REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES

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(1)

REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES

PROBLEMAS

ÁCIDO/BASE DÉBIL

1. Si se disuelven 0,650 g de un ácido orgánico monoprótico de carácter débil de fórmula HC9H7O4 en un vaso con agua hasta completar 250 mL de disolución, indique:

a) El pH de esta disolución.

b) El grado de disociación del ácido.

Dato: Ka = 3,27×10–4 (P.A.U. Jun. 08)

Rta.:a) pH = 2,7 b) α = 14%

Datos Cifras significativas: 3

Masa de ácido HC9H7O4 m = 0,650 g

volumen de disolución V = 250 mL = 0,250 dm3

constante de acidez Ka = 3,27×10–4

Incógnitas

pH de la disolución pH

grado de disociación α

Otros símbolos

concentración (moles/L) de ácido débil que se disocia x cantidad de sustancia inicial n0 Ecuaciones

constante de acidez del ácido: HaA (aq) ⇄a H+ (aq) + Aa– (aq) Ka= [H+]

e a[A- a]

e [HaA]e

pH pH = –log[H+]

grado de disociación α = nd / n0

Solución:

a) La masa molar del ácido HC9H7O4 es 180 g/mol.

La cantidad de ácido que hay en 250 mL de disolución es:

n0(HC9H7O4) = 0,650 g HC9H7O4 / (180 g HC9H7O4 / mol HC9H7O4) = 3,61×10–3 mol HC9H7O4

por lo que la concentración de la disolución es:

[HC9H7O4]0=

3,61×10−3mol HC 9H7O4

0,250 dm3D =0,0144 mol/dm 3

Como es un ácido débil monoprótico, se disociará en agua según la ecuación: HC9H7O4 (aq) ⇄ H+ (aq) + C9H7O4– (aq)

Llamando x a la concentración de ácido que se disocia, se puede escribir:

concentraciones HC9H7O4 ⇄ H+ C9H7O4–

[ ]0 inicial (mol/dm3) 0,0144 0 0

[ ]d se disocia (mol/dm3) xx x

(2)

La constante de equilibrio Ka es:

Ka=[C9H7O4 −]

e[H

]

e

[HC9H7O4]e

Sustituyendo las concentraciones en el equilibrio

3,27×10−4

= x · x 0,0144−x

En una primera aproximación se puede suponer que x es despreciable frente a 0,0144 y resolver la ecuación

3,27×10−4

x

2

0,0144 que da:

x

0,0144·3,27×10−4

=2,17×10−3

mol/dm3 Pero al calcular el grado de disociación

=[ácido disociado] [ácido inicial] =

2,17×10−3mol/dm3

0,0144 mol/dm3 =15%

se ve que no es despreciable por lo que hay que resolver la ecuación de segundo grado x2 + 3,27×10–4x – 4,72×10–6 = 0

x = 2,02×10–3 mol/dm3

Se calcula el pH:

pH = –log[H+] = –log(2,02×10–3) = 2,70

b) El grado de disociación, corregida la concentración, es

=[ácido disociado] [ácido inicial] =

2,02×10−3mol/dm3

0,144 mol/dm3 =14,0 %

2. Para una disolución acuosa de ácido acético[ácido etanoico] 0,10 M, calcule: (a) La concentración de ión acetato[ión etanoato].

(b) El pH y el grado de disociación. Dato: Ka =1,80×10-5

(P.A.U. Set. 08) Rta.: a) [CH3–COO–] = 1,34×10–3 M b) pH = 2,87 α = 1,34%

Datos Cifras significativas: 3

concentración de ácido acético [CH3–COOH] = 0,100 M

constante de acidez Ka = 1,80×10–5

Incógnitas

concentración de ión acetato [CH3–COO–]

pH de la disolución pH

grado de disociación α

Otros símbolos

(3)

Otros símbolos

cantidad de sustancia inicial n0 Ecuaciones

constante de acidez del ácido: HaA (aq) ⇄a H+ (aq) + Aa– (aq) Ka=

[H+

]ea[A- a

]e [HaA]e

pH pH = –log[H+]

grado de disociación α = nd / n0

Solución:

a) El ácido acético es un ácido débil, y se disocia en agua según la ecuación: CH3–COOH (aq) ⇄ H+ (aq) + CH3–COO– (aq)

Llamando x a la concentración de ácido que se disocia, se puede escribir:

concentraciones CH3–COOH ⇄ H+ CH3–COO–

[ ]0 inicial (mol/dm3) 0,100 0 0

[ ]d se disocia (mol/dm3) xx x

[ ]e equilibrio (mol/dm3) 0,100 – x x x

La constante de equilibrio Ka es:

Ka=

[CH3−COO−]

e[H

]

e

[CH3−COOH]e

Sustituyendo las concentraciones en el equilibrio

1,80×10−5= x · x

0,100−x

En una primera aproximación se puede suponer que x es despreciable frente a 0,100 y resolver la ecuación

1,80×10−5

x

2

0,100 que da:

x≈

0,100·1,80×10−5

=1,34×10−3

mol/dm3 Al calcular el grado de disociación

=[ácido disociado] [ácido inicial] =

1,34×10−3mol

/dm3

0,100 mol/dm3 =1,34%

se ve que es despreciable por lo que la solución es aceptable.

[CH3–COO–] = x = 1,34×10–3 mol/dm3

b) Se calcula el pH:

pH = –log[H+] = –log(1,34×10–3) = 2,87

3. Se disuelven en agua 11,2 L de NH3 (g) medidos a 1 atmósfera de presión y 25 0C obteniéndose 1 L de disolución.

a) Halla la concentración del NH3 en la disolución.

(4)

c) Calcula el pH de la disolución resultante.

Datos: Kb = 1,8×10-5. (P.A.U. Set. 96)

Rta.: a) [NH3]e = 0,46 mol/dm3; b) [NH4+]e = 2,9×10–3 mol/dm3; [OH–]e = 2,9×10–3 OH– mol/dm3;

c) pH = 11,5

Datos Cifras significativas: 3

gas: volumen V = 11,2 L NH3

presión P = 1,00 atm.

temperatura T = 25 0C = 298 K

volumen de la disolución VD = 1,00 L

constante de basicidad del NH3 Kb = 1,80×10–5

constante de los gases ideales R = 0,0820 atm·L·mol–1·K–1

producto iónico del agua Kw = [H+][OH–] = 1,00 ×10–14 Incógnitas

concentración del NH3 en la disolución [NH3]e

concentración de NH4+ y OH– en la disolución [NH4+]e , [OH–]e

pH de la disolución resultante pH

Otros símbolos

disolución D

concentración (moles/L) de base débil que se disocia x

cantidad de la sustancia X n(X)

concentración de la sustancia X [X]

Ecuaciones

constante de basicidad de la base: B(OH)b (aq) ⇄ Bb+ (aq) + b OH– (aq) Kb=

[B+ b

]e[OH

-]eb [B(OH)b]e

ecuación de estado de los gases ideales P V = n R T

pH pH = –log[H+]

producto iónico del agua pH + pOH = 14

Solución:

a) Suponiendo comportamiento ideal para el gas amoníaco

nNH3=P V R T=

1,00[atm]·11,2[L]

