Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 1 ÁCIDOS Y BASES

(1)

ÁCIDOS Y BASES

◊

PROBLEMAS

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ÁCIDO/BASE DÉBIL

1. Una disolución de amoníaco de concentración 0,01 mol/dm3_{está ionizada en un 4,2%.}

a) Escriba la reacción de disociación y calcule la concentración molar de cada una de las espe-cies existentes en la disolución una vez alcanzado el equilibrio.

b) Calcule el pH y la Kb del amoníaco.

(P.A.U. Jun. 11) Rta.: a) [NH3] = 0,0096 mol/dm3; [OH–] = [NH4+] = 4,2×10-4 mol/dm3; b) pH = 10,6; Kb = 1,8×10-5

Datos Cifras significativas: 3

Concentración de la disolución de amoníaco [NH3]0 = 0,0100 mol/dm3

Grado de ionización del NH3 en la disolución α = 4,20% = 0,0420

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

Incógnitas

Concentración de cada una de las especies presentes en la disolución [NH3], [OH–], [NH4+], [H+]

pH de la disolución pH

Constante de basicidad del NH3 Kb

Otros símbolos

Disolución D

Concentración (mol/dm3_{) de base débil que se disocia} _x

Cantidad de la sustancia X n(X)

Ecuaciones

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

[B+ b_] e[OH -_] e b [B(OH)_b]_e pH pH = –log[H+_]

Producto iónico del agua pH + pOH = 14

Solución:

a) Como el amoníaco es una base débil, se disociará en agua según la ecuación: NH3 (aq) + H2O NH⇄ 4+ (aq) + OH– (aq)

El grado de disociación α es:

α=cantidad disociada cantidad inicial =

concentración disociada concentración inicial Del grado de ionización se calcula la concentración de amoníaco disociado:

[NH3]d = α [NH3]0 = 0,0420 · 0,0100 mol·dm-3 = 4,20×10-4 mol·dm-3

por lo que la concentración del amoníaco en el equilibrio es:

[NH3]e = [NH3]0 – [NH3]d = 0,0100 mol·dm-3 – 4,20×10-4 mol·dm-3 = 0,0096 mol·dm-3

(2)

[OH–_]

e = [NH4+]e = [NH3]d = 4,20×10-4 mol·dm-3

La concentración de iones hidrógeno se calcula del producto iónico del agua: [H+ ]e= K_w [OH− ]= 1,00×10−14 4,20×10−4=2,38×10 −11_mol·dm−3 b) El pH valdrá: pH = - log[H+_{] = -log(2,38×10}-11_{) = 10,6}

La constante de equilibrio Kb es: Kb= [NH+₄ ]_e[OH− ]_e [NH3]e =4,20×10 −4_{· 4,20}_×₁₀−4 0,0096 =1,8×10 −5

Análisis: Este pH es consistente con el esperado. Si el amoníaco fuera una base fuerte, el pH de una disolución 0,01mol/dm3_sería_{pH ≈ 14 + log 0,01 = 12}_{. Una base débil tendrá un pH menos básico, más} próximo a 7 .

2. 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 cm3_{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%

Masa de ácido HC9H7O4 m = 0,650 g Volumen de disolución V = 250 cm3_{= 0,250 dm}3 Constante de acidez Ka = 3,27×10–4 Incógnitas pH de la disolución pH Grado de disociación α Otros símbolos

Concentración (mol/dm3_{) 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_[_Aa -_] 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 cm3_{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=

3,61×10−3_{mol HC} 9H7O4

0,250 dm3_D =0,0144 mol/dm 3

(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: Concentración HC9H7O4 ⇄ H+ C9H7O4–

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

[ ]d disociada o formada x → x x mol/dm3

[ ]e en el equilibrio 0,0144 – x x x mol/dm3

La constante de equilibrio Ka es:

Ka=

[C₉H₇O−₄

]_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_≈ x2

0,0144 que da:

x≈



0,0144·3,27×10−4=2,17×10−3mol/dm3 Pero al calcular el grado de disociación

=[ácido disociado] [ácido inicial] =

2,17×10−3_mol_/_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}–4_x_{– 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] =

2,02×10−3_mol_/_dm3

0,144 mol/dm3 =14,0 %

3. Para una disolución acuosa de ácido acético[ácido etanoico] de concentración 0,10 mol/dm3_,

cal-cule:

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–]e = 1,34×10–3 mol/dm3; b) pH = 2,87; α = 1,34%

Concentración de ácido acético [CH3–COOH] = 0,100 mol/dm3

(4)

Incógnitas

Concentración de ión acetato [CH3–COO–]

Grado de disociación α

Otros símbolos

Cantidad de sustancia inicial n0

Ecuaciones

[H+ ]_ea[Aa -]_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: Concentración CH3–COOH ⇄ H+ CH3–COO–

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

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] =

1,34×10−3_mol

/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

(5)

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

4. Considere una disolución de amoníaco en agua de concentración 6,50×10-2_mol/dm3_.

a) Calcule el pH de esta disolución.

b) Calcule el grado de disociación del amoníaco en la disolución.

