Química 2º Bach. Ácido-base 28/02/05

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1 Química 2º Bach. Ácido-base 28/02/05 DEPARTAMENTO DE FÍSICA E QUÍMICA Problemas Nombre: [3 PUNTOS / UNO] 1. Calcula el ph de una solución obtenida al disolver 20 L de amoníaco, medidos a 10 0 C y 2,0 atm de presión, en agua suficiente para completar 4,5 L de disolución. DATOS: K b (amoníaco) = 1, R = 0,082 atm L mol -1 K -1. b) Datos: Volumen de gas amoníaco: V = 20 L Temperatura del gas: T = 10 0 C = 283 K Presión del gas: P = 2,0 atm Constante de los gases ideales: R = 0,082 atm L mol -1 K -1 Volumen de disolución: V D = 4,5 L Constante de basicidad: K b = 1, La cantidad de gas amoníaco que se disuelve es: n NH 3 = P V R T = 2,0 atm 20 L 0,082 atm L mol 1 K K =1,7 mol NH 3 y la concentración de la disolución de amoníaco: [NH 3 ] = 1,7 mol NH 3 / 4,5 L D = 0,38 M El amoníaco es una base débil y, disuelta en agua, se encuentra en equilibrio con los iones amonio e hidróxido: NH 3 H 2O NH 4 OH concentración(m) NH 3 H 2 O NH 4 OH inicial 0,38 0 ~ 0 disocia x x x equilibrio 0,38 x x x De la expresión de la constante de basicidad: K b = [NH 4][OH - ] [ NH 3 ] Se puede calcular la concentración de iones hidróxido: 1, = x x 0,38 x Suponiendo que la concentración disociada x es despreciable frente a la concentración inicial 0,38 M, Si x << 0,38, x 0,38 1, =2, M que es suficientemente pequeño (α = 2, / 0,38 = 0,7%) para poder despreciarse. La concentración de iones hidróxido es: [OH ] = x = 2, M poh = -log [OH ] = -log [2, ] = 2,6 ph = 14,0 poh = 14,0 2,6 = 11,4 2. Se procede a la valoración de ácido fuerte con una base fuerte. Calcula la variación de ph de 25 ml de una solución de HCl 0,10 M al añadir 24 y 25 ml de NaOH 0,10 M. Supón que los volúmenes son aditivos.

2 Datos: volumen de disolución de ácido clorhídrico: V 1 = 25 ml = 0,025 L concentración de la disolución de ácido clorhídrico: [HCl] = 0,10 M volúmenes de disolución de hidróxido de sodio: V 2 = 24 ml = 0,024 L V 3 = 25 ml = 0,025 L V 4 = 25,1 ml = 0,0251 L concentración de la disolución de hidróxido de sodio: [NaOH] = 0,10 M La reacción de neutralización ajustada es: HCl NaOH NaCl H 2O Las cantidades de los reactivos, cuando se han añadido 24 ml de disolución de NaOH a 25 ml de disolución de HCl son: n(hcl) = 0,025 L D 0,10 mol HCl / L D = 2, mol HCl n(naoh) = 0,024 L D 0,10 mol NaOH / L D = 2, mol NaOH Las cantidades que quedan en la disolución serán: cantidad (mol) HCl NaOH NaCl H 2 O inicial 2, , reaccionan 2, , , , final , Como el NaCl es una sal de ácido fuerte y base fuerte, sus iones no reaccionan con el agua y no se hidrolizan. Sobran mol de HCl cuya concentración será (suponiendo volúmenes aditivos): [HCl] = mol HCl / (0,024 0,025) L = 2, M Como es un ácido fuerte, está totalmente disociado y [H ] = [HCl] = 2, M ph = -log [H ] = - log 2, = 2,7 Cuando se hayan añadido 25 ml de NaOH el ph = 7,0 ya que todo el ácido y toda la base han reaccionado. Teoría 1. Para los ácidos cianhídrico e ión hidrógenosulfito indica: [1 PUNTO] a) cuáles son las bases conjugadas; b) escribe los equilibrios de disociación acuosa de dichas bases; c) calcula el valor de K b. Datos: ácido cianhídrico (K a = 4, ); ión hidrógenosulfito (K a = 6, ) Disociación del ácido cianhídrico HCN en disolución acuosa: HCN H 2O CN H 3O ácido base conjugada K a = [CN- ][H 3 O ] [HCN] La base conjugada del ácido cianhídrico es el ión cianuro. Disociación del ión cianuro en disolución acuosa: CN H 2O HCN OH Multiplicando K a por K b : K a K b = [CN- ][H 3 O ] [HCN] K b = [HCN ][OH- ] [CN - ] Por tanto: K b (CN ) = K w / K a (HCN) = 1, / 4, = 2, [HCN][OH - ] =[H [CN - 3 O ][OH - ]=K w ]