0,0820[atm · L · mol−1· K−1298[K]=0,458mol NH3(g)

La concentración de la disolución será:

[NH3]=nNH3 VD

=0,458[mol NH3] 1,00[LD] =

0,458mol NH3

LD =0,458 mol/dm

3

Teniendo en cuenta que el amoníaco es una base débil, se disociará en agua según la ecuación: NH3 (aq) + H2O ⇄ NH4+ (aq) + OH– (aq)

NH3 ⇄ NH4+ OH–

[ ]0 mol/L 0,458 0 0

[ ]d mol/L x x x

[ ]e mol/L 0,458 – x x x

(5)

Kb=

[NH4+]

e[OH

-]

e

[NH3]e

= x· x

0,458−x=1,80×10 −5

Si, en primera aproximación, consideramos despreciable x frente a 0,458, la ecuación se reduce a:

x=

0,458·1,80×10−5

=2,87×10−3

mol/dm3 que, comparada con 0,458 es despreciable.

error = 2,87×10–3 mol/dm3 / 0,458 mol/dm3 = 0,006 = 0,6 %

0,458 – x = 0,458 – 0,003 = 0,455

[NH3]e = 0,455 mol NH3 / L D

b)

[NH4+]e = x = 2,87×10–3 mol NH4+ / L

[OH–]

e = x = 2,87×10–3 mol OH– / L

c) Aunque se puede calcular la [H+] a partir del equilibrio de ionización del agua

H2O ⇄ H+(aq) + OH–(aq) Kw = [H+][OH–] = 1,00 ×10–14

resulta más sencillo calcular el pH de la relación:

pKw = pH + pOH = 14

que se obtiene de la anterior sin más que aplicar logaritmos y usar las definiciones de pH y pOH. pOH = –log[OH–] = –log(2,87×10–3 ) = 2,54

pH = 14 – 2,54 = 11,46

Análisis: Este pH es consistente con lo esperado. Si el amoníaco fuese una base fuerte, el pH de una disolución ≈ 0,5 mol/dm3 sería pH ≈ 14 + log 0,5 ≈ 13,3. Una base débil tendrá un pH menos básico, más

próximo a 7.

4. A 25 0C el porcentaje de ionización de una disolución acuosa de ácido etanoico (ácido acético) 0,101 M es del 0,99 %. Calcula:

a) Su pH.

b) La constante de ionización del ácido etanoico (ácido acético) a esa temperatura.

(P.A.U. Jun. 00) Rta.: a) pH = 3,0; b) Ka = 1,0×10–5

Datos Cifras significativas: 3

temperatura T = 25 0C = 298 K

concentración de ácido etanoico [CH3–COOH]0 = 0,101 mol/dm3

grado de disociación del ácido etanoico α = 0,990% = 9,90×10–3 Incógnitas

pH de la disolución pH

constante de acidez Ka

Otros símbolos

(6)

Ecuaciones

constante de acidez del ácido: HaA (aq) ⇄a H+ (aq) + Aa– (aq) Ka=

[H+

]ea[A- a

]e [HaA]e

pH pH = –log[H+]

pOH pOH = –log[OH–]

producto iónico del agua pH + pOH = 14 grado de disociación α = nd / n0

Solución:

a) Se han disociado:

nd(CH3–COOH) = α n0(CH3–COOH) =

= 9,90×10–3 [mol CH

3–COOH disociados / mol CH3–COOH iniciales] · 0,101 [mol CH3–COOH iniciales] =

= 1,00×10–3 mol CH

3–COOH disociados por cada litro de disolución.

Teniendo en cuenta que el ácido etanoico es un ácido débil, se disociará en agua según la ecuación: CH3–COOH (aq) ⇄ H+ (aq) + CH3–COO– (aq)

CH3–COOH ⇄ H+ CH3–COO–

[ ]0 mol/L 0,101 0 0

[ ]d mol/L 1,00×10–3 1,00×10–3 1,00×10–3

[ ]e mol/L 0,101 – 1,00×10–3 = 0,100 1,00×10–3 1,00×10–3

pH = –log[H+] = –log(1,00×10–3) = 3,00

b) La constante de equilibrio Ka es:

Ka=[CH3−COO

-]e[H+

]e [CH3−COOH]e

=1,00×10 −3·1,00

×10−3

0,100 =1,00×10 −5

5. Una disolución de CH3–COOH 0,2 M está ionizada al 0,95 %. Calcula: a) Las concentraciones de CH3–COOH y de H3O+ en el equilibrio. b) La constante de ionización del ácido.

(P.A.U. Set. 99) Rta.: a) [CH3 – COOH] ≈ 0,2 mol/dm3; [H3O+] = 1,9×10–3 mol/dm3; b) Ka =1,8×10–5

Datos Cifras significativas: 3

concentración de la disolución de ácido etanoico [CH3–COOH]0 = 0,200 mol/dm3

grado de disociación del ácido etanoico α = 0,950% = 9,50×10–3 Incógnitas

concentración de CH3–COOH en el equilibrio [CH3–COOH] e

concentración de H3O+ en el equilibrio [H3O+]e

constante de acidez Ka

Otros símbolos

(7)

Ecuaciones

constante de acidez del ácido: HaA (aq) ⇄a H+ (aq) + Aa– (aq) Ka=

[H+

]ea[A- a

]e [HaA]e

pH pH = –log[H+]

pOH pOH = –log[OH–]

producto iónico del agua pH + pOH = 14 grado de disociación α = nd / n0

Solución:

a) Se han disociado:

nd(CH3–COOH) = α n0(CH3–COOH) =

= 9,50×10–3 [mol CH

3–COOH disociados / mol CH3–COOH iniciales] · 0,200 [mol CH3–COOH iniciales] =

= 1,90×10–3 mol CH

3–COOH disociados por cada litro de disolución.

Teniendo en cuenta que el ácido etanoico es un ácido débil, se disociará en agua según la ecuación: CH3–COOH (aq) ⇄ H+ (aq) + CH3–COO– (aq)

CH3–COOH ⇄ H+ CH3–COO–

[ ]0 mol/L 0,200 0 0

[ ]d mol/L 1,90×10–3 1,90×10–3 1,90×10–3

[ ]e mol/L 0,200 – 1,90×10–3 = 0,198 1,90×10–3 1,90×10–3

[CH3–COOH]e = 0,198 mol/dm3

[H3O+]e = [H+]e = 1,90×10–3 mol/dm3

b) La constante de equilibrio Ka es:

Ka=

[CH3−COO-] e[H

+] e

[CH3−COOH]e

=1,90×10

−3·1,90×10−3

0,198 =1,82×10 −5

6. Se prepara una disolución de un ácido monoprótico débil de fórmula HA, de la siguiente manera: 0,10 moles del ácido en 250 mL de agua. Si esta disolución se ioniza al 1,5%, calcule:

a) La constante de ionización del ácido. b) El pH de la disolución.