Dato: Kb (NH3) =1,78×10-5 (P.A.U. Set. 11)

Rta.: a) pH = 11,03; b) α = 1,65%

Concentración de la disolución de amoníaco [NH3]0 = 6,50×10-2 mol/dm3

Constante de basicidad del NH3 Kb = 1,78×10-5

Incógnitas

Grado de disociación del NH3 en la disolución α

Otros símbolos

Disolución D

Ecuaciones

[B+ b

]_e[OH

-]_eb [B(OH)b]e

pH pH = –log[H+_]

Solución:

a) Como el amoníaco es una base débil, se disociará en agua según la ecuación: NH3 (aq) + H2O NH⇄ 4+ (aq) + OH– (aq)

Concentración NH3 ⇄ NH4+ OH–

[ ]0 inicial 6,50×10-2 0 0 mol/dm3

[ ]d disociada o formada x x x mol/dm3

[ ]e en el equilibrio 6,50×10-2 – x x x mol/dm3

La constante de equilibrio Kb es: K_b=[NH4 + ]_e[OH -]_e [NH3]e = x · x (6,50×10−2 −x)=1,78×10 −5

Si, en primera aproximación, consideramos despreciable x frente a 6,50×10-2_{, la ecuación se reduce a:} x=

√

6,50×10−2·1,78×10−5=1,08×10−3mol/dm3

que, comparada con 6,50×10-2_{es despreciable.}

Error (= grado de disociación) = 1,08×10–3_mol/dm3_{/ 6,50×10}-2_mol/dm3_{= 0,0165 = 1,65 % < 5%}

[OH–_]

(6)

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(1,08×10}–3_{) = 2,97}

pH = 14 – 2,97 = 11,03

Análisis: Este pH es consistente con el esperado. Si el amoníaco fuera una base fuerte, el pH de una disolución 6,50×10-2_mol/dm3_sería_{pH ≈ 14 + log}_6,50×10-2_{= 12,8}_{. Una base débil tendrá un pH menos} básico, más próximo a 7 .

b) El grado de disociación α es: α=cantidad disociada cantidad inicial = concentración disociada concentración inicial = 1,08×10−3_[_mol_/_dm3_] 6,50×10−2 [mol/dm3]=0,0165=1,65% 5. Se disuelven en agua 11,2 dm3_{de NH}

3 (g) medidos a 1 atmósfera de presión y 25 0C

obteniéndo-se 1 dm3_{de disolución.}

a) Halla la concentración del NH3 en la disolución.

b) Determina la concentración de NH4+ y OH– en la disolución.

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

Gas: volumen V = 11,2 dm3_NH

3

presión P = 1,00 atm.

temperatura T = 25 0_{C = 298 K}

Volumen de la disolución VD = 1,00 dm3

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

Constante de los gases ideales R = 0,0820 atm·dm3_·mol–1_·K–1

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 de la sustancia X [X]

Ecuaciones

[B+ b_] e[OH -_] e b [B(OH)_b]_e

(7)

Ecuaciones

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

pH pH = –log[H+_]

Solución:

a) Suponiendo comportamiento ideal para el gas amoníaco

n(NH₃)=P V

R T =

1,00[atm]·11,2[dm3

]

0,0820[atm·dm3_·mol−1_·K−1_]_·₂₉₈_[_K_]=0,458 mol NH3(g)

La concentración de la disolución será: [NH₃]=n(NH3) VD =0,458[mol NH3] 1,00[dm3_D_] = 0,458 mol NH₃ dm3_D =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 NH⇄ 4+ (aq) + OH– (aq)

[ ]d disociada o formada x x x mol/dm3

La constante de equilibrio Kb es: 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/dm}3_{= 0,006 = 0,6 %}

0,458 – x = 0,458 – 0,003 = 0,455 [NH3]e = 0,455 mol NH3 / dm3D b) [NH4+]e = x = 2,87×10–3 mol NH4+ / dm3 [OH–_] e = x = 2,87×10–3 mol OH– / dm3

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

pKw = pH + pOH = 14

(8)

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.

