TEMA 11. Reacciones de transferencia de protones (ácido base) Teoría de Arrhenius. Ácido. Base. Neutralización. Ejemplos. Limitaciones.

Transcripción

1 TEMA 11. Reacciones de transferencia de protones (ácido base). (Editorial edebé, 2º de Bachillerato, tema 8). 1. Ácidos y bases Teoría de Arrhenius. Ácido. Base. Neutralización. Ejemplos. Limitaciones Teoría de Brönsted Lowry. Ácido. Base. Reacción ácido base. Par conjugado. Neutralización Comparación Nomenclatura / formulación de los compuestos químicos que aparecen en las reacciones ácido base. 2. Autoionización del agua. Ecuación. Producto iónico del agua. Disoluciones acuosas neutras, ácidas y básicas. 3. Fuerza de los ácidos y de las bases. Ácido fuerte. Ácido débil. Base fuerte. Base débil. Ejemplos Relación entre la fuerza de un ácido y su base conjugada Fuerza de los ácidos y estructura molecular. 4. Ionización de ácidos y bases Fuertes. Ejemplo Débiles Ionización de un ácido débil. Ecuación. Constante de acidez Ionización de una base débil. Ecuación. Constante de basicidad Relación entre Ka, Kb, Kw Grado de ionización de un ácido / base débil Problemas Ácidos monopróticos y polipróticos. Ejemplos. 5. Concepto de ph. Ecuación. Concepto de poh. Ecuación. Relación Escala de ph. Disoluciones ácidas / neutras / básicas. 6. Problemas de ph / poh de ácidos y bases fuertes. 7. Problemas de ph / poh de ácidos y base débiles. 8. Disoluciones amortiguadoras. Ejemplo. 1

2 9. Indicadores ácido base. Intervalo de viraje. 10. Hidrólisis de las sales. Sales de base fuerte y ácido fuerte. Sales de base fuerte y ácido débil. Sales de base débil y ácido fuerte. Sales de base débil y ácido débil. Grado de hidrólisis. 11. Valoraciones ácido base. Curvas de valoración. 1. Ácidos y bases. Para el estudio de los ácidos y de las bases vamos a ver dos teorías: Teoría de Arrhenius. Teoría de Brönsted Lowry Teoría de Arrhenius. A finales del s. XIX Arrhenius presentó su teoría de la disociación iónica (disociación electrolítica) para explicar la conductividad eléctrica de las disoluciones acuosas de muchas sustancias (electrólitos). Dentro de esta teoría formuló las definiciones de ácido y base. a) Ácido: Toda sustancia que en disolución acuosa se disocia y proporciona cationes (iones) hidrógeno, H+. Ejemplos: la definición anterior incluye los ácidos hidrácidos y los ácidos oxoácidos: HI (aq)! H+ (aq) + I" (aq) ; H2S (aq)! 2H+ (aq) + S2" (aq) ; HNO3 (aq)! H+ (aq) + NO3 " (aq) ; en general: HA (aq)! H+ (aq) + A" (aq) ; (por cada H+ que quitamos el anión adquiere una carga negativa). b) Base: Toda sustancia que en disolución acuosa se disocia y proporciona aniones (iones) hidróxido, OH", (oxhidrilo, hidroxilo). Ejemplos: La definición anterior incluye los hidróxidos: KOH (aq)! K+ (aq) + OH" (aq); Mg(OH)2(aq)! Mg2+(aq) + 2OH" (aq) ; Al(OH)3 (aq)! Al3+ (aq)+3oh" (aq) ; en general: BOH (aq)! B+ (aq) + OH" (aq) La teoría de arrhenius explica la neutralización (desaparece el carácter ácido y el carácter básico, se compensan mutuamente) cuando reacciona completamente un ácido con una base. ÁCIDO + BASE! SAL + AGUA. Ejemplos: 2 HNO3 (aq) + Mg(OH)2(aq)! Mg (NO3)2 (aq) + 2 H2O (l) HI (aq) + KOH (aq)! KI (aq) + H2O (l) Si presentamos las ecuaciones anteriores en forma iónica se ve mejor qué sucede: H+ (aq) NO3" (aq) + Mg2+ 2 OH" (aq)! Mg2+ (aq) 2NO3" (aq) + 2 H2O (l) % necesito 2 H+ para neutralizar y por ese motivo 2 HNO3 H+(aq) I (aq) + K+ (aq) OH" (aq)! K+ (aq) I" (aq) + H2O (l) % necesito 1 H+ para neutralizar y por ese motivo 1 HI La parte importante de la reacción es: H+ (aq) + OH" (aq)! H2O (l) [neutralización en la teoría de Arrhenius]. En general: HA (aq) + BOH (aq)! BA (aq) + H2O (l) ácido base sal agua 2

3 H+ (aq) A" (aq) + B+ (aq) OH" (aq)! B+ (aq) A" (aq) + H2O (l) Limitaciones: sólo tiene aplicación en disoluciones acuosas (disolvente agua). Sin embargo, hay sustancias que presentan el carácter ácido / base en ausencia de agua. Otras tienen carácter ácido y no tienen H en la molécula (CO2, SO3). Hay sustancias que tienen carácter básico y no tienen iones OH" en la molécula (NH3). P01. Ejercicio 1 p. 201: a) HI (aq)! H+ (aq) + I" (aq) ; b) H2S (aq)! 2H+ (aq) + S2" (aq) c) KOH (aq)! K+ (aq) + OH" (aq) ; d) H3PO4 (aq)! 3 H+ (aq) + PO43" (aq) e) CaS (aq)! Ca2+ (aq) + S2" (aq) ; f) Ba (NO3)2 (aq)! Ba2+ (aq) + 2 NO3" (aq) g) HNO3 (aq)! H+ (aq) + NO3 " (aq) P02. Ejercicio 2 p. 201: a) HI (aq) + KOH (aq)! KI (aq) + H2O (l) ; b) HNO3 (aq) + KOH (aq)! KNO3 (aq) + H2O (l) c) 2 HCl (aq) + Ca(OH)2(aq)! CaCl2 (aq) + 2 H2O (l) ; d) H2CO3 (aq) + Sr(OH)2(aq)! SrCO3 (aq) + 2 H2O (l) e) H2SO4 (aq)+ Mg(OH)2(aq)! Mg SO4 (aq) + 2 H2O (l); f) 2 H3PO4 (aq)+ 3Ba(OH)2(aq)! Ba3(PO4)2 (aq)+6 H2O (l) el enunciado no pide las ecuaciones iónicas, pero el ajuste es más sencillo si tenemos la ecuación iónica; por ejemplo: 3H+ (aq) PO43" (aq) + Ba2+ (aq) 2 OH" (aq)! Ba2+ (aq) PO43" (aq) + H2O (l) % para neutralizarlos necesito 3 OH" % para neutralizarlos necesito 2 H+! m.c.m. 6! multiplicamos H3PO4 por 2 y Ba(OH)2 por 3! 6 H+ y 6 OH"! 6 H2O P03. Ejercicio 3 p. 201: sal ácido base a) cloruro de potasio ácido clorhídrico hidróxido de potasio b) sulfuro de cobre (II) ácido sulfhídrico hidróxido de cobre (II) c) nitrato de cinc ácido nítrico hidróxido de cinc d) sulfato de aluminio ácido sulfúrico hidróxido de aluminio P04. Ejercicio 59 p. 230: K3PO4 (aq)! 3 K+ (aq) + PO43" (aq) ; CaBr2 (aq)! Ca2+ (aq) + 2 Br " (aq) ; H2CO3 (aq)! 2 H+ (aq) + CO32" (aq) 3

4 P05. Ejercicio 60 p. 230: ácido + base! sal + agua 2 HCl + Fe(OH)2! FeCl2 + 2 H2O H2CO3 + 2NaOH! Na2CO3 + 2 H2O HNO2 + CuOH! CuNO2 + H2O 1.2. Teoría de Brönsted Lowry. Proponen a principios del s. XX, de forma independiente, una teoría que amplia la teoría de Arrhenius. Ácido: Toda sustancia que puede ceder un ion hidrógeno (H+, protón) a otra sustancia. Base: Toda sustancia que puede recibir un ion hidrógeno (H+, protón) de otra sustancia. Ambos conceptos son complementarios. El ácido da protones y la base los recibe. El ácido sólo actúa como dador en presencia de una base y la base sólo actúa como receptor en presencia de un ácido. La reacción correspondiente a esa cesión / ganancia de protones recibe el nombre de reacción ácido base. Ejemplo: HNO3 (aq) + H2O (l)! H3O+ (aq) + NO3" (aq) %...!... % ácido base H3O+ (aq) recibe el nombre de catión (ion) oxonio o catión hidronio (en disoluciones acuosas el H+ no existe ya que se rodea de moléculas de H2O; en el caso de una molécula de agua: H+ (aq) + H2O (l)! H3O+ (aq) ; el enlace que se forma es covalente dativo, coordinado). Debido a la transferencia de protones, a las reacciones ácido base, se las conoce como reacciones de transferencia de protones (reacciones protolíticas). Por el mismo motivo la teoría de Brönsted Lowry se conoce como: teoría protónica de ácidos y bases. Por otra parte, la reacción ácido"base se puede plantear como un equilibrio. Las sustancias químicas que obtenemos en la reacción ácido base reciben el nombre de conjugado. HNO3 (aq) + H2O (l)! H3O+ (aq) + NO3" (aq) ácido base ácido conjugado de la base base conjugada del ácido % es un ácido porque puede dar H+ % es una base porque puede ganar H+ Un par conjugado lo constiuyen: un ácido y su base conjugada; una base y su ácido conjugado. HNO3 (aq) + H2O (l)! H3O+ (aq) + NO3" (aq) ácido base ácido conjugado de la base base conjugada del ácido ø % par conjugado % ø 4

