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

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1 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 1 ÁCIDOS Y BASES PROBLEMAS ÁCIDO/BASE DÉBIL 1. Una disolución de amoníaco de concentración 0,01 mol/dm 3 está ionizada en un 4,2 %. a) Escriba la reacción de disociación y calcule la concentración molar de cada una de las especies existentes en la disolución una vez alcanzado el equilibrio. b) Calcule el ph y la K b del amoníaco. (P.A.U. Jun. 11) Rta.: a) [NH 3 ] e = 0,0096 mol/dm 3 ; [OH ] e = [NH 4+ ] e = 4, mol/dm 3 ; b) ph = 10,6; K b = 1, Datos Cifras significativas: 3 Concentración de la disolución de amoníaco [NH 3 ] 0 = 0,0100 mol/dm 3 Grado de ionización del NH 3 en la disolución α = 4,20 % = 0,0420 Producto iónico del agua K w = [H + ] [OH ] = 1, Incógnitas Concentración de cada una de las especies presentes en la disolución ph de la disolución Constante de basicidad del NH 3 Otros símbolos Disolución Concentración (mol/dm 3 ) de base débil que se disocia Cantidad de la sustancia X Ecuaciones Constante de basicidad de la base: B(OH) b (aq) B b+ (aq) + b OH ( aq) [NH 3 ] e, [OH ] e, [NH 4+ ] e, [H + ] e ph K b D x n(x) K b = [B+b ] e [ OH ] e b [B(OH) b ] e ph ph = log[h + ] Producto iónico del agua ph + poh = 14 a) Como el amoníaco es una base débil, se disociará en agua según la ecuación: El grado de disociación α es: α= NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH4 +( aq) + OH (aq) cantidad disociada concentración disociada = cantidad inicial concentración inicial Del grado de ionización se calcula la concentración de amoníaco disociado: [NH 3 ] d = α [NH 3 ] 0 = 0,0420 0,0100 mol dm -3 = 4, mol dm -3 por lo que la concentración del amoníaco en el equilibrio es: [NH 3 ] e = [NH 3 ] 0 [NH 3 ] d = 0,0100 mol dm -3 4, mol dm -3 = 0,0096 mol dm -3

2 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 2 De la estequiometría de la reacción, se puede calcular la concentración de iones amonio e hidróxido. [OH ] e = [NH 4+ ] e = [NH 3 ] d = 4, mol dm -3 La concentración de iones hidrógeno se calcula del producto iónico del agua: b) El ph valdrá: La constante de equilibrio K b es: [H + ] e = K w [OH ] =1, , =2, mol dm 3 ph = - log[h + ] = -log(2, ) = 10,6 K b = [ NH + 4 ] e [OH ] e = 4, , =1, [ NH 3 ] e 0,0096 Análisis: Este ph es consistente con el esperado. Si el amoníaco fuera una base fuerte, el ph de una disolución 0,01 mol/dm 3 sería ph 14 + log 0,01 = 12. Una base débil tendrá un ph menos básico, más próximo a Una disolución acuosa de ácido fluorhídrico de concentración 2, mol/dm 3 está disociada en un 40 %. Calcule: a) La constante de acidez. b) El ph y la concentración de iones hidróxido [OH ] de la disolución. (P.A.U. Jun. 13) Rta.: a) K a = 6, ; b) ph = 3,0; [OH ] e = 1, Datos Cifras significativas: 3 Concentración de la disolución de ácido fluorhídrico [HF] 0 = 2, mol/dm 3 Grado de ionización del HF en la disolución α = 40,0 % = 0,400 Producto iónico del agua K w = [H + ] [OH ] = 1, Incógnitas Constante de acidez del HF ph de la disolución Concentración de los iones hidróxido Otros símbolos Disolución Concentración (mol/dm 3 ) de ácido débil que se disocia Cantidad de la sustancia X Ecuaciones Constante de acidez del ácido: H a A(aq) a H + (aq) + A a ( aq) K a ph [OH ] e D x n(x) K a = [ H+ ] e a [A a- ] e [H a A] e ph ph = log[h + ] Producto iónico del agua ph + poh = 14 a) Como el ácido fluorhídrico es un ácido débil, se disociará en agua según la ecuación: HF(aq) H +( aq) + F (aq)

3 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 3 El grado de disociación α es: α= cantidad disociada concentración disociada = = [ HF] d cantidad inicial concentración inicial [HF] 0 Del grado de ionización se calcula la concentración de ácido fluorhídrico disociado: [HF] d = α [HF] 0 = 0,400 2, mol dm -3 = 1, mol dm -3 por lo que la concentración del ácido fluorhídrico en el equilibrio es: [HF] e = [HF] 0 [HF] d = 2, mol dm -3 1, mol dm -3 = 1, mol dm -3 De la estequiometría de la disociación, la concentración de iones hidrógeno y la de iones fluoruro es igual a la de ácido fluorhídrico disociado. La constante de equilibrio K a es: b) El ph valdrá: [H + ] e = [F ] e = [HF] d = 1, mol dm -3 K a = [ H+ ] e [F 3 ] e 1, ,00 10 = =6, [HF] e 1, ph = - log[h + ] = -log(1, ) = 3,0 La concentración de iones hidróxido se calcula del producto iónico del agua: [OH ] e = K w [ H + ] =1, , =1, mol dm 3 Análisis: Este ph es consistente con el esperado. Si el ácido fluorhídrico fuera un ácido fuerte, el ph de una disolución 2, mol/dm 3 sería ph -log 2, = 2,6. Un ácido débil tendrá un ph menos ácido, más próximo a Si se disuelven 0,650 g de un ácido orgánico monoprótico de carácter débil de fórmula HC 9H 7O 4 en un vaso con agua hasta completar 250 cm 3 de disolución, indique: a) El ph de esta disolución. b) El grado de disociación del ácido. Dato: K a = 3, (P.A.U. Jun. 08) Rta.: a) ph = 2,7; b) α = 14 % Datos Cifras significativas: 3 Masa de ácido HC 9 H 7 O 4 m = 0,650 g Volumen de disolución V = 250 cm 3 = 0,250 dm 3 Constante de acidez K a = 3, Incógnitas ph de la disolución Grado de disociación Otros símbolos Concentración (mol/dm 3 ) de ácido débil que se disocia Cantidad de sustancia inicial n 0 Ecuaciones ph α x Constante de acidez del ácido: H a A(aq) a H + (aq) + A a ( aq) K a = [H+ ] e a [A a - ] e [H a A] e

