EQUILIBRIOS ÁCIDO BASE

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1 QUÍMICA CURSO º BACHILLERATO NOCTURNO

2 QUÍMICA º BACHILLERATO NOCTURNO ELECTROLITOS Son sustancias que al disolverse en agua conducen la electricidad porque forman iones. Distinguimos dos clases de electrólitos, iónicos, cuando ya existen previamente los iones en estado sólido (son los sólidos iónicos como NaCl) y moleculares, formados por moléculas que se disocian en iones al disolverse, como los ácidos (HCl) y las bases (NaOH). Por otro lado, se pueden clasificar en electrólitos fuertes, si se ionizan prácticamente en su totalidad, como las sales iónicas y los ácidos y bases fuertes, y en electrólitos débiles, que se hallan sólo parcialmente ionizados, como los ácidos y bases débiles, por ejemplo el ácido acético (CH3COOH) y el amoníaco (NH3). ÁCIDOS Y BASES Los ácidos poseen sabor parecido al vinagre, enrojecen el papel de tornasol y decoloran las disoluciones de fenolftaleína previamente enrojecidas por las bases. Además, con algunos metales desprenden hidrógeno. Están compuestos generalmente por oxígeno, hidrógeno y un no metal (oxoácidos), y resultan de la disolución de un óxido no metálico en agua, como: SO + HO HSO3. No obstante, hay un grupo que carece de oxígeno (denominados hidrácidos), como HCl. Las bases o hidróxidos tienen sabor a lejía disueltas en agua, azulean el tornasol y enrojecen las disoluciones de fenolftaleína. Están compuestas de hidrógeno, oxígeno y metal. Provienen de la reacción de un óxido metálico con agua, como: BaO + HO Ba(OH). TEORÍA DE ARRHENIUS Ácidos son sustancias que al disolverse en agua se disocian generando iones hidrógeno (hidrogeniones): HCl H O H + + Cl. Y en general: HA H O H + + A Las bases se disocian produciendo iones hidróxido (hidroxilos) al disolverse en agua: NaOH H O Na + + OH. Y en general: BOH H O B + + OH. La reacción de neutralización tiene lugar entre un ácido y una base, produciéndose una sal y agua: HCl + NaOH H O NaCl + HO De forma general: HA + BOH H O BA + HO. La reacción de neutralización propiamente dicha consiste en la combinación del protón del ácido con el anión hidróxido de la base para producir una molécula de agua. La teoría de Arrhenius tiene limitaciones: los conceptos de ácido y base se refieren siempre al agua como disolvente y, además, hay sustancias sin H en su IES Séneca Córdoba Pág. 1

3 QUÍMICA º BACHILLERATO NOCTURNO molécula que tienen carácter ácido (como CO) y otras sin iones OH que poseen propiedades básicas (como NH3). EJEMPLO 1. a) Calcular la molaridad de una disolución de HNO3 del 36 % de riqueza en peso y densidad 1, g/ml. b) Qué volumen de ese ácido debemos tomar para preparar 0,5 litros de disolución 0,5 M? Masas atómicas: H = 1; N = 14; O = 16 Solución: a) Un litro de disolución tiene 10 g, de los cuales el 36 %, es decir, 439, g son de HNO3 puro. Dividiendo por su peso molecular (63) obtenemos 6,97 mol. Así pues, la concentración será: [HNO3] = 6,97 M. b) Primero hallaremos el número de moles de ácido nítrico: n = M V = 0,5 0,5 = 0,15, y posteriormente, los gramos de HNO3 puro: 0,15 63 = 7,875 g. Puesto que en un litro de disolución hay 439,3 g de ácido puro, para conseguir 7,875 7,875 g será necesario tomar un volumen de: = 0,01793 L = 17,93 ml 439, EJEMPLO. Una disolución de HNO3 15 M tiene una densidad de 1,40 g/ml. Calcular: a) La concentración de dicha disolución en tanto por ciento en masa de HNO3. b) El volumen de la misma que debe tomarse para preparar 10 L de disolución de HNO3 0,05 M. Masas atómicas: N = 14; O = 16; H = 1. Solución: a) Un litro de disolución tiene 1400 g. Además, contiene 15 moles de ácido nítrico puro, es decir = 945 g de HNO Por consiguiente, el tanto por ciento de HNO3 será: 100 = 67,5 % 1400 b) Primero calcularemos los moles de HNO3 necesarios: n = 0,05 10 = 0,5 mol. Si un litro (1000 ml) de la disolución contiene 15 moles, para tener 0,5 mol se necesitarán: 0, = 33,33 15 ml TEORÍA DE BRÖNSTED LOWRY Es más amplia. Ácido es aquella sustancia capaz de ceder protones y base es la sustancia que los acepta. Una reacción ácido base según Brönsted Lowry es aquélla en la que tiene lugar un intercambio de protones. En las siguientes reacciones: HCl + NH3 Cl + NH4 + HNaSO4 + NaOH NaSO4 + HO NH3 actúa como base porque acepta un protón del HCl y HNaSO4 como ácido porque cede protones al NaOH. En este tipo de reacciones, llamadas de transferencia de protones o ácido base, intervienen conjuntamente ambos grupos de sustancias. Se denominan ácido y IES Séneca Córdoba Pág.

