REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES

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1 REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES 1. Teorías sobre la naturaleza de los ácidos y bases. 2. Electrólitos. 3. Fuerza de los ácidos y bases. Constantes de ionización. 4. Ionización del agua. 5. ph. 6. Hidrólisis. 7. Indicadores. 8. Volumetrías ácido base. 9. Disoluciones reguladoras. 1. TEORIAS SOBRE LA NATURALEZA DE LOS ACIDOS Y BASES. Desde antiguo se diferenciaba entre sustancias ácidas y básicas. En 1.789, LAVOISIER consideraba que: Ácido era una sustancia que en disolución acuosa: Conduce la corriente eléctrica. Reacciona con algunos metales (Zn, Fe, etc.) desprendiendo hidrógeno. Enrojece la tintura de tornasol y decolora la fenolftaleina. Posee sabor agrio y produce una sensación punzante al contacto con la piel. Ejemplos: Vinagre, limón, HCl, H 2 SO 4, HNO 3, etc. Base o álcali era una sustancia que en disolución acuosa: Conduce la corriente eléctrica. Azulea el papel de tornasol y enrojece la fenolftaleina. Posee sabor amargo (caústico) y produce una sensación suave al tacto. Reacciona con los ácidos, desapareciendo las propiedades de ambos. Ejemplos: Sosa (NaOH), potasa (KOH), Ca(OH) 2, etc. Posteriormente en 1.887, ARRHENIUS consideró que: Ácido es una sustancia que se disocia en agua, produciendo protones (H + ). HA H 2 O A (aq) + H + (aq) ; Ejemplo: HCl H 2 O Cl (aq) + H + (aq) Ejemplos: Los ácidos clásicos: HCl, H 2 SO 4, HNO 3, etc. Base es una sustancia que se disocia en agua, produciendo OH hidroxilo o hidróxido). (iones oxidrilo, BOH H 2 O B + (aq) + OH (aq) ; Ejemplo: NaOH H 2 O Na + (aq) + OH (aq) Ejemplos: Los hidróxidos de los metales (alcalinos y alcalinotérreos). página 1

2 * Según esta teoría la reacción de neutralización (entre un ácido y una base) en su forma molecular es: Ácido + Base Sal + Agua Ejemplo: 2 HCl + Ba(OH) 2 BaCl H 2 O, aunque en realidad intervienen los iones: 2 Cl (aq) + 2 H + (aq) + Ba 2+ (aq) + 2 OH (aq) Ba 2+ (aq) + 2 Cl (aq) + 2 H 2 O como los iones Cl y Ba 2+ no afectan al carácter ácidobásico se les llama iones espectadores, y la reacción general de neutralización, válida para cualquier reacción, es: H + (aq) + OH (aq) H 2 O Objeciones: Hay sustancias como el amoníaco (NH 3 ) que tienen un carácter básico inexplicable con esta teoría, ya que no tiene grupos OH. Para corregir éste y otros casos semejantes, surgió en una nueva teoría: TEORÍA DE BRÖNSTED Y LOWRY o TEORÍA PROTÓNICA: Ácido sustancia capaz ceder protones H + a otra (por ejemplo al agua). HA + H 2 O A + H 3 O + (ión hidronio u oxonio). Ej: HCl + H 2 O Cl + H 3 O + Base sustancia capaz de aceptar protones H + de otra (por ejemplo del agua). B + H 2 O BH + + OH ; Ejemplo: NH 3 + H 2 O NH OH Los iones A y BH +, a su vez, pueden captar o ceder protones (H + ) para formar HA y B, ya que la reacción es reversible, comportándose en consecuencia como bases o ácidos, respectivamente, de ahí que se llamen base y ácido conjugados de HA y B. HA + H 2 O A + H 3 O + ; B + H 2 O BH + + OH ácido base conjugada base ácido conjugado Las parejas HA y A BH + B se llaman pares conjugada. * Observando las dos reacciones anteriores, el agua (H 2 O) o cualquier disolvente tiene un doble comportamiento: en la primera se comporta como base y en la segunda como ácido, por lo que se llama sustancia anfótera, anfiprótica o anfolito. HCl + H 2 O Cl + H 3 O + ; NH 3 + H 2 O NH OH base ácido En realidad, muchas sustancias excepto los ácidos y las bases más fuertes son sustancias anfóteras; depende con quién se enfrenten. página 2