5 % par conjugado % En el agua tenemos los siguientes pares ácido / base conjugados: H3O+ / H2O ; H2O / OH" En general: ácido + base! ácido conjugado de la base + base conjugada del ácido ácido"1 + base"2! ácido"2 + base"1 AH + B! BH+ + A" Por otra parte, el carácter ácido y básico es relativo, depende de la otra sustancia. Por ejemplo: el H2O actúa como base frente al HCl y como ácido frente al NH3. Es el anfoterismo y las sustancias que lo presentan anfóteras (anfipróticas). En la teoría de Brönsted Lowry la reacción de neutralización consiste en la transferencia de un protón de un ácido a una base para dar lugar al ácido conjugado de la base y la base conjugada del ácido. La teoría de Brönsted Lowry explica las reacciones de neutralización en disolución acuosa (teoría de Arrhenius) mediante la siguiente reacción: H3O+ (aq) + OH" (aq)! 2 H2O (l) La entalpía de neutralización, H0 = "13,6 kj / mol, toma siempre el mismo valor con independencia del ácido y de la base! la neutralización es independiente de la naturaleza del ácido o de la base Comparación con las definiciones de Arrhenius. La teoría de Brönsted Lowry es más general. No se limita a disoluciones acuosas. En el concepto de ácido, para disoluciones acuosas, son similares. Se diferencian en algunos iones: NH4+ es ácido en la teoría de Brönsted Lowry y no lo es en la de Arrhenius. Se diferencian de forma importante en el concepto de base: los hidróxidos iónicos, considerados como bases por Arrhenius, sólo lo son en la teoría de Brönsted Lowry al disociarse y proporcionar OH" (realmente la base! todos los hidróxidos tienen la misma fuerza básica ). [Existe otra teoría más general, es la teoría de Lewis: Ácido es aquella sustancia que puede aceptar la compartición de un par de lectrones (no pone e " en la compartición). Base es aquella sustancia que puede ceder, para compartir, un par de electrones. La reacción ácido base representa la formación de un enlace covalente dativo (coordinado)] Nomenclatura / formulación de los compuestos químicos que aparecen en las reacciones ácido base: Ver tema 3. P06. Ejemplo 1 p. 203: a) S 2" (aq) no puede ser ácido ya que no tiene H; entonces es base y lo recibe + H3O + (aq) puede dar el H+! S 2" (aq) + H3O+ (aq)! HS " (aq) + H2O (l) base 2 ácido 1 ácido 2 base 1 5

6 ø ácido conjugado de la base 2 base conjugada del ácido 1 ø par conjugado ø ø ø ø par conjugado ø También : S2" / HS " un par conjugado y el otro H3O+ / H2O a) HClO3 (aq) puede ser ácido ya que tiene H; entonces es ácido y lo cede + NH3 (aq) puede recibir el H+! HClO3 (aq) + NH3 (aq)! ClO3 " (aq) + NH+ (aq) ácido 1 base 2 base 1 ácido 2 ø base conjugada del ácido 1 ácido conjugado de la base 2 ø par conjugado ø ø ø ø par conjugado ø También : HClO3 / ClO3 " un par conjugado y el otro NH3 / NH4+ P07. Ejemplo 2 p. 201: a) F " (aq) no puede dar H+ ya que no lo tiene; lo recibe y es base + H2O (l) puede dar el H+ y es el ácido. F " (aq) + H2O (l)! HF (aq) + OH" (aq) base 2 ácido 1 ácido 2 base 1 b) NH4+ (aq) puede dar H+ ya que lo tiene; lo cede y es ácido + H2O (l) aquí recibe el H+ y es la base. NH4 + (aq) + H2O (l)! NH3 (aq) + H3O+ (aq) ácido 1 base 2 base 1 ácido 2 c) H2PO4" (aq) puede dar el H+ ya que tiene 2 H o recibir el H+ (sustancia anfótera) + H2O (l) puede dar o recibir, depende del compuesto anterior. H2PO4" (aq) + H2O (l)! HPO42" (aq) + H3O+ (aq) // H2PO4" (aq) + H2O (l)!h3po4 (aq) + OH" (aq) ácido 1 base 2 base 1 ácido 2 base 2 ácido 1 ácido 1 base 2 P08. Ejercicio 4 p. 203: a) H3O+ es un ácido ya que puede dar protones: H3O+ + H2O! H2O + H3O+ ácido 1 base 2 base 1 ácido 2 b) H2SeO3 es un ácido ya que puede dar protones: H2SeO3 + H2O! HSeO3" + H3O+ ácido 1 base 2 base 1 ácido 2 6

7 c) SO42" no puede dar protones, es una base: SO42" + H2O! HSO4" + OH" base 1 ácido 2 ácido 1 base 2 b) HSO3" es una base ya que puede aceptar protones: HSO3" + H2O! H2SO3 + OH" (también puede ser ácido) base 1 ácido 2 ácido 1 base 2 P09. Ejercicio 5 p. 203: a) ácido (puede ceder protón) base conjugada (puede ganar un protón) HBr Br " H2S HS " HSO4" SO42" base (puede ganar un protón) ácido conjugado (puede ceder protón) HCO3" H2CO3 OH " H2O CO32" HCO3" P10. Ejercicio 6 p. 203: ácido 1 base 2 base 1 ácido 2 a) NH4+ + H2O! NH3 + H3O + b) NH4+ + OH "! NH3 + H2O c) H2O + H2O! OH " + H3O + d) H3O + + HS "! H2O + H2S e) HCl + F "! Cl " + HF f) HBr + H2O! Br " + H3O + P11. Ejercicio 7 p. 203: ácido 1 base 2 base conjugada 1 ácido conjugado 2 a) H2O + CH3COO "! OH " + CH3COOH b) H2O + Br "! OH " + HBr c) HCN + H2O! CN " + H3O + d) H2AsO4 " + H2O! HAsO4 2" + H3O + 7

8 P12. Ejercicio 61 p. 230: H2O ácido: puede ceder protones + H2O! OH " + H3O + NH4+ ácido: puede ceder protones + H2O! NH3 + H3O + OH " base: puede recibir un protón + H2O! H2O + H2O CH3NH2 base: puede recibir un protón + H2O! CH3NH3+ + OH" P13. Ejercicio 62 p. 230: ácido base conjugada H2O OH" HCO3" CO32" HS " S 2" P14. Ejercicio 63 p. 230: base ácido conjugado H2O H3O + NH3 NH4+ HSO4" H2SO4 P15. Ejercicio 64 p. 230 : ácido 1 base 2! base conjugada 1 + ácido conjugado 2 HF + H2O! F " + H3O + H2O + S2"! OH " + HS " H2O + I"! OH " + HI H2SO4 + NH3! HSO4" + NH4+ P16. Ejercicio 65 p. 230 : a) HCO3" ácido : puede dar un protón + H2O! CO32" + H3O + b) HCO3" base : puede recibir un protón + H2O! H2CO3 + OH " c) ClO4" base : puede recibir un protón + H2O! HClO4 + OH " d) BrO base : puede recibir un protón + H2O! HBrO + OH " 8

9 e) HPO42" ácido : puede dar un protón + H2O! PO43" + H3O + f) HPO42" base : puede recibir un protón + H2O! H2PO4" + OH " 2. Autoionización del agua. Ecuación. Producto iónico del agua. El agua pura presenta una pequeña conductividad eléctrica debido a un proceso de autoionización, reacción ácido base: H2O (l) + H2O (l)! OH" (aq) + H3O + (aq) ácido 1 base 2 base 1 ácido 2 [con la teoría de Arrhenius: H2O (l)! H+ (aq) + OH " (aq) ] Aplicamos la ley del equilibrio químico a la reacción ácido base: [H30+] [OH"] Kc = ; [H2O]2 La [ ] del agua pura (l) sin ionizar es constante y su valor se unifica al de Kc; la nueva constante se representa por Kw y recibe el nombre de producto iónico del agua (es el producto de las [ ] de los iones)! Kw = [H30+] [OH"] Kw, para el agua pura y en las disoluciones acuosas diluidas, toma el valor de 1 10"14 a 25 0C.! 1 10"14 =[H30+] [OH"] (Disoluciones acuosas diliuidas son aquellas cuya concentración de soluto es inferior a 1 mol / L y la concentración del H2O se mantiene prácticamente constante en 55,5 mol / L). Por los coeficientes que aparecen en la reacción de autoionización del agua la [H30+]= [OH"]; si [H30+]= [OH"]= x! 1 10"14 = x2 ; x = 10 "7 mol / L! [H30+]= [OH"] = 10 "7 mol / L ; en el agua pura a 25 0C, [H30+]= [OH"] = 10 "7 M En las disoluciones acuosas tenemos tres casos: a) [H30+] > [OH"]! [H30+] > 10 "7 M y [OH"] < 10 "7 M (1. 10"14 = [H30+] [OH"])! son las disoluciones ácidas b) [H30+] < [OH"]! [H30+] < 10 "7 M y [OH"] > 10 "7 M (1. 10"14 = [H30+] [OH"])! son las disoluciones básicas c) [H30+] = [OH"]! [H30+] = 10 "7 M y [OH"] = 10 "7 M (1. 10"14 = [H30+] [OH"])! son las disoluciones neutras 3. Fuerza de los ácidos y de las bases. 9