4 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 4 Ecuaciones ph ph = log[h + ] Grado de disociación α = n d / n 0 a) La masa molar del ácido HC 9 H 7 O 4 es 180 g/mol. La cantidad de ácido que hay en 250 cm 3 de disolución es: n 0 (HC 9 H 7 O 4 ) = 0,650 g HC 9 H 7 O 4 / (180 g HC 9 H 7 O 4 / mol HC 9 H 7 O 4 ) = 3, mol HC 9 H 7 O 4 por lo que la concentración de la disolución es: [HC 9 H 7 O 4 ] 0 = 3, mol HC 9 H 7 O 4 =0,0144 mol /dm 3 0,250 dm 3 D Como es un ácido débil monoprótico, se disociará en agua según la ecuación: HC 9 H 7 O 4 (aq) H + (aq) + C 9 H 7 O 4 (aq) Llamando x a la concentración de ácido que se disocia, se puede escribir: Concentración HC 9 H 7 O 4 H + C 9 H 7 O 4 [ ] 0 inicial 0, mol/dm 3 [ ] d disociada o formada x x x mol/dm 3 [ ] e en el equilibrio 0,0144 x x x mol/dm 3 La constante de equilibrio K a es: Sustituyendo las concentraciones en el equilibrio K a = [C H O ] e [ H ] e [HC 9 H 7 O 4 ] e 3, = x x 0,0144 x En una primera aproximación se puede suponer que x es despreciable frente a 0,0144 y resolver la ecuación que da: Pero al calcular el grado de disociación α= 3, x 2 0,0144 x 0,0144 3, =2, mol/ dm 3 [ ácido disociado] = 2, mol/ dm 3 =0,15=15 % [ácido inicial] 0,0144 mol/dm 3 se ve que no es despreciable por lo que hay que resolver la ecuación de segundo grado Se calcula el ph: x 2 + 3, x 4, = 0 x = 2, mol/dm 3 ph = log[h + ] = log(2, ) = 2,70 b) El grado de disociación, corregida la concentración, es

5 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 5 α= [ ácido disociado] = 2, mol /dm 3 =0,140=14,0 % [ácido inicial] 0,144 mol/ dm 3 4. Para una disolución acuosa de ácido acético [ácido etanoico] de concentración 0,10 mol/dm 3, calcule: a) La concentración de ión acetato [ión etanoato]. b) El ph y el grado de disociación. Dato: K a = 1, (P.A.U. Set. 08) Rta.: a) [CH 3 COO ] e = 1, mol/dm 3 ; b) ph = 2,87; α = 1,34 % Datos Cifras significativas: 3 Concentración de ácido acético [CH 3 COOH] 0 = 0,100 mol/dm 3 Constante de acidez K a = 1, Incógnitas Concentración de ión acetato ph de la disolución Grado de disociación Otros símbolos Concentración (mol/dm 3 ) de ácido débil que se disocia Cantidad de sustancia inicial n 0 Ecuaciones Constante de acidez del ácido: H a A(aq) a H + (aq) + A a ( aq) [CH 3 COO ] e ph α x K a = [ H+ ] a e [A a - ] e [H a A] e ph ph = log[h + ] Grado de disociación α = n d / n 0 a) El ácido acético es un ácido débil, y se disocia en agua según la ecuación: CH 3 COOH(aq) H + (aq) + CH 3 COO (aq) Llamando x a la concentración de ácido que se disocia, se puede escribir: Concentración CH 3 COOH H + CH 3 COO [ ] 0 inicial 0, mol/dm 3 [ ] d disociada o formada x x x mol/dm 3 [ ] e en el equilibrio 0,100 x x x mol/dm 3 La constante de equilibrio K a es: Sustituyendo las concentraciones en el equilibrio K a = [CH 3 COO ] e [H ] e [ CH 3 COOH] e 1, = x x 0,100 x En una primera aproximación se puede suponer que x es despreciable frente a 0,100 y resolver la ecuación

6 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 6 que da: Al calcular el grado de disociación α= 1, x2 0,100 x 0,100 1, =1, mol/ dm 3 [ ácido disociado] = 1, mol/ dm 3 =0,0134=1,34 % [ácido inicial] 0,100 mol/dm 3 se ve que es despreciable por lo que la solución es aceptable. b) Se calcula el ph: [CH 3 COO ] e = x = 1, mol/dm 3 ph = log[h + ] = log(1, ) = 2,87 5. Considere una disolución de amoníaco en agua de concentración 6, mol/dm 3. a) Calcule el ph de esta disolución. b) Calcule el grado de disociación del amoníaco en la disolución. Dato: K b(nh 3) =1, (P.A.U. Set. 11) Rta.: a) ph = 11,03; b) α = 1,65 % Datos Cifras significativas: 3 Concentración de la disolución de amoníaco [NH 3 ] 0 = 6, mol/dm 3 Constante de basicidad del NH 3 K b = 1, Producto iónico del agua K w = [H + ] [OH ] = 1, Incógnitas ph de la disolución Grado de disociación del NH 3 en la disolución Otros símbolos Disolución Concentración (mol/dm 3 ) de base débil que se disocia Cantidad de la sustancia X Ecuaciones Constante de basicidad de la base: B(OH) b (aq) B b+ (aq) + b OH ( aq) ph α D x n(x) K b = [B+b ] e [ OH b ] e [B(OH) b ] e ph ph = log[h + ] Producto iónico del agua ph + poh = 14 a) Como el amoníaco es una base débil, se disociará en agua según la ecuación: NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH4 +( aq) + OH (aq) Concentración NH 3 NH 4+ OH [ ] 0 inicial 6, mol/dm 3

7 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 7 La constante de equilibrio K b es: Concentración NH 3 NH 4+ OH [ ] d disociada o formada x x x mol/dm 3 [ ] e en el equilibrio 6, x x x mol/dm 3 K b = [ NH + 4 ] e [OH - ] e x x = [ NH 3 ] e (6, x) =1, Si, en primera aproximación, consideramos despreciable x frente a 6, , la ecuación se reduce a: que, comparada con 6, es despreciable. x= 6, , =1, mol /dm 3 Error (= grado de disociación) = 1, mol/dm 3 / 6, mol/dm 3 = 0,0165 = 1,65 % < 5 % [OH ] e = x = 1, mol OH / dm 3 Aunque se puede calcular la [H + ] a partir del equilibrio de ionización del agua resulta más sencillo calcular el ph de la relación: H 2 O(l) H + (aq) + OH (aq) K w = [H + ] [OH ] = 1, pk w = 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, ) = 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, mol/dm 3 sería ph 14 + log 6, = 12,8. Una base débil tendrá un ph menos básico, más próximo a 7. b) El grado de disociación α es: α= cantidad disociada concentración disociada = = 1, mol/ dm 3 cantidad inicial concentración inicial 6, mol/ dm 3=0,0165=1,65 % 6. a) Qué concentración debe tener una disolución de amoniaco para que su ph sea de 10,35? b) Cuál será el grado de disociación del amoniaco en la disolución? Dato: K b(nh 3) =1, (P.A.U. Set. 13) Rta.: a) [NH 3 ] 0 = 3, mol/dm 3 ; b) α = 7,37 % Datos Cifras significativas: 3 ph de la disolución de amoníaco ph = 10,35 Constante de basicidad del NH 3 K b = 1, Producto iónico del agua K w = [H + ] [OH ] = 1, Incógnitas Concentración de la disolución de amoníaco [NH 3 ] 0 Grado de disociación del NH 3 en la disolución Otros símbolos Disolución α D