4 QUÍMICA º BACHILLERATO NOCTURNO base conjugados a los que solamente se diferencian en un protón, como NH3 y NH4 +, o HCl y Cl. En general, para una reacción ácido base cualquiera: ÁCIDO1 + BASE BASE1 + ÁCIDO El ácido1 cede un protón a la base y se transforma en la base1, por tanto, el ácido1 y la base1 están conjugados. Por otro lado, la base y el ácido también son conjugados. Observemos que, lógicamente, esta teoría incluye a la de Arrhenius, pues los hidróxidos se disocian primero y luego los iones OH producidos cogen el H + y forman HO. EJEMPLO 3. Completar las ecuaciones siguientes e indicar los pares ácido base conjugados según la teoría de Brönsted Lowry: a) CN +H3O + b) NH4 + + OH c) NO + HO Solución: a) CN + H3O + HCN + HO B1 A A1 B b) NH4 + + OH NH3 + HO A1 B B1 A c) NO + HO HNO + OH B1 A A1 B EJEMPLO 4. De los ácidos débiles HNO y HCN, el primero es más fuerte que el segundo. a) Escribir sus reacciones de disociación en agua, especificando cuáles son sus bases conjugadas. b) Indicar, razonadamente, cuál de las dos bases conjugadas es la más fuerte. Solución: a) HNO + HO NO + H3O + (NO es la base conjugada de HNO) HCN + HO CN + H3O + (CN es la base conjugada de HCN) b) CN es una base más fuerte que NO ya que su ácido conjugado (HCN) es más débil que HNO. AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA Hay sustancias que pueden comportarse como ácido o como bases dependiendo del otro reactivo: se denominan sustancias anfóteras o anfolitos. Se ha comprobado que el agua pura posee una cierta conductividad eléctrica, lo que indica la presencia de iones. Realmente, el agua es un anfolito, ya que experimenta un débil proceso de autoionización en el que unas moléculas transfieren un H + a otras, produciéndose la reacción ácido base: HO + HO H3O + + OH ácido1 base ácido base1 IES Séneca Córdoba Pág. 3

5 Aplicando la ley de acción de masas: C = QUÍMICA º BACHILLERATO NOCTURNO + [ H O ] [ OH ] 3 [ H O] Esa constante se ha determinado experimentalmente en condiciones estándar, resultando ser 3, Por otro lado, la concentración del agua pura se calcula sabiendo que en un litro hay 1000 g, es decir, 55,55 moles. De donde [HO] = 55,55 M. Sustituyendo en C y despejando el producto de las concentraciones iónicas: [ H 3O ] [ OH ] = 3, ,55 = 10 = W Es decir, se obtiene una nueva constante, W, denominada producto iónico del agua. En agua pura las dos concentraciones iónicas serán iguales, por ello, para verificar el valor de la constante: [H3O + ] = [OH ] = 10 7 M En una disolución ácida, donde hay un exceso de hidrogeniones, se cumplirá: [H3O + ] > 10 7 M y [OH ] < 10 7 M En disoluciones básicas, lo contrario: [H3O + ] < 10 7 M y [OH ] > 10 7 M CONCEPTO DE ph Sörensen propuso el concepto de ph definiéndolo como el logaritmo de la concentración molar de protones, cambiado de signo: ph = log [H3O + ] Según ello, en una disolución neutra: ph = log 10 7 = 7. ácida, ph < 7 y en una disolución básica, ph > 7. En una disolución Por un razonamiento análogo se llega al concepto de poh: poh = log [OH ]. Como [H3O + ] [OH ]= 10 14, tomando logaritmos: log [H3O + ] + log [OH ]= 14 log [H3O + ] log [OH ] = 14. Es decir, ph + poh = 14 (a 5 C). A toda disolución ácida corresponderá un ph menor que 7 y un poh mayor que 7; las disoluciones básicas presentan un ph mayor que 7 y un poh menor que 7. EJEMPLO 5. El ph de los jabones neutros es 5,5. Calcula la concentración de los hidrogeniones y de los iones hidróxido. + Solución: a) ph = 5,5; [ H ] = 5,5 b) y la concentración de OH será: [ OH ] log [H + ] =10 5,5 = 3, M = = 3, w [ H ] M EJEMPLO 6. Calcula los gramos de NaOH que se necesitan para preparar 50 ml de una disolución acuosa de ph = 13. Na = 3 O = 16 H = 1 Solución: Si el ph = 13 poh = = 1; por tanto: [OH ] = 10 1 = 0,1 M n = M V = 0,1 0,5 = 0,05 mol Y los gramos necesarios serán: m = 0,05 40 = 1 g EJEMPLO 7. a) Cuál es el ph de 50 ml de una disolución de HCl 0,5 M? IES Séneca Córdoba Pág. 4