10 La fuerza de los ácidos es la mayor o menor tendencia que tienen algunas sustancia a dar protones. La fuerza de las bases es la mayor o menor tendencia que tienen algunas sustancias a ganar protones. Según el criterio anterior tenemos cuatro opciones (los ejemplos se pueden obtener de la escala de la p. 206): *Ácido fuerte: Aquellos que tienen gran tendencia a ceder H+; se ionizan completamente en las disoluciones acuosas diluidas, no hay equilibrio. Ejemplos: HClO4, HI, HBr, HCl, H2SO4, HNO3. *Ácido débil: Aquellos que tienen poca tendencia a ceder H+; no se ionizan completamente en las disoluciones acuosas diluidas, hay equilibrio. Ejemplos: HSO4", HF, HNO2, HCOOH, CH3COOH, NH4+. *Base fuerte: Aquellas que tienen gran tendencia a recibir H+; se ionizan completamente en las disoluciones acuosas diluidas, no hay equilibrio. Ejemplos: LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2, OH". *Base débil: Aquellas que tienen poca tendencia a recibir H+; no se ionizan completamente en las disoluciones acuosas diluidas, hay equilibrio. Ejemplo: son pocas las solubles en agua: NH3 (aq) + H2O (l)! NH4+ (aq) + OH" (aq). NOTA: Fuerte o débil no tiene nada que ver con concentrado o diluido o con la tendencia que tiene el compuesto a reaccionar. P17. Ejemplo 3 p. 205: Es una base fuerte! Sr(OH)2 (aq)! Sr2+(aq) + 2 OH " (aq) [ ]0 (M) 0,020 0,000 0,000 [ ]f (M) 0,000 0, ,020 [ ]f (M) 0,000 0,020 0, Relación entre la fuerza de un ácido y su base conjugada. En una pregunta anterior decíamos que un ácido da una base (base conjugada) y una base da un ácido (ácido conjugado). En forma de ecuación: ácido"1 + base"2! ácido"2 + base"1. La información anterior se puede ampliar añadiendo al conjugado el aspecto fuerte o débil: *Supongamos que el ácido 1 es un ácido fuerte! tiene gran tendencia a ceder protones! la base conjugada obtenida no tendrá tendencia a coger protones! la base conjugada será una base débil. *Supongamos que el ácido 1 es un ácido débil! tiene poca tendencia a ceder protones! la base conjugada obtenida tendrá gran tendencia a coger protones! la base conjugada será una base fuerte *Supongamos que la base 2 es una base fuerte! tiene gran tendencia a coger protones! el ácido conjugado obtenido no tendrá tendencia a ceder protones! el ácido conjugado será un ácido débil. *Supongamos que la base 2 es una base débil! tiene poca tendencia a coger protones! el ácido conjugado obtenido tendrá gran tendencia a ceder protones! el ácido conjugado será un ácido fuerte. En resumen: Un ácido fuerte da una base débil y un ácido débil da una base fuerte. Una base fuerte da un 10

11 ácido débil y una base débil da un ácido fuerte. Siempre lo contrario. La tabla del texto, página 206, presenta los principales ácidos, en orden creciente de acidez, y sus respectivas bases. La tabla anterior permite algunas conclusiones: a) Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada. b) H3O + es el ácido más fuerte en disolución acuosa ; (los que son más fuertes, parte superior de la tabla, proporcionan H+ que reaccionan con las moléculas de H2O! el agua ejerce un efecto nivelador sobre los ácidos fuertes; no permite diferenciar los ácido fuertes; el agua es una sustancia demasiado básica: tiene tendencia a coger los H+ que proporcionan los ácidos ). c) OH " es la base más fuerte que puede existir en disolución acuosa; las bases más fuertes que el OH " (O2") reaccionan con el H+ y forman OH ". d) Teniendo en cuenta que el carácter ácido / base es relativo (depende del otro), se cumple: Un ácido tiene gran tendencia a ceder protones a las bases situadas por debajo de él en la tabla y poca o nula a cederlo a las bases situadas por encima de él. Si ponemos la tabla anterior para un áciso HA y su base conjugada A" : ácidos más fuertes que AH bases menos fuertes que A"!! HA " H+! A"!! ácidos menos fuertes que AH bases más fuertes que A" Es decir, un ácido AH y los que son más fuertes que él reaccionan con las base más fuertes que A". Los ácidos que he pintado de gris reaccionan con las bases de color gris Fuerza de los ácidos y estructura molecular. El carácter ácido, tendencia a perder H+ de una molécula, se puede explicar si hacemos un estudio del enlace que tenía el H antes de separarse de la molécula. Posibles casos: A) Ácidos hidrácidos. Supongamos el caso de los halógenos; la acidez depende de la energía de enlace del enlace H"halógeno (tabla 1" p. 207). H " F, H " Cl, H " Br, H " I, disminuye la energía de enlace!! el H está menos retenido en HI que en el HF! el HI tiene más tendencia a ceder H+ que el HF! el HI es más ácido que el HF. B) Ácidos oxoácidos. La acidez depende de la electonegatividad del átomo central o del número de oxígenos alrededor de dicho átomo central. Supongamos dos casos: diferente elemento del mismo grupo (por ej. halógenos) y diferentes compuestos del mismo elemento según el número de oxidación (cloro). B1) Los halógenos (F, no) forman el siguiente compuesto : HClO4, HBrO4, HIO4 (tabla 2 p. 207). El átomo central (Cl, Br, I) se rodea de 4 oxígenos y uno de ellos se une al H. Si dibujamos los enlaces, o con los diagramas de Lewis por puntos, vemos la posible influencia de la electonegatividad del átomo central: A mayor EN del átomo central el enlace O " H está más polarizado! el H menos retenido! mayor carácter ácido. La fuerza ácida aumenta con la electronegatividad del átomo central. Fig. p B2) El cloro forma cuatro oxoácidos: HClO, HClO2, HClO3, HClO4 (tabla 3 p. 207). A mayor número de átomos de O alrededor del átomo central, depende del número de oxidación, el enlace O " H está más polarizado! el H menos retenido! mayor carácter ácido. La fuerza ácida aumenta con el número de oxidación 11

12 del átomo central ; aumenta con el número de átomos de oxígeno no protonados (unidos a un protón) en la molécula. P18. Ejemplo 4 p. 207: HF (aq) + CN " (aq)! HCN (aq) + F " (aq) ø puede ser ácido ø puede ser ácido (no está en la tabla de la p 206 pero es menos ácido que el HF! CN " es una base más fuerte que F "! HF es el que más tendencia tiene a dar el H+ y CN " es el que más tendencia tiene a ganar el H+! el equilibrio está desplazado hacia la derecha (sentido directo). En general: Un ácido reacciona con los aniones (base conjugada) de los ácidos que son menos ácidos que él. P19. Ejercicio 8 p. 207: [H3O+] = 2,12. 10"11 M ; [H3O+] [OH "] = 10 "14 ; [OH " ] = 10 "14 / [H3O+] ; [OH " ] = 10 "14 / 2,12. 10"11 ; [OH " ] = 4,7. 10 " 4 M ; [OH " ] > 10 " 7 M! disolución básica P20. Ejercicio 9 p. 207: [OH " ] = 9,45. 10"9 M ; [H3O+]. [OH "] = 10 "14 ; [H3O+] = 10 "14 / [OH " ] ; [H3O+]= 10 "14 / 9,45. 10"9 ; [H3O +] = 1,1. 10 " 6 M ; [H3O+] > 10 " 7 M! disolución ácida. P21. Ejercicio 10 p. 207: [H3O+]. [OH "] = 10 "14! [H3O+] " 0, [OH "] " 0 ; si una de las [ ] fuese cero el producto iónico sería 0. En una disolución acuosa ácida la [OH"] es muy baja pero no puede ser 0; se tiene que cumplir [H3O+] [OH"] = 10"14 En una disolución acuosa básica la [H3O+ ] es muy baja pero no puede ser 0; tiene que cumplir [H3O+] [OH"] = 10"14 P22. Ejercicio 11 p. 207: Ácido fuerte es aquel que tiene gran tendencia a ceder protones. Ácido concentrado es aquel que, en una disolución acuosa, tiene mucho soluto por unidad de volumen P23. Ejercicio 12 p. 207: F " (aq) + H20 (l)! HF (aq) + OH " (aq) ø puede ser ácido ø puede ser ácido ø es la base conjugada (fuerte) del ácido débil H2O! si es una base fuerte quiere coger protones y no dar. Con la tabla de la p 206 vemos que el HF es más fuerte que el H2O! la reacción se desplaza hacia la 12