6. Se disuelven 20 dm3_{de NH}

3 (g), medidos a 10 ºC y 2 atm (202,6 kPa) de presión, en una cantidad

de agua suficiente para alcanzar 4,5 dm3_{de disolución. Calcule:}

a) El grado de disociación del amoníaco en la disolución. b) El pH de dicha disolución.

Datos: R = 0,082 atm·dm3_·K-1_·mol-1_{= 8,31 J·K}-1_·mol-1_;_K

b (NH3) = 1,78×10-5 (P.A.U. Jun. 10) Rta.: a) α = 0,68% ; b) pH = 11,42

Gas: volumen V = 20,0 dm3_{= 0,0200 m}3_NH

3

presión P = 202,6 Pa = 2,026×105_Pa

temperatura T = 10 0_{C = 283 K}

Volumen de la disolución VD = 4,50 dm3

Constante de basicidad del NH3 Kb = 1,78×10–5

Constante de los gases ideales R = 8,31 J·mol–1_·K–1

Incógnitas

Grado de disociación del NH3 en la disolución α

Otros símbolos

Disolución D

Concentración de la sustancia X [X]

Ecuaciones

Constante de basicidad de la base: B(OH)b (aq) → Bb+ (aq) + b OH– (aq) K_b=

[B+ b_] e[OH -_] e b [B(OH)_b]_e

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

pH pH = –log[H+_]

Producto iónico del agua pH + pOH = 14,00

Solución:

a) Suponiendo comportamiento ideal para el gas amoníaco

nNH3= P V R T= 2,026×105 [Pa]·0,0200[m3 ] 8,31[J·mol−1_·K−1_]_·₂₈₃_[_K_]=1,72 mol NH3(g)

La concentración de la disolución será: [NH₃]=n(NH3)

VD

=1,72[mol NH3]

4,50[dm3_D_] =0,382 mol/dm 3

(9)

NH3 (aq) + H2O NH⇄ 4+ (aq) + OH– (aq)

La constante de equilibrio Kb es: Kb= [NH₄+ ]_e[OH -]_e [NH3]e = x· x 0,382−x=1,78×10 −5

Si, en primera aproximación, consideramos despreciable x frente a 0,382, la ecuación se reduce a:

x=



0,382·1,78×10−5

=2,61×10−3

mol/dm3 que, comparada con 0,382 es despreciable.

El grado de disociación es: =cantidad disociada cantidad inicial = concentración disociada concentración inicial = 2,61×10−3_mol /dm3 0,382 mol/dm3 =6,82×10 −3 =0,68%

Análisis: El grado de disociación es muy pequeño, por lo que la aproximación hecha para calcular la concentración disociada es aceptable. También es compatible con el dato de que el amoníaco es una base débil y, por lo tanto, débilmente disociada.

b)

[OH–_]

e = x = 2,61×10–3 mol OH– / dm3

Aunque se puede calcular la [H+_{] a partir del equilibrio de ionización del agua}

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

pKw = pH + pOH = 14,00

pH = 14 – 2,58 = 11,42

Análisis: Este pH es consistente con el esperado. Si el amoníaco fuera 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.

7. A 25 0_{C el porcentaje de ionización de una disolución acuosa de ácido etanoico (ácido acético)}

de concentración 0,101 mol/dm3_{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

Temperatura T = 25 0_{C = 298 K}

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

(10)

Incógnitas

Constante de acidez Ka

Otros símbolos

Cantidad de sustancia disociada nd

Ecuaciones

[H+

]_ea[Aa

-]_e [HaA]e

pH pH = –log[H+_]

pOH pOH = –log[OH–_]

Grado de disociación α = nd / n0

Solución:

a) Se han disociado:

[CH3–COOH]d = α [CH3–COOH]0 =

= 9,90×10−3 molCH3– COOH dis.

mol CH3–COOH inic.

·0,101mol CH3– COOH inic.