3 Como se observa, las reacciones son reacciones de transferencia de protones; de forma general: (Acido) 1 + (Base) 2 (Base) 1 + (Acido) 2 Ejemplos: AcH + NH 3 Ac + NH + 4 (ión amonio) NH 3 + NH 3 + NH 4 + NH 2 (ión amiduro) * En esta teoría la reacción de neutralización es un caso particular de las reacciones de transferencia de protones: H 3 O + (aq) + OH (aq) 2 H 2 O * La teoría de Brönsted y Lowry es más amplia y acertada que la de Arrhenius; considera que una sustancia es intrínsecamente ácida o básica sin necesidad de disolverla en agua, ya que está referida a la posibilidad de cesión o captación de H + a otra sustancia, por tanto, se puede aplicar a cualquier disolvente, y además de las sustancias moleculares neutras se incluyen los cationes y aniones, que no se consideraban en la teoría de Arrhenius. Ejemplos: Ácidos de Brönsted Bases de Brönsted S. moleculares HCl, H 2 SO 4, etc. NH 3, NaOH, Ba(OH) 2, etc. Aniones HS, HSO 4, etc. Cl, N 3, NH 2, HS, S 2, etc. Cationes NH + 4, H 3 O +, etc. [Al(OH)(H 2 O) 5 ] ELECTRÓLITOS. Son sustancias (ácidos, bases, sales) que en disolución acuosa conducen la corriente eléctrica, lo cual se debe a la existencia de iones en disolución con libertad de movimiento. Son de dos tipos: Iónicos (NaCl, CaF 2, etc.), en los que ya existen los iones en estado sólido. Moleculares (HCl, H 2 SO 4, etc.), los iones se producen por reacción con el agua. Además, dependiendo del grado de disociación pueden ser fuertes (HCl) o débiles (AcH). 3. FUERZA DE LOS ACIDOS Y BASES. CONSTANTES DE IONIZACION. El carácter ácido y básico así como la fortaleza del mismo son relativos, depende del disolvente utilizado. Tomando como referencia el agua H 2 O, cuanto más desplazado hacia la derecha esté el equilibrio HA + H 2 O A + H 3 O +, más fuerte es el ácido. Igualmente con la base, cuanto más desplazado hacia la derecha esté el equilibrio B + H 2 O BH + + OH más fuerte es la base. De aquí se deduce que a un ácido fuerte le corresponde una base conjugada débil y viceversa. página 3

4 De forma cuantitativa, la fortaleza se expresa por la constante del equilibrio: HA + H 2 O [ A + H 3 O + ] [ + A. H O ] 3, K c = como se trabaja con disoluciones diluidas, la [H 2 O] cte. [ A ] [ + H O ] por lo que: K c. [H 2 O] = cte. = K a = 3 [ HA] [ HA]. [ H O] ; /18 = 55,55 moles / litro 1 K a es la constante de acidez, de disociación o de ionización del ácido (depende de la T). A mayor Ka, mayor fortaleza del ácido [ A ] [ H O ] K a = + 3 [ HA] De igual forma, para una base cualquiera: B + H 2 O BH + + OH [ ] [ ] + BH. OH K b = [ B] siendo K b la constante de basicidad, de disociación o de ionización de la base (depende de la T). A mayor K b mayor fortaleza de la base. Ácidos fuertes Ácidos modera damente fuertes Ácidos débiles Pares conjugados HClO 4 / ClO 4 HNO 3 / NO 3 Ka Muy grande HCl /Cl, HBr/Br, HI / I H 2 SO 4 / HSO 4 H 3 O + / H 2 O 1 Ctes de acidez H 2 SO 3 / HSO 3 1, Ka (a 25ºC) HF / F 3, AcH / Ac 1, Ácidos orgánicos 10 4 a 10 6 H 2 CO 3 / HCO 3 4, H 2 S / HS 9, HCN / CN 4, Un ácido es fuerte si Ka 1 Un ácido es moderadamente fuerte si 1 > K a 10 4,5 Un ácido es débil si K a < 10 4,5 * Como bases fuertes podemos citar los iones O 2, NH 2, OH y las bases conjugadas de los ácidos débiles (CN, HS ), y como bases débiles: el amoniaco, NH 3 ( Kb = 1, ), las aminas y las bases conjugadas de los ácidos fuertes (Cl, HSO 4 ) página 4

5 Observaciones: a) En disolución acuosa no puede haber, en cantidades apreciables, ácidos más fuertes que el ión H 3 O + (ácido conjugado del agua), ni bases más fuertes que el ión OH (base conjugada del agua), ya que se encontrarían casi totalmente disociados; de ahí que al H 2 O se le llame disolvente nivelador. Ejemplos: HNO 3 + H 2 O NO 3 + H 3 O + ; O 2 + H 2 O 2 OH b) Los valores de las K a, permiten predecir el sentido en el que está desplazada una reacción : Ejemplo: HSO 4 + F 2 SO 4 + HF K a HSO 4 / SO 4 2 = 1, ; K a HF/F = 6, El HSO 4 es un ácido más fuerte que el HF, por lo que el equilibrio está desplazado hacia la derecha. c) No se debe confundir la fortaleza de un ácido con el número de protones que puede ceder por molécula. Monopróticos: Solo ceden un H + (HCl, HNO 3, ) Polipróticos: Dipróticos: pueden ceder dos protones (H 2 SO 4, H 2 CO 3, ) Tripróticos: pueden ceder tres protones (H 3 PO 4, ) Los ácidos polipróticos tiene sucesivas constantes de ionización cuyo valor va decreciendo: K a1 > K a2 > K a3 Ejemplo: H 2 SO 4 + H 2 O HSO 4 + H 3 O + ; K a1 = 10 3 K a K a2 HSO H 2 O SO 4 + H 3 O + ; K a2 =1, IONIZACION DEL AGUA El agua es un electrólito débil, es decir, conduce débilmente la electricidad, lo cual indica que está disociada parcialmente. H 2 O + H 2 O [ ] [ ] + H3O. OH K c = K c.[ O] H 3 O + + OH (autoionización o autoprotólisis) [ H O] 2 2 H = K w = [ O ]. [ OH ] ; K c tiene un valor muy pequeño, lo que indica que la [ H 2 O] es prácticamente constante: [ O] H 3 ; H 2 + K w = [ O ]. [ OH ] 55,5 moles/litro K w se llama constante iónica o producto iónico del agua, y su valor a 25ºC es K w =10 14 H 3 página 5