(P.A.U. Set. 06) Rta.: a)Ka = 9,1×10–5 b) 2,2

Datos Cifras significativas: 3

moles de ácido monoprótico n(HA)0 = 0,100 mol/dm3

volumen de la disolución V = 250 mL = 0,250 dm3

grado de disociación del ácido α = 1,50% = 1,50×10–2 Incógnitas

constante de ionización del ácido Ka

(8)

Otros símbolos

concentración (moles/L) de ácido débil que se disocia x cantidad de sustancia disociada nd Ecuaciones

constante de acidez del ácido: HaA (aq) ⇄a H+ (aq) + Aa– (aq) Ka=

[H+

]ea[A- a

]e [HaA]e

pH pH = –log[H+]

pOH pOH = –log[OH–]

producto iónico del agua pH + pOH = 14

grado de disociación α = nd / n0

Solución:

a) La concentración molar inicial del ácido es, suponiendo que el volumen de disolución es el mismo que el de agua:

[HA]d=1,50×10

3mol HA

0,250dm3 =6,00×10

−3

mol AH/dm3D

Se han disociado:

nd(AH) = α n0(AH) = 1,50×10–2 [mol HA disociados / mol HA iniciales] · 0,100 [mol HA iniciales] =

= 1,50×10–3 mol HA disociados

con una concentración

[HA]d=1,50×10

3mol HA

0,250dm3 =6,00×10 −3

mol/dm3=6,00×10−3

M

La ecuación es:

HA(aq) H⇄ + (aq) + A (aq)

HA ⇄ H+ A

[ ]0 mol/L 0,400 0 0

[ ]d mol/L 6,00×10–3 6,00×10–3 6,00×10–3

[ ]e mol/L 0,400 – 6,00×10–3 = 0,396 6,00×10–3 6,00×10–3

La constante de equilibrio Ka es:

Ka=

[A-]

e[H

+]

e

[HA]e =

6,00×10−3·6,00×10−3

0,394 =9,14×10 −5

b) pH = –log[H+] = –log(6,00×10–3) = 2,22

7. A 25 0C el grado de disociación de una disolución 0,2 M de ácido acético [ácido etanoico] vale 0,0095. Calcule:

a) La concentración de iones acetato [iones etanoato], hidrogeniones e iones hidroxilo en el equilibrio

b) El pH

c) La constante de disociación del ácido acético. (P.A.U. Set. 05) Rta.: a) [H+] = [CH

3–COO–] = 1,9×10–3 mol/dm3; [CH3–COOH] = 0,2 mol/dm3; b) pH = 2,7;

(9)

Datos Cifras significativas: 2

temperatura T = 25 0C = 298 K

concentración de ácido etanoico [CH3–COOH]0 = 0,20 mol/dm3

grado de disociación del ácido etanoico α = 0,0095 = 9,5×10–3 Incógnitas

concentraciones de los iones [CH3–COO–], [H+], [OH–]

pH de la disolución pH

constante de acidez Ka

Otros símbolos

concentración (moles/L) de ácido débil que se disocia x cantidad de sustancia disociada nd Ecuaciones

constante de acidez del ácido: HaA (aq) ⇄a H+ (aq) + Aa– (aq) Ka=

[H+

]ea[A- a

]e [HaA]e

pH pH = –log[H+]

pOH pOH = –log[OH–]

producto iónico del agua: H2O (l) ⇄ H+ (aq) + OH– (aq) pH + pOH = 14

grado de disociación α = nd / n0

Solución:

a) y b) Se han disociado:

nd(CH3–COOH) = α n0(CH3–COOH) =

= 9,5×10–3 [mol CH

3–COOH disociados / mol CH3–COOH iniciales] · 0,20 [mol CH3–COOH iniciales] =

= 2,0×10–3 mol CH

3–COOH disociados por cada litro de disolución.

Teniendo en cuenta que el ácido etanoico es un ácido débil, se disociará en agua según la ecuación: CH3–COOH (aq) ⇄ H+ (aq) + CH3–COO– (aq)

CH3–COOH ⇄ H+ CH3–COO–

[ ]0 mol/L 0,20 0 0

[ ]d mol/L 2,0×10–3 2,0×10–3 2,0×10–3

[ ]e mol/L 0,20 – 2,0×10–3 = 0,20 2,0×10–3 2,0×10–3

Las concentraciones de iones acetato e hidrogeniones se sacan en la tabla: [CH3–COO–] = 2,0×10–3 mol/dm3

[H+] = 2,0×10–3 mol/dm3

La concentración de iones hidróxido se deducen de la constante del producto iónico del agua: pH + pOH = 14

Primero se calcula el pH:

pH = –log[H+] = –log(2,0×10–3) = 2,72

(10)

[OH–] = 10–pOH = 10–11,28 = 5,3×10–12 mol/dm3

c) La constante de equilibrio Ka es:

Ka=

[CH3−COO-]e[H

+]

e

[CH3−COOH]e

=2,0×10

−3·2,0×10−3

0,20 =2,0×10 −5

8. Dado un ácido débil monoprótico 0,01 M y sabiendo que se ioniza en un 13%, calcular: a) La constante de ionización.

b) El pH de la disolución.

c) ¿Qué volumen de disolución 0,02 M de hidróxido sódico serán necesarios para neutralizar completamente 10 mL de la disolución del ácido anterior?

(P.A.U. Jun. 04) Rta.: a) Ka =1,9×10–4 ; b) pH = 2,9; c) V = 5 mL D NaOH

Datos Cifras significativas: 3

concentración de ácido débil monoprótico HA [HA]0 = 0,0100 mol/dm3

grado de ionización del ácido α = 13,0% = 0,130

concentración del hidróxido de sodio [NaOH] = 0,0200 mol/dm3

volumen de ácido que se debe neutralizar Va = 10,0 mL Incógnitas

pH de la disolución pH

constante de acidez Ka

volumen de NaOH que neutralizan 10 mL de la disolución del ácido V

Otros símbolos

concentración (moles/L) de ácido débil que se disocia x

cantidad de ácido disociado nd

Ecuaciones

constante de acidez del ácido monoprótico: HA (aq) ⇄ H+ (aq) + A (aq) K a=

[H+

]ea[A- a

]e [HaA]e

pH pH = –log[H+]

pOH pOH = –log[OH–]

producto iónico del agua pH + pOH = 14

grado de disociación α = nd / n0

Solución:

a) Se han disociado:

nd(HA) = α n0(HA) = 0,130 [mol HA disociados / mol HA iniciales] · 0,0100 [mol HA iniciales] =

= 1,30×10–3 mol HA disociados por cada litro de disolución.