8 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 8 Otros símbolos Concentración (mol/dm 3 ) de base débil que se disocia Cantidad de la sustancia X Ecuaciones Constante de basicidad de la base: B(OH) b (aq) B b+ (aq) + b OH ( aq) x n(x) K b = [B+b ] e [ OH b ] e [B(OH) b ] e ph ph = log[h + ] poh poh = log[oh ] Producto iónico del agua ph + poh = 14 a) A partir del ph podemos calcular el poh poh = 14 ph = 14 10,35 = 3,65 y de aquí la concentración de iones hidróxido en el equilibrio. [OH ] e = 10 -poh = 10-3,65 = 2, mol/dm 3 Como el amoníaco es una base débil, se disociará en agua según la ecuación: NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH4 +( aq) + OH (aq) Si llamamos c 0 a la concentración de amoníaco antes de disociarse, y x a la concentración de amoníaco que se disocia Concentración NH 3 NH 4 + OH queda que: La constante de equilibrio K b es: Despejando c 0 b) El grado de disociación α es: α= [ ] 0 inicial c mol/dm 3 [ ] d disociada o formada x x x mol/dm 3 [ ] e en el equilibrio c 0 x x 2, mol/dm 3 x = 2, mol/dm 3 K b = [ NH + 4 ] e [OH - ] e = x x [ NH 3 ] e (c 0 x) = x 2 (c 0 x) = (2, ) 2 (c 0 2, ) =1, c 0 = (2, ) 2 1, , =3, mol/ dm 3 cantidad disociada concentración disociada = = 2, mol/dm 3 cantidad inicial concentración inicial 3, mol /dm =0,0737=7,37 % 3 Análisis: El amoníaco es una base débil y está sólo parcialmente disociada. 7. Se disuelven en agua 11,2 dm 3 de NH 3(g) medidos a 1 atmósfera de presión y 25 0 C obteniéndose 1 dm 3 de disolución. a) Halla la concentración del NH 3 en la disolución. b) Determina la concentración de NH 4 + y OH en la disolución. c) Calcula el ph de la disolución resultante.

9 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 9 Datos: K b = 1, (P.A.U. Set. 96) Rta.: a) [NH 3 ] e = 0,46 mol/dm 3 ; b) [NH 4+ ] e = 2, mol/dm 3 ; [OH ] e = 2, OH mol/dm 3 ; c) ph = 11,5 Datos Cifras significativas: 3 Gas: Volumen V = 11,2 dm 3 NH 3 Presión Temperatura p = 1,00 atm. T = 25 0 C = 298 K Volumen de la disolución V D = 1,00 dm 3 Constante de basicidad del NH 3 K b = 1, Constante de los gases ideales 1 R = 0,0820 atm dm3 mol 1 K Producto iónico del agua K w = [H + ] [OH ] = 1, Incógnitas Concentración del NH 3 en la disolución Concentración de NH 4 + y OH en la disolución ph de la disolución resultante Otros símbolos Disolución Concentración (mol/dm 3 ) de base débil que se disocia Cantidad de la sustancia X Concentración de la sustancia X Ecuaciones Constante de basicidad de la base: B(OH) b (aq) B b+ (aq) + b OH ( aq) De estado de los gases ideales [NH 3 ] e [NH 4+ ] e, [OH ] e ph D x n(x) [X] K b = [B+b ] e [ OH b ] e [B(OH) b ] e p V = n R T ph ph = log[h + ] Producto iónico del agua ph + poh = 14 a) Suponiendo comportamiento ideal para el gas amoníaco n(nh 3 )= p V R T = 1,00 atm 11,2 dm 3 0,0820 atm dm 3 mol 1 K K =0,458 mol NH 3(g) La concentración de la disolución será: [ NH 3 ]= n( NH ) 3 = 0,458 mol NH 3 V D 1,00 dm 3 D = 0,458 mol NH 3 =0,458 mol /dm 3 dm 3 D Teniendo en cuenta que el amoníaco es una base débil, se disociará en agua según la ecuación: NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH4 +( aq) + OH (aq) Concentración NH 3 NH 4+ OH [ ] 0 inicial 0, mol/dm 3 [ ] d disociada o formada x x x mol/dm 3

10 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 10 Concentración NH 3 NH 4+ OH [ ] e en el equilibrio 0,458 x x x mol/dm 3 La constante de equilibrio K b es: K b = [ NH + 4 ] e [OH - ] e x x = [ NH 3 ] e (0,458 x) =1, Si, en primera aproximación, consideramos despreciable x frente a 0,458, la ecuación se reduce a: que, comparada con 0,458 es despreciable. x= 0,458 1, =2, mol/ dm 3 error = 2, mol/dm 3 / 0,458 mol/dm 3 = 0,006 = 0,6 % 0,458 x = 0,458 0,003 = 0,455 b) [NH 3 ] e = 0,455 mol NH 3 / dm 3 D [NH 4+ ] e = x = 2, mol NH 4 + / dm 3 [OH ] e = x = 2, mol OH / dm 3 c) Aunque se puede calcular la [H + ] a partir del equilibrio de ionización del agua resulta más sencillo calcular el ph de la relación: H 2 O(l) H + (aq) + OH (aq) K w = [H + ] [OH ] = 1, pk w = 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, ) = 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/dm 3 sería ph 14 + log 0,5 13,3. Una base débil tendrá un ph menos básico, más próximo a Se disuelven 20 dm 3 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 dm 3 de disolución. Calcule: a) El grado de disociación del amoníaco en la disolución. b) El ph de dicha disolución. Datos: R = 0,082 atm dm 3 K -1 mol -1 = 8,31 J K -1 mol -1 ; K b(nh 3) = 1, (P.A.U. Jun. 10) Rta.: a) α = 0,68 % ; b) ph = 11,42 Datos Cifras significativas: 3 Gas: Volumen V = 20,0 dm 3 = 0,0200 m 3 NH 3 Presión Temperatura p = 202,6 Pa = 2, Pa T = 10 0 C = 283 K Volumen de la disolución V D = 4,50 dm 3 Constante de basicidad del NH 3 K b = 1, Constante de los gases ideales 1 R = 8,31 J mol 1 K Producto iónico del agua K w = [H + ] [OH ] = 1,