6 K w permite calcular la relación entre K a y K b de cualquier par conjugada: HA + H 2 O [ A + H 3 O + ] [ + A. H O ] 3 ; K a = [ HA] A + H 2 O HA + OH ; K b = [ [ ] [ ] ] HA. OH A [ ] [ + A. H O ] [ ] [ ] 3 HA. OH + K a. K b =. = [ HA] [ A ] [ H 3 O ]. [ OH ] ; 5. ph En el agua pura [H 3 O + ] = [OH ], y se dice que es neutra. A 25ºC, [H 3 O + ] = 10 7 M De igual forma si en una disolución cualquiera (de ácido, base o sal): * [H 3 O + ] = [OH ] = 10 7 M, se dice que es neutra. * [H 3 O + ] > [OH ], o bien [H 3 O + ] > 10 7 M y [OH ] < 10 7 M, se dice que es ácida. Esto se consigue añadiendo un ácido al agua, ya que, por el Principio de Le Chatelier, el equilibrio iónico del agua H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH se desplazará hacia la izquierda debido a que aumenta la [H 3 O + ]. Al desplazarse hacia la izquierda, la [OH ] disminuye siendo menor que 10 7 M. * [H 3 O + ] < [OH ], o bien [H 3 O + ] < 10 7 M y [OH ] > 10 7 M, se dice que es básica. Se consigue añadiendo una base al agua. + * En cualquier disolución acuosa se cumple siempre: [ O ]. [ OH ] K a. K b = K w H 3 = Para indicar [H 3 O + ] y [OH ] con números más sencillos, el bioquímico danés Sörensen introdujo los términos de ph y poh, definidos de la siguiente manera: ph = log [H 3 O + ] poh = log [OH ] A partir del producto iónico del agua, resulta fácil comprobar que a 25ºC: ph + poh = 14 Una disolución es neutra si el ph = 7 ( poh = 7 ) Una disolución es ácida si el ph < 7 ( poh > 7 ) Una disolución es básica si el ph > 7 ( poh < 7 ) Generalmente el ph de una disolución está comprendido entre 0 y 14, aunque las disoluciones muy concentradas de ácidos fuertes tienen el ph negativo. Conocido el ph, la concentración de iones hidronio se calcula mediante la operación: [H 3 O + ] = antilog (ph) es decir: [H 3 O + ] = 10 p H página 6

7 Al igual que con el ph también se definen los términos: pk a = log K a como K a. K b = 10 14, tomando log en los dos miembros pk b = log K b pk a + pk b = 14 Un ácido es fuerte si su pk a 0 Un ácido es moderadamente fuerte si 0 < pk a 4,5 Un ácido es débil si pk a > 4,5 * Cálculo de problemas de ph Ácidos y bases fuertes: Se considera que están totalmente disociados y que los H 3 O + proceden exclusivamente del ácido (o los OH de la base en su caso), sin tener en cuenta la disociación del agua. La 2ª aproximación es válida siempre que la concentración del ácido o de la base sea mayor de 10 6 M. Ejercicio resuelto: Calcula el ph de una disolución 0,1 M de HCl. HCl + H 2 O Cl + H 3 O + [ ] i 0,1 0 0 [ ] e 0 0,1 0,1 Al ser un ácido fuerte, está totalmente disociado y la [H 3 O + ] es 0,1 M, frente a la cual la procedente del agua (<10 7 M) es despreciable, luego el ph = log 0,1 = 1 Ácidos y bases débiles: Se hacen dos aproximaciones para facilitar el cálculo del ph: Se considerará únicamente como [H 3 O + ] la procedente del ácido, siempre que su concentración mayor que 10 6 M y que su constante de acidez sea mayor de Igualmente para las bases ( los OH sólo proceden de la disociación de la base). α es despreciable frente a 1 cuando va sumando o restando, siempre que K sea inferior a Ejercicio resuelto: Calcula α y el ph de una disolución de AcH 0,055 M, si K a = 1, AcH + H 2 O Ac + H 3 O + [ ] i Co 0 0 [ ]e Co(1α) C o α C o α [ ] [ ] + Ac. H 3O K a = [ HAc] ; K a = C 0 α. C C (1 α) 0 0 α = C α α Por ser un ácido débil, α<<1, luego K a = C 0.α 2 ; de donde α = 5 K a 1,77.10 = C0 0, 055 α =1, , y como [H 3 O + ] = C 0.α = 0,055. 1, M = 9, M 10 3 M, ; luego el ph = log 10 3 ; ph = 3 página 7

