas, que podéis comprobar que son las que corresponden a las bases que han captado un hidrón.
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A continuación vamos a ver un par de ejemplos donde vamos a considerar disoluciones de sustancias de carácter básico y vamos a calcular la concentración de iones hidróxido, que es lo que se va a formar en las distintas disoluciones.
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Vamos a comenzar con una disolución 0,5 molar de hidróxido de litio, el IOH, del cual sabemos que se trata de una sustancia básica de carácter fuerte.
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directamente puesto que lo sabemos escribiremos la ecuación de disociación del hidróxido de litio
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y en este caso hemos de tener cuidado porque el hidróxido de litio no es directamente una base
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de Bronsted y Lowry en el sentido en el que yo vea al hidróxido de litio como le puedo ceder un hidrón
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sino que lo vamos a tratar como la base de Arrhenius que es el hidróxido de litio en disolución acuosa
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se disocia formando iones hidróxido que se apreciaban dentro de su fórmula química y cationes
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de litio uno más. En este caso, el medio acuoso no va a aparecer en la ecuación química y lo vamos
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a representar encima de la flecha como el medio. Así pues, diremos el hidróxido de litio es una
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base fuerte, es una base de Arrhenius, en disolución acuosa se disocia por completo y escribiremos la
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ecuación de disociación. Flecha sencilla porque es una base fuerte y el medio lo representaremos
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encima de la flecha. A la vista de la estequiometría de la ecuación química ajustada, lo que estamos
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viendo es que si para formar la disolución de hidróxido de litio hemos introducido para formar
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un litro de disolución 0,5 moles, ese es el lato que teníamos inicialmente, puesto que los
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coeficientes estequiométricos son todos iguales, se formará la misma cantidad 0,5 moles tanto de
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cationes litio no más como de iones hidróxido en un litro de disolución y
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consecuentemente una vez se haya producido la disociación lo que
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tendremos es una concentración tanto de cationes litio no más como de hidróxido
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que es en lo que estamos interesados en este momento 0,5 molar
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análogamente a lo que pasaba con los ácidos el hecho de que el valor de esta
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concentración sea mayor que 10 a la menos 7 molar pone de manifiesto el
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carácter básico de la disolución y consecuentemente el carácter básico del
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hidróxido de litio. Esto en el caso de una base fuerte. El caso de una base débil es por
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excelencia el amoníaco NH3. Vamos a considerar igualmente una disolución con una concentración
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0,5 molar y en el caso del amoníaco su constante de basicidad es 1,8 por 10 a la menos 5. Ya estamos
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viendo que esta constante de basicidad tomó valor extremadamente pequeño. Vamos a considerar no
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sólo que el amoníaco es una base débil sino muy débil y que se va a disociar con un grado
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de disociación próximo a cero, exactamente igual que haríamos con un ácido. Decimos que el amoníaco
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es una base débil, se disocia parcialmente en disolución o cosa según o en equilibrio y lo
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escribimos, como siempre, base más agua en equilibrio con el ácido conjugado de la base y
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los hidróxidos que es la base conjugada del agua. Denominamos alfa al grado de disociación del
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amoníaco y operamos exactamente igual a como hacíamos con el caso de los ácidos. Completamos
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la tabla del equilibrio, utilizamos la dirección de masas con las concentraciones en el equilibrio
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y la constante de basicidad del amoníaco y tal como dijimos anteriormente esta constante de
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basicidad creemos que toma un valor lo suficientemente pequeño como para que el amoníaco
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sea una base muy débil que se disocie muy poquito, que alfa tome un valor próximo a cero lo
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suficientemente pequeño como para que 1 menos alfa sea aproximadamente 1, hemos de decirlo,
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y consecuentemente aproximamos la ecuación a 0,5 por alfa al cuadrado entre 1 igual a 1,8 por 10
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a la menos 5. Alfa se despeja de esta ecuación de segundo grado incompleta, tomamos por supuesto
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la raíz positiva y observamos que alfa igual a 0,006 toma un valor realmente próximo a 0 y la
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aproximación que hemos hecho es realmente válida. Con el valor de alfa igual a 0,006 nos volvemos a
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la tabla del equilibrio y podemos sustituyendo calcular las concentraciones de todas las
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especies en el equilibrio y en concreto las de los iones hidróxido, aquí están, que son las que en
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las que estábamos interesados. La concentración de hidróxidos, de iones hidróxido en el equilibrio
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es 0,003 molar, muy pequeña pero aún así mayor que 10 a la menos 7 molar, luego nuevamente esto
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pone de manifiesto el carácter básico de la disolución. En el aula virtual de la asignatura
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tenéis disponibles otros recursos, ejercicios y cuestionarios. Asimismo, tenéis más información
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en las fuentes bibliográficas y en la web. No dudéis en traer vuestras dudas e inquietudes
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a clase o al foro de dudas de la unidad en el aula virtual. Un saludo y hasta pronto.
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- Idioma/s:
- Autor/es:
- Raúl Corraliza Nieto
- Subido por:
- Raúl C.
- Licencia:
- Reconocimiento - No comercial - Sin obra derivada
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- Fecha:
- 21 de agosto de 2021 - 12:11
- Visibilidad:
- Público
- Centro:
- IES ARQUITECTO PEDRO GUMIEL
- Duración:
- 09′ 39″
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