6 QUÍMICA º BACHILLERATO NOCTURNO b) Si añadimos agua a los 50 ml de la disolución anterior hasta alcanzar un volumen de 500 ml, cuál será el nuevo ph? Solución: a) ph = log [H + ] = log 0,5 = 0,30 b) Moles H + = M V = 0,5 0,051 = 0,05 mol 0,05 Tras la dilución, la nueva concentración será: [H + ] = = 0,5 ph = log [H + ] = log 0,05 = 1,30 0,05 M FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES Se consideran ácidos y bases fuertes los que se encuentran totalmente disociados en disoluciones diluidas. Es igual decir que un ácido fuerte es el que posee gran tendencia a ceder protones, mientras que las bases fuertes son las que muestran gran tendencia a aceptar protones. En general, cuanto más fuerte sea un ácido, más débil será su base conjugada. Se ha comprobado experimentalmente que la fuerza de los oxoácidos depende de la electronegatividad del elemento no metálico. Si es elevada atrae hacia él con más fuerza los pares de electrones compartidos con el oxígeno del enlace O H, dejando más libre el H, que es cedido con más facilidad. Otro factor que interviene es el número de oxígenos. Cuanto mayor sea éste, se comprueba que es más fuerte el ácido. En los hidrácidos la electronegatividad juega el papel contrario, puesto que el único enlace existente es el X H, de modo que a mayor electronegatividad de X, más atraído está el H y el ácido será más débil. EJEMPLO 8. Cuál es el ph de 100 ml de una disolución acuosa de NaOH 0,01 M? b) Si añadimos agua a la disolución anterior hasta un volumen de un litro cuál será su ph? Solución: a) [OH] = 0,01 M poh = log 0,01 = ph = 1 b) moles OH = 0,01 0,1 = 0,001 [OH] = 0,001 mol = 0,001 M poh=3 ph =11 1 L EJEMPLO 9. Consideremos cuatro disoluciones A, B, C y D caracterizadas por: A: [OH ] = ; B: ph = 3; C: ph = 10; D: [H3O + ] = 10 7 M a) Ordenarlas de menor a mayor acidez. b) Indicar, razonadamente, cuáles son ácidas, básicas o neutras. Solución: a) poh de la disolución A es 13 ph = 1 para A. Y el ph de D es 7. La disolución C, de ph = 10, es la de menor acidez (su ph es el mayor). Luego D, con ph = 7. Le sigue la B, de ph = 3. Y la más ácida es A, de ph = 1. b) Un ph < 7 indica disolución ácida, es decir, A y B. Un ph > 7 indica disolución básica, es decir, la C. Un ph = 7 indica disolución neutra, en nuestro caso, la D. IES Séneca Córdoba Pág. 5