8 6. HIDRÓLISIS Las sales son compuestos iónicos (formados por cationes y aniones) solubles en agua; Algunas sales neutras (sin H ni OH en sus moléculas) presentan carácter ácido o básico en disolución acuosa, debido a que alguno de sus iones reaccionan con el agua. A este proceso se le llama hidrólisis. Se pueden dar cuatro casos: Sal de ácido fuerte y base fuerte ( NaCl, KNO 3, etc.). Tomamos como ejemplo el NaCl. Al disolverse en agua: NaCl H 2 O Na + + Cl, ni los iones Na + ni los iones Cl reaccionan con el agua por ser muy débiles, ya que proceden de una base muy fuerte (NaOH) y de un ácido muy fuerte (HCl ). Por tanto, la disolución será neutra, ya que los iones H 3 O + proceden exclusivamente del agua. Sal de ácido fuerte y base débil ( NH 4 Cl, NH 4 NO 3, etc.). Tomamos como ejemplo el NH 4 Cl. Al disolverse en agua: NH 4 Cl H 2 O NH Cl el ión Cl no reacciona con el agua por ser una base muy débil, ya que procede de un ácido muy fuerte (HCl), sin embargo, el catión NH + 4 es un ácido fuerte, pues procede de una base débil, el NH 3. NH H 2 O NH 3 + H 3 O +, por tanto, la disolución será ácida. La constante de este equilibrio se llama constante de hidrólisis y coincide con la Ka del ion ácido: K h = K a (NH + K [ ] [ ] + w NH3. H 3O 4 ) = = + K (NH ) NH b 3 [ ] Las sales amónicas originan, por tanto, disoluciones ácidas, con ph inferior a 7. 4 Sal de ácido débil y base fuerte ( AcNa, KCN, Na 2 CO 3, etc.). Tomamos como ejemplo el acetato de sodio: AcNa H 2 O Na + + Ac, el ión Na + no reacciona con el agua por ser un ácido muy débil, sin embargo, el ión Ac es una base fuerte, pues procede de un ácido débil ( AcH ). Ac + H 2 O AcH + OH, por tanto, la disolución será básica. La constante de este equilibrio se llama constante de hidrólisis y coincide con la Kb del ion base: K h = K b (Ac ) = K a K w (AcH) [ ] [ ] AcH. OH = [ Ac ] Las sales de acetato originan, por tanto, disoluciones básicas, con ph mayor que 7. página 8

9 Sal de ácido débil y base débil (AcNH 4, NH 4 CN, etc.). Tomamos como ejemplo el acetato de amonio: AcNH 4 H 2 O NH Ac, los dos iones reaccionan con el agua por ser fuertes, ya que proceden de ácido débil (AcH) y base débil (NH 3 ). NH H 2 O NH 3 + H 3 O +, con Kh 1 = Ka (NH + 4 ) El catión amonio libera grupos hidronio bajando el ph, cuya cuantía dependerá del valor que tenga la constante de hidrólisis del ión NH 4 + Ac + H 2 O AcH + OH, Kh 2 = Kb (Ac ) El anión acetato liberará grupos oxidrilo subiendo el ph, cuya cuantía dependerá del valor que tenga la constante de hidrólisis del ión Ac La disolución será ácida, básica o neutra, según el grado de cada una de las hidrólisis: Si K h1 es mayor que K h2 la disolución será ácida. Si K h1 es menor que K h2 la disolución será básica. Si K h1 es igual que K h2 la disolución será neutra. En este caso concreto del acetato amónico las dos constantes son iguales ( K h1 = K h2 ), por lo que la disolución resulta ser neutra. 7. INDICADORES ÁCIDOBASE. El ph de una disolución se puede conocer de dos formas: Directa: con unos aparatos llamados pehachímetros. Indirecta y aproximada: con los indicadores. Los indicadores son disoluciones de ácidos o bases orgánicas complejas débiles, en las que el ácido y su base conjugada tienen diferente color, por lo que dependiendo del ph del medio adoptan una coloración u otra. Ejemplo: Anaranjado de metilo ( lo formulamos de forma sencilla como HIn). HIn + H 2 O rojo In + H 3 O + amarillo Si la disolución a la que se añade el indicador hace que [HIn] [In ], es decir, coexisten las dos especies en concentraciones aproximadamente iguales, adoptará una coloración naranja (rojo + amarillo). Si la disolución a la que añade el indicador es ácida, el equilibrio del indicador, según el Principio de Le Chatelier, se desplazará a la izquierda, por lo que [HIn] > [In ] y el color será rojo. página 9