13 izquierda. HSO4 " (aq) + NH3 (aq)! SO42 " (aq) + NH4+ (aq) ácido 1 base 2 base 1 ácido 2 (en cada miembro de la ecuación un ácido y una base; si HSO4 " es ácido, es el más ácido de ambos, NH3 tiene que ser base). Si miramos la tabla de la p 206 llegamos a la conclusión que la reacción se desplaza hacia la derecha. P24. Ejercicio 13 p. 207: HNO < HNO2 < HNO3 : al ser el mismo elemento (N) la acidez depende del número de oxígenos alrededor del N; mayor número de O implica un enlace O " H más polarizado! el H está menos retenido. HIO2 < HBrO2 < HClO2 : el mismo tipo de compuesto con diferente átomo central! la acidez depende de la EN del átomo central, ENI < ENBr < ENCl! el H está menos retenido. P25. Ejercicio 14 p. 211: MgBr2 (aq)! Mg 2+ (aq) + 2 Br " (aq) [ ]0 (M) 0,015 0,000 0,000 [ ]f (M) 0,000 0, ,015 [ ]f (M) 0,000 0,015 0,030 P26. Ejercicio 66 p. 230 : ácido 1 base 2 ácido 2 base 1 a) HF (aq) + NH3 (aq)! NH4+(aq) + F" (aq) escala p230 : : HF es más ácido que el NH4+ y el equilibrio está desplazado hacia la derecha b) CH3 " COOH (aq) + OH" (aq)! H2O (l) + CH3 " COO " (aq) escala p. 230 : : CH3 " COOH es más ácido que el H2O y el equilibrio está desplazado hacia la derecha P27. Ejercicio 67 p. 230 : H2SO4, H2SeO4! es el mismo tipo de compuesto pero diferente elemento! tenemos que mirar la EN del S y del Se (ENS > ENSe )! el enlace O " H está más polarizado en el caso del S! H se libera con más facilidad! más ácido el ácido sulfúrico H2O, H2S, H2Se! el mismo tipo de compuesto y distinto elemento (hidrácidos excepto el agua)! depende de la energía de enlace : energía de enlace O " H > energía de enlace S " H > energía de enlace Se " H! el H está menos retenido Se, luego en el S y por último el O! H2Se es el más ácido, luego H2S y por último H2O. P28. Ejercicio 68 p. 230 : Na2SO4 (s) + H2O (l)! 2 Na+ (aq) + SO42" (aq) [ ]0 (M) 0,020 13

14 [ ]f (M) 0,000 0,040 0, Ionización de ácidos y bases Fuertes. Ejemplo. No establecen equilibrio. Se escribe una flecha. HCl (aq)! H3O+ (aq) + Cl" (aq) // NaOH (aq)! OH" (aq) + Na+(aq) 4.2 Ionización de ácidos y bases débiles. Establecen equilibrio (el ácido y la base establecen un equilibrio con los pares conjugados correspondientes) Ionización de un ácido débil. Ecuación. Constante de acidez. Supongamos un ácido débil monoprótico AH que establece el siguiente equilibrio: HA (aq) + H2O (l)! H3O+(aq) + A" (aq) [H3O+] [A"] Si aplicamos la ley del equilibrio químico al proceso anterior: Kc = [HA] [H2O] En disoluciones diluidas la [H2O] permanece prácticamente constante, [H2O] = 55,5 M, y su valor se puede unificar con Kc; la nueva constante se representa por Ka (ácido) y recibe el nombre de constante de acidez. [H3O+] [A"] Ka = [HA] Ka, como el resto de las constantes de equilibrio, nos informa del nivel de desplazamiento del equilibrio hacia la derecha, teniendo en cuenta que son ácidos débiles (no está completamente desplazado hacia la derecha) Ionización de una base débil. Ecuación. Constante de basicidad. Supongamos una base débil B que establece el siguiente equilibrio: B (aq) + H2O (l)! BH+(aq) + OH" (aq) [BH+] [OH"] Si aplicamos la ley del equilibrio químico al proceso anterior: Kc = [B] [H2O] En disoluciones diluidas la [H2O] permanece prácticamente constante, [H2O] = 55,5 M, y su valor se puede unificar con Kc; la nueva nueva constante se representa por Kb (base) y recibe el nombre de constante de basicidad. 14

15 Kb = [BH+] [OH"] / [B] Kb, Como el resto de las constantes de equilibrio, nos informa del nivel de desplazamiento del equilibrio hacia la derecha, teniendo en cuenta que son bases débiles (no está completamente desplazado hacia la derecha) Relación entre Ka, Kb, Kw. Supongamos los equilibrios de ionización de un ácido AH y de su base conjugada A" : [H3O+] [A"] HA (aq) + H2O (l)! H3O+(aq) + A" (aq) Ka = [HA] [HA] [OH"] A" (aq) + H2O (l)! HA (aq) + OH" (aq) Kb = [A"] H2O (l) + H2O (l)! H3O+(aq) + OH" (aq) Kc = Ka Kb (si sumamos dos ecuaciones, para obtener una nueva ecuación, la constante es el producto de las constantes) [H3O+] [A"] [HA] [OH"]. = [H3O+] [OH"] = Kw! Kw = Ka Kb [HA] [A"] NOTA: A veces, ya que los valores de Ka y Kb suelen ser pequeños, se utiliza pka y pkb: pka= " log Ka (cuanto más fuerte es el ácido, mayor es Ka y menor pka); pkb = "log Kb (cuanto más fuerte es la base, mayor es Kb y menor pkb). NOTA: clasificación de los ácidos y de las bases según el valor de la constante de ionización (disociación): constante ácido o base K > 55,5 fuerte 55,5 > K > 10"4 moderado 10"4 > K > 10"10 débil 10"10 > K > 10"16 muy débil 10 "16 > K extraordinariamente débiles Grado de ionización de un ácido / base débil. 15

16 Es el concepto grado de disociación del tema de equilibrio. ionizado x = ; ionizado e inicial, normalmente, en [ ] y se suele expresar en %! =. 100 inicial [ ] Problemas. Son problemas típicos de equilibrio. Casos: a) conociendo las [ ]e (o datos para calcularlas) calculamos Ka, Kb; b) conociendo Ka, Kb y las [ ]0 calcular las [ ]e ; c) las preguntas anteriores conociendo o calculando. P29. Ejemplo 5 p. 210: [H3O+][ClO"] HClO (aq) + H2O (l)! H3O+(aq) + ClO" (aq) Ka = 3,2. 10"8 ; Ka = ácido 1 base 2 ácido 2 base 1 [HClO] [HClO][ OH"] ClO" (aq) + H2O (l)! HClO (aq) + OH" (aq) Kb =? ; Kb = base 2 ácido 1 ácido 2 base 1 [ClO"] Kw = Ka Kb ; 10"14 = 3,2 10"8 Kb ; Kb = 3,1. 10"7 P30. Ejemplo 6 p. 211: HA (aq) + H2O (l)! H3O+(aq) + A" (aq) Ka =? [ ]0 (M) ,000 0,000 [ ]e (M) 0.067"x x x según el enunciado:[h3o+](aq)= 5,31. 10"5 M! [ ]e (M) 0.067"5,31. 10"5 5,31. 10"5 5,31. 10"5 x = 5,31. 10"5 M [ ]e (M) 6,69. 10"2 5,31. 10"5 5,31. 10"5 [H3O+] [A"] (5,31. 10"5)2 Ka = ; Ka = ; Ka = 4,21. 10"8 [HA] 6,69. 10"2 P31. Ejemplo 7 p. 211: NH3 (aq) + H2O (l)! NH4+ (aq) + OH" (aq) Kb = 1,8. 10"5 [ ]0 (M) 0,100 0,000 0,000 [NH4+][OH"] 16

17 [ ]e (M) 0,100"x x x Kb = [ ]e (M) 0,100"1,3. 10"3 1,3. 10"3 1,3. 10"3 [NH3] [ ]e (M) 9,9. 10"2 1,3. 10"3 1,3. 10"3 x2 1,8. 10"5 =! 1,8. 10"6 " 1,8. 10"5 x = x2 ; x2 + 1,8. 10"5 x " 1,8. 10"6 = 0 ; resolvemos la ecuación y 0,100"x aceptamos la solución positiva! x = 1, M Nota: Al ser equilibrios de ácidos o bases débiles x es pequeño; si, además, x << [ ]0! se puede hacer una suposición para evitar la ecuación de 2º grado; posteriormente hay que comprobar si la suposición es correcta. x2 suposición: x << 0,100! 1,8. 10"5 = ; x = 1,3. 10"3 M 0,100 x para comprobar si x << 0,100 :. 100 ; si sale < 5% se puede aceptar la suposición; en el problema [ ]0 anterior : (1,3. 10"3 / 0,100). 100 = 1,3 % P32. Ejemplo 8 p. 212: (NOTA: en los problemas de disoluciones acuosas se desprecia la ionización del agua y, por lo tanto, su posible influencia en la concentración de los iones oxonio e hidróxido) CH3COOH (aq) + H2O (l)! H3O+(aq) + CH3COO" (aq) Ka = 1,8. 10"5 HAc (aq) + H2O (l)! H3O+(aq) + Ac" (aq) (forma abreviada) [ ]0 (M) 0,20 0,00 0,00 [H3O+][ CH3COO"] [ ]e (M) 0,20"x x x Ka = [ ]e (M) 0,20"1,9. 10"3 1,9. 10"3 1,9. 10"3 [CH3COOH] [ ]e (M) 1,98. 10"1 1,9. 10"3 1,9. 10"3 x2 1,8. 10"5 =! dos opciones: 0,20"x 17