7 QUÍMICA º BACHILLERATO NOCTURNO ÁCIDOS Y BASES DÉBILES. CONSTANTES DE IONIZACIÓN De una manera cuantitativa, la fuerza de un ácido se mide por su constante de disociación: cuanto mayor sea ésta, más fuerte es el ácido. Para un ácido cualquiera: HA (aq) + HO H3O + (aq) + A (aq) La constante de equilibrio puede expresarse así: C = + [ H O ] [ A ] 3 [ HA] [ H O] Puede considerarse la concentración de agua constante (55,55 M) y englobarla en C, formando una nueva constante, a, la constante de acidez o constante de disociación del ácido quedará: a = + [ H O ] [ A ] 3 [ HA] Del mismo modo, para una base cualquiera: B (aq) + HO BH + (aq) + OH (aq) Por un razonamiento análogo se llega a su constante de basicidad b o + [ BH ] [ OH ] constante de ionización de la base: = b Los ácidos siguientes: HClO4 (perclórico), HI, HBr, HCl, HNO3 y HSO4 muestran una constante de disociación prácticamente infinita, son ácidos fuertes. Sin embargo, HF tiene una a = 6,910 4 ; el ácido acético (CH3COOH) una constante a = 1,810 5 y el ácido fosfórico (H3PO4) presenta un valor intermedio. Es obvio que estos tres últimos son ácidos débiles. En cuanto a las bases fuertes, son buenos ejemplos los hidróxidos de metales alcalinos, como NaOH y OH, totalmente disociados. Por el contrario, el amoniaco muestra una constante de disociación pequeña, b = 1,810 5, tratándose, por tanto, de una base débil. Ahora bien, no debe confundirse la fuerza de un ácido o de una base con el número de protones o de iones hidróxido que tenga. Los ácidos polipróticos, o sea, los que poseen más de un protón, presentan sucesivas constantes de disociación que disminuyen mucho de forma escalonada, cediendo sus protones cada vez con mayor dificultad. Por ejemplo, el ácido sulfúrico (HSO4) es fuerte, sin embargo, el anión bisulfato (HSO4 ) es débil, con una constante a = 0,013. [ B] EL GRADO DE DISOCIACIÓN EN EL CÁLCULO DE a Y b Definimos el grado de disociación (α) de un ácido o de una base débiles como el cociente entre el número de moles ionizados en el equilibrio (x) y el número de moles iniciales (c): α = x / c. Sustituyendo las concentraciones de equilibrio en a: a = + [ H O ] [ A ] 3 [ HA] ( cα) x x x cα = = = = c x c x c cα 1 α Esa expresión nos permite hallar a a partir de α. Análogamente, se procede para el caso de una base: b cα = 1 α IES Séneca Córdoba Pág. 6

8 QUÍMICA º BACHILLERATO NOCTURNO EJEMPLO 10. La constante b del NH3, es igual a 1,810 5 a 5 ºC. Calcular: a) El ph y el grado de disociación de una disolución 0, M de amoniaco. b) La concentración de las especies iónicas. Solución: NH3 + HO NH4 + + OH Inicio c = 0, equilibrio c (1 α) c α c α c α 0, α b = 1,810 5 = 1 α 1 α 5 1,8 10 Despreciando α frente a 1, nos queda: α = = 9,510 3 = 0,95 % 0, [OH ] = c α = 0, 9,510 3 = 1, M poh =,7 y el ph = 14,7 = 11,8 b) [NH4 + ] = [OH ]= 1, M [NH3] = 0, (1 9,510 3 )= 0,198 M EJEMPLO 11. Calcular el ph de una disolución de ácido acético 0,5 M. a = 1, Solución: a) En el equilibrio, tendremos: CH3COOH CH3COO + H + x c x x x a = c x Al tratarse de un ácido débil podemos suponer que se disocia poco (x << c), y nos queda: x a x = 1, , 5 =, M = [H + ] c x << 0,5, luego nuestra aproximación fue correcta. Y el ph, por tanto: ph = log, =,67 EJEMPLO 1. A 5 ºC una disolución de amoniaco contiene 0,17 g de este compuesto por litro y está ionizado en un 4,3 %. Calcular: a) La concentración de iones amonio e hidróxido. b) La constante de basicidad del amoniaco a esa temperatura. c) El ph de la disolución. Solución: a) El amoniaco, en disolución acuosa, se disocia según el siguiente equilibrio: NH3 + HO NH4 + + OH Inicio c equilibrio c (1 α) c α c α n 0,17 /17 mol La concentración inicial de amoniaco: c = = = 0,01 M V 1 L + 4 Conocido el grado de disociación: [ OH ] = [ NH ] = cα = 0,01 0,043 = 4,3 10 M 4 IES Séneca Córdoba Pág. 7