3 Disociación del ión hidrógenosulfito HSO 3 en disolución acuosa: HSO 3 H 2 O SO 3 H 3 O ácido base conjugada La base conjugada del ión hidrógenosulfito es el ión sulfito. Disociación del ión sulfito en disolución acuosa: SO 3 H 2 O HSO 3 OH Como K a K b = K w K b (SO 3 ) = K w / K a (HSO 3) = 1, / 6, = 1, Identifica los pares ácido-base conjugados en cada una de las siguientes reacciones: [1 PUNTO] a) HClO CH 3 NH 2 CH 3 NH 3 ClO b) CO 3 H 2 O HCO 3 OH c) H 2PO 4 NH 3 HPO 4 NH 4 HClO CH 3 NH 2 CH 3 NH 3 ClO ácido base ácido conjugado del CH 3 NH 2 base conjugada del HClO ácido hipocloroso metilamina ión metilamonio ión hipoclorito CO 3 H 2 O HCO 3 OH base ácido ácido conjugado del CO 3 base conjugada del H 2O ión carbonato agua ión hidrógenocarbonato ión hidróxido H 2PO 4 NH 3 HPO 4 NH 4 ácido base base conjugada del H 2 PO 4 ácido conjugado del NH 3 ión dihidrógenofosfato amoníaco ión hidrógenofosfato ión amonio Laboratorio [2 PUNTOS] Explica cómo determinarías en el laboratorio la concentración de una disolución básica problema por medida de los volúmenes empleados del ácido y de la base. Indica el material empleado y el procedimiento seguido. Se mide con una pipeta de 10 ml, 10,0 ml de disolución de la base fuerte (p. ej. hidróxido de sodio NaOH). Se vierten en un matraz erlenmeyer de 100 ml y se añaden 2 gotas de fenolftaleína. La disolución se pone de color rosa. Se llena una bureta de 50 ml con ácido fuerte de concentración conocida (p. ej. ácido clorhídrico HCl 0,300 M) por encima del cero y se abre la llave para que se llene el pico de la bureta, hasta que el nivel de ácido en la bureta quede en 0. Se coloca el matraz erlenmeyer bajo la bureta y se abre la llave dejando caer el ácido a chorros mientras se imprime un movimiento de rotación al erlenmeyer, hasta que el color rosa desaparezca. (Es aconsejable colocar debajo un papel blanco para ver mejor la pérdida de color). Se anota el volumen gastado, (p. ej.: 9,3 ml) aunque sólo es un valor aproximado. Se tira el contenido del matraz erlenmeyer y se lava. Se repite el proceso, pero en vez de dejar caer el ácido a chorros, se deja caer hasta un ml menos que la vez anterior (8,3 ml). A partir de entonces se deja caer gota a gota hasta que el color desaparezca.

4 Se anota el volumen (p. ej.: 8,9 ml) Se repite la valoración. Si el volumen de ácido gastado es el mismo (8,9 ml) se da por válido. En caso contrario se repite otra vez. Se toma como correcto los dos valores que coincidan (o la media de los tres valores). La concentración de la base se calcula por estequiometría. Con los valores supuestos: HCl (aq) NaOH (aq) Cl (aq) Na (aq) H 2 O (l) [ NaOH]= 8, L D HCl 0,300 mol HCl 1 mol NaOH =0,267 M 10, L D NaOH 1 L D HCl 1 mol HCl