1 dm3_disolución =1,00×10

−3mol CH3– COOH dis.

dm3_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)

Concentración CH3–COOH ⇄ H+ CH3–COO–

[ ]d disociada o formada 1,00×10–3 → 1,00×10–3 1,00×10–3 mol/dm3

[ ]e en el equilibrio 0,101 – 1,00×10–3 = 0,100 1,00×10–3 1,00×10–3 mol/dm3

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

8. Una disolución de CH3–COOH de concentración 0,2 mol/dm3 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]e ≈ 0,2 mol/dm3; [H3O+]e = 1,9×10–3 mol/dm3; b) Ka =1,8×10–5

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

(11)

Incógnitas

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

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

Otros símbolos

Ecuaciones

[H+

]_ea[Aa

-]_e [HaA]e

pH pH = –log[H+_]

Solución:

a) Se han disociado:

= 9,50×10−3 molCH3– COOH dis.

mol CH3– COOHinic.

· 0,200mol CH3– COOHinic.

dm3_disolución =1,90×10

−3mol CH3– COOHdis.

dm3_disolución

[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

9. Se prepara una disolución de un ácido monoprótico débil de fórmula HA, de la siguiente manera: 0,10 moles del ácido en 250 cm3_{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) pH = 2,2

(12)

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

Volumen de la disolución V = 250 cm3_{= 0,250 dm}3

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

Incógnitas

Constante de ionización del ácido Ka

Otros símbolos

Ecuaciones

[H+

]_ea[Aa

-]_e [HaA]e

pH pH = –log[H+_]

Solución:

a) La concentración molar inicial del ácido es, suponiendo que el volumen de disolución es el mismo que el de agua: [HA]0= 0,100 mol HA 0,250 dm3 =0,400 mol AH/dm 3_D 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 3_{mol HA} 0,250 dm3 =6,00×10 −3_mol /dm3 La ecuación es: HA(aq) H_⇄ +₍_aq_{) + A}–₍_aq₎

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}

(13)

10. A 25 0_{C el grado de disociación de una disolución de concentración 0,2 mol/dm}3_{de ácido}

acéti-co [ácido etanoiacéti-co] 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+_]

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

c) Ka =1,9×10–5

Temperatura T = 25 0_{C = 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–]

Otros símbolos

Ecuaciones

[H+_] e a_[_Aa -_] e [HaA]e pH pH = –log[H+_]

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

Solución:

a) y b) Se han disociado:

= 9,5×10−3 mol CH3–COOH dis.

molCH3– COOH inic.

· 0,20mol CH3– COOHinic.

dm3_disolución =1,9×10

−3mol CH3– COOH dis.

dm3_disolución

[ ]d disociada o formada 2,0×10–3 2,0×10–3 2,0×10–3 mol/dm3

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

(14)

[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}

pOH = 14,00 – 2,72 = 11,28

[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

11. Dado un ácido débil monoprótico de concentración 0,01 mol/dm3_{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 de concentración 0,02 mol/dm3_{de hidróxido de sodio serán}

nece-sarios para neutralizar completamente 10 cm3_{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 cm3D NaOH

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 cm3

Incógnitas

Volumen de NaOH que neutralizan 10 cm3_{de la disolución del ácido} _V Otros símbolos

Cantidad de ácido disociado nd

Ecuaciones

Constante de acidez del ácido monoprótico: HA (aq) _⇄ H+₍_aq_{) + A}–₍_aq₎ _K a= [H+ ]_ea[Aa -]_e [HaA]e pH pH = –log[H+_]

Solución:

(15)

[HA]_d=α [HA]₀=0,130mol HA disociados mol HA iniciales · 0,0100 mol HA iniciales dm3_disolución =1,30×10 −3mol HA disociados dm3_disolución

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

Concentración HA _⇄ H+ _A–

[ ]0 inicial 0,0100 0 0 mol/dm3

[ ]d disociada o formada 1,30×10–3 1,30×10–3 1,30×10–3 mol/dm3

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 cm}3_{de disolución de}

HA es: V=10,0×10−3_dm3_D_HA_·0,0100mol HA 1dm3_D_HA · 1mol NaOH 1 mol HA · 1dm3_D_NaOH 0,0200 mol NaOH=5,0×10 −3_dm3_D_NaOH V = 5,0 cm3 _D_{NaOH 0,0200 mol/dm}3

12. 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 dm3_.