9 b) La expresión de la constante de basicidad para el amoniaco es: c) poh = log + [ NH ][ OH ] cα 0,01 QUÍMICA º BACHILLERATO NOCTURNO ( 4,3 10 ) 5 4 b = = = 1,85 10 [ NH 3 ] 1 α 1-4 [ OH ] = log 4,3 10 = 3,37 ph = 10, 63 EJEMPLO 13. Sabiendo que la constante de ionización del ácido acético (a) tiene un valor de 1,8 10 5, calcular: a) El grado de disociación para una concentración 0,01 M. b) El ph de una disolución 0,01 M de ácido acético (CH3COOH). Solución: a) En el equilibrio, tendremos: CH3COOH CH3COO + H + c α c (1 α) c α c α a = 1,810 5 = 1 α Despreciando el grado de disociación α frente a 1, nos queda: α 1,8 10 0,01 5 = 0,044 = 4,4 % b) [H + ] = c α = 0,01 0,044 = 4,410 4 M ph = 3,37 0,01 1 α α EJEMPLO 14. Se preparan 10 L de disolución de un ácido monoprótico HA, de masa molar 74, disolviendo en agua 37 g de éste. La concentración de H3O + es 0,001 M. Calcular: a) El grado de disociación del ácido en disolución. b) El valor de la constante a. Solución: a) En primer lugar hallaremos la concentración del ácido: 37 /74 [HA]= = 0,05 M 10 El equilibrio de disociación: HA A + H + c (1 α) c α c α 0,001 Por tanto, [H + ] = 0,001 M = c α, de donde α = = 0,00 (0,%) 0,05 b) Sabemos que podemos expresar la constante: cα 0,05 0,00 a = = =, α 1 0,00 7 INDICADORES Un indicador ácido base es una sustancia de carácter ácido o básico débil que presenta colores distintos según la disolución sea ácida o básica. Normalmente son sustancias orgánicas de carácter ácido, cuyo equilibrio de disociación se representa así: HIn (color A) + HO H3O + + In (color B) IES Séneca Córdoba Pág. 8

10 QUÍMICA º BACHILLERATO NOCTURNO Si el medio es ácido, la concentración de protones es elevada y el equilibrio se encuentra desplazado hacia la izquierda, predominando el color A. En medio básico, sin embargo, la concentración de H3O + es pequeña, por lo que la reacción se desplazará hacia la derecha y la disolución adquirirá el color B. Existe una amplia gama de indicadores. El más utilizado es la fenolftaleína que es incolora en disolución en medio ácido y rosada en medio básico. HIDRÓLISIS Se produce hidrólisis cuando tiene lugar la reacción entre un compuesto y el agua. Literalmente significa rotura por medio del agua y es el proceso contrario a la neutralización. Para estudiar la hidrólisis de una sal es necesario considerar el tipo de ácido y de base que la han originado. Así, encontramos cuatro casos: a) Sal de ácido fuerte y base fuerte. Como son: Cl, NaCl y NaNO3. Al disolverse en agua la sal se disocia completamente y la disolución resultante es neutra, ya que ambos iones son ácido y base muy débiles y no sufren hidrólisis, es decir no reaccionan con el agua. El ph resultante es 7. Por ejemplo: NaCl + HO Na+ (aq) + Cl (aq) b) Sal de ácido débil y base fuerte. Por ejemplo: CH3COONa (acetato sódico), NaCO3 (carbonato sódico), CN (cianuro potásico). Al disolverse en agua la sal se disocia. El catión es un ácido muy débil y no experimenta hidrólisis, ya que proviene de una base fuerte. No obstante, el anión es una base fuerte, sufriendo hidrólisis: A + HO HA + OH ; se producen aniones OH, por tanto la disolución resultante es básica, ph > 7. c) Sal de ácido fuerte y base débil. Como NH4Cl (cloruro amónico) y NH4NO3 (nitrato amónico). El anión no reacciona al disociarse la sal en agua, puesto que se trata de una base muy débil. Sin embargo, el catión es un ácido fuerte y se hidroliza produciendo protones con lo que la disolución resultante es ácida, ph < 7. d) Sal de ácido y base débiles. Como el acetato amónico o el carbonato amónico. Los dos iones disueltos se hidrolizan y el resultado final tendrá ph < 7 o ph > 7 según la fuerza relativa de los iones. EJEMPLO 15. a) El ph de una disolución de un ácido monoprótico (HA) de concentración M es,3. Se trata de un ácido fuerte o débil? Razonar la respuesta. b) Explicar si el ph de una disolución acuosa de NH4Cl es mayor, menor o igual a siete. Solución: a) ph =,3 [H + ] = M, es la misma concentración inicial de HA, luego es un ácido totalmente disociado, es decir, un ácido fuerte. b) Cuando el cloruro amónico se disuelve en agua, inmediatamente se disocia en iones Cl (cloruro) e iones NH4 + (amonio). IES Séneca Córdoba Pág. 9