10 Si la disolución a la que se añade el indicador es básica, algunos OH procedentes de la base reaccionarán con los H 3 O + procedentes del indicador (para que se cumpla el producto iónico del agua), por lo que el equilibrio del indicador se desplazará hacia la derecha y, por tanto, [HIn] < [In ] y el color será amarillo. * Para que predomine un color es necesario que [HIn] > 10. [In ], o [In ] > 10. [InH], lo cual representa una variación de 2 unidades en el ph, es decir, los indicadores no cambian de color a un ph fijo, sino que tienen una zona de viraje de 2 unidades de ph: medio ácido cambio ph medio básico pk a Anaranjado de metilo rojo 3 4,5 amarillo 4,2 Tornasol rojo 6 8 azul 7 Fenolftaleina incoloro 8 9,5 rosa 9,5 Azul de bromotimol amarillo 6 7,8 azul 7,1 El llamado indicador universal está formado por una mezcla de varios indicadores y se suele presentar impregnando unas pequeñas tiras de papel, de ahí que se le conozca como papel indicador, e indica de un modo aproximado el valor del ph de una disolución según la coloración que tome al introducirlo en ella. 8. VOLUMETRÍAS O VALORACIONES ÁCIDOBASE. Si a 50 cm 3 de una disolución HCl 0,1 M le vamos añadiendo una disolución de NaOH 0,1 M, se observa la siguiente evolución del ph: V(cm 3 ) NaOH ph , , ,5 (Figura 1) En las proximidades del punto final de la reacción (50 cm 3 de NaOH) llamado punto de equivalencia o punto de neutralización hay un cambio brusco de 6 unidades de ph, por lo que utilizando tornasol como indicador, queda identificado dicho punto por el cambio de color de la disolución de rojo a azul, aunque se determina con mayor precisión por el punto de inflexión de la curva de valoración ( ph frente a V de NaOH añadido) (figura 1). Basándose en este cambio brusco de ph, se ha desarrollado la técnica llamada volumetría o valoración : Es una reacción que permite determinar la concentración desconocida de un ácido (o de una base), midiendo el volumen de otra disolución de base (o de ácido) de concentración conocida, que se necesita para su neutralización. página 10

11 Procedimiento Valoración de un ácido fuerte con una base fuerte: Acidimetría HCl + NaOH NaCl + H 2 O Se pone en el matraz un cierto volumen (V A ) de la disolución de HCl de concentración desconocida (N A ), a la que se le añaden unas gotas de tornasol, tomando color rojo la disolución. Se va añadiendo la disolución de NaOH de concentración conocida (N B ) hasta que cambie a azul; se detiene la adición y se anota el volumen (V B ) consumido (fig. 1 y 2). En ese instante, llamado punto de equivalencia se cumple: nº equivalentes del ácido = nº equivalentes de la base V es decir: A. N A = V B. N B y se calcula N A. (Figura 2) (Figura 3) Valoración de una base fuerte con un ácido fuerte de concentración conocida: Alcalimetría. Se hace de forma semejante a la acidimetría (figuras 2 y 3). Valoración de un ácido débil con una base fuerte: AcH + NaOH AcNa + H 2 O El salto del ph es menor y en el punto de equivalencia la disolución es básica, ya que se forma AcNa que es una sal básica, por lo que para determinar dicho punto hay que utilizar un indicador que vire a ph básico, como la fenolftaleina, ya que de no ser así la disolución cambiaría de color antes del punto de neutralización. Valoración de una base débil con un ácido fuerte: NH 3 + HCl NH 4 Cl + H 2 O El salto del ph también es menor y en el punto de equivalencia la disolución es ácida, por formarse el NH 4 Cl que es una sal ácida, por lo que para determinar dicho punto hay que utilizar un indicador que vire a ph ácido, como el anaranjado de metilo, ya que de no ser así la disolución cambiaría de color después del punto de neutralización. página 11