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/dm}3_{; b)}_K

a =1,7×10–5

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:

(16)

a) Como

pH = –log[H+_]

2,0 = –log[H+_]

[H+_{] = 10}–2,0_{= 1×10}–2_mol/dm3_{= 0,01 mol/dm}3

b) La concentración inicial (antes de disociarse) de ácido acético es: [CH3−COOH]0=

n(CH₃COOH)

V =

0,30 mol CH₃−COOH

0,050 dm3_D =6,0 molCH3COOH/dm3D

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:

[ ]0 inicial 6,0 ≈ 0 0 mol/dm3

[ ]d disociada o formada 0,01 → 0,01 0,01 mol/dm3

[ ]e en el equilibrio 6,0 – 0,01 = 6,0 0,01 0,01 mol/dm3

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 cm3_{de una disolución de ácido clorhídrico de densidad 1,35 g/cm}3_{y 37% de}

rique-za en peso y se diluyen con agua destilada hasta 100 cm3_{. Calcula:}

a) El pH de la disolución resultante de mezclar 50 cm3_{del ácido clorhídrico preparado}

anterior-mente con 50 cm3_{de hidróxido de sodio de concentración 0,1 mol/dm}3_.

b) El pH de la disolución resultante de mezclar los otros 50 cm3_{, del ácido clorhídrico preparado}

con 25 cm3_{de hidróxido de sodio de concentración 0,1 mol/dm}3_.

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

Disolución comercial de HCl: volumen Vc = 0,73 cm3

densidad ρ = 1,35 g/cm3

riqueza r = 37% = 0,37

Volumen preparado de disolución diluida de HCl Vd = 100 cm3 = 0,100 dm3

Volumen que se mezcla de disolución diluida de HCl Va = 50 cm3 = 50×10–3 dm3

Volumen que se mezcla de disolución de NaOH Vb = 50 cm3 = 50×10–3 dm3

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

(17)

Incógnitas

pH de la mezcla 50/50 pH1

pH de la mezcla 50/25 pH2

Ecuaciones

pH pH = –log[H+_]

Solución:

a) Se calcula antes la concentración de los 100 cm3_{de disolución diluida. La cantidad de soluto disuelto en la}

disolución de partida es:

n=0,73[cm3_D_] 1,35[g D] 1[cm3_D ] 37[g HCl] 100[g D] 1[mol HCl] 36,5[g HCl]=1,0×10 −2

mol HCl en la disolución de partida En los 100 cm3_{de disolución final hay la misma cantidad, de donde su concentración es:}

[HCl] = 1,0×10–2_{mol HCl / 100 cm}3_D_{= 0,10 mol/dm}3

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 cm3_{de la disolución de HCl hay:}_n_{= 0,050 dm}3_{· 0,10 mol/dm}3_{= 5,0×10}–3_{mol HCl}

En 50 cm3_{de la disolución de NaOH hay:}_n'_{= 0,050 dm}3_{· 0,10 mol/dm}3_{= 5,0×10}–3_{mol NaOH}

Suponiendo volúmenes aditivos

VT = 50 cm3 D HCl + 50 cm3 D NaOH = 100 cm3 = 0,100 dm3 de mezcla.

HCl NaOH → Na+ _Cl– _H

2O

n0 Cantidad inicial 5,0×10–3 5,0×10–3 0 0 mol

nr Cantidad que reacciona o se forma 5,0×10–3 5,0×10–3 5,0×10–3 5,0×10–3 5,0×10–3 mol nf Cantidad al final de la reacción ≤ 2×10–4 ≤ 2×10–4 5,0×10–3 5,0×10–3 mol

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

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+ _Cl– _H

2O

n0 Cantidad inicial 5,0×10–3 2,5×10–3 0 0 mol

nr Cantidad que reacciona o se forma 2,5×10–3 2,5×10–3 2,5×10–3 2,5×10–3 2,5×10–3 mol

(18)

[HCl] = 2,5×10–3_{mol HCl / 0,075 dm}3_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

La precisión en las medidas no afectan a este resultado, ya que nos encontramos alejados del punto de equivalencia.

◊

CUESTIONES

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

a) Un ácido y su base conjugada reaccionan entre sí dando una disolución neutra. b) Un ácido y su base conjugada se diferencian en un protón. Pon un ejemplo. 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

2. Indique, según la teoría de Brönsted-Lowry, cuál o cuáles de las siguientes especies pueden ac-tuar sólo como ácido, sólo como base y como ácido y base. Escriba las correspondientes reac-ciones ácido-base. a) CO3 2-b) HPO4 2-c) H3O+ d) NH4+ (P.A.U. Set. 11) Solución:

(19)

En la definición ácido-base de Brönsted-Lowry, un ácido es la substancia que cede un ión hidrógeno a una base siendo los productos de la reacción sus especies conjugadas. Un proceso ácido-base es sólo un intercambio de iones hidrógeno.