11 QUÍMICA º BACHILLERATO NOCTURNO El primero, por ser la base conjugada de un ácido fuerte (HCl), será una base muy débil y prácticamente no reacciona con el agua, es decir, no se hidroliza y simplemente pasa a la disolución como un anión hidratado. En cambio, el ion amonio es el ácido conjugado de la base NH3 (amoniaco). Por ser el amoniaco una base débil, el ion amonio será un ácido relativamente fuerte, que sufrirá la hidrólisis según la reacción: NH4 + + HO NH3 + H3O + y, puesto que se generan hidrogeniones, la hidrólisis tiene carácter ácido, siendo el ph resultante inferior a 7. EJEMPLO 16. Razonar, mediante un ejemplo, si al disolver una sal en agua se puede obtener: a) Una disolución de ph básico. b) Una disolución de ph ácido. c) Una disolución de ph neutro. Solución: a) Con la hidrólisis de una sal procedente de ácido débil y base fuerte como acetato sódico o fluoruro sódico. El anión se hidroliza: F + HO HF + OH, dando ph básico. b) Con la hidrólisis de una sal procedente de ácido fuerte y base débil, como cloruro amónico. El catión se hidroliza: NH4 + + HO NH3 + H3O +, resultando ph ácido. c) En el caso de una sal formada por iones procedentes de ácidos y bases fuertes, como NaCl, Br, NaSO4, al disolverla en agua ninguno de los iones se hidroliza, pues son muy débiles, resultando neutra la disolución. EJEMPLO 17. En 50 ml de una disolución acuosa de HCl 0,05 M se disuelven 1,5 g de NaCl. Suponiendo que no se altera el volumen de la disolución, calcular: a) La concentración de cada uno de los iones. b) El ph de la disolución. Masas atómicas: Na = 3; Cl = 35,5. Solución: a) Debemos considerar la disociación del ácido y la de la sal: HCl H + + Cl NaCl Na + + Cl Además, la concentración de ácido inicial es 0,05 M, mientras que la de sal se obtendrá: 1,5 58,5 [NaCl] = = 0, 513 M 0,05 Teniendo en cuenta lo anterior, las concentraciones iónicas serán: [H + ] = 0,05 M [Na + ] = 0,513 M [Cl ] = 0,05 M + 0,513 M = 1,013 M. Para calcular [OH ] hemos de considerar el producto iónico del agua: b) ph = log 0,05 = 1,30 [OH ] = + [ H ] = =, 10 0,05 M IES Séneca Córdoba Pág. 10

12 VALORACIONES ÁCIDO BASE QUÍMICA º BACHILLERATO NOCTURNO Recordemos que la reacción que tiene lugar entre un ácido y una base, dando origen a una sal y formándose agua es la neutralización. Esta reacción se usa en las valoraciones o volumetrías ácido base. Una valoración ácido base es el procedimiento a través del cual se determina la concentración de un ácido o de una base a partir de la concentración conocida de una base o de un ácido, por neutralización. El procedimiento, como se ve en la figura, consiste en dejar caer, gota a gota, sobre el líquido problema una disolución básica (o ácida) que lo neutralice completamente. El método exige el uso de una disolución de concentración perfectamente conocida (disolución patrón). Para determinar el punto de equivalencia, es decir, cuando se completa exactamente la neutralización, se emplean indicadores que cambian el color de la disolución. En dicho punto se cumple que el número de moles de H + es igual al de OH. La valoración de un ácido se llama acidimetría y la de una base, alcalimetría. Bureta con disolución patrón Erlenmeyer con disolución problema + indicador EJEMPLO 18. Una disolución acuosa de ácido clorhídrico tiene una riqueza en peso del 35 % y una densidad de 1,18 g/cm 3. Calcular: a) El volumen de esa disolución que debemos tomar para preparar 500 ml de disolución 0, M de HCl. b) El volumen de disolución de NaOH 0,15 M necesario para neutralizar 50 ml de la disolución diluida del ácido. Masas atómicas: H = 1; Cl = 35,5. Solución: a) Para preparar la disolución necesitamos conocer: n =M V = 0, 0,5 = 0,1 36,5 g mol, es decir: m = 0,1 mol = 3,65g HCl. Como la riqueza del ácido clorhídrico mol 3,65 concentrado es del 35%, se necesitarán: = 10,4 g de disolución. 0,35 El volumen necesario podemos calcularlo a partir de la densidad: m m 10,4 d = V = = = 8,8 ml V d 1,18 IES Séneca Córdoba Pág. 11