12 9. DISOLUCIONES REGULADORAS, AMORTIGUADORAS O TAMPONES. Son disoluciones en las que el ph permanece prácticamente constante cuando se le añaden pequeñas cantidades de un ácido o de una base (fuerte o débil). Están formadas por una mezcla de dos disoluciones concentradas de un ácido débil y de su base conjugada o bien de una base débil y su ácido conjugado. Ejercicio resuelto: Calcula el ph de una mezcla de AcH (0,5 M) y AcNa (0,5 M) El AcNa, por ser una sal, AcNa 2 Ac + Na + se disuelve totalmente en agua: [ ] i 0,5 [ ] f 0 0,5 0,5 mientras que el AcH, por ser ácido AcH + H 2 O Ac + H 3 O + débil, se disocia parcialmente: [ ] i 0,5 0,5 0 [ ] e 0,5 x 0,5 + x x [ ] [ ] + Ac. H3O Ka = [ AcH] ; 1, (0,5 + x).x 0,5.x = = x ; [H 3 O + ] = x =1, M 0,5 x 0,5 por lo que: ph = log[h 3 O + ] = log (1, ) = 4,74 Si se añade una pequeña cantidad de ácido fuerte, sube la concentración de H 3 O +, por lo que el equilibrio se desplaza hacia la izquierda (ión común), consumiéndose algo de Ac por reacción con los iones H 3 O + en exceso, y por tanto el ph apenas varia. Si se añade una pequeña cantidad de base, subirá la concentración de iones OH y estos se combinan con los iones H 3 O + para mantener el producto iónico del agua (K w ), por lo que el equilibrio se desplaza hacia la derecha, consumiéndose algo de AcH y restituyendo los H 3 O +, y por tanto apenas varía el ph * Otra disolución reguladora es la formada por una mezcla de una base débil (NH 3, 0,5M) y su ácido conjugado (NH 4 +, 0,5 M). Ejercicio: Explica el funcionamiento de la disolución reguladora NH 3 NH 4 +. Las disoluciones reguladoras tienen gran importancia en muchos procesos químicos y biológicos, así la mayoría de los líquidos de los organismos vivos tienen un ph característico: sangre 7,4, saliva 6,9, bilis 7,7, orina 6, etc. Si se altera el ph, se pueden producir grandes trastornos en el organismo, incluida la muerte; así por ejemplo, una variación de 0,5 unidades en el ph de la sangre es mortal, lo cual se puede producir al ingerir grandes cantidades de alcohol originando el llamado coma etílico. página 12

13 CUESTIONES Y PROBLEMAS 1. Explica por qué el hidróxido sódico es una base según la teoría de Arrhenius y según la teoría de Brönsted y Lowry. 2. De las siguientes especies químicas, indica cuáles pueden actuar como ácidos, cuáles como bases y cuáles como anfipróticas, según la teoría de Brönsted y Lowry: H 2 O, H 3 O +, OH, O 2, H 2 CO 3, HCO 3, CO 3 2, HS, S 2, HCl y Cl. 3. Completa las siguientes reacciones entre ácidos y bases: NH H 2 O NH OH H 2 O 2 + CO 3 H 3 O + + CH 3 COO 4. El ácido cianhídrico es un ácido más débil que el ácido acético. De los iones cianuro y acetato, cuál es más fuerte como base?. 5. Escribe la reacción entre el sulfuro de hidrógeno y el ión carbonato, predice en qué sentido estará desplazado el equilibrio y calcula la constante de equilibrio. Datos: Ka H 2 S / HS = 9, , Ka HCO 3 / CO 3 2 = 5, Sol: K = 1, Si a 50 cc de una disolución 0,2 M de cianuro sódico se le añaden otros 50 cc de bicarbonato sódico 0,2 M, puede el ión bicarbonato reaccionar con el ión cianuro y formar ácido cianhídrico?. Calcula la constante de equilibrio de esta reacción y la concentración de HCN en la disolución resultante. Datos: Ka HCN = 4, , Ka HCO 3 = 5, Sol: K = 0,114, [ HCN ] = 0,025 M 7. Calcula las concentraciones de H 3 O + y OH que hay en una disolución acuosa 1 M de HCl. Cuál es el ph de esta disolución?. Y el de una disolución 10 M de HCl?. Sol: [H 3 O + ] = 1 M, [ OH ] = M ; ph = 0 ; ph = 1 8. a) Calcula las concentraciones de H 3 O + y OH que hay en una disolución 0,1 M de NaOH. Cuál es el ph de esta disolución?. b) Qué cantidad de agua hay que añadir a 50 cm 3 de la anterior disolución para que el ph sea 12?. Sol: a) [ H 3 O + ] = M, [ OH ] = 10 1 M ; ph = 13. b) completar a 500 cm 3 9. La solubilidad, a 25ºC, del hidróxido cálcico es de 0,216 g en 100 cm 3 de agua. Suponiendo que esté completamente disociado, calcula el ph de la disolución saturada de hidróxido cálcico. Datos: masas atómicas Ca = 40, O = 16, H = 1. Sol: ph = 12, Calcula el ph de una disolución 0,1 M de ácido acético. Cuál es el grado de disociación?. Dato: Ka = 1, Sol: ph = 2,87, α = 1, a) Calcula el ph de una disolución 0,5 M de amoniaco. b) Si a 50 cm 3 de la anterior disolución se añaden 150 cm 3 de agua, cúanto vale el ph?. Dato: Ka NH 4 + = 4, Sol: a) 11,5, b) 11,2 página 13