Un ácido débil monoprótico se disociará en agua según la ecuación: HA (aq) ⇄ H+ (aq) + A– (aq)

HA ⇄ H+ A

[ ]0 mol/L 0,0100 0 0

(11)

HA ⇄ H+ A

[ ]e mol/L 0,0100 – 1,30×10–3 = 0,0087 1,30×10–3 1,30×10–3

La constante de equilibrio Ka es:

Ka=[A

-]e[H+

]e [HA]e =

1,30×10−3·1,30

×10−3

0,0087 =1,9×10 −4

b) pH = –log[H+] = –log(1,30×10–3) = 2,89

c) La reacción de neutralización entre el ácido monoprótico HA y el hidróxido de sodio NaOH es: HA (aq) + NaOH (aq) → NaA (aq) + H2O (aq)

El volumen de disolución 0,0200 mol/dm3 de NaOH necesario para neutralizar 10,0 mL de disolución de HA

es:

V=10,0×10−3

dm3DHA·0,0100 mol HA 1 dm3DHA ·

1 mol NaOH 1mol HA ·

1dm3DNaOH

0,0200 mol NaOH=10,0×10 −3

dm3DNaOH

V = 5,0 cm3 D NaOH 0,0200 mol/dm3

9. Se prepara una disolución de un ácido débil como el ácido acético [ácido etanoico] disolviendo 0,3 moles de este ácido en agua, el volumen total de la disolución es de 0,05 litros.

a) Si la disolución resultante tiene un pH = 2, ¿cuál es la concentración molar de los iones hidró-geno (ión oxonio)?

b) Calcule la constante de acidez, Ka, del ácido acético.

(P.A.U. Jun. 06) Rta.: a) [H+] = 0,01 mol/dm3; b) K

a =1,7×10–5

Datos Cifras significativas: 2

cantidad de ácido acético n(CH3–COOH) = 0,30 mol

volumen de disolución V = 0,050 L = 0,050 dm3

pH de la disolución pH = 2,00

Incógnitas

concentración de iones hidrógeno [H+]

constante de acidez del ácido acético Ka Ecuaciones

constante de acidez del ácido acético:

CH3–COOH (aq) ⇄ H+ (aq) + CH3–COOH– (aq) Ka=

[H+

]e[CH3– COO

-]e [CH3– COOH]e

pH pH = –log[H+]

Solución:

a) Como

pH = –log[H+]

2,0 = –log[H+]

[H+] = 10–2,0 = 1×10–2 mol/dm3 = 0,01 mol/dm3

(12)

[CH3−COOH]0=

nCH3COOH

V =

0,30 mol CH3−COOH

0,050dm3D =6,0 mol CH3COOH/dm

3

D

De la estequiometría de la reacción de disociación

CH3–COOH (aq) ⇄ H+ (aq) + CH3–COO– (aq)

se deduce que la concentración de ácido acético disociado [CH3–COOH]d es la misma que la de iones

hidrógeno producidos [H+]

e y la de iones acetato [CH3–COO–]e

[CH3–COOH]d = [H+]e = [CH3–COO–]e = 0,01 mol/dm3

Escribiendo en una tabla las concentraciones de cada especie:

CH3–COOH ⇄ H+ CH3–COO–

[ inicial]0 mol/L 6,0 ≈ 0 0

[disociado-producido]d mol/L 0,01 0,01 0,01

[equilibrio]e mol/L 6,0 – 0,01 = 6,0 0,01 0,01

La constante de equilibrio Ka es:

Ka=

[H+

]e[CH3– COO

-]e [CH3– COOH]e

=0,01·0,01

6,0 =1,7×10 −5

MEZCLAS ÁCIDO-BASE

1. Se toman 0,73 mL de una disolución de ácido clorhídrico de densidad 1,35 g/mL y 37% de rique-za en peso y se diluyen con agua destilada hasta 100 mL. Calcula:

a) El pH de la disolución resultante de mezclar 50 mL del ácido clorhídrico preparado anterior-mente con 50 mL de hidróxido sódico 0,1 M.

b) El pH de la disolución resultante de mezclar los otros 50 mL, del ácido clorhídrico preparado con 25 mL de hidróxido sódico 0,1 M.

(P.A.U. Set. 99) Rta.: a) pH =7; b) pH = 1,48

Datos Cifras significativas: 2

disolución comercial de HCl: volumen Vc = 0,73 mL

densidad ρ = 1,35 g/mL

riqueza r = 37% = 0,37

volumen preparado de disolución diluida de HCl Vd = 100 mL = 0,100 L

volumen que se mezcla de disolución diluida de HCl Va = 50 mL = 50×10–3 L

volumen que se mezcla de disolución de NaOH Vb = 50 mL = 50×10–3 L

concentración de la disolución de NaOH [NaOH] = 0,10 mol/dm3 Incógnitas

pH de la mezcla 50/50 pH1

pH de la mezcla 50/25 pH2

Ecuaciones

pH pH = –log[H+]

producto iónico del agua pH + pOH = 14

(13)

a) Se calcula antes la concentración de los 100 mL de disolución diluida. La cantidad de soluto disuelto en la disolución de partida es:

n=0,73[mL D] 1,35[g D] 1[mL D]

37[g HCl] 100[g D]

1[mol HCl]

36,5[g HCl]=1,0×10

−2mol HCl en la disolución de partida

En los 100 mL de disolución final hay la misma cantidad, de donde su concentración es: [HCl] = 1,0×10–2 mol HCl / 100 mL D = 0,10 mol/dm3

Se plantea la reacción entre el HCl y el NaOH para ver qué reactivo está en exceso, viendo que, una vez ajustada la ecuación, el HCl y el NaOH reaccionan mol a mol.

En 50 mL de la disolución de HCl hay: n = 0,050 L · 0,10 mol/dm3 = 5,0×10–3 mol HCl

En 50 mL de la disolución de NaOH hay: n' = 0,050 L · 0,10 mol/dm3 = 5,0×10–3 mol NaOH

Suponiendo volúmenes aditivos

VT = 50 mL D HCl + 50 mL D NaOH = 100 mL = 0,100 L de mezcla.

HCl NaOH → Na+ ClH 2O

n0 mol 5,0×10–3 5,0×10–3 0 0

nr mol 5,0×10–3 5,0×10–3 5,0×10–3 5,0×10–3 5,0×10–3

nf mol ≤ 2×10–4 ≤ 2×10–4 5,0×10–3 5,0×10–3

[ ]f mol/dm3 ≤ 2×10–3 ≤ 2×10–3 5,0×10–2 5,0×10–2

No se puede decidir qué sustancia y en qué cantidad queda sin reaccionar, pues la precisión de las medidas no permiten hacerlo.

La diferencia entre la cantidad de HCl y la de NaOH está fuera de la precisión de la medida original, y, en consecuencia, sólo se podría decir que la disolución resultante será ácida, neutra o básica, es decir que tendrá un pH comprendido entre 2,7 y 11,3.

El valor que se supone que hay que poner es el de 7,0, pero una mínima imprecisión en una de las cantidades, hace que el cálculo pase del supuesto pH = 7 neutro a pH claramente básico o claramente ácido. Una variación de 0,1×10–3 mol en cualquiera de los reactivos provoca variaciones de 4 unidades de pH

Esto está relacionado con la curva de valoración de un ácido fuerte con una base fuerte, en la que se ve que la adición de una sola gota en la zona de viraje, hace que le pH cambie en 2 unidades, las suficientes para hacer cambiar el color del indicador.

b) Se procede de forma análoga que en el apartado anterior. La cantidad de HCl es la misma y la de NaOH la mitad. Escribiendo la reacción.