18 opción 1: 3,6. 10"6 " 1,8. 10"5 x = x2 ; x2 + 1,8. 10"5 x " 3,6. 10"6 = 0 ; resolvemos la ecuación y aceptamos la solución positiva! x = 1, M opción 2 : suposición: x << 0,2! 1,8. 10"5 = x2 / 0,2 ; tomamos la solución positiva; x = 1,9. 10"3 M (comprobación de la suposición: (1,9. 10"3 / 0,2). 100 = 1% ; se acepta). ionizado x 1,9. 10"3 para calcular el grado de ionización: =. 100 ; =. 100 ; =. 100 ; = 1 % inicial 0,2 0,2 P33. Ejercicio 15 p. 213: HNO2 (aq) + H2O (aq)! H3O+ (aq) + NO2" (aq) Ka = 4,5. 10"4 NO2" (aq) + H2O (aq)! HNO2 (aq) + OH" (aq) Kb =? Kw = Ka. Kb ; Kb = Kw / Ka ; Kb = 10"14 / 4,5. 10"4 ; Kb = 2,2. 10"11 P34. Ejercicio 16 p. 213: NH4+ (aq) + H2O (l)! NH3 (aq) + H3O+ (aq) Ka = 5,6. 10"10 NH3 (aq) + H3O+(l)! NH4+ (aq) + OH" (aq) Kb =? Kw = Ka. Kb ; Kb = Kw / Ka ; Kb = 10"14 / 5,6. 10"10 ; Kb = 1,8. 10"5 P35. Ejercicio 17 p. 213: HNO2 (aq) + H2O (l)! H3O+ (aq) + NO2" (aq) Ka =? [ ]0 (M) 0,020 0,000 0,000 [ ]e (M) 0,020"x x x según el enunciado [H3O+]e=2,8.10"3 M [ ]e (M) 0,020"2,8.10"3 2,8.10"3 2,8.10"3 [ ]e (M) 1,72.10"2 2,8.10"3 2,8.10"3 [H3O+][NO2"] (2,8.10"3)2 Ka = ; Ka = ; Ka = 4,56. 10"4 [HNO2] 1,72.10"2 P36. Ejercicio 18 p. 213: HClO (aq) + H2O (aq)! H3O+ (aq) + ClO" (aq) Ka = 3,2. 10"8 [ ]0 (M) 0,15 0,00 0,00 18

19 [ ]e (M) 0,15"x x x [ ]e (M) 0,15"6,9. 10"5 6,9. 10"5 6,9. 10"5 [ ]e (M) 0,15 6,9. 10"5 6,9. 10"5 [H3O+]e = 6,9. 10"5 M [H3O+][ClO"] x2 Ka = ; 3,2. 10"8 = ; [HClO] 0,15"x resolvemos la ec. de 2º grado: x2 + 3,2. 10"8 x 4,8. 10"9 = 0 ; tomamos la solución positiva; x = 6,9. 10"5 M introducimos una suposición: x << 0,15! x2 = 4,8. 10"9 ; tomamos la solución positiva ; x = 6,9. 10"5 M (comprobación de la suposición: (6,9. 10"5 / 0,15). 100 = 0,05 % ; se acepta). P37. Ejercicio 19 p. 213: HA (aq) + H2O (l)! H3O+(aq) + A" (aq) Ka =? [ ]0 (M) 0,001 0,00 0,00 = 0,13 ; = x / [ ]0 ; [ ]e (M) 0,001"x x x 0,13 = x / 0,001! x = 1,3. 10"4 M [ ]e (M) 0,001"1,3. 10"4 1,3. 10"4 1,3. 10"4 [ ]e (M) 8,7. 10"4 1,3. 10"4 1,3. 10"4 [H3O+][A"] (1,3. 10"4)2 Ka = ; Ka = ; Ka = 1,94. 10"5 [HA] 8,7. 10"4 P38. Ejercicio 20 p. 213: CH3COOH (aq) + H2O (l)! H3O+(aq) + CH3COO" (aq) Ka = 1,8. 10"5 HAc (aq) + H2O (l)! H3O+(aq) + Ac" (aq) (forma abreviada) [ ]0 (M) 1,0 0,0 0,0 [ ]e (M) 1,0"x x x [ ]e (M) 1,0"4,2. 10"3 4,2. 10"3 4,2. 10"3 [ ]e (M) 9,96. 10"1 4,2. 10"3 4,2. 10"3 para calcular necesitamos conocer x. 19

20 [H3O+][ CH3COO"] x2 Ka = ; 1,8. 10"5 = ; [CH3COOH] 1,0"x resolvemos la ec. de 2º grado: x2 + 1,8. 10"5 x 1,8. 10"5 = 0 ; tomamos la solución positiva; x = 4,2. 10"3 M introducimos una suposición: x << 1,0! x2 = 1,8. 10"5 ; tomamos la solución positiva ; x = 4,2. 10"3 M (comprobación de la suposición: (4,2. 10"3 / 1,0). 100 = 0,4 % ; se acepta). = (x / [ ]0 ). 100 ; = (4,2. 10"3 / 1,0). 100 ; = 0,4 % P39. Ejercicio 21 p. 213: HCN (aq) + H2O (l)! CN" (aq) + H3O+(aq) Ka = 4,9. 10"10 ; = 2 % [ ]0 (M) c0? 0 0 [ ]e (M) c0 " x x x = (x / c0). 100 ; x = 0,02. c0 [ ]e (M) c0 " 0,02. c0 0,02. c0 0,02. c0 [ ]e (M) 0,98. c0 0,02. c0 0,02. c0 [H3O+][CN"] (0,02. c0)2 Ka = ; 4,9. 10"10 = ; c0 = 1,2. 10"6 M [HCN] 0,98. c0 P40. Ejercicio 22 p. 213: NH3 (aq) + H2O+(l)! NH4+ (aq) + OH" (aq) Kb = 1,8. 10"5 [ ]0 (M) 0,1 0,0 0,0 [ ]e (M) 0,1 " x x x [NH4+][OH"] (x)2 Ka = ; 1,8. 10"5 = ; [NH3] 0,1"x suposición: x << 0,1! x2 = 1,8. 10"6 ; x = 1,3. 10"3 M ; (comprobación de la suposición: (1,3. 10"3 / 0,1). 100 = 1% ; se acepta). [OH"] = 1,3. 10"3 M P41. Ejercicio 69 p. 230 : 20

21 (constante de ionización del ácido " constante de acidez del ácido) HClO (aq) + H2O (l)! H3O+(aq) + ClO" (aq) [ ]0 (M) 0,20 0,0 0,0 [ ]e (M) 0,20"x x x [ ]e (M) 0,20"8,4. 10"5 8,4. 10"5 8,4. 10"5 [ ]e (M) 0,1999 8,4. 10"5 8,4. 10"5 según el enunciado: [ClO"] = 8,4. 10"5 M! x = 8,4. 10"5 M [H3O+][ClO"] (x)2 (8,4. 10"5)2 Ka = ; Ka = ; Ka = ; Ka = 3,5. 10"8 [HClO] 0,20"x 0,1999 P42. Ejercicio 70 p. 230 : HA (aq) + H2O (l)! H3O+(aq) + A" (aq) Ka = 1,1. 10"9 [ ]0 (M) 0,10 0,0 0,0 [ ]e (M) 0,10"x x x [ ]e (M) 0,10"1,05. 10"5 1,05. 10"5 1,05. 10"5 [ ]e (M) 0, " 0,1 1,05. 10"5 1,05. 10"5 (se ioniza muy poco, ácido muy débil, y se queda prácticamente en la concentración inicial) [H3O+][A"] (x)2 Ka = ; 1,1. 10"9 = ; [HA] 0,1"x suposición : x << 0,1! x = 1,05. 10"5 M (descartamos la ") ]comprobación: (1,05. 10"5 / 0,1). 100 = 0,01 %] P43. Ejercicio 71 p. 230 : CH3COOH (aq) + H2O (l)! H3O+(aq) + CH3COO" (aq) Ka = 1,8. 10"5 HAc (aq) + H2O (l)! H3O+(aq) + Ac" (aq) (forma abreviada) [ ]0 (M) 0,01 0,0 0,0 [ ]0 (M) 0,01"x x x [ ]0 (M) 0,01"4,2. 10"4 4,2. 10"4 4,2. 10"4 [ ]0 (M) 9,58. 10"3 4,2. 10"4 4,2. 10"4 21

22 [H3O+][ CH3COO"] x2 Ka = ; 1,8. 10"5 = ; para calcular necesitamos conocer x. [CH3COOH] 0,01"x resolvemos la ec. de 2º grado: x2 + 1,8. 10"5 x 1,8. 10"7= 0 ; tomamos la solución positiva; x = 4,2. 10"4 M introducimos una suposición: x << 0,01! x2 = 1,8. 10"7 ; tomamos la solución positiva ; x = 4,2. 10"4 M ; (comprobación: (4,2. 10"4 / 0,01). 100 = 4,2% ; se acepta).! = (x / [ ]0 ) 100; = (4,2. 10"4 / 0,01) 100 ; = 4,2 % P44. Ejercicio 72 p. 230 : HF (aq) + H2O (l)! H3O+(aq) + F" (aq) Ka = 6,4. 10"4 [ ]0 (M) 0,10 0,0 0,0 [ ]0 (M) 0,10"x x x [ ]0 (M) 0,10"4,2. 10"4 4,2. 10"4 4,2. 10"4 [ ]0 (M) 9,58. 10"3 4,2. 10"4 4,2. 10"4 [H3O+][ F"] x2 Ka = ; 6,4. 10"4 = ; para calcular necesitamos conocer x. [HF] 0,10"x resolvemos la ec. de 2º grado: x2 + 6,4. 10"4 x 6,4. 10"5 = 0 ; tomamos la solución positiva; x = 7,69. 10"3 M introducimos una suposición: x << 0,10! x2 = 6,4. 10"5 ; tomamos la solución positiva ; x = 8,0. 10"3 M (comprobación de la suposición: (8,0. 10"3 / 0,10). 100 = 8% ; no se acepta). = (x / [ ]0 ) 100 ; = (7,69 10"3 / 0,10) 100 ; = 7,7 % " 8 % (lo mismo que si aceptamos la solución descartada) P45. Ejercicio 73 p. 230 : HA (aq) + H2O (l)! H3O+(aq) + A" (aq) Ka =? [ ]0 (M) 0,10 0,00 0,00 = 1,34 % ; = x / [ ]0 ; [ ]0 (M) 0,10"x x x 1,34 = (x / 0,10) 100! x = 1,34 10"3 M [ ]0 (M) 0,10"1,34. 10"3 1,34. 10"3 1,34. 10"3 [ ]0 (M) 9,87. 10"2 1,34. 10"3 1,34. 10"3 22