11 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 11 Incógnitas Grado de disociación del NH 3 en la disolución ph de la disolución Otros símbolos Disolución Concentración (mol/dm 3 ) de base débil que se disocia Cantidad de la sustancia X Concentración de la sustancia X Ecuaciones Constante de basicidad de la base: B(OH) b (aq) B b+ (aq) + b OH ( aq) De estado de los gases ideales α ph D x n(x) [X] K b = [B+b ] e [ OH b ] e [B(OH) b ] e p V = n R T ph ph = log[h + ] Producto iónico del agua ph + poh = 14,00 a) Suponiendo comportamiento ideal para el gas amoníaco La concentración de la disolución será: n(nh 3 )= p V R T = 2, Pa 0,0200 m 3 8,31 J mol 1 K K =1,72 mol NH 3(g) [ NH 3 ]= n( NH ) 3 = 1,72 mol NH 3 =0,382 mol/ V D 4,50 dm 3 dm3 D Como el amoníaco es una base débil, se disociará en agua según a ecuación: NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH4 +( aq) + OH (aq) Concentración NH 3 NH 4+ OH [ ] 0 inicial 0, mol/dm 3 [ ] d disociada o formada x x x mol/dm 3 [ ] e en el equilibrio 0,382 x x x mol/dm 3 La constante de equilibrio K b es: K b = [ NH + 4 ] e [OH - ] e x x = [ NH 3 ] e (0,382 x) =1, Si, en primera aproximación, consideramos despreciable x frente a 0,382, la ecuación se reduce a: que, comparada con 0,382 es despreciable. El grado de disociación es: α= x= 0,382 1, =2, mol/ dm 3 cantidad disociada concentración disociada = = 2, mol/ dm 3 =6, =0,68 % cantidad inicial concentración inicial 0,382 mol/dm 3 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.

12 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 12 b) [OH ] e = x = 2, mol OH / dm 3 Aunque se puede calcular la [H + ] a partir del equilibrio de ionización del agua resulta más sencillo calcular el ph de la relación: H 2 O(l) H + (aq) + OH (aq) K w = [H + ] [OH ] = 1, pk w = ph + poh = 14,00 que se obtiene de la anterior sin más que aplicar logaritmos y usar las definiciones de ph y poh. poh = log[oh ] = log(2, ) = 2,58 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/dm 3 sería ph 14 + log 0,5 13,3. Una base débil tendrá un ph menos básico, más próximo a A 25 0 C el porcentaje de ionización de una disolución acuosa de ácido etanoico (ácido acético) de concentración 0,101 mol/dm 3 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) K a = 1, Datos Cifras significativas: 3 Temperatura T = 25 0 C = 298 K Concentración de ácido etanoico [CH 3 COOH] 0 = 0,101 mol/dm 3 Grado de disociación del ácido etanoico α = 0,990 % = 9, Incógnitas ph de la disolución Constante de acidez Otros símbolos Concentración (mol/dm 3 ) de ácido débil que se disocia Cantidad de sustancia disociada Ecuaciones Constante de acidez del ácido: H a A(aq) a H + (aq) + A a (aq) ph K a x n d K a = [ H+ ] e a [A a - ] e [H a A] e ph ph = log[h + ] poh poh = log[oh ] Producto iónico del agua ph + poh = 14 Grado de disociación α = n d / n 0 a) Se han disociado: [CH 3 COOH] d = α [CH 3 COOH] 0 =

13 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 13 = 9,90 10 mol CH 3 3 COOH disoc. 0,101 mol CH 3 COOH inic. =1,00 10 mol CH 3 3 COOH disoc. mol CH 3 COOH inic. 1 dm 3 disolución dm 3 disolución Teniendo en cuenta que el ácido etanoico es un ácido débil, se disociará en agua según la ecuación: CH 3 COOH ( aq) H + (aq) + CH 3 COO (aq) Concentración CH 3 COOH H + CH 3 COO [ ] 0 inicial 0, mol/dm 3 [ ] d disociada o formada 1, , , mol/dm 3 [ ] e en el equilibrio 0,101 1, = 0,100 1, , mol/dm 3 b) La constante de equilibrio K a es: ph = log[h + ] = log(1, ) = 3,00 K a = [CH 3 COO- ] e [ H + ] e [CH 3 COOH] e = 1, , =1, , Una disolución de CH 3 COOH de concentración 0,2 mol/dm 3 está ionizada al 0,95 %. Calcula: a) Las concentraciones de CH 3 COOH y de H 3O + en el equilibrio. b) La constante de ionización del ácido. (P.A.U. Set. 99) Rta.: a) [CH 3 COOH] e 0,2 mol/dm 3 ; [H 3 O + ] e = 1, mol/dm 3 ; b) K a = 1, Datos Cifras significativas: 3 Concentración de la disolución de ácido etanoico [CH 3 COOH] 0 = 0,200 mol/dm 3 Grado de disociación del ácido etanoico α = 0,950 % = 9, Incógnitas Concentración de CH 3 COOH en el equilibrio Concentración de H 3 O + en el equilibrio Constante de acidez Otros símbolos Concentración (mol/dm 3 ) de ácido débil que se disocia Cantidad de sustancia disociada Ecuaciones Constante de acidez del ácido: H a A(aq) a H + (aq) + A a ( aq) [CH 3 COOH] e [H 3 O + ] e K a x n d K a = [ H+ ] e a [A a - ] e [H a A] e ph ph = log[h + ] poh poh = log[oh ] Producto iónico del agua ph + poh = 14 Grado de disociación α = n d / n 0 a) Se han disociado: [CH 3 COOH] d = α [CH 3 COOH] 0 =

14 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 14 = 9,50 10 mol CH 3 3 COOH dis. mol CH 3 COOH inic. 0,200 mol CH 3 dm 3 disolución COOH inic. =1,90 10 mol CH 3 3 COOH dis. dm 3 disolución Teniendo en cuenta que el ácido etanoico es un ácido débil, se disociará en agua según la ecuación: CH 3 COOH ( aq) H + (aq) + CH 3 COO (aq) Concentración CH 3 COOH H + CH 3 COO [ ] 0 inicial 0, mol/dm 3 [ ] d disociada o formada 1, , , mol/dm 3 [ ] e en el equilibrio 0,200 1, = 0,198 1, , mol/dm 3 [CH 3 COOH] e = 0,198 mol/dm 3 b) La constante de equilibrio K a es: [H 3 O + ] e = [H + ] e = 1, mol/dm 3 K a = [CH 3 COO- ] e [ H + 3 ] e 1, ,90 10 = =1, [ CH 3 COOH] e 0, Se prepara una disolución de un ácido monoprótico débil de fórmula HA, de la siguiente manera: 0,10 moles del ácido en 250 cm 3 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) K a = 9, ; b) ph = 2,2 Datos Cifras significativas: 3 Cantidad (moles) de ácido monoprótico n(ha) 0 = 0,100 mol/dm 3 Volumen de la disolución V = 250 cm 3 = 0,250 dm 3 Grado de disociación del ácido α = 1,50 % = 1, Incógnitas Constante de ionización del ácido ph de la disolución Otros símbolos Concentración (mol/dm 3 ) de ácido débil que se disocia Cantidad de sustancia disociada Ecuaciones Constante de acidez del ácido: H a A(aq) a H + (aq) + A a ( aq) K a ph x n d K a = [ H+ ] e a [A a- ] e [H a A] e ph ph = log[h + ] poh poh = log[oh ] Producto iónico del agua ph + poh = 14 Grado de disociación α = n d / n 0