HCl NaOH → Na+ ClH

2O

n0 mol 5,0×10–3 2,5×10–3 0 0

nr mol 2,5×10–3 2,5×10–3 2,5×10–3 2,5×10–3 2,5×10–3

nf mol 2,5×10–3 0 2,5×10–3 2,5×10–3

[HCl] = 2,5×10–3 mol HCl / 0,075 L D = 3,3×10–2 mol/dm3

El HCl es un ácido fuerte que, disuelto en agua, se disocia totalmente: HCl (aq) → H+ (aq) + Cl(aq)

[H+] = 3,3×10–2 mol/dm3

pH2 = – log [H+] = 1,5

(14)

CUESTIONES

1. Disponemos de tres frascos sin etiquetar, que sabemos que corresponden a tres disoluciones acuosas: tetraoxosulfato(VI) de amonio [sulfato de amonio]; trioxonitrato(V) de potasio [nitrato de potasio] y oxobromato(I) de sodio [hipobromito de sodio]. ¿Cómo podríamos distinguirlos ayudándonos del papel indicador ácido-base? Razona la respuesta.

(P.A.U. Set. 97) Rta.: a) (NH4)2SO4 pH ácido; b) KNO3 pH = 7; c) NaBrO pH básico

Solución:

El sulfato de amonio tendrá carácter ácido.

Al disolverse el sulfato de amonio, (compuesto iónico), sus iones se solvatarán y separarán. (NH4)2SO4 (aq) → 2 NH4+(aq) + SO42–(aq)

El ion sulfato proviene de un ácido fuerte (el ácido sulfúrico), y el posible equilibrio SO42– (aq) + H2O ← OH–(aq) + HSO4–(aq)

está totalmente desplazado hacia la izquierda. No se hidroliza.

Pero el ion amonio proviene de una base débil (el amoníaco), y se hidroliza. NH4+(aq) + H2O ⇄ NH3 (aq) + H3O+(aq)

Este equilibrio produce exceso de iones oxonio, lo que confiere a la disolución un carácter ácido.

El nitrato de potasio será neutro. Sus iones K+ y NO

3– provienen de especies fuertes (el hidróxido de potasio es una base fuerte y el ácido

nítrico es un ácido fuerte) y no se hidrolizan. El pH de la disolución será el mismo que el del agua.

El hipobromito de sodio tendrá carácter básico.

Al disolverse el hipobromito de sodio, (compuesto iónico), sus iones se solvatarán y separarán NaBrO (aq) → Na+(aq) + BrO–(aq)

El ion sodio proviene de una base fuerte (el hidróxido de sodio), y el posible equilibrio. Na+

(aq) + H2O ← NaOH (aq) + H3O+(aq)

está totalmente desplazado hacia la izquierda. No se hidroliza.

Pero el ion hipobromito proviene de un ácido débil (el ácido hipobromoso), y se hidroliza BrO–

(aq) + H2O ⇄ OH–(aq) + HBrO(aq)

Este equilibrio produce exceso de iones hidróxido, lo que da a la disolución un carácter básico.

¿Por qué el ácido sulfúrico y el ácido nítrico son fuertes, mientras el ácido hipobromoso es débil? Los hidrógenos de los ácidos están unidos a los oxígenos mediante un enlace covalente O–H, polarizado O–

←H+. Los otros oxígenos unidos al átomo central (en los casos de los ácidos nítrico y sulfúrico) ejercen un

efecto inductivo que debilita el enlace OH, haciendo que se rompa más fácilmente, y la disociación es prácticamente completa.

¿Por qué los hidróxidos de sodio y potasio son bases fuertes, mientras que el amoníaco es una base débil? Los hidróxidos de sodio y potasio son compuestos iónicos, que, al disolverse en agua, liberan iones hidróxido, que, en disolución acuosa, es la base más fuerte. El amoníaco es un compuesto con un par de electrones no enlazante sobre el nitrógeno, que compite con el agua por los átomos de hidrógeno: sólo una pequeña parte de las moléculas de amoníaco consiguen captar este hidrógeno:

:NH3 + H2O ⇄ [H:NH3]+ + [OH]–

2. Indica razonadamente, según la teoría de Brönsted, si las siguientes afirmaciones son verdade-ras o falsas:

(15)

c) La base conjugada de un ácido fuerte es una base fuerte. Pon un ejemplo.

(P.A.U. Set. 98) Rta.: a) F; b) V; c) F.

Solución:

a) Falso. La base conjugada de un ácido es la especie en la que se convierte cuando cede un protón. HCl + H2O ⇄ Cl– + H3O+

ácido base conjugada

Una reacción entre un ácido y su base conjugada, no sería una reacción, ya que las especies finales son las mismas que las iniciales:

HCl + Cl–⇄ Cl + HCl

b) Verdadero. Ver el apartado anterior.

c) Falso. El ácido clorhídrico es un ácido fuerte, y está totalmente disociado en iones cloruro Cl– e iones

oxonio H3O+. El equilibrio HCl + H2O ⇄ Cl– + H3O+ está totalmente desplazado hacia la derecha. La

constante de acidez Ka del HCl es muy alta. Ka ≈ ∞

El equilibrio de hidrólisis de la base Cl– sería:

Cl– + H

2O ⇄ HCl + OH–

totalmente desplazado hacia la izquierda. Su constante de equilibrio Kb sería:

Kb = Kw / Ka ≈ 0

3. Cuando se alcanza el punto de equivalencia en una valoración ácido-base, explica razonada-mente si cada una de las siguientes afirmaciones es cierta o no:

a) El número de moles de ácido y de base que reaccionaron son iguales. b) El pH de la disolución formada puede ser distinto de 7.

c) Los volúmenes de ácido y de base consumidos son iguales.

(P.A.U. Jun. 99) Rta.: a) F; b) V; c) F.

Solución:

a) Falso. Si, por ejemplo, el ácido es sulfúrico y la base, hidróxido de sodio, cuando se alcance el punto de equivalencia, habrán reaccionado el doble de moles de hidróxido de sodio que de ácido sulfúrico:

H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O

b) Verdadero. Si el ácido es débil y la base fuerte, en el punto de equivalencia sólo existirá la sal, cuyo pH será básico (pH > 7).

CH3 – COOH + NaOH → Na(CH3 – COO) + H2O

c) Falso. Si, por ejemplo, el ácido es clorhídrico 1,00 mol/dm3 y la base hidróxido de sodio 2,00 mol/dm3, en

el punto de equivalencia habrán reaccionado los mismos moles de clorhídrico que de hidróxido de sodio, pero el volumen de clorhídrico será el doble que el de disolución de hidróxido de sodio.

4. Defina brevemente el concepto de disolución reguladora y señale entre los siguientes pares de sustancias, el o los que formarán una disolución reguladora:

a) Ácido clorhídrico / cloruro de sodio. b) Ácido cianhídrico / cianuro de potasio.

(16)

d) Hidróxido de amonio / cloruro de amonio.

Justifique brevemente la respuesta. (P.A.U. Set. 00)

Rta.: a) F; b) V; c) F; d) V.