13 QUÍMICA º BACHILLERATO NOCTURNO b) Para la neutralización se cumple que moles H + = moles de OH : Ma. Va = Mb. Vb luego 0, 0,05 = 0,15 V V = 0,066 L (66 ml) EJEMPLO 19. Calcular el volumen de disolución de OH 0,610 M necesario para neutralizar totalmente 0,0 ml de disolución de HSO4 0,45 M. Solución: Puesto que el ácido es diprótico: Moles de H + = Ma Va. Ahora se cumplirá: Ma Va = Mb Vb, luego: 0,45 0,0 = 0,61 Vb Vb = 0,016 L = 16 ml EJEMPLO 0. Determinar el ph de la disolución que resulta al mezclar 50 ml de una disolución 0,03 M de ácido perclórico, HClO4, y 50 ml de una disolución 0,05 M de NaOH. (suponer que los volúmenes son aditivos). Solución: Moles OH = M V = 0,05. 0,05 =, mol Moles H + = M V = 0,03. 0,05 = 1, mol Por tanto, sobran 0,001 mol de OH, resultando: 0,001 poh = log[oh ] = log = 0,1 ph= 1 EJEMPLO 1. Halla el ph de la disolución que se obtiene al añadir 5 ml de NaOH 0,16 M a 50 ml de HCl 0,10 M. Solución: Moles OH = M V = 0,05 0,16 = 0,004 mol Moles H+ = M V = 0,05 0,1 = 0,005 mol Por tanto sobran 0,01 mol de H +, resultando así el siguiente ph: 0,001 ph = log [H + ] = log = 0,075 1,88 EJERCICIOS PROPUESTOS 1) Escribir las reacciones de disociación de las siguientes sustancias en disolución acuosa: a) Hidróxido sódico. b) Ácido nítrico. c) sulfato potásico. ) Completar y ajustar las siguientes reacciones de neutralización: a) Ácido bromhídrico + hidróxido sódico. b) Ácido nítrico + hidróxido de calcio. c) Hidróxido potásico + ácido sulfhídrico. d) Ácido carbónico + hidróxido potásico. e) Ácido ortofosfórico (también llamado fosfórico) + hidróxido de estroncio. IES Séneca Córdoba Pág. 1

14 QUÍMICA º BACHILLERATO NOCTURNO 3) Completar las ecuaciones siguientes e indica los pares ácido base conjugados, según la teoría de Brönsted Lowry: a) HF + HO b) HNO3 + HO 4) Aplicando la teoría de Brönsted Lowry razonar si son ácidos o bases las siguientes especies químicas en disolución acuosa: a) I b) PO4 3 c) HSeO3 d) NH4 + e) HCO3 f) NH3 5) Indicar las bases conjugadas de los ácidos H3O + y HNO y los ácidos conjugados de las bases Cl y HSO4. 6) a) Qué significado tienen los términos fuerte y débil referidos a un ácido o a una base? b) Si se añade agua a una disolución de ph = 4, qué le ocurre a la concentración de H3O+? 7) Ordenar, razonadamente, de menor a mayor fuerza relativa los siguientes ácidos: a) HClO3, HClO4, HSeO3. b) HF, HBr, HCl. 8) Tenemos 50 ml de una disolución de OH 0, M. a) Cuántos moles de OH hay disueltos? b) Cuántos gramos de OH hay disueltos? c) Describir el procedimiento e indicar el material necesario para preparar la disolución. Masas atómicas: H = 1; O = 16; = 39. SOLUCIÓN: a) 0,05 mol b),8 g 9) Explicar si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) La base conjugada de un ácido fuerte es débil. b) El ph de una disolución ácida puede ser negativo. c) En una disolución básica no hay iones H3O+. 10) Calcular el ph de las siguientes disoluciones: a) HCl 0,5 M. b) NaOH 0,4 M. SOLUCIÓN: a) 0,60 b) 13,60 11) Hallar la concentración de una disolución de ácido acético CH3COOH que tiene un ph =,7. Dato: a = 1, SOLUCIÓN: 0,0 M IES Séneca Córdoba Pág. 13