23 [H3O+][A"] (1,34. 10"3)2 Ka = ; Ka = ; Ka = 1,82. 10"5 [HA] 9,87. 10" Ácidos monopróticos y polipróticos. Ejemplos. Los ácidos, a veces, se clasifican en monopróticos y polipróticos. Monopróticos: cada molécula sólo puede ceder 1 H+. Polipróticos: cada molécula puede ceder más de 1 H+ (2 ó 3). Ejemplos: HClO (aq) + H2O (l)! H3O+(aq) + ClO" (aq) HClO es un ácido monoprótico. H3PO4 (aq) + H2O (l)! H2PO41" (aq) + H3O+ (aq) Ka 1 H2PO4" (aq) ) + H2O (l)! HPO42" (aq) + H3O+ (aq) Ka 2 HPO42" (aq) + H2O (l)! PO43" (aq) + H3O+ (aq) Ka 3 H3PO4 (aq) + H2O (l)! PO43" (aq) + 3 H3O+ (aq) Ka = Ka 1 Ka 2 Ka 3 H3PO4 es un ácido poliprotico ; en los ácidos polipróticos se cumple: Ka 1 > Ka 2 > Ka 3 5. Concepto de ph. Ecuación. Concepto de poh. Ecuación. Relación. En las disoluciones acuosas las concentraciones de los iones H3O+ y OH" son muy pequeñas. Para facilitar la comprensión de qué representan esas cantidades pequeñas se introducen los conceptos de ph y poh. ph es el logaritmo cambiado de signo de la concentración molar del ion H3O+, [H3O+]. ph = " log [H3O+] Ya que [H3O+] [OH"] = 10"14! valor mínimo de [H3O+] = 10"14 y valor máximo [H3O+] = 1! ph toma valores entre 0 ([H3O+] = 1) y 14 ([H3O+] = 10"14). poh es el logaritmo cambiado de signo de la concentración molar del ion OH", [OH"]. poh = " log [OH"] Ya que [H3O+] [OH"] = 10"14! valor mínimo de [OH"] = 10"14 y valor máximo [OH"] = 1! poh toma valores entre 0 ([OH"] = 1) y 14 ([OH"] = 10"14). Relación entre ambos conceptos: si tomamos logaritmos en la ecuación [H3O+] [OH"] = 10"14, el log del producto es la suma de los log, y luego x ("1): ph + poh = Escala de ph. Disoluciones ácidas / neutras / básicas. La idea de disoluciones acuosas ácidas / básicas / neutras se puede reintroducir en función del ph (o poh). La escala correspondiente recibe el nombre de escala de ph (o poh). [H3O+] = " 1 10 " 2 10 " 3 10 " 4 10 " 5 10 " 6 10 " 7 10 " 8 10 " 9 10 "10 10 "11 10 " " " 23

24 14 ph = [OH"] = 10 "14 10 " " " " " 9 10 " 8 10 " 7 10 " 6 10 " 5 10 "4 10 "3 10 " 2 10 " poh = ø! disoluciones acuosas ácidas! øø! disoluciones acuosas básicas!ø neutras! aumenta la acidez aumenta la basicidad! 6. Problemas de ph / poh de ácidos y bases fuertes. Están completamente ionizados / ionizadas en disoluciones acuosas diluidas! no hay equilibrio (entre reactivos y productos se escribe una la flecha en un único sentido:!). P46. Ejemplo 9 p. 215: a)[h3o+] = 2,95. 10" 4! ph = " log [H3O+] ; ph = "log (2,95 10" 4) ; ph = 3,53 b)[oh"] = 2,73. 10"3! poh = " log [OH"] ; poh = "log (2,73. 10" 3) ; poh = 2,56 ; ph + poh = 14 ; ph = 11,44 c) ph = 3,15! ph = " log [H3O+] ; 3,15 = " log [H3O+] ; "3,15 = log [H3O+] ; [H3O+] = 10 "3,15 (tecla de la calculadora 10 x ) ; [H3O+] = 7,08 10"4 M! [H3O+] [OH"] = 10"14 ; 7,08 10"4 [OH"] = 10"14 ; [OH"] = 1,41 10"11 M también, la [OH"], con la ecuación ph + poh = 14! 3,15 + poh = 14 ; poh = 10,85 ; poh = "log [OH"] ; 10,85 = "log [OH"] ; "10,85 = log [OH"] ; [OH"] = 10"10,85 ; [OH"] = 1,41 10"11 M P47. Ejemplo 10 p. 215: el ácido clorhídrico es un ácido fuerte completamente ionizado (una flecha) en disoluciones acuosas diluidas: HCl (aq) + H2O (l)! H3O+(aq) + Cl" (aq) [ ]0 (M) 0,015 0,000 0,000 [ ]f (M) 0,000 0,015 0,015 [H3O+] = 0,015! ph = " log [H3O+] ; ph = "log (0,015) ; ph = 1,82 ; para calcular [OH"] y poh tenemos dos opciones: [H3O+] [OH"] = 10"14 ; 0,015. [OH"] = 10"14 ; [OH"] = 6,67. 10"13 M! poh = "log [OH"] ; poh = "log (6,67. 10"13) ; poh = 12,18 ; 24

25 ph + poh = 14 ; poh = 14 " ph ; poh = 14 " 1,82 ; poh = 12,18 ; poh = "log [OH"] ; 12,18 = "log [OH"] ; "12,18 = log [OH"] ; [OH"] = 10"12,18 ; [OH"] = 6,61. 10"13 M (la diferencia es debida al recorte de decimales). el hidróxido de bario es una base fuerte (todos los hidróxidos) completamente ionizada (una flecha) en disoluciones acuosas diluidas: Ba(OH)2 (aq) + H2O (l)! Ba2+ (aq) + 2 OH" (aq) [ ]0 (M) 0,020 0,000 0,000 [ ]f (M) 0,000 0, ,020 [ ]f (M) 0,000 0,020 0,040 [OH" ] = 0,040! poh = " log [OH"] ; poh = "log (0,040) ; poh = 1,40 ; para calcular [H3O+] y ph tenemos dos opciones: [H3O+] [OH"] = 10"14 ; [H3O+]. 0,040 = 10"14 ; [H3O+] = 2,5. 10"13 M! ph = "log [H3O+] ; ph = "log (2,5. 10"13) ; ph = 12,60 ; ph + poh = 14 ; ph = 14 " poh ; ph = 14 " 1,40 ; ph = 12,60 ; ph = "log [[H3O+] ; 12,60 = "log [H3O+] ; "12,60 = log [H3O+] ; [H3O+] = 10"12,60 ; [H3O+] = 2,5. 10"13 M (la diferencia es debida al recorte de decimales). P48. Ejercicio 23 p. 215: a)[h3o+]= 0,325! ph = "log [H3O+]; ph = "log (0,325); ph = 0,49! ph + poh =14 ; 0,49+pOH=14; poh = 13,51 b)[h3o+] = 4,56. 10" 10! ph = " log [H3O+] ; ph = "log (4,56. 10" 10 ) ; ph = 9,34! poh = 4,66 P49. Ejercicio 24 p. 215: a)[oh"] = 0,0257 M! poh = " log [OH"] ; poh = "log (0,0257) ; poh = 1,59 ; ph + poh = 14 ; ph = 12,41 b)[oh"] = 2,35. 10"12 M! poh = " log [OH"] ; poh = "log (2,35. 10"12) ; poh = 11,63! ph = 2,37 P50. Ejercicio 25 p. 215: a) ph = 4,78! ph = "log [H3O+] ; 4,78 = " log [H3O+] ; "4,78 = log [H3O+] ; [H3O+]= 10 "4,78 ; [H3O+]= 1,66. 10"5 M (en general, no se expresa en forma decimal)! [H3O+] [OH"] = 10"14; 1,66.10"5.[OH"]= 10"14 ; [OH"]= 6,02. 10"12 M b)ph = 12,41! ph = "log [H3O+] ; 12,41 = " log [H3O+] ; "12,41 = log [H3O+] ; [H3O+]= 10 "12,41 ; [H3O+]= 3,89. 10"13 M! [H3O+] [OH"] = 10"14 ; 3,89. 10"13. [OH"]= 10"14 ; [OH"]= 2,57. 10"2 M P51. Ejercicio 26 p. 215: HNO3 (aq) + H2O (l)! H3O+ (aq) + NO3" (aq) 25