Solución:

Una disolución reguladora es aquella que mantiene el pH prácticamente constante frente a la adición de pequeñas cantidades de ácido o base. Está formada por una mezcla de un ácido o base débil y su especie conjugada. Entre los pares propuestos, darían una disolución reguladora

b) ácido cianhídrico (ácido débil) y cianuro de potasio, que contiene la base conjugada (ion cianuro) d) hidróxido de amonio (base débil) y cloruro de amonio, que contiene su ácido conjugado (ion amonio).

5. Completa los siguientes equilibrios ácido-base de Brönsted-Lowry, caracterizando los corres-pondientes pares ácido-base conjugado:

a) . . . . .+ H2O CO32- + H3O+ b) NH4+ + OH– H2O + . . . . . c) . . . + H2O H3O+ + SO42–

(P.A.U. Set. 01) Rta.: a) HCO3–; b) NH3; c) HSO4–.

Solución:

a) HCO3– CO32– base conjugada del ácido HCO3–. H3O+ ácido conjugado de la base H2O

b) NH3 NH3 base conjugada del ácido NH4+ . H2O ácido conjugado de la base OH–

c) HSO4– SO42– base conjugada del ácido HSO4–. H3O+ ácido conjugado de la base H2O

6. Indique, según el concepto de Brönsted-Lowry, cuáles de las siguientes especies son ácidos, bases o anfóteros, explicando la razón de la elección:

a) S2– b) H2PO4– c) H2CO3

(P.A.U. Set. 02) Rta.: a) base b) anfótero; c) ácido

Solución:

Según Brönsted y Lowry una sustancia se comporta como ácido en una reacción ácido-base cuando cede un protón H+, mientras que la sustancia que lo acepta actúa como base.

a) El ion sulfuro no puede ceder un protón porque no lo tiene. Puede captar uno o dos protones y comportarse como una base. Por ejemplo con el agua:

S2– + H

2O ⇄ HS– + OH–

b) El ion dihidrógenotetraoxofosfato(V) (dihidrógenofosfato) puede actuar como ácido frente a bases más fuertes, y como base frente a ácidos más fuertes. Es una sustancia anfótera:

Comportamiento como ácido: H2PO4– + OH–⇄ HPO42– + H2O

Comportamiento como base: H2PO4– + H3O+⇄ H3PO4 + H2O

(17)

7. Ordene de mayor a menor acidez las siguientes disoluciones acuosas de la misma concentra-ción: acetato de sodio[etanoato de sodio], ácido nítrico[trioxonitrato (V) de hidrógeno] y cloruro de potasio. Formule las ecuaciones iónicas e justifiquen la respuesta.

(P.A.U. Set. 06)

Rta.:

HNO

3

> KCl > NaCH

3–

COO

Solución:

El ácido nítrico es un ácido fuerte y está totalmente disociado. HNO3 → H+ (aq) + NO3– (aq)

El cloruro de potasio es una sal neutra que procede de un ácido fuerte (HCl) y una base fuerte (KOH). Los iones cloruro (Cl–) y potasio (K+) son especies débiles que no pueden hidrolizar el agua.

El acetato de sodio es una sal que procede de una base fuerte (NaOH) y un ácido débil (CH3–COOH). Se

disocia totalmente en agua,

NaCH3–COO → Na+ (aq) + CH3–COO– (aq)

pero el ión acetato (base conjugada del ácido acético) es lo suficientemente fuerte como para romper las moléculas de agua.

CH3–COO– (aq) + H2O (l) ⇄ CH3–COOH (aq) + OH– (aq)

dando un pH básico.

8. a) Al disolver una sal en agua ¿es posible que esta disolución tenga pH básico?.

b) Ponga un ejemplo de una sal cuya disolución acuosa presente un pH ácido y un ejemplo de una sal cuya disolución acuosa sea neutra. Razone las respuestas.

(P.A.U. Set. 02) Rta.: a) Sí b) NH4Cl ácido, NaCl neutro

Solución:

a) Una sal, electrolito fuerte, cuando se disuelve en agua queda totalmente disociado en sus iones. Estos puede o no interaccionar con el agua, dependiendo de su fuerza como ácidos o bases. Si uno de los iones es una base más fuerte que el agua, se establecerá un equilibrio en el que el agua actuará como ácido y dará lugar a su base conjugada, el ion hidróxido OH–. P. ej.:

Na CH3 – COO → Na+ + CH3 – COO–

Como el ion CH3 – COO– procede del ácido acético CH3 – COOH que es un ácido débil, se comporta como

una base relativamente fuerte frente al agua

CH3 – COO– + H2O ⇄ CH3 – COOH + OH–

La concentración de iones hidróxido en la disolución aumenta y el pH de la disolución será básico.

b) P. ej. el cloruro de amonio. Al disolverse en agua produce: NH4Cl → NH4+ + Cl–

Como el ion NH4+ procede del hidróxido de amonio NH4OH que es una base débil, se comporta como un

ácido relativamente fuerte frente al agua

NH4+ + H2O ⇄ NH3 + H3O+

La concentración de iones oxonio en la disolución aumenta y el pH de la disolución será ácido. El NaCl es un electrolito fuerte, que se disocia totalmente en

NaCl → Na+ + Cl

(18)

H2O ⇄ H+ (aq) + OH– (aq)

y el pH de la disolución será neutro.

9. Si queremos impedir la hidrólisis que sufre el NH4Cl en disolución acuosa indique, razonada-mente, cuál de los siguientes métodos será el más eficaz:

a) añadir NaCl a la disolución. b) añadir NH3 a la disolución.

(P.A.U. Jun. 08)

Solución: b

El cloruro de amonio es una sal, electrolito, que está totalmente ionizada disuelta en agua. NH4Cl (ac) → NH4+ (ac) + Cl– (ac)

El ión amonio es el ácido conjugado del amoníaco, que es una base débil. Por tanto el ión amonio reacciona con el agua según el equilibrio de hidrólisis:

NH4+ (ac) NH⇄ 3 (ac) + H+ (ac)

La adición del ión cloruro no afecta a este equilibrio, pero sí la de amoníaco, que desplaza el equilibrio hacia la formación de ión amonio. La constante de acidez del equilibrio sólo depende de la temperatura y si esta no varía, es constante:

Ka

=

[

NH3

]

e

[

H

]

e

[

NH4

]

Si añadimos amoníaco, para que Ka mantenga su valor, ha de disminuir la concentración de iones hidrógeno

y aumentar la de iones amonio. El grado de hidrólisis disminuye.

LABORATORIO

1. Se desean preparar 2,0 L de una disolución de ácido nítrico que tenga pH = 1,0; partiendo de un producto comercial que es del 69 % en peso, y densidad = 1,4 g/mL. Indica el procedimiento que se debe seguir, describe el material que emplearías y realiza los cálculos necesarios.

(P.A.U. Set. 96) Rta.: pH = 1; [HNO3] = 0,1 mol/dm3 ; V = 13 cm3D

2. Explique detalladamente:

a) ¿Cómo prepararía en el laboratorio una disolución de ácido clorhídrico 1 M a partir de ácido clorhídrico de 38% en peso y densidad = 1,19 g/cm3.

b) ¿Cómo valoraría esta disolución? Describa el material empleado y realice los correspondientes cálculos.