5 Química 2º Bach. Ácido-base 08/03/05 DEPARTAMENTO DE FÍSICA E QUÍMICA Problemas Nombre: [3 PUNTOS / UNO] 1. Determina la masa de ácido nitroso (dioxonitrato(iii) de hidrógeno) necesaria para preparar 250 ml de una disolución cuyo ph sea 3,5. DATOS: K a (ácido nitroso) = 7, El ácido nitroso es un ácido débil que se disocia parcialmente en disolución acuosa:. A partir del ph se puede determinar la concentración de iones hidrógeno [H ], ya que ph = -log [H ] [H ] = 10 ph = 10 3,5 = 3, M Se escribe la ecuación de disociación del ácido en la disolución acuosa, en la que no se conoce la concentración c del ácido antes de disociarse: Concentración HNO 2 NO 2 H Inicial (mol/l) c 0 0 Disocia (mol/l) 3, , , Equilibrio (mol/l) c 3, , , La expresión de la constante de equilibrio en función de las concentraciones K a es: K c = [ NO 2][H ] 7, = 3, c = 4,6 10 [HNO 2 ] c 3, M A partir de la definición de concentración molar, M = n (s) / V D, la cantidad de soluto n (s) es: n (s) = M V = 4, mol HNO 2 / dm 3 D dm 3 D = 1, mol HNO 2 y la masa m = 1, mol HNO 2 47 g/mol = 5, g = 5,4 mg HNO Un ácido débil, HX, está disociado en un 0,2 % en disolución acuosa 0,5 M. Determina su porcentaje de disociación en una disolución 0,01 M a la misma temperatura. Datos: grado de disociación inicial: α 1 = 0,20% = 0,0020 concentración inicial: [HX] 1 = 0,50 M concentración final: [HX] 2 = 0,010 M El grado de disociación α es la fracción de ácido que se ha disociado: α = [HX] disociada / [HX] 1 De los datos, se calcula la concentración disociada: [HX] disociada = 0,0020 0,50 = 0,0010 Un ácido débil se encuentra en equilibrio con los iones hidrógeno y el anión: HX H X La constante de acidez vale concentración(m) HX H X inicial 0,50 0 ~ 0 disocia 0,0010 0,0010 0,0010 equilibrio 0,50 0,0010 0,0010

6 K a = [H ][X - ] = 0,00102 [HX] 0,50 =2, Se puede calcular la concentración de iones hidrógeno, cuando la concentración del ácido es 0,01 M: concentración(m) HX H X Si x << 0,010 Y el nuevo grado de disociación es: inicial 0,010 0 ~ 0 disocia x x x equilibrio 0,010 x x x 2, = x x 0,010 x x 0,010 2, =1, M α 2 = 1, / 0,01 = 0,014 = 1,4% Teoría [2 PUNTOS] 1. Para una reacción de equilibrio de hidrólisis de la base conjugada de un ácido débil según la formulación de Brönsted y Lowry. a) Escribe la expresión de la constante de equilibrio K b. b) Indica cómo calcularías K b a partir de la constate de acidez K a del ácido débil. c) Explica cómo influiría en el grado de hidrólisis una dilución a un volumen muy superior. d) Indica qué sustancias relacionadas con esta base elegirías y en qué cantidad para preparar una disolución amortiguadora. Para un ácido débil, p. ej. el ácido acético(ch 3 COOH), su base conjugada es el ión acetato (CH 3 COO ), cuya reacción de hidrólisis es: CH 3 COO (aq) H 2 O (l) CH 3 COOH (aq) OH (aq) a) K b = [CH 3 COOH][OH - ] [CH 3 COO - ] b) Como la constante de acidez del ácido acético, obtenida de la reacción de disociación en agua del ácido: CH 3 COOH (aq) CH 3 COO (aq) H (aq) es K a = [CH 3 COO - ][H ] [CH 3 COOH] K a K b = [CH 3 COO - ][H ] [CH 3 COOH][OH - ] =[H ][OH - ]=K [CH 3 COOH] [CH 3 COO - w ] K b = K w / K a c) Si llamamos α = x / c 0 al grado de hidrólisis, y c 0 a la concentración inicial de la base conjugada: concentración (mol/l) CH 3COO H 2O CH 3COOH OH inicial c 0 reacciona x = α c 0 α c 0 α c 0 equilibrio c 0 (1 α) α c 0 α c 0 Sustituyendo en la expresión de la constante de equilibrio. K b = c 0 2 1