15 QUÍMICA º BACHILLERATO NOCTURNO 1) Una disolución de hidróxido sódico tiene la misma concentración que otra de hidróxido cálcico. Razonar cuál de las dos tendrá un ph mayor. 13) Cierta base BOH está ionizada el 1,0 % en una disolución 0,50 M. Hallar su ph. SOLUCIÓN: 11,70 14) Determinar la concentración que debe tener una disolución de HNO para que tenga un ph de,50. a = 4, SOLUCIÓN: 0,05 M 15) En 500 ml de una disolución acuosa 0,1 M de NaOH, determinar: a) La concentración de iones OH. b) El ph. SOLUCIÓN: b) 13 16) Determinar el ph de una disolución de ácido acético, CH3COOH, que se encuentra ionizado en un 1,3 %, sabiendo que a = 1, SOLUCIÓN:,86 17) Razonar la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) A igual molaridad, cuanto más débil es un ácido menor es el ph de sus disoluciones. b) No existen disoluciones diluidas de un ácido fuerte. 18) a) Cuál es la concentración en HNO3 de una disolución cuyo ph es 1? b) Describir el procedimiento e indicar el material necesario para preparar 100 ml de disolución de HNO3 10 M a partir de la anterior. Masas atómicas: N = 14 O = 16 H = 1 SOLUCIÓN: b) 10 ml 19) Se disuelven 3 g de ácido metanoico, HCOOH, en agua hasta obtener 10 litros de disolución. La concentración de iones H3O + es 0,003 M. Calcular: a) El ph de la disolución y el grado de disociación. b) La constante a del ácido. Masas atómicas: H = 1; C = 1; O = 16. SOLUCIÓN: a),5 y 6 % b) 1, ) Predecir el carácter ácido o básico de la disolución de las siguientes sales en agua: a) NaCO3 b) CH3COO c) CsCl d) NH4Br. 1) Se disuelven 5 g de NaOH en agua suficiente para preparar 300 ml de disolución. Hallar: a) La molaridad de la disolución y el valor del ph. IES Séneca Córdoba Pág. 14

16 QUÍMICA º BACHILLERATO NOCTURNO b) La molaridad de una disolución de HBr, de la que 30 ml de la misma son neutralizados con 5 ml de la disolución de la base. Masas atómicas: H = 1; O = 16; Na = 3. SOLUCIÓN: a) 0,417 M y 13,6 b) 0,3475 M ) Se disuelven 5 g de NaOH en agua suficiente para preparar 500 ml de disolución. Usamos esta disolución para valorar otra de HBr de concentración desconocida. a) Si se consumen 5 ml de la disolución anterior de NaOH para neutralizar 30 ml de la disolución de HBr Cuál es la molaridad del ácido? Pesos atómicos: O 16 H 1 Na 3 b) Si se mezclan 50 ml de la disolución anterior de base y otros 50 ml de la disolución anterior de ácido, Cuál es el ph de la disolución resultante? SOLUCIÓN: a) 0,08 b) 13,16 3) a) Calcular los gramos de NaOH que se necesitan para preparar 50 ml de una disolución acuosa de ph = 13. b) Hallar el ph de la disolución que se obtiene al añadir 50 ml de NaOH 0,16 M a 50 ml de HCl 0,10 M. Masas atómicas: Na = 3 O = 16 H = 1 SOLUCIÓN: a) 1 b) 1,88 4) Hallar la masa de Ca(OH) que puede ser neutralizada con 100 ml de HCl 5 M. Pesos atómicos: Ca 40 O 16 H 1 SOLUCIÓN: 18,5 g 5) Hallar el ph resultante al mezclar 35 ml de disolución de NaOH 0, M con 45 ml de disolución de HCl 0,1 M. SOLUCIÓN: 1,49 6) Se tiene una disolución acuosa de CH3COOH 0,05 M. Calcular: a) El grado de disociación del ácido acético. b) El ph de la disolución. Dato: a = 1, SOLUCIÓN: a) 1,9 % b) 3,0 7) a) Qué volumen de disolución de NaOH 0,1 M se necesitaría para neutralizar 10 ml de disolución acuosa de HCl 0, M? b) Cuál es el ph en el punto de equivalencia? SOLUCIÓN: a) 0 ml 8) La codeína es un compuesto monobásico de carácter débil, cuya constante de disociación es b = Hallar: a) El ph de una disolución acuosa 0,0 M de codeína. b) El valor de la constante de acidez del ácido conjugado de la codeína. SOLUCIÓN: a) 10,13 b) 1, IES Séneca Córdoba Pág. 15

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