(P.A.U. Set. 06) Rta.: a) V = 40 cm3D comercial / 500 cm3D preparada. b) V' = 10 mL NaOH/ 10 mL D NaOH

Solución:

Cálculos: Para preparar por ejemplo 500 cm3 (= 0,500 dm3) de disolución 1 mol/dm3 de HCl que contiene

n (HCl) = 1 [mol HCl / dm3D] · 0,500 [dm3D] = 0,5 mol HCl

Esa cantidad de ácido clorhídrico debe esta contenida en el volumen V de clorhídrico comercial que hay que medir.

V=0,5mol HCl36,5 g HCl 1mol HCl

100gD 38 g HCl

1cm3D

1,19 gD=40cm

3

(19)

Si aceptamos las cifras significativas del dato, la concentración de la disolución es aproximada (1 mol/dm3 se

entiende que es 1 ± 1 mol/dm3), y se utilizaría material de medida no demasiado preciso.

Procedimiento para concentración aproximada: Se miden 40 cm3 de disolución de clorhídrico comercial en una

probeta de 50 cm3, se vierten en otra probeta de 500 cm3 y se completa con agua hasta los 500 cm3, procurando

que el menisco del líquido en ambos casos esté enrasado con la línea de medición. El contenido se pasa a un frasco con tapa, se tapa, se voltea varias veces y se etiqueta: HCl 1 mol/dm3 y la fecha)

Material: Probetas de 50 cm3 (1) y de 500 cm3 (1), frasco con tapa y etiquetas.

Si, por otro lado, suponemos que los datos son más precisos de lo que parecen, para preparar una disolución 1,00 mol/dm3, el material sería de más precisión y el procedimiento sería otro.

Procedimiento para concentración exacta: Se llena una bureta de 50 mL con HCl comercial, por encima del cero. Se abre la llave hasta que el pico de la bureta esté lleno y el nivel en cero. Se dejan caer 40,4 cm3 sobre

un matraz aforado de 500 cm3 que contiene agua hasta la mitad, y se rellena el matraz aforado con agua hasta

cerca del enrase. Las últimas gotas se añaden con un cuentagotas hasta que la parte inferior del menisco esté a la altura de la linea de enrase. Se tapa el matraz aforado y se voltea varias veces para homogeneizar. El contenido se pasa a un frasco y se etiqueta: HCl 1,00 mol/dm3 y la fecha)

Material: Bureta de 50 mL (1), matraz aforado de 500 cm3 (1), cuentagotas, frasco con tapa y etiquetas.

Para valorar la disolución 1 mol/dm3 de HCl emplearía una disolución 1,00 mol/dm3 de NaOH.

La reacción ajustada sería:

HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l)

Cálculos previos a la valoración: Para neutralizar 10,0 mL de HCl 1 mol/dm3 se necesitarán:

V=10,0 mLDHCl 1 mol HCl 1000 mLDHCl

1 mol NaOH 1 mol HCl

1000 mL D NaOH

1,00 mol NaOH =10 mLDNaOH

Procedimiento de valoración: Con una pipeta se miden 10 mL de disolución de HCl y se vierten en un matraz erlenmeyer de 100 mL. Se añaden dos gotas de fenolftaleína y la disolución permanecerá incolora. Se llena una bureta de 25 mL con disolución de NaOH 0,100 mol/dm3 por encima del cero. Se abre la llave hasta que

el pico de la bureta esté lleno y el nivel en cero. Se dejan caer 9 cm3 sobre el erlenmeyer y se agita. Se abre la

llave de la bureta para dejar caer la disolución de NaOH en pequeños chorros mientras se imprime un movimiento circular al erlenmeyer hasta que el contenido del erlenmeyer adquiera un color rosado. Se anota el volumen de NaOH gastado (p. ej. 10,2 cm3) y se tira el contenido del erlenmeyer y se lava el matraz. Se vuelve

a llenar la bureta con NaOH hasta el cero. Se miden otros 10 mL de HCl con la pipeta, se vierten en el erlenmeyer (lavado pero no necesariamente seco) y se añaden dos gotas de fenolftaleína. Se coloca el erlenmeyer bajo la bureta y se abre la llave hasta dejar caer casi todo el volumen medido antes (p. ej. 9,7 cm3).

Ahora se deja caer el HCl gota a gota mientras se rota el erlenmeyer, hasta que la fenolftaleína cambie de color. Se anota este valor. Se repite otras dos veces y se toma como volumen correcto el valor medio de las medidas que más se aproximan.

Material: Bureta (1) de 25 mL (graduada en 0,1 mL), pipeta (1) de 10 mL con aspirador, matraz erlenmeyer (1) de 100 mL, disolución de fenolftaleína.

Cálculo de la concentración de la disolución de HCl:

Si los volúmenes medidos fueron: 9,8; 9,9 y 10,0 cm3, el valor correcto será la media:

V = 9,9 cm3D NaOH

La concentración de la disolución de HCl se calcula de la estequiometría de la reacción:

[HCl]=9,9 mL D NaOH 10,0 mL D HCl

1 mol NaOH 1000 mL D NaOH

1 mol HCl 1 mol NaOH

1000 mL D HCl

1,00 L HCl =0,99 mol HCl/dm

3

D

3. Explique cómo determinaría en el laboratorio la concentración de una disolución de ácido clorhí-drico utilizando una disolución de hidróxido de sodio 0,01M. Indique el material, procedimiento y planteamiento de los cálculos.

(P.A.U. Jun. 07)

(20)

Se llena una bureta de 25 cm3 con la disolución de HCl por encima del cero y se abre la llave hasta que la

disolución alcance el cero.

Se miden con otra pipeta 10,00 cm3 de disolución de NaOH 0,01 mol/dm3. Se pasan a un matraz erlenmeyer

y se le añaden dos gotas de disolución de fenolftaleína. La disolución debe tomar una color rosa.

Se coloca el erlenmeyer sobre un papel blanco que resalte el color rosa de la disolución y se coloca debajo de la bureta que contiene el HCl. Se abre la llave dejando caer el HCl en el erlenmeyer en chorros y se agita hasta que el color rosa desaparezca. Se anota el valor del volumen de HCl gastado.

Se tira el contenido del erlenmeyer y se lava. Se vuelven a medir con la pipeta 10,00 cm3 del NaOH y se

vierten en el erlenmeyer, añadiéndole dos gotas de fenolftaleína. Se vuelve a llenar la bureta con HCl diluido y se pone a cero.

Se coloca el erlenmeyer bajo la bureta y se abre la llave hasta un cm3 menos que el volumen gastado la

primera vez. Se agita el erlenmeyer y se deja gotear el clorhídrico, removiendo continuamente, hasta que el color rosa desaparezca. Se anota este valor como V1.

Se repite el proceso otras dos veces tomando volúmenes V2 y V3. Si los tres valores son lo suficientemente

próximos (±0,2 cm3) se halla el valor medio. Si no, se desprecia el más alejado y se toma la media de los

otros dos. Vm.