14 12. El ph de una disolución de ácido acético es 2,9. Calcula la molaridad y el grado de disociación. Dato: Ka = 1, Sol: Co = 0,088 M ; α = 0, Una disolución 0,1 M de metilamina CH 3 NH 2 tiene un ph = 11,85. Calcula la constante de disociación como base de la metilamina y su grado de disociación. Sol: Kb = 5, , α = 0, Un ácido monoprótico 0,1 M está ionizado en un 1,32 %. Calcula: a) la constante Ka del ácido. b) el ph. Sol: a) Ka = 1, , b) ph = 2, Queremos obtener una disolución de ácido nitroso que tenga un ph = 2,5. Sabiendo que su Ka = 4, , qué concentración de ácido necesitaremos?. Sol: 0,025 M 16. Se agrega una gota ( 1 / 20 cc ) de ácido clorhídrico 0,5 N a un litro de agua destilada. Calcula el ph de la disolución resultante. Sol: ph = 4,6 17. Al disolver 5 g de ácido fórmico ( HCOOH ) en agua hasta completar 1 litro, se obtiene una disolución de ph = 2,3. Calcula la constante de acidez del ácido fórmico y compara el carácter del ión formiato (HCOO ) con el ión acetato (CH 3 COO ) si la Ka del ácido acético es 1, Datos: Ar C = 12,O = 16, H = 1 Sol: Ka = 2, La constante de disociación del ácido acético es, a 25ºC, 1, a) Calcula el ph de una disolución 0,02 M de ácido acético. b) A una concentración de 0,002 M el ácido posee un grado de disociación unas tres veces mayor que a una concentración 0,02 M. Razona, sin hacer cálculos, a qué concentración será mayor el ph. Sol: a) 3,23 ; b) 0,002 M 19. Calcula el ph y la concentración de todas las sustancias de una disolución 10 3 M de ácido sulfúrico: a) Suponiendo que la 1ª ionización es total y que la Ka (HSO 4 ) = 1, b) Suponiendo que las dos ionizaciones son totales. Sol: a) ph = 2,73, b) ph = 2,7 20. Predice como será el ph de una disolución 0,5 M de cianuro sódico. Sol: básico 21. Deduce el carácter ácidobásico de una disolución 0,1 M de cloruro amónico. Sol: ácida 22. Predice si una disolución acuosa de cianuro amónico será ácida o básica Datos: Ka HCN = 4, , Ka NH 4 + = 4, Sol: básica 23. Una disolución 0,1 M de amoniaco tiene un ph = 11,1. Al añadirle 0,1 mol de cloruro amónico, qué le ocurrirá al ph?. Sol: baja el ph página 14

15 24. Se tienen dos disoluciones, una que contiene solo ácido acético 0,5 M y otra que además de ácido acético 0,5 M contiene acetato sódico 0,5 M. En cuál será mayor el ph?. Sol: en la 2ª 25. El hidróxido amónico colorea de rosa la fenolftaleina. Sin embargo, otra disolución saturada de cloruro amónico, esta decolorada. Explica estos hechos experimentales. 26. Calcula el ph de la disolución obtenida al mezclar 50 cm 3 de disolución de HCl 0,1M con: a) 50 cm 3 de disolución de NaOH 0,1 M. b) 49 cm 3 de disolución de NaOH 0,1 M. c) 51 cm 3 de disolución de NaOH 0,1 M. Sol: 7, 3, Se mezclan 250 cm 3 de una disolución de hidróxido de calcio 0,1 M con 125 cm 3 de ácido clorhídrico 0,75 M. a) Cómo se llama la reacción que se produce entre ambas especies?. b) Qué especie, ácido o base, queda en exceso?. c) Cuál es el ph de la disolución resultante?. Sol: 0, A los 50 ml de una disolución obtenida al disolver en agua 0,1 g de hidróxido de sodio puro, se le añaden 80 ml de ácido nítrico 0,05 N. Calcula: a) los moles de ácido o base que quedan en exceso. b) el ph de la disolución resultante. c) los mililitros de disolución de hidróxido de sodio 0,05 M o de ácido nítrico 0,05 M necesarios para neutralizar la disolución resultante. Datos: Ar Na = 23, 0 = 16, H = l. Sol: a) 0,0015 moles de HNO 3, b) 1,94, c) 30 ml 29. Sabiendo que H 3 O + + OH 2 H 2 O + 13,7 kcal. Calcula: a) El calor desprendido al neutralizar 20 cm 3 de H 2 SO 4 0,5 N con una disolución de NaOH 0,1 N. b) El volumen de la disolución del hidróxido sódico que se consume en la neutralización. Sol: a) 137 cal. b) 100 cm 3. PROBLEMAS COMPLEMENTARIOS DE P.A.U. 1. De los siguientes compuestos iónicos: CH 3 COONa, FeCl 3, NaBr, (NH 4 ) 2 SO 4, y Na 2 S, sólo uno de ellos no se hidroliza al disolverlo en agua. Razona cuál es. 2. Clasifica las siguientes especies como ácidos o bases de Brönsted, formulando las reacciones que lo justifiquen: NH 3, H 2 PO 4, SO 4 2, ClO, NH 2 3. Calcula el volumen de NaOH 0,2 M que se debe añadir a 20 ml de una disolución de H 2 SO 4 3 M, para conseguir su neutralización. Cuál será la concentración de los iones sulfato una vez alcanzada la neutralización?. Sol: a) 600 ml, b) 0,097 M 4. Se mezclan 100 ml de una disolución de amoníaco 0,1 M con 50 ml de agua destilada. Calcula el ph de la disolución resultante. Dato: Kb (amoníaco) = 1, Sol: 11,04 página 15