26 [ ]0 (M) 2,72. 10"3 0,00 0,00 [ ]f (M) 0,00 2,72. 10"3 2,72. 10"3 [H3O+] = 2,72. 10"3 M! ph = " log [H3O+] ; ph = "log (2,72. 10"3) ; ph = 2,57 P52. Ejercicio 27 p. 215: NaOH (aq) + H2O (l)! Na+(aq) + OH" (aq) [ ]0 (M) 8,25. 10"2 0,00 0,00 [ ]f (M) 0,00 8,25. 10"2 8,25. 10"2 [OH" ] = 8,25. 10"2! poh = " log [OH"] ; poh = "log (8,25. 10"2) ; poh = 1,08 ; ph + poh = 14 ; ph = 14 " poh ; ph = 14 " 1,08 ; ph = 12,92 P53. Ejercicio 74 p. 230 : a)[h3o+] = 4,25. 10"3 M! ph = " log [H3O+] ; ph = " log (4,25. 10"3) ; ph = 2,37! ph+poh = 14! poh = 11,6 b)[oh"] = 7,86. 10"11! poh = " log [OH"] ; poh = " log (7,86. 10"11) ; poh = 10,1! ph = 3,9 P54. Ejercicio 75 p. 230 : a) ph = 0,55! ph = " log [H3O+] ; 0,55 = " log [H3O+] ; "0,55 = log [H3O+] ; [H3O+] = 10 "0,55 ; [H3O+] = 0,28 M! [H3O+] [OH"] = 10"14 ; 0,28 [OH"] = 10"14 ; [OH"] = 3,6. 10"14 M (también otra opciones) b) ph = 4,20! ph = " log [H3O+] ; 4,20 = " log [H3O+] ; "4,20 = log [H3O+] ; [H3O+] = 10 "4,20 ; [H3O+] = 6,3. 10"5 M! [H3O+] [OH"] = 10"14 ; 6,3. 10"5 [OH"] = 10"14 ; [OH"] = 1,6. 10"10 M c) ph=13,15! ph = " log [H3O+]; 13,15=" log [H3O+]; "13,15 = log [H3O+]; [H3O+] = 10 "13,15 ; [H3O+]=7,1. 10"14 M ph + poh = 14 ; poh = 0,85 ; poh = " log [OH"] ; 0,85 = " log [OH"] ; [OH"] = 10"0,85 ; [OH"] = 0,14 M P55. Ejercicio 76 p. 230 : el ácido clorhídrico es un ácido fuerte completamente ionizado en disoluciones acuosas diluidas: HCl (aq) + H2O (l)! H3O+(aq) + Cl" (aq) [ ]0 (M) 1,0. 10"3 0,000 0,000 [ ]f (M) 0,000 1,0. 10"3 1,0. 10"3 [H3O+] = 1,0. 10"3! ph = " log [H3O+] ; ph = "log (1,0. 10"3) ; ph = 3,0 ; el hidróxido de bario es una base fuerte completamente ionizada en disoluciones acuosas diluidas: 26

27 Ca(OH)2 (aq) + H2O (l)! Ca2+(aq) + 2 OH" (aq) [ ]0 (M) 0,0015 0,000 0,000 [ ]f (M) 0,0000 0, ,0015 [ ]f (M) 0,0000 0,0015 0,0030 [OH" ] = 0,0030! poh = " log [OH"] ; poh = "log (0,0030) ; poh = 2,52! ph +poh = 14, ph = 11,5 7. Problemas de ph / poh de ácidos y base débiles. El cálculo del ph / poh es como en los problemas de ácidos y bases fuertes teniendo en cuenta que ahora se establece un equilibrio (dos flechas). Por lo tanto, hay que calcular la [ ]e del ion correspondiente (H3O+ / OH"). P56. Ejemplo A p. 228: El amoníaco es una base débil que en disolución acuosa establece el siguiente equilibrio: NH3 (aq) + H2O+(l)! NH4+ (aq) + OH" (aq) Kb = 1,8. 10"5 [ ]0 (M) 0,20 0,00 0,00 [NH4+][OH"] [ ]e (M) 0,20"x x x Kb = [NH3] x2 1,8. 10"5 =! 3,6. 10"6 " 1,8. 10"5 x = x2 ; x2 + 1,8. 10"5 x " 3,6. 10"6 = 0 ; resolvemos la ecuación y 0,20"x aceptamos la solución positiva! x = 1, M introducimos una suposición: x << 0,20! x2 = 3,6. 10"6 ; tomamos la solución positiva ; x = 1,90. 10"3 M (comprobación de la suposición: (1,90. 10"5 / 0,20). 100 = 1% ; se acepta). [OH" ] = 1,9. 10"3! poh = " log [OH"] ; poh = "log (1,9. 10"3) ; poh = 2,72 ; ph + poh = 14 ; ph = 14 " poh ; ph = 14 " 2,72 ; ph = 11,28 = (x / [ ]0 ). 100 ; = (1,9. 10"3 / 0,20). 100 ; = 0,95% (no confundir con la comprobación de la suposición). P57. Ejemplo B p. 228: HNO2 (aq) + H2O (l)! H3O+ (aq) + NO2" (aq) Ka = 4,5. 10"4 [ ]0 (M) c

28 [ ]e (M) c0 "x x x según el enunciado ph = 2,50! ph = "log [H3O+] ; 2,50 = " log [H3O+] ; "2,50 = log [H3O+] ; [H3O+]= 10 "2,50 ; [H3O+]= 3,16. 10"3 M! x = 3,16. 10"3 M [H3O+][NO2"] (3,16. 10"3)2 (3,16. 10"3)2 Ka = ; 4,5. 10"4 = ; c0 "3,16. 10"3 = ; c0 "3,16. 10"3 = 2,22. 10"2 ; [HNO2] c0 "3,16. 10"3 4,5. 10"4 c0 = 2,54. 10"2 M P58. Ejercicio 46 p. 228: CH3COOH (aq) + H2O (l)! H3O+(aq) + CH3COO" (aq) Ka = 1,8. 10"5 HAc (aq) + H2O (l)! H3O+(aq) + Ac" (aq) (forma abreviada) [ ]0 (M) 0,1 0,0 0,0 [H3O+][ CH3COO"] [ ]e (M) 0,1"x x x Ka = [CH3COOH] x2 1,8. 10"5 =! dos opciones: 0,1"x opción 1: 1,8. 10"6 " 1,8. 10"5 x = x2 ; x2 + 1,8. 10"5 x " 1,8. 10"6 = 0 ; resolvemos la ecuación y aceptamos la solución positiva! x = 1, "3 M opción 2 : suposición: x << 0,1! 1,8. 10"5 = x2 / 0,1 ; tomamos la solución positiva; x = 1,34. 10"3 M [comprobación de la suposición: (1,34. 10"3 / 0,1). 100 = 1% ; se acepta]. para calcular el ph : [H3O+] = 1,34. 10"3 M! ph = " log [H3O+] ; ph = "log (1,34. 10"3) ; ph = 2,87 ionizado x 1,34. 10"3 para calcular el grado de ionización: =. 100 ; =. 100 ; =. 100 ; = 1,34 % inicial 0,1 0,1 P59. Ejercicio 47 p. 228: HCN (aq) + H2O (l)! H3O+(aq) + CN" (aq) Ka =? [ ]0 (M) 0,1 0,0 0,0 28

29 [ ]e (M) 0,1"x x x según el enunciado : ph = 5,07! ph = "log [H3O+] ; 5,07 = " log [H3O+] ; "5,07 = log [H3O+] ; [H3O+]= 10 "5,07 ; [H3O+]= 8,51. 10"6 M! x = 8,51. 10"6 M [H3O+][CN"] (x)2 ( 8,51. 10"6)2 Ka = ; Ka = ; Ka = ; Ka = 7,2. 10"10 [HCN] 0,1"x 0,1"8,51. 10"6 P60. Ejercicio 48 p. 228: HA (aq) + H2O (l)! H3O+(aq) + A" (aq) Ka =? [ ]0 (M) 0,1 0,0 0,0 [ ]e (M) 0,1"x x x según el enunciado : ph = 4,0! ph = "log [H3O+] ; 4,0 = " log [H3O+] ; "4,0 = log [H3O+] ; [H3O+]= 10 "4,0 ; [H3O+]= 1,0. 10"4 M! x = 1,0. 10"4 M [H3O+][A"] (x)2 ( 1,0. 10"4)2 Ka = ; Ka = ; Ka = ; Ka = 1,0. 10"7 [HA] 0,1"x 0,1" 1,0. 10"4 P61. Ejercicio 49 p. 228: HA (aq) + H2O (l)! H3O+(aq) + A" (aq) Ka =? ; ph =? ; = 3 % [ ]0 (M) 10"2 0,00 0,00 [ ]e (M) 10"2"x x x con calculamos x ; con x el ph y Ka. = (x / [ ]0 ). 100 ; x =. [ ]0 / 100 ; x = 3. 10"2 / 100 ; x = 3. 10"4 M [H3O+] = 3. 10"4 M! ph = " log [H3O+] ; ph = "log (3. 10"4) ; ph = 3,52 [H3O+][A"] (x)2 ( 3. 10"4)2 Ka = ; Ka = ; Ka = ; Ka = 9,3. 10"6 [HA] 10"2"x 10"2" 3. 10"4 29