15 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 15 a) La concentración molar inicial del ácido es, suponiendo que el volumen de disolución es el mismo que el de agua: Se han disociado: 0,100 mol HA [HA] 0 = =0,400 mol AH/dm 3 D 0,250 dm 3 n d (AH) = α n 0 (AH) = 1, [mol HA disociados / mol HA iniciales] 0,100 [mol HA iniciales] = = 1, mol HA disociados con una concentración La ecuación es: [HA] d = 1, mol HA 0,250 dm 3 =6, mol /dm 3 HA(aq) H + (aq) + A (aq) Concentración CH 3 COOH H + CH 3 COO [ ] 0 inicial 0, mol/dm 3 [ ] d disociada o formada 6, , , mol/dm 3 [ ] e en el equilibrio 0,400 6, = 0,396 6, , mol/dm 3 La constante de equilibrio K a es: K a = [ A- ] e [H + ] e = 6, , =9, [ HA] e 0,394 b) ph = log[h + ] = log(6, ) = 2, A 25 0 C el grado de disociación de una disolución de concentración 0,2 mol/dm 3 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 + ] e = [CH 3 COO ] e = 1, mol/dm 3 ; [OH ] e = 5, mol/dm 3 ; b) ph = 2,7; c) K a = 2, Datos Cifras significativas: 2 Temperatura T = 25 0 C = 298 K Concentración de ácido etanoico [CH 3 COOH] 0 = 0,20 mol/dm 3 Grado de disociación del ácido etanoico α = 0,0095 = 9, Incógnitas Concentraciones de los iones ph de la disolución Constante de acidez Otros símbolos Concentración (mol/dm 3 ) de ácido débil que se disocia Cantidad de sustancia disociada [CH 3 COO ] e, [H + ] e, [OH ] e ph K a x n d

16 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 16 Ecuaciones Constante de acidez del ácido: H a A(aq) a H + (aq) + A a ( aq) K a = [ H+ ] a e [A a - ] e [H a A] e ph ph = log[h + ] poh poh = log[oh ] Producto iónico del agua: H 2 O(l) H + (aq) + OH (aq) ph + poh = 14 Grado de disociación α = n d / n 0 a) y b) Se han disociado: [CH 3 COOH] d = α [CH 3 COOH] 0 = = 9,5 10 mol CH 3 3 COOH disoc. mol CH 3 COOH inic. 0,20 mol CH 3 dm 3 disolución COOH inic. =1,9 10 mol CH 3 3 COOH disoc. dm 3 disolución Teniendo en cuenta que el ácido etanoico es un ácido débil, se disociará en agua según la ecuación: CH 3 COOH(aq) H + (aq) + CH 3 COO (aq) Concentración CH 3 COOH H + CH 3 COO [ ] 0 inicial 0, mol/dm 3 [ ] d disociada o formada 2, , , mol/dm 3 [ ] e en el equilibrio 0,20 2, = 0,20 2, , mol/dm 3 Las concentraciones de iones acetato e hidrogeniones se sacan en la tabla: [CH 3 COO ] e = 2, mol/dm 3 [H + ] e = 2, mol/dm 3 La concentración de iones hidróxido se deducen de la constante del producto iónico del agua: Primero se calcula el ph: c) La constante de equilibrio K a es: ph + poh = 14 ph = log[h + ] = log(2, ) = 2,72 poh = 14,00 2,72 = 11,28 [OH ] = 10 poh = 10 11,28 = 5, mol/dm 3 K a = [CH 3 COO- ] e [ H + ] e [CH 3 COOH] e = 2, , =2, ,20 Análisis: Si se usasen más cifras significativas, el valor de la constante sería 1, más parecido al valor tabulado. 13. Dado un ácido débil monoprótico de concentración 0,01 mol/dm 3 y sabiendo que se ioniza en un 13 %, calcular: a) La constante de ionización. b) El ph de la disolución.

17 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 17 c) Qué volumen de disolución de concentración 0,02 mol/dm 3 de hidróxido de sodio serán necesarios para neutralizar completamente 10 cm 3 de la disolución del ácido anterior? (P.A.U. Jun. 04) Rta.: a) K a = 1, ; b) ph = 2,9; c) V = 5 cm 3 D NaOH Datos Cifras significativas: 3 Concentración de ácido débil monoprótico HA [HA] 0 = 0,0100 mol/dm 3 Grado de ionización del ácido α = 13,0 % = 0,130 Concentración del hidróxido de sodio [NaOH] = 0,0200 mol/dm 3 Volumen de ácido que se debe neutralizar V a = 10,0 cm 3 Incógnitas ph de la disolución Constante de acidez Volumen de NaOH que neutralizan 10 cm 3 de la disolución del ácido Otros símbolos Concentración (mol/dm 3 ) de ácido débil que se disocia Cantidad de ácido disociado Ecuaciones Constante de acidez del ácido monoprótico: HA(aq) H + (aq) + A (aq) ph K a V x n d K a = [ H+ ] a e [A a - ] e [H a A] e ph ph = log[h + ] poh poh = log[oh ] Producto iónico del agua ph + poh = 14 Grado de disociación α = n d / n 0 a) Se han disociado: [HA ] d =α [ HA] 0 =0,130 mol HA disociados mol HA iniciales Un ácido débil monoprótico se disociará en agua según la ecuación: mol HA iniciales mol HA disociados 0,0100 dm 3 disolución =1, dm 3 disolución HA(aq) H + (aq) + A (aq) Concentración HA H + A [ ] 0 inicial 0, mol/dm 3 [ ] d disociada o formada 1, , , mol/dm 3 [ ] e en el equilibrio 0,0100 1, = 0,0087 1, , mol/dm 3 La constante de equilibrio K a es: K a = [ A- ] e [H + 3 ] e 1, ,30 10 = =1, [ HA] e 0,0087 b) ph = log[h + ] = log(1, ) = 2,89