Sustancia CO32– HPO42– H3O+ NH4+ Ácido √ √ √ Base √ √ CO32– (aq) + H2O (l) ⇄ HCO3– (aq) + OH– (aq) HPO42– (aq) + H2O (l) ⇄ PO43– (aq) + H3O+ (aq) HPO42– (aq) + H2O (l) ⇄ H2PO4– (aq) + OH– (aq) NH4+ (aq) + H2O (l) ⇄ NH3 (aq) + H3O+ (aq)

La reacción ácido-base del ión oxonio (H3O+) sería la cesión del ión hidrógeno H+ a otra molécula de agua,

pero como los productos de la reacción son los mismos que los reactivos, no es una reacción química: nada cambia.

3.

a) Escriba las reacciones de disociación en agua, según el modelo de Brönsted-Lowry, de las si-guientes especies químicas: CH3COOH NH3 NH4+ CN–

b) Indique los pares ácido/base conjugados.

(P.A.U. Jun. 11) Solución: a) CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇄ CH3COO– (aq) + H3O+ (aq) NH3 (aq) + H2O (l) ⇄ NH4+ (aq) + OH– (aq) NH4+ (aq) + H2O (l) ⇄ NH3 (aq) + H3O+ (aq) CN–₍_aq_{) + H} 2O (l) ⇄ HCN (aq) + OH– (aq)

En la definición ácido-base de Brönsted-Lowry, un ácido es la substancia que cede un ión hidrógeno a una base siendo los productos de la reacción sus especies conjugadas. Un proceso ácido-base es sólo un intercambio de iones hidrógeno.

b)

Sustancia Ácido Base conjugada Base Ácido conjugado

CH3COOH CH3COOH CH3COO– H2O H3O+

NH3 H2O OH– NH3 NH4+

NH4+ NH4+ NH3 H2O H3O+

CN– _H

2O OH– CN– HCN

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

a) . . . . .+ H2O CO⇄ 32- + H3O+

b) NH4+ + OH–⇄ H2O + . . . . .

c) . . . + H2O H⇄ 3O+ + SO42–

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

(20)

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

5. 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 dihidrogenotetraoxofosfato(V) (dihidrogenofosfato) 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– HPO⇄ 42– + H2O

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

c) El ácido carbónico actuará como ácido, pues cederá uno o dos protones. Por ejemplo con el agua: H2CO3 + H2O ⇄ HCO3– + H3O+

6. Razone si las siguientes afirmaciones, referidas a una disolución de concentración 0,1 mol/dm3

de un ácido débil HA, son correctas.

a) Las concentraciones en el equilibrio de las especies A–_{y H}

3O+ son iguales.

b) El pH de la disolución es 1.

(P.A.U. Jun. 12)

Solución:

a) Aproximadamente correcta. Cuando un ácido HA débil se disuelve en agua, se ioniza parcialmente en iones A–_{y H}+_{. El ión hidrógeno se une a una molécula de agua para formar el ion oxonio H}

3O+.

HA + H2O ⇄ A– + H3O+

De la estequiometría de la reacción se ve que las cantidades de los iones A–_{y H}

3O+ en el equilibrio son las

mismas.

Pero además de este proceso de disociación también ocurre la disociación del agua: 2 H2O ⇄ OH– + H3O+

que también produce iones oxonio, aunque en mucha menor cantidad. La constante de ionización del agua vale

(21)

concentración de iones oxonio aportados por el agua en medio ácido es despreciable frente a los que produce el ácido débil. La afirmación es aproximadamente correcta pero no lo es estrictamente.

b) Incorrecta. Una disolución de ácido fuerte de concentración 0,1 mol/dm3_{produciría una concentración de}

iones oxonio también 0,1 mol/dm3_{, al estar totalmente disociado,}

HA + H2O → A– + H3O+

por lo que el pH sería 1

pH = -log[H+_{] = -log[H}

3O+] = -log 0,1 = 1

Pero un ácido débil está parcialmente ionizado, la concentración de iones oxonio sería menor que 0,1 mol/dm3_{, y el pH mayor que 1.}

Concentración HA _⇄ H3O+ A–

Si la constante de acidez del ácido débil es Ka, la concentración x de iones oxonio en el equilibrio se obtiene Ka= [A-_] e[H +_] e [HA]e = x · x 0,1−x= x2 0,1−x

Si la concentración x de ácido débil disociado fuese despreciable frente a la concentración 0,1 mol/dm3_, x≈

_√

K_a·0,1

Un valor de la constante de acidez como la del ácido acético, Ka ≈ 10-5 daría una concentración x ≈ 10-3

y un pH ≈ 3

7. Para una disolución acuosa de un ácido HA de Ka = 1×10-5, justifique si son verdaderas o falsas

las siguientes afirmaciones:

a) La constante de acidez de HA es menor que la constante de basicidad de su base conjugada. b) Si se diluye la disolución del ácido, su grado de disociación permanece constante.