30 P62. Ejercicio 50 p. 228: CH3COOH (aq) + H2O (l)! H3O+(aq) + CH3COO" (aq) HAc (aq) + H2O (l)! H3O+(aq) + Ac" (aq) (forma abreviada) [ ]0 (M) 0,1 0,0 0,0 [ ]e (M) 0,1"x x x según el enunciado = 1,6 % ; calculamos x y luego el ph; no se utiliza Ka. = (x / [ ]0 ). 100 ; x =. [ ]0 / 100 ; x = 1,6. 0,1 / 100 ; x = 1,6. 10"3 M [H3O+] = 1,6. 10"3 M! ph = " log [H3O+] ; ph = "log (1,6. 10"3) ; ph = 2,80 P63. Ejercicio 51 p. 228: NH3 (aq) + H2O (l)! NH4+ (aq) + OH" (aq) Kb = 1,8. 10"5 [ ]0 (M) 0,01 0,00 0,00 [ ]e (M) 0,01"x x x según el enunciado = 4,2 % ; calculamos x y luego el poh; con el poh el ph ; no se utiliza Kb. = (x / [ ]0 ). 100 ; x =. [ ]0 / 100 ; x = 4,2. 0,01 / 100 ; x = 4,2. 10"4 M [OH" ] = 4,2. 10"4! poh = " log [OH"] ; poh = "log (4,2. 10"4) ; poh = 3,38 ; ph + poh = 14 ; ph = 14 " poh ; ph = 14 " 3,38 ; ph = 10,62 P64. Ejercicio 87 p. 231 : a) HA (aq) + H2O (l)! H3O+(aq) + A" (aq) Ka = 2, " 4 [ ]0 (M) 0,20 0,00 0,00 [ ]e (M) 0,20"x x x [H3O+][A"] (x)2 x2 Ka = ; Ka = ; 2,14. 10"4 = ; [HA] 0,20 x 0,20 x suposición: x << 0,2! x2 = 2,14. 10"4 0,2 ; x = 6, M (solución + y se acepta la suposición, <<) = (x / [ ]0 ). 100 ; = (6, / 0,20). 100 ; = 3,3 % ; b) ph = " log [H3O+] ; ph = " log (6, ) ; ph = 2,2 30

31 P65. Ejercicio 88 p. 231 : HBrO (aq) + H2O (l)! H3O+(aq) + BrO" (aq) Ka = 2, [ ]0 (M) 0,12 0,00 0,00 [ ]e (M) 0,12"x x x [H3O+][BrO"] (x)2 x2 Ka = ; Ka = ; 2,1. 10"9 = ; [HA] 0,12 x 0,12 x suposición: x << 0,12! x2 = 2,14. 10"14. 0,12 ; x = 1, M (solución + y se acepta la suposición, <<) ph = " log [H3O+] ; ph = " log (1,59. 10"5) ; ph = 4,80. P66. Ejercicio 89 p. 231 : HAc (aq) + H2O (l)! H3O+(aq) + Ac " (aq) Ka = 1, [ ]0 (M) c0 0,00 0,00 = 1,3 % ; = (x / [ ]0 ). 100 ; [ ]e (M) c0 "x x x 1,3 = (x / c0 ). 100! x = 0,013 c0 [ ]e (M) c0 0,013 c0 0,013 c0 0,013 c0 [ ]e (M) 0,987 c0 0,013 c0 0,013 c0 [H3O+][Ac"] (0,013 c0)2 Ka = ; 1,8. 10"5 = ; c0 = 0,105 M ; x = 0,013. 0,105 = 1, [HAc] 0,987 c0 ; ph = " log [H3O+] ; ph = " log (1,37. 10"3) ; ph = 2,86. P67. Ejercicio 90 p. 231 : ph = 3,37! ph = " log [H3O+] ; 3,37 = " log [H3O+] ; [H3O+] = 10 "3,37. [H3O+] = 4, "4 M HAc (aq) + H2O (l)! H3O+(aq) + Ac " (aq) Ka =? [ ]0 (M) 0,01 0,00 0,00 [ ]e (M) 0,01 "x x x [ ]e (M) 0,01 " 4, "4 4, "4 4, "4 [ ]e (M) 9, "3 4, "4 4, "4 [H3O+][Ac"] (4, "4)2 31

32 Ka = ; Ka = ; Ka = 1, [HAc] 9, "3 P68.. Ejercicio 91 p. 231 : BOH(aq) : base en la teoría de Arrhenius (los hidróxidos son bases fuertes! completamente ionizadas ; pero aquí lo plantean como un equilibrio ya que nos dicen que = 1,0 %) BOH (aq)! B+(aq) + OH" (aq) = 1 % ; 1 = (x / 0,50 ). 100 ; x = 5,0. 10"3 M [ ]0 (M) 0,50 0,00 0,00 [ ]e (M) 0,50 " x x x [ ]e (M) 0,50 " 5,0. 10"3 5,0. 10"3 5,0. 10"3 [OH"] = 5,0. 10"3! poh = " log [OH"] ; poh = "log (5,0. 10" 3) ; poh = 2,3 ; ph + poh = 14 ; ph = 11,7 P69. Ejercicio 92 p. 231 : KOH (aq) + H2O (l)! K+ (aq) + OH" (aq) [ ]0 (M) c0 0 0 [ ]f (M) 0 c0 c0 ph = 9,50! ph + poh = 14, poh = 4,50! poh = " log [OH"] ; [OH"] = 10"4,5 ; [OH"] = 3,16. 10" 5 M ; c0 = 3,16. 10" 5 M! [ ] = n / V ; n = c0. V ; n = 3,16. 10" 5. 0,250 ; n = 7,91. 10"6 mol! n = m / M ; M = 39, , ,0. 1 = 56,1 (g / mol) ; m = 4,4. 10"4 g. P70. Ejercicio 93 p. 231 : NH3 (aq) + H2O (l)! NH4+ (aq) + OH" (aq) Kb = 1,8. 10"5 [ ]0 (M) c0 0 0 [ ]e (M) c0 " x x x ph=10,35! ph+poh=14, poh=3,65! poh="log [OH"]; [OH"]=10"3,65; [OH"]=2,24 10" 4 M!x = 2,24 10" 4 M [NH4+ ] [OH"] (2,24. 10" 4 )2 Kb = ; 1,8. 10"5 = ; c0 = 3,01. 10"3 M [NH3] c0 "2,24. 10" 4 P71. Ejercicio 94 p. 231 : el mismo ph! igual [H3O+]; el ácido clorhídrico es un ácido fuerte completamente ionizado! [HCl] inicial = [H3O+] // el ácido acético es un ácido débil que establece un equilibrio! [H3O+] es parte de la [HAc] 32

33 inicial! [HAc] > [HCl] P72. Ejercicio 95 p. 231 : el mismo ph! igual [H3O+]! igual [OH"]; NaOHes una base fuerte completamente ionizada! [NaOH] inicial = [OH" ] // NH3 es una base débil que establece un equilibrio! [OH" ] es parte de la [NH3 ] inicial! [NH3] > [NaOH] P73. Ejercicio 96 p. 231 : NaOH (aq) + H2O (l)! Na+(aq) + OH" (aq) // Ca(OH)2 (aq) + H2O (l)! Ca2+(aq) + 2 OH" (aq) [ ] iguales! [OH" ] que viene del Ca(OH)2 es el doble que la [OH" ] que viene del NaOH! poh de la disolución de Ca(OH)2 es < que el poh de la disolución del NaOH (no es doble o mitad)! ph de la disolución de Ca(OH)2 es > que el ph de la disolución del NaOH 8. Disoluciones amortiguadoras. Ejemplo. Si a una disolución acuosa de un ácido (o una base) se le añade una base (o un ácido) su ph se modifica, excepto en las disoluciones amortiguadoras (reguladoras, tampón o buffer). Disoluciones amortiguadoras: aquellas que mantienen el ph prácticamente constante, aunque se le añada pequeñas cantidades de un ácido o de una base. Dos casos de disoluciones amotiguadoras: ácido débil (aq) + sal soluble en agua que proporcione la base conjugada del ácido; ejemplo: CH3"COOH (aq) + CH3"COONa (aq) {CH3"COO"(aq) Na+(aq)} ejemplo: H3PO4 (aq) + NaH2PO4 (aq) { Na+(aq) H2PO4" (aq) } base débil (aq) + sal soluble en agua que proporcione el ácido conjugado de la base; ejemplo: NH3 (aq) + NH4Cl (aq) { NH4+ (aq) Cl " (aq)} Veamos con más detalle las disoluciones tampón de CH3"COOH (aq) + CH3"COONa (aq). CH3COONa (aq) + H2O (l)! Na+(aq) + CH3COO" (aq) CH3COOH (aq) + H2O (l)! H3O+(aq) + CH3COO" (aq) * supongamos una disolución acuosa del ácido acético que proporciona una pequeña cantidad de H3O+ ya que es un ácido débil ; a la disolución anterior le añadimos la disolución de acetato de sodio (completamente ionizada) y es importante la presencia del anión acetato; en realidad es una perturbación del equilibrio que sigue el principio de Le Chatelier (aquí se le llama efecto del ion común); el ion común (anión acetato) provoca un desplazamiento del equilibrio del ácido acético hacia la izquierda hasta restablecer el equilibrio! disminuye la [H3O+]! aumenta el ph (menos ácido) respecto al ph sin ion común. Si al sistema anterior le añadimos una pequeña cantidad de ácido o de base : 1) ácido! aumenta la concentración del catión oxonio! el sistema lo elimina desplazando la reacción hacia la izquierda! [H3O+] corresponde a lo poco que se ioniza el ácido acético con ion común! ph " constante (ph 33