18 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 18 c) La reacción de neutralización entre el ácido monoprótico HA y el hidróxido de sodio NaOH es: HA(aq) + NaOH(aq) NaA(aq) + H 2 O(aq) El volumen de disolución 0,0200 mol/dm 3 de NaOH necesario para neutralizar 10,0 cm 3 de disolución de HA es: V =10, dm 3 0,0100 mol HA 1 mol NaOH D HA 1 dm 3 D HA 1 mol HA V = 5,0 cm 3 D NaOH 0,0200 mol/dm 3 1dm 3 D NaOH 0,0200 mol NaOH =5, dm 3 D NaOH 14. 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 dm 3. a) Si la disolución resultante tiene un ph = 2, cuál es la concentración molar de los iones hidrógeno (ión oxonio)? b) Calcule la constante de acidez, K a, del ácido acético. (P.A.U. Jun. 06) Rta.: a) [H + ] e = 0,01 mol/dm 3 ; b) K a = 1, Datos Cifras significativas: 2 Cantidad de ácido acético n(ch 3 COOH) = 0,30 mol Volumen de disolución V = 0,050 L = 0,050 dm 3 ph de la disolución ph = 2,00 Incógnitas Concentración de iones hidrógeno Constante de acidez del ácido acético Ecuaciones Constante de acidez del ácido acético: CH 3 COOH(aq) H + (aq) + CH 3 COOH (aq) [H + ] e K a K a = [ H+ ] e [CH 3 COO - ] e [ CH 3 COOH] e ph ph = log[h + ] a) Como ph = log[h + ] 2,0 = log[h + ] [H + ] e = 10 2,0 = mol/dm 3 = 0,01 mol/dm 3 b) La concentración inicial (antes de disociarse) de ácido acético es: [CH 3 COOH] 0 = n(ch 3 COOH) V De la estequiometría de la reacción de disociación = 0,30 mol CH COOH 3 =6,0 mol CH 0,050 dm 3 3 COOH/dm 3 D D CH 3 COOH(aq) H + (aq) + CH 3 COO (aq) se deduce que la concentración de ácido acético disociado [CH 3 COOH] d es la misma que la de iones hidrógeno producidos [H + ] e y la de iones acetato [CH 3 COO ] e [CH 3 COOH] d = [H + ] e = [CH 3 COO ] e = 0,01 mol/dm 3 Escribiendo en una tabla las concentraciones de cada especie:

19 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 19 La constante de equilibrio K a es: Concentración CH 3 COOH H + CH 3 COO [ ] 0 inicial 6,0 0 0 mol/dm 3 [ ] d disociada o formada 0,01 0,01 0,01 mol/dm 3 [ ] e en el equilibrio 6,0 0,01 = 6,0 0,01 0,01 mol/dm 3 K a = [ H+ ] e [CH 3 COO - ] e 0,01 0,01 = =1, [ CH 3 COOH] e 6,0 MEZCLAS ÁCIDO-BASE 1. Se toman 0,73 cm 3 de una disolución de ácido clorhídrico de densidad 1,35 g/cm 3 y 37 % de riqueza en peso y se diluyen con agua destilada hasta 100 cm 3. Calcula: a) El ph de la disolución resultante de mezclar 50 cm 3 del ácido clorhídrico preparado anteriormente con 50 cm 3 de hidróxido de sodio de concentración 0,1 mol/dm 3. b) El ph de la disolución resultante de mezclar los otros 50 cm 3, del ácido clorhídrico preparado con 25 cm 3 de hidróxido de sodio de concentración 0,1 mol/dm 3. (P.A.U. Set. 99) Rta.: a) ph =7; b) ph = 1,48 Datos Cifras significativas: 2 Disolución comercial de HCl: Volumen V c = 0,73 cm 3 Densidad ρ = 1,35 g/cm 3 Riqueza r = 37 % = 0,37 Volumen preparado de disolución diluida de HCl V d = 100 cm 3 = 0,100 dm 3 Volumen que se mezcla de disolución diluida de HCl V a = 50 cm 3 = dm 3 Volumen que se mezcla de disolución de NaOH V b = 50 cm 3 = dm 3 Concentración de la disolución de NaOH [NaOH] = 0,10 mol/dm 3 Masa molar del ácido clorhídrico Incógnitas ph de la mezcla 50/50 ph 1 ph de la mezcla 50/25 ph 2 Ecuaciones M(HCl) = 36,5 g/mol ph ph = log[h + ] Producto iónico del agua ph + poh = 14 a) Se calcula antes la concentración de los 100 cm 3 de disolución diluida. La cantidad de soluto disuelto en la disolución de partida es: n=0,73 cm 3 D 1,35 g D 1 cm 3 D 37 g HCl 100 g D 1 mol HCl 36,5 g HCl =1, mol HCl en la disolución de partida En los 100 cm 3 de disolución final hay la misma cantidad, de donde su concentración es:

20 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 20 [HCl] = 1, 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 cm 3 de la disolución de HCl hay: n = 0,050 dm 3 0,10 mol/dm 3 = 5, mol HCl En 50 cm 3 de la disolución de NaOH hay: n' = 0,050 dm 3 0,10 mol/dm 3 = 5, mol NaOH Suponiendo volúmenes aditivos V T = 50 cm 3 D HCl + 50 cm 3 D NaOH = 100 cm 3 = 0,100 dm 3 de mezcla. HCl NaOH Na + Cl H 2 O n 0 Cantidad inicial 5, , mol n r Cantidad que reacciona o se forma 5, , , , , mol n f Cantidad al final de la reacción , , mol [ ] f Concentración final , , mol/dm 3 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, 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 2 O n 0 Cantidad inicial 5, , mol n r Cantidad que reacciona o se forma 2, , , , , mol n f Cantidad al final de la reacción 2, , , mol [HCl] = 2, mol HCl / 0,075 dm 3 D = 3, mol/dm 3 El HCl es un ácido fuerte que, disuelto en agua, se disocia totalmente: HCl(aq) H +( aq) + Cl ( aq) [H + ] = 3, mol/dm 3 ph 2 = log [H + ] = 1,5 La precisión en las medidas no afectan a este resultado, ya que nos encontramos alejados del punto de equivalencia.