7 Si diluimos la disolución, la concentración inicial c 0 se hará mucho menos, y, para mantener constante el valor de K b, el grado de hidrólisis α debe aumentar (así aumentará su contribución al numerador y disminuirá el denominador) Una sal de esta base, p. ej. el acetato de sodio (NaCH 3 COO), y el ácido débil (CH 3 COOH) en concentraciones similares, p.ej. 0,1 mol de cada una de el las y completar hasta 1,00 L de disolución. Laboratorio [2 PUNTOS] 1. a) Disponemos en el laboratorio de un frasco que contiene una disolución de NaOH 0,1 M que quedó destapada durante 30 días. Esta disolución la habíamos preparado a partir de NaOH comercial, en lentejas, que también tenemos en el laboratorio en un frasco perfectamente cerrado. Podremos considerar correcta la concentración de la disolución de NaOH? Por qué? b) En el caso de querer valorar la disolución, describe el material, reactivos y procedimiento para ello. a) No. El hidróxido de sodio es una base fuerte. El dióxido de carbono presente en la atmósfera reacciona con el hidróxido de sodio, dando hidrógenocarbonato de sodio. Aunque la reacción es lenta porque sólo se produce a través de la superficie de la disolución que está en contacto con el aire, si ha estado destapada durante 30 días, una parte del hidróxido sodio ha reaccionado. Además al estar destapada durante tanto tiempo también se ha podido evaporar parte del disolvente, por lo que la concentración podría haber aumentado. b) Para conocer la concentración de la disolución de hidróxido de sodio tendremos que valorarla con un ácido fuerte, p. ej. con una disolución 0,100 M de ácido clorhídrico. Material: pipeta de 10 ml, bureta de 50 ml, matraz erlenmeyer de 100 ml, vaso de precipitados de 100 ml, base, varilla, nuez, pinzas de bureta. Pipeta: tubo graduado para medir pequeños volúmenes de líquidos tomándolos por aspiración. Bureta: tubo graduado para medir volúmenes de líquidos, con un llave. Se sujeta con unas pinzas mediante una nuez a la varilla metálica apoyada en una base metálica. Matraz erlenmeyer: recipiente en forma casi cónica con la boca estrecha para poder agitar líquidos sin que se derramen. Vaso de precipitados: recipiente en forma de vaso para contener líquidos. Reactivos: disolución 0,100 M de ácido clorhídrico y disolución de fenolftaleína. Procedimiento: Se mide con una pipeta de 10 ml, 10,0 ml de disolución de hidróxido de sodio NaOH. Se vierten en un matraz erlenmeyer de 100 ml y se añaden 2 gotas de fenolftaleína. La disolución se pone de color rosa. Se llena una bureta de 50 ml con ácido clorhídrico HCl 0,100 M por encima del cero y se abre la llave para que se llene el pico de la bureta, hasta que el nivel de ácido en la bureta quede en 0. Se coloca el matraz erlenmeyer bajo la bureta y se abre la llave dejando caer el ácido a chorros mientras se imprime un movimiento de rotación al erlenmeyer, hasta que el color rosa desaparezca. (Es aconsejable colocar debajo un papel blanco para ver mejor la pérdida de color). Se anota el volumen gastado, (p. ej.: 9,3 ml) aunque sólo es un valor aproximado. Se tira el contenido del matraz erlenmeyer y se lava. Se repite el proceso, pero en vez de dejar caer el ácido a chorros, se deja caer hasta un ml menos que la vez anterior (8,3 ml). A partir de entonces se deja caer gota a gota hasta que el color desaparezca. Se anota el volumen (p. ej.: 8,9 ml) Se repite la valoración. Si el volumen de ácido gastado es el mismo (8,9 ml) se da por válido. En caso contrario se repite otra vez. Se toma como correcto los dos valores que coincidan (o la media de los tres valores). La concentración de la base se calcula por estequiometría. Con los valores supuestos: HCl (aq) NaOH (aq) Cl (aq) Na (aq) H 2O (l) [NaOH]= 8, L D HCl 0,100 mol HCl 1 mol NaOH =0,0890 M 10, L D NaOH 1 L D HCl 1 mol HCl

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