16 5. Disponemos de una disolución de HCl 0,1 M y de una de KOH 0,005M. a) Calcula cuántos ml de ácido se necesitan para neutralizar 200 ml de KOH. b) Calcula el volumen del mismo ácido que se debe añadir a 200 ml de KOH 0,005 M para que el ph de la disolución sea 10. Sol: a) 10 ml, b) 9,8 ml 6. Dados los ácidos: HClO 4 (ácido fuerte), HF (Ka = ) y HBrO (Ka = ). a) Formula y nombra sus bases conjugadas. b) Ordena las bases conjugadas en orden creciente de su fuerza básica. 7. Razona si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones referentes a una disolución de ácido acético: a) El grado de disociación del ácido acético es independiente de la concentración inicial del ácido. b) Si se añade una pequeña cantidad de ácido clorhídrico el grado de disociación aumenta. c) Si se añade acetato de sodio a la disolución de ácido el ph aumenta. Sol: F, F, V 8. Contesta razonadamente a las siguientes cuestiones: a) Cuál es el ph de 100 ml de agua destilada?. b) Cuál es el ph después de añadir 0,05 ml de HCl 10 M?. Sol: a) 7, b) 2,3 AUTOEVALUACIÓN 1. En el equilibrio HF + CN F + HCN, indica qué especies se comportan como un ácido según el concepto de Brönsted y Lowry. a) HF y CN, b) HF y F, c) HF y HCN, d) Sólo el HF 2. Cuál de las siguientes especies es la base conjugada del ión HSO 4. a) H 2 SO 4, b) SO 4, c) H 3 O +, d) OH 3. El ph de la sangre es 7,35, mientras que el de un determinado vino es 3,35. Con estos datos podemos afirmar que la concentración de iones hidronio en la sangre es: a) Cuatro veces menor que en el vino. b) 10 7,35 M c) veces mayor que en el vino d) veces menor que en el vino. 4. La constante de basicidad del amoníaco, NH 3, vale K b = 1, Con este dato, podemos afirmar que la constante de acidez del ión amonio, NH 4 +, es: a) 1,8.10 5, b) 10 14, c) 5, , d) 5, Con los datos siguientes: K a (HF) = 3,5.10 4, K a (HCO 3 ) = 5, , K a (HCN) = 4, , K a (H 2 CO 3 ) = 3, podemos afirmar que de los ácidos HF, H 2 CO 3, HCO 3 y HCN el más fuerte es el: a) HCN, b) HF, c) HCO 3, d) H 2 CO 3 página 16

17 6. Las constantes de acidez del HF y del HCN son, respectivamente 3, y 4, Cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas? a) El HCN es un ácido más fuerte que el HF. b) El HF es un ácido más fuerte que el HCN. c) El ión CN es una base más fuerte que ión F. d) El ión F es una base más fuerte que ión CN. 7. Cuáles de las siguientes especies son anfóteras?: F, H 2 CO 3, HCO 3, HS y HCN a) F y H 2 CO 3, b) Sólo el HCO 3, c) HCO 3 y HS, d) Sólo el HCN 8. Para una disolución 0,1 M de un ácido fuerte, HA: A = 0,1 M a) El ph es igual a 1, c) [ ] b) El ph es menor que 1, d) [ AH ] = [ A ] 9. Cuál o cuáles de las sales siguientes disueltas en agua pura, originan una disolución ácida?: a) NaCl, b) NH 4 NO 3, c) KCN, d) KNO Un mol de ácido sulfúrico, es igual a: a) 1 equivalente, b) 2 equivalentes, c) 0,5 equivalentes, d) 6, equivalentes 11. La normalidad de una disolución que contiene 0,2 equivalentes de soluto en medio litro de disolución es: a) 0,4, b) 0,2, c) 0,8, d) 0,1 12. Cuándo un mol de una base es igual a un equivalente (gramo) de esa base?: a) Siempre, para todas las bases. b) Nunca. c) Sólo si cada molécula de la base reacciona con un ión H +. d) Sólo si la base es fuerte. 13. La timolftaleína es incolora a ph inferior a 9,4 y de color azul a ph superiores a 10,6. Para cuál de las valoraciones siguientes es más adecuado este indicador?: a) Ácido débil con base fuerte. b) Ácido fuerte con base fuerte. c) Ácido fuerte con base débil. d) No es indicador para ninguna valoración. 14. Se valoran 20 ml de una disolución de HCl con NaOH 0,01 N. Si se han gastado 30 ml de la disolución de NaOH, la normalidad de la disolución de HCl es: a) 0,01 N, b) 0,015 N, c) 0,03 N, d) 0,066 N Soluciones: 1.c ; 2.b ; 3.d ; 4.c ; 5 b ; 6.b y c ; 7.c ; 8.a y c ; 9.a y d ; 10.b; 11.a ; 12.c ; 13.a ; 14.b. ACIDOS Y BASES EN LA WEB: página 17