21 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 21 CUESTIONES 1. Indica razonadamente, según la teoría de Brönsted, si las siguientes afirmaciones son verdaderas 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) a) Falso. La base conjugada de un ácido es la especie en la que se convierte cuando cede un protón. HCl(aq) + H 2 O(l) Ácido Cl (aq) + H 3 O + (aq) 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: b) Verdadero. Ver el apartado anterior. HCl(aq) + Cl (aq) Cl (aq) + HCl(aq) c) Falso. El ácido clorhídrico es un ácido fuerte, y está totalmente disociado en iones cloruro Cl e iones oxonio H 3 O +. El equilibrio HCl(aq) + H 2 O(l) Cl (aq) + H 3 O + (aq) está totalmente desplazado hacia la derecha. La constante de acidez K a del HCl es muy alta. K a El equilibrio de hidrólisis de la base Cl sería: Cl (aq) + H 2 O(l) HCl(aq) + OH (aq) totalmente desplazado hacia la izquierda. Su constante de equilibrio K b sería: K b = K w / K a 0 2. Indique, según la teoría de Brönsted-Lowry, cuál o cuáles de las siguientes especies pueden actuar sólo como ácido, sólo como base y como ácido y base. Escriba las correspondientes reacciones ácido-base. a) CO 3 2- b) HPO 4 2- c) H 3O + d) NH 4 + (P.A.U. Set. 11) 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 CO 3 2 HPO 4 2 H 3 O + NH 4 + Ácido Base CO 3 2 (aq) + H 2 O(l) HCO 3 (aq) + OH (aq) HPO 4 2 (aq) + H 2 O(l) PO 4 3 (aq) + H 3 O + (aq) HPO 4 2 (aq) + H 2 O(l) H 2 PO 4 (aq) + OH (aq) NH 4+ (aq) + H 2 O(l) NH 3 (aq) + H 3 O + (aq)

22 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 22 La reacción ácido-base del ión oxonio (H 3 O + ) 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 siguientes especies químicas: CH 3COOH NH 3 NH 4 + CN b) Indique los pares ácido/base conjugados. (P.A.U. Jun. 11) a) CH 3 COOH(aq) + H 2 O(l) CH 3 COO (aq) + H 3 O + (aq) NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH 4+ (aq) + OH (aq) NH 4+ (aq) + H 2 O(l) NH 3 (aq) + H 3 O + (aq) CN (aq) + H 2 O(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 CH 3 COOH CH 3 COOH CH 3 COO H 2 O H 3 O + NH 3 H 2 O OH NH 3 NH 4 + NH 4 + NH 4 + NH 3 H 2 O H 3 O + CN H 2 O OH CN HCN 4. Completa los siguientes equilibrios ácido-base de Brönsted-Lowry, caracterizando los correspondientes pares ácido-base conjugado: a) H 2O CO H 3O + + b) NH 4 + OH H 2O c) H 2O H 3O SO 4 (P.A.U. Set. 01) a) HCO 3 CO 3 2 base conjugada del ácido HCO 3. H 3 O + ácido conjugado de la base H 2 O b) NH 3 NH 3 base conjugada del ácido NH 4+. H 2 O ácido conjugado de la base OH c) HSO 4 SO 4 2 base conjugada del ácido HSO 4. H 3 O + ácido conjugado de la base H 2 O 5. Complete las siguientes reacciones ácido-base e identifique los pares conjugados ácido-base: a) HCl(aq) + OH (aq) c) HNO 3(aq) + H 2O(l) 2 b) CO 3 (aq) + H 2O(l) d) NH 3(aq) + H 2O(l) (P.A.U. Set. 13)

23 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 23 a) HCl(aq) + OH (aq) Cl (aq) + H 2 O(l) El ión cloruro Cl es la base conjugada del ácido clorhídrico HCl. El H 2 O es el ácido conjugado de la base OH (ión hidróxido). b) CO 3 2 (aq) + H 2 O(l) HCO 3 (aq) + OH (aq) El ión hidrogenocarbonato HCO 3 es el ácido conjugado de la base CO 3 2 (ión carbonato). El ión hidróxido (OH ) es la base conjugada del ácido H 2 O (agua). c) HNO 3 (aq) + H 2 O(l) NO 3 (aq) + H 3 O + (aq) El ión nitrato NO 3 es la base conjugada del ácido nítrico HNO 3. El ión oxonio H 3 O + es el ácido conjugado de la base H 2 O (agua). d) NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH 4+ (aq) + OH (aq) El ión amonio NH 4 + es el ácido conjugado de la base NH 3 (amoníaco). El ión hidróxido (OH ) es la base conjugada del ácido H 2 O (agua). 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) S 2 b) H 2PO 4 c) H 2CO 3 (P.A.U. Set. 02) 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: S 2 (aq) + H 2 O(l) HS (aq) + OH (aq) b) El ion 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: H 2 PO 4 (aq) + OH (aq) HPO4 2 (aq) + H 2 O(l) Comportamiento como base: H 2 PO 4 (aq) + H 3 O + H 3 PO 4 (aq) + H 2 O(l) c) El ácido carbónico actuará como ácido, pues cederá uno o dos protones. Por ejemplo con el agua: H 2 CO 3 (aq) + H 2 O(l) HCO 3 (aq) + H 3 O + (aq) 7. Justifica si esta afirmación es correcta: a) El producto de la constante de ionización de un ácido y la constante de ionización de su base conjugada es igual a la constante del producto iónico del agua. (P.A.U. Jun. 14) a) Verdadera. 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 3 O +. HA(aq) + H 2 O(l) A (aq) + H 3 O + (aq) La constante de acidez del ácido AH débil, en función de las concentraciones, es: K a = [ A- ] e [H + ] e [ HA] e

24 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 24 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 La constante de basicidad de esta base es Si multiplicamos ambas constantes, obtenemos A (aq) + H 2 O(l) HA(aq) + OH (aq) K b = [HA ] e [OH ] e [A ] e K a K b = [ A ] e [H + ] e [HA ] e [OH ] e =[ H + ] [HA] e [ OH ] e [ A e =K w ] e la constante de ionización del agua que vale K w = Razone si las siguientes afirmaciones, referidas a una disolución de concentración 0,1 mol/dm 3 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) 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 3 O +. HA(aq) + H 2 O(l) A (aq) + H 3 O + (aq) De la estequiometría de la reacción se ve que las cantidades de los iones A y H 3 O + en el equilibrio son las mismas. Pero además de este proceso de disociación también ocurre la disociación del agua: 2 H 2 O(l) OH (aq) + H 3 O + (aq) que también produce iones oxonio, aunque en mucha menor cantidad. La constante de ionización del agua vale K w = mientras que la constante de acidez de un ácido como el acético es del orden de La 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/dm 3 produciría una concentración de iones oxonio también 0,1 mol/dm 3, al estar totalmente disociado, por lo que el ph sería 1 HA(aq) + H 2 O(l) A (aq) + H 3 O + (aq) ph = -log[h + ] = -log[h 3 O + ] = -log 0,1 = 1 Pero un ácido débil está parcialmente ionizado, la concentración de iones oxonio sería menor que 0,1 mol/dm 3, y el ph mayor que 1. Concentración HA H 3 O + A [ ] 0 inicial 0,1 0 0 mol/dm 3 [ ] d disociada o formada x x x mol/dm 3 [ ] e en el equilibrio 0,1 x x x mol/dm 3 Si la constante de acidez del ácido débil es K a, la concentración x de iones oxonio en el equilibrio se obtiene