La concentración del HCl se calcula por estequiometría. Al reaccionar el clorhídrico con el hidróxido de sodio, mol a mol, la cantidad de clorhídrico que reacciona es la misma que la del hidróxido de sodio

HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl(aq) + H2O

[HCl]= nHCl VDHCl=

nNaOH VDHCl=

Vm[NaOH] VDHCl =

Vm·0,01000

0,01000dm3=Vmmol HCl/dm

3D

donde Vm es el volumen medio gastado de clorhídrico en dm3.

4. Explica detalladamente cómo se obtendría en el laboratorio la concentración de una disolución de ácido clorhídrico que es aproximadamente 1 M, empleando una disolución de hidróxido de sodio, exactamente 0,01 M. Nombra el material empleado y la forma de realizar los cálculos.

(P.A.U. Jun. 97)

Solución:

Primero se diluye cien veces la disolución de HCl. Se miden con una pipeta 10,00 cm3 de la disolución de

HCl 1 mol/dm3 y se echan en un matraz aforado de 1000 cm3. Se añade agua hasta la marca del aforo. Se

tapa y se voltea varias veces para homogeneizar.

Se llena por encima del cero una bureta de 25 cm3 con la disolución diluida de HCl y se abre la llave hasta

que la disolución alcance el cero.

Se miden con otra pipeta 10,00 cm3 de disolución de NaOH. Se pasan a un matraz erlenmeyer y se le añaden

dos gotas de disolución de fenolftaleína. La disolución debe tomar una color rosa.

Se coloca el erlenmeyer sobre un papel blanco que resalte el color rosa de la disolución y se coloca debajo de la bureta que contiene el HCl. Se abre la llave dejando caer el HCl en el erlenmeyer en chorros y se agita hasta que el color rosa desaparezca. Se anota el valor del volumen de HCl gastado.

Se tira el contenido del erlenmeyer y se lava. Se vuelven a medir con la pipeta 10,00 cm3 del NaOH y se

vierten en el erlenmeyer, añadiéndole dos gotas de fenolftaleína. Se vuelve a llenar la bureta con HCl diluido y se pone a cero.

Se coloca el erlenmeyer bajo la bureta y se abre la llave hasta un cm3 menos que el volumen gastado la

primera vez. Se agita el erlenmeyer y se deja gotear el clorhídrico, removiendo continuamente, hasta que el color rosa desaparezca. Se anota este valor como V1.

Se repite el proceso otras dos veces tomando volúmenes V2 y V3. Si los tres valores son lo suficientemente

próximos (±0,2 cm3) se halla el valor medio. Si no, se desprecia el más alejado y se toma la media de los

otros dos. Vm.

La concentración del HCl diluido se calcula por estequiometría. Al reaccionar el clorhídrico con el

hidróxido de sodio, mol a mol, la cantidad de clorhídrico que reacciona es la misma que la del hidróxido de sodio

(21)

[HCl]dil= nHCl VDHCl=

nNaOH VDHCl=

Vm[NaOH] VDHCl =

Vm·0,01000

0,01000 dm3=Vmmol HCl/dm

3D

donde Vm es el volumen medio gastado de clorhídrico en dm3.

Como el clorhídrico original se diluyó 100 veces, la concentración del clorhídrico ~1 mol/dm3 será

[HCl]1 = (100 · Vm) mol HCl / dm3D

5. ¿Para que sirve un matraz erlenmeyer? ¿Y un matraz kitasato? ¿Y una bureta? ¿Y una pipeta? Haz un dibujo esquemático de cada uno. Del material citado anteriormente, ¿cuál utilizarías y cómo lo emplearías en una valoración? Explícalo con un ejemplo.

(P.A.U. Jun. 99)

6. Explica cómo determinarías en el laboratorio la concentración de una disolución básica proble-ma por medida de los volúmenes empleados del ácido y de la base. Indica el proble-material empleado y el procedimiento seguido.

(P.A.U. Set. 99)

7. a) Disponemos en el laboratorio de un frasco que contiene una disolución de NaOH 0,1 M que quedó destapada durante 30 días. Esta disolución la habíamos preparado a partir de NaOH co-mercial, en lentejas, que también tenemos en el laboratorio en un frasco perfectamente cerrado. ¿Podremos considerar correcta la concentración de la disolución de NaOH? ¿Por qué?

b) En el caso de querer valorar la disolución, describe el material, reactivos y procedimiento para ello.

(P.A.U. Jun. 00)

8. Disponemos de 20mL de una disolución 0,1 M de ácido clorhídrico, que se neutralizan exacta-mente con 10 mL de hidróxido de sodio de concentración desconocida. Determine la concentra-ción de la base describiendo con detalle, el material, indicador y las operaciones a realizar en el laboratorio.

(P.A.U. Jun. 04)

9. Explique detalladamente (material y procedimiento) cómo se pueden reconocer ácidos y bases en el laboratorio.

(P.A.U. Set. 00 y Set. 04)

Solución:

Material: gradilla con tubos de ensayo, varilla de vidrio, vaso de precipitados.

1. Mediante papel indicador de pH universal. Se disuelve la sustancia en agua y, con una varilla de vidrio se toma una gota y se toca un trozo de papel indicador de pH universal. Si el pH es inferior a 7 el pH será ácido. Si el pH es superior a 7 el pH será básico.

2. Con tintura de tornasol. Se disuelve la sustancia en agua y se pone una muestra de unos 5 mL en un tubo de ensayo. Se añaden dos gotas de tintura de tornasol. Si toma color rojo (pH<6) la sustancia es ácida y si es azul (pH>8) la sustancia es básica.

Para preparar la disolución, se vierte la sustancia en un vaso de precipitados que contenga agua y se revuelve con una varilla de vidrio.

10. Indique los procedimientos que ha utilizado en el laboratorio para medir el pH de las disolucio-nes, señalando las características de cada uno. Cite algún ejemplo del empleo de indicadores explicando el por qué de su cambio de color.

(P.A.U. Jun. 05)

(22)

Con indicadores ácido-base como la fenolftaleína o el tornasol o el anaranjado de metilo, que adoptan distinto color según el pH. Por ejemplo la fenolftaleína es incolora a pH < 8 pero toma un color rosa intenso si el pH > 10

Con papel indicador universal, que va de un color rojo intenso a pH =1 hasta color azul oscuro para pH > 11.

Con un pHmetro, que consta de una sonda que se introduce en la disolución conectada a un indicador con una pantalla digital en la que aparece el valor del pH. El pH se calibra previamente en disoluciones reguladoras de pH constante 4 y 7.

Un indicador es una especie ácida o base débil en la que la forma ionizada tiene distinto color que la forma neutra.

Suponiendo un indicador ácido, el equilibrio será:

InH ⇄ In– + H+

incoloro rosa

En un medio ácido, con altas concentraciones de iones H+, el equilibrio se desplaza hacia la forma molecular

incolora, pero en medio básico el equilibrio se desplaza hacia la forma coloreada disociada.

(23)

Índice de contenido

REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES...1

PROBLEMAS...1

ÁCIDO/BASE DÉBIL...1

MEZCLAS ÁCIDO-BASE...12

CUESTIONES...14

LABORATORIO...18

Cuestiones y problemas de las Pruebas de Acceso a la Universidad (P.A.U.) en Galicia.

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Referencias

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