(P.A.U. Set. 12)

Solución:

a) Falsa. Cuando un ácido HA débil se disuelve en agua, se ioniza parcialmente en iones A–_{y H}+_{. El ión}

hidrógeno se une a una molécula de agua para formar el ion oxonio H3O+.

HA + H2O ⇄ A– + H3O+

La constante de acidez del ácido AH débil, en función de las concentraciones, es:

Ka= [A-_] e[H +_] e [HA]_e

La base conjugada, según la teoría de Brönsted y Lowry, es el ion A–_{. En disoluciones de las sales del ácido HA,}

el ion A–_{se encuentra en equilibrio que se puede expresar por}

A–_{+ H}

2O ⇄ HA + OH–

La constante de basicidad de esta base es

K_b=[HA]e[OH

-]_e [A-_]

e Si multiplicamos ambas constantes, obtenemos

(22)

Ka· Kb= [A-_] e[H +_] e [HA]e ·[HA]e[OH -_] e [A -]e =[H+_] e·[OH-]e=Kw

la constante de ionización del agua que vale Kw = 1×10-14. Como la constante de acidez del ácido vale 1×10-5, la

de su base conjugada vale

Kb= K_w Ka =1×10 −14 1×10−5=1×10 −9_<_K a que es menor.

b) Falsa. El grado de disociación α del ácido AH es el cociente entre la concentración de ácido disociado y la concentración inicial: α =[AH]d [AH]₀= [H+ ]_d [AH]₀

Si suponemos una concentración de ácido [HA] = 0,1 mol/dm3_{, la concentración de iones hidrógeno en el}

equilibrio se puede calcular de

[ ]e en el equilibrio 0,1 – x x x mol/dm3 Ka= [A -]_e[H+ ]_e [HA]e = x · x 0,1−x= x2 0,1−x=1×10 −5

La concentración x de ácido débil disociado es despreciable frente a la concentración 0,1 mol/dm3_,_x_{<< 0,1} x≈

√

1×10−5

·0,1=1×10−3

mol/dm3≪0,1mol/dm3 y el grado de disociación valdría:

α=1×10

−3

0,1 =0,01=1 % Si se diluye a la cuarta parte, [HA]' = 0,025 mol/dm3_,

x '≈

√

1×10−5

·0,025=5×10−4

mol/dm3≪0,025 mol/dm3 y el nuevo grado de disociación sería:

α'=5×10

−4

0,025 =0,05=5 % Cuanto más diluida es la disolución, mayor es el grado de disociación.

(Si llamamos c0 a la concentración de la disolución de ácido HA, la concentración c de ácido disociado se puede

expresar en función de grado α de disociación como, c = α · c0, y las concentraciones en el equilibrio serían

[ ]0 inicial c0 ≈ 0 0 mol/dm3

[ ]d disociada o formada α · c0 → α · c0 α · c0 mol/dm3

[ ]e en el equilibrio c0 (1 – α) α · c0 α · c0 mol/dm3 Ka= [A-_] e[H +_] e [HA]_e = (c₀·α)2 c₀(1−α)= c₀·α2 1−α

(23)

Si es grado de disociación α es suficientemente pequeño, α < 0,05 = 5%, queda α≈

√

Ka

c₀

y se ve que el grado de disociación aumenta cuanto menor sea la concentración inicial del ácido).

8. 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.: pH: (NH4)2SO4, ácido; KNO3, 7; NaBrO, 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)

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:

(24)

9. 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 que justifiquen la respuesta.

(P.A.U. Set. 06) Rta.: HNO3 > KCl > NaCH3–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.

10. Razone qué tipo de pH (ácido, neutro el básico) presentarán las siguientes disoluciones acuosas de:

a) Acetato de sodio [etanoato de sodio]

b) Nitrato de amonio [trioxonitrato(V) de amonio]

(P.A.U. Set. 10)

Solución:

El nitrato de amonio tendrá carácter ácido.