25 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 25 K a = [ A- ] e [H + ] e [ HA] e = x x 0,1 x = x 2 0,1 x Si la concentración x de ácido débil disociado fuese despreciable frente a la concentración 0,1 mol/dm 3, x K a 0,1 Un valor de la constante de acidez como la del ácido acético, K a 10-5 daría una concentración y un ph 3 x a) Los valores de K a de dos ácidos monopróticos HA y HB son 1, y 7,9 10-9, respectivamente. Razone cuál de los dos ácidos es el más fuerte. (P.A.U. Set. 14) a) El ácido más fuerte es HA. La fuerza de un ácido se mide por su grado de disociación α que depende de la constante de acidez. Así, para un ácido HA que se disocia: la constante de acidez es: HA(aq) H + (aq) + A (aq) K a = [ H+ ] e [ A ] e [ HA] e El grado de disociación α es la fracción de ácido que se ha disociado: ácido disociado α= = [ HA] d = [H + ] e ácido inicial [ HA ] 0 [ HA] 0 Si suponemos que la concentración inicial de ácido es c 0, se puede escribir: Concentración HA H + A [ ] 0 inicial c mol/dm 3 [ ] d disociada o formada α c 0 α c 0 α c 0 mol/dm 3 [ ] e en el equilibrio c 0 (1 α) α c 0 α c 0 mol/dm 3 K a = [ A- ] e [H + ] e (c = 0 α )2 [ HA] e c 0 (1 α ) = c0 α 2 1 α Se ve que a mayor valor de la constante de acidez K a, mayor será el grado de disociación α. 10. Para una disolución acuosa de un ácido HA de K a = , 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) 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 H 3 O +. HA(aq) + H 2 O(l) A (aq) + H 3 O + (aq)

26 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 26 La constante de acidez del ácido AH débil, en función de las concentraciones, es: K a = [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 La constante de basicidad de esta base es Si multiplicamos ambas constantes, obtenemos A (aq) + H 2 O(l) HA(aq) + OH (aq) K b = [HA ] e [OH ] e [A ] e K a K b = [ A ] e [H + ] e [HA ] e [OH ] e =[ H + ] [HA] e [ OH ] e [ A e =K w ] e la constante de ionización del agua que vale K w = Como la constante de acidez del ácido vale , la de su base conjugada vale que es menor. K b = K w K a = = < K a 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/dm 3, la concentración de iones hidrógeno en el equilibrio se puede calcular de Concentración HA H + A [ ] 0 inicial 0,1 0 0 mol/dm 3 [ ] d disociada o formada x x x mol/dm 3 [ ] e en el equilibrio 0,1 x x x mol/dm 3 K a = [ A- ] e [H + ] e = x x [ HA] e 0,1 x = x2 0,1 x = La concentración x de ácido débil disociado es despreciable frente a la concentración 0,1 mol/dm 3, x << 0,1 y el grado de disociación valdría: Si se diluye a la cuarta parte, [HA]' = 0,025 mol/dm 3, y el nuevo grado de disociación sería: x ,1= mol/dm 3 0,1 mol/ dm 3 α= =0,01=1 % 0,1 x ' ,025= mol/ dm 3 0,025 mol/ dm 3 α ' = ,025 =0,05=5 %

27 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 27 Cuanto más diluida es la disolución, mayor es el grado de disociación. (Si llamamos c 0 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 c 0, y las concentraciones en el equilibrio serían Concentración HA H + A [ ] 0 inicial c mol/dm 3 [ ] d disociada o formada α c 0 α c 0 α c 0 mol/dm 3 [ ] e en el equilibrio c 0 (1 α) α c 0 α c 0 mol/dm 3 K a = [ A- ] e [H + ] e (c = 0 α )2 [ HA] e c 0 (1 α ) = c0 α 2 1 α Si es grado de disociación α es suficientemente pequeño, α < 0,05 = 5 %, queda α K a c 0 y se ve que el grado de disociación aumenta cuanto menor sea la concentración inicial del ácido). 11. Disponemos de tres frascos sin etiquetar, que sabemos que corresponden a tres disoluciones acuosas: sulfato de amonio; nitrato de potasio e hipobromito de sodio. Cómo podríamos distinguirlos ayudándonos del papel indicador ácido-base? Razona la respuesta. (P.A.U. Set. 97) El sulfato de amonio tendrá carácter ácido. Al disolverse el sulfato de amonio, (compuesto iónico), sus iones se solvatarán y separarán. (NH 4 ) 2 SO 4 (aq) 2 NH 4+ (aq) + SO 4 2 (aq) El ion sulfato proviene de un ácido fuerte (el ácido sulfúrico), y el posible equilibrio SO 4 2 (aq) + H 2 O(l) OH (aq) + HSO 4 (aq) está totalmente desplazado hacia la izquierda. No se hidroliza. Pero el ion amonio proviene de una base débil (el amoníaco), y se hidroliza. NH 4+ (aq) + H 2 O(l) NH 3 (aq) + H 3 O + (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) + H 2 O(l) NaOH(aq) + H 3 O + (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) + H 2 O(l) OH (aq) + HBrO(aq)

28 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 28 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: :NH 3 + H 2 O [H:NH 3 ] + + [OH] 12. Ordene de mayor a menor acidez las siguientes disoluciones acuosas de la misma concentración: acetato de sodio [etanoato de sodio], ácido nítrico y cloruro de potasio. Formule las ecuaciones iónicas que justifiquen la respuesta. (P.A.U. Set. 06) El ácido nítrico es un ácido fuerte y está totalmente disociado. HNO 3 (aq) H + (aq) + NO 3 (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 (CH 3 COOH). Se disocia totalmente en agua, NaCH 3 COO(aq) Na + (aq) + CH 3 COO (aq) pero el ión acetato (base conjugada del ácido acético) es lo suficientemente fuerte como para romper las moléculas de agua. dando un ph básico. CH 3 COO (aq) + H 2 O(l) CH 3 COOH(aq) + OH (aq) 13. 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. (P.A.U. Set. 10) El nitrato de amonio tendrá carácter ácido. Al disolverse el nitrato de amonio, (compuesto iónico), sus iones se solvatarán y separarán. NH 4 NO 3 (aq) NH 4+ (aq) + NO 3 (aq) El ión nitrato proviene de un ácido fuerte (el ácido nítrico), y el posible equilibrio NO 3 (aq) + H 2 O(l) OH (aq) + HNO 3 (aq) está totalmente desplazado hacia la izquierda. No se hidroliza. Pero el ión amonio proviene de una base débil (el amoníaco), y se hidroliza. NH 4+ (aq) + H 2 O(l) NH 3 (aq) + H 3 O + (aq) Este equilibrio produce exceso de iones oxonio, lo que confiere a la disolución un carácter ácido.