Al disolverse el nitrato de amonio, (compuesto iónico), sus iones se solvatarán y separarán. NH4NO3 (aq) → NH4+ (aq) + NO3– (aq)

El ión nitrato proviene de un ácido fuerte (el ácido nítrico), y el posible equilibrio NO3– (aq) + H2O ← OH– (aq) + HNO3 (aq)

Pero el ión 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 acetato de sodio tendrá carácter básico.

Al disolverse el acetato de sodio, (compuesto iónico), sus iones se solvatarán y separarán NaCH3–COO (aq) → Na+ (aq) + CH3–COO– (aq)

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

(aq) + H2O ← NaOH (aq) + H3O+(aq)

Pero el ión acetato proveen de uno ácido débil (el ácido acético), y se hidroliza CH3–COO– (aq) + H2O ⇄OH– (aq) + CH3–COOH (aq)

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

¿Por qué el ácido nítrico es fuerte, mientras el ácido acético es débil? Los hidrógenos de los ácidos están unidos a los oxígenos mediante un enlace covalente O–H, polarizado O–δ _←H+δ _{. Los otros oxígenos unidos}

(25)

al átomo central (en el caso del ácidos nítrico) ejercen un efecto inductivo que debilita el enlace OH, haciendo que rompa más fácilmente, y la disociación es prácticamente completa mientras que en el caso del ácido acético es mucho más débil, puesto que sólo tiene un oxígeno más, y su efecto inductivo se reparte entre los dos carbonos.

¿Por qué el hidróxido de sodio es una base fuerte, mientras que el amoníaco es una base débil? El hidróxido de sodio es un compuesto iónico, que, al disolverse en agua, libera iones hidróxido, que, en disolución acuosa, es la base más fuerte. El amoníaco es un compuesto con un par de electrones no enlazantes sobre el nitrógeno, que compite con el agua los por los átomos de hidrógeno: sólo una pequeña parte de las moléculas de amoníaco consiguen captar este hidrógeno:

:NH3 + H2O ⇄ [H:NH3]+ + [OH]–

11. 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}–

Pero ni el ion sodio ni el ion cloruro reaccionan con el agua, (ambos proceden de especies fuertes). Las concentraciones de protones e iones hidróxido no cambian, son las mismas que las del equilibrio de disociación del agua

H2O ⇄ H+ (aq) + OH– (aq)

y el pH de la disolución será neutro.

12. 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)

(26)

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)⇄ NH3 (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:

K_a=[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.

13. 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/dm}3_{, 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.

14. 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.

c) Ácido nítrico [trioxonitrato(V) de hidrógeno] / nitrato de amonio [trioxonitrato(V) de amonio] 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).

(27)

◊

LABORATORIO

1. Se desean preparar 2,0 dm3_{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/cm3_{. 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 de concentración 1 mol/dm3_{a partir de ácido clorhídrico de 38% en peso y densidad = 1,19 g/cm}3

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

(P.A.U. Set. 06) Rta.: a) V = 40 cm3_D_{comercial / 500 cm}3_D_{preparada. b)}_V_{' = 10 cm}3_{NaOH / 10 cm}3_D_NaOH

Solución:

Cálculos: Para preparar por ejemplo 500 cm3_{(= 0,500 dm}3_{) de disolución 1 mol/dm}3_{de HCl que contiene} n (HCl) = 1 [mol HCl / dm3_D_{] · 0,500 [dm}3_D_{] = 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 gHCl 1 mol HCl 100 gD 38g HCl 1cm3_D 1,19 gD=40 cm 3_D₍_{disolución de HCl comercial}₎

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 cm}3_{y se completa con agua hasta los 500 cm}3_{, 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 cm}3_{(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 cm3_{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 cm3_{(1), matraz aforado de 500 cm}3_{(1), cuentagotas, frasco con tapa y etiquetas.}

Para valorar la disolución 1 mol/dm3_{de HCl emplearía una disolución 1,00 mol/dm}3_{de NaOH.}

La reacción ajustada sería:

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

Cálculos previos a la valoración: Para neutralizar 10,0 cm3_{de HCl 1 mol/dm}3_{se necesitarán:} V=10,0 cm3_D_HCl 1mol HCl 1000 cm3_D_HCl 1 mol NaOH 1 mol HCl 1000 cm3_D_NaOH 1,00 mol NaOH =10cm 3_D_NaOH

Procedimiento de valoración: Con una pipeta se miden 10 cm3_{de disolución de HCl y se vierten en un matraz}