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

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

2 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 2 [OH ] e = [NH 4 ] e = [NH 3 ] d = 4, mol dm -3 La concentración de iones hidrógeno se calcula del producto iónico del agua: b) El ph valdrá: La constante de equilibrio K b es: [H ] e = K w [OH ] =1, , =2, mol dm 3 ph = - log[h ] = -log(2, ) = 10,6 K b = [ NH 4 ] e [OH ] e = 4, , =1, [ NH 3 ] e 0,0096 Análisis: Este ph es consistente con el esperado. Si el amoníaco fuera una base fuerte, el ph de una disolución 0,01 mol/dm 3 sería ph 14 log 0,01 = 12. Una base débil tendrá un ph menos básico, más próximo a Si se disuelven 0,650 g de un ácido orgánico monoprótico de carácter débil de fórmula HC 9H 7O 4 en un vaso con agua hasta completar 250 cm 3 de disolución, indique: a) El ph de esta disolución. b) El grado de disociación del ácido. Dato: K a = 3, (P.A.U. Jun. 08) Rta.: a) ph = 2,7; b) α = 14% Datos Cifras significativas: 3 Masa de ácido HC 9 H 7 O 4 m = 0,650 g Volumen de disolución V = 250 cm 3 = 0,250 dm 3 Constante de acidez K a = 3, Incógnitas ph de la disolución Grado de disociación Otros símbolos Concentración (mol/dm 3 ) de ácido débil que se disocia Cantidad de sustancia inicial n 0 Ecuaciones Constante de acidez del ácido: H a A (aq) a H (aq) A a (aq) ph α x K a = [H ] a e [ A a- ] e [ H a A] e ph ph = log[h ] Grado de disociación α = n d / n 0 a) La masa molar del ácido HC 9 H 7 O 4 es 180 g/mol. La cantidad de ácido que hay en 250 cm 3 de disolución es: n 0 (HC 9 H 7 O 4 ) = 0,650 g HC 9 H 7 O 4 / (180 g HC 9 H 7 O 4 / mol HC 9 H 7 O 4 ) = 3, mol HC 9 H 7 O 4 por lo que la concentración de la disolución es: [HC 9 H 7 O 4 ] 0 = 3, mol HC 9 H 7 O 4 =0,0144 mol/ dm 3 0,250 dm 3 D

3 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 3 Como es un ácido débil monoprótico, se disociará en agua según la ecuación: HC 9 H 7 O 4 (aq) H (aq) C 9 H 7 O 4 (aq) Llamando x a la concentración de ácido que se disocia, se puede escribir: Concentración HC 9 H 7 O 4 H C 9 H 7 O 4 La constante de equilibrio K a es: [ ] 0 inicial 0, mol/dm 3 [ ] d disociada o formada x x x mol/dm 3 [ ] e en el equilibrio 0,0144 x x x mol/dm 3 Sustituyendo las concentraciones en el equilibrio K a = [C H O ] e [ H ] e [HC 9 H 7 O 4 ] e 3, = x x 0,0144 x En una primera aproximación se puede suponer que x es despreciable frente a 0,0144 y resolver la ecuación que da: Pero al calcular el grado de disociación = 3, x 2 0,0144 x 0,0144 3, =2, mol/ dm 3 [ ácido disociado] = 2, mol/ dm 3 =15% [ácido inicial ] 0,0144 mol/ dm 3 se ve que no es despreciable por lo que hay que resolver la ecuación de segundo grado x 2 3, x 4, = 0 Se calcula el ph: x = 2, mol/dm 3 ph = log[h ] = log(2, ) = 2,70 b) El grado de disociación, corregida la concentración, es = [ ácido disociado] = 2, mol/ dm 3 =14,0 % [ácido inicial ] 0,144mol /dm 3 3. Para una disolución acuosa de ácido acético[ácido etanoico] de concentración 0,10 mol/dm 3, calcule: a) La concentración de ión acetato[ión etanoato]. b) El ph y el grado de disociación. Dato: K a = 1, (P.A.U. Set. 08) Rta.: a) [CH 3 COO ] e = 1, mol/dm 3 ; b) ph = 2,87; α = 1,34% Datos Cifras significativas: 3 Concentración de ácido acético [CH 3 COOH] = 0,100 mol/dm 3 Constante de acidez K a = 1,

4 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 4 Incógnitas Concentración de ión acetato [CH 3 COO ] ph de la disolución Grado de disociación Otros símbolos Concentración (mol/dm 3 ) de ácido débil que se disocia Cantidad de sustancia inicial n 0 Ecuaciones Constante de acidez del ácido: H a A (aq) a H (aq) A a (aq) ph α x K a = [ H ] e a [ A a- ] e [ H a A] e ph ph = log[h ] Grado de disociación α = n d / n 0 a) El ácido acético es un ácido débil, y se disocia en agua según la ecuación: CH 3 COOH (aq) H (aq) CH 3 COO (aq) Llamando x a la concentración de ácido que se disocia, se puede escribir: La constante de equilibrio K a es: Concentración CH 3 COOH H CH 3 COO [ ] 0 inicial 0, mol/dm 3 [ ] d disociada o formada x x x mol/dm 3 [ ] e en el equilibrio 0,100 x x x mol/dm 3 Sustituyendo las concentraciones en el equilibrio K a = [CH 3 COO ] e [H ] e [ CH 3 COOH] e 1, = x x 0,100 x En una primera aproximación se puede suponer que x es despreciable frente a 0,100 y resolver la ecuación que da: Al calcular el grado de disociación = 1, x2 0,100 x 0,100 1, =1, mol/ dm 3 [ ácido disociado] = 1, mol/dm 3 =1,34% [ácido inicial ] 0,100 mol /dm 3 se ve que es despreciable por lo que la solución es aceptable. b) Se calcula el ph: [CH 3 COO ] = x = 1, mol/dm 3

5 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 5 ph = log[h ] = log(1, ) = 2,87 4. Considere una disolución de amoníaco en agua de concentración 6, mol/dm 3. a) Calcule el ph de esta disolución. b) Calcule el grado de disociación del amoníaco en la disolución. Dato: K b (NH 3) =1, (P.A.U. Set. 11) Rta.: a) ph = 11,03; b) α = 1,65% Datos Cifras significativas: 3 Concentración de la disolución de amoníaco [NH 3 ] 0 = 6, mol/dm 3 Constante de basicidad del NH 3 K b = 1, Producto iónico del agua K w = [H ][OH ] = 1, Incógnitas ph de la disolución Grado de disociación del NH 3 en la disolución Otros símbolos Disolución Concentración (mol/dm 3 ) de base débil que se disocia Cantidad de la sustancia X Ecuaciones Constante de basicidad de la base: B(OH) b (aq) B b (aq) b OH (aq) ph α D x n(x) K b = [B b ] e [OH - b ] e [B(OH) b ] e ph ph = log[h ] Producto iónico del agua ph poh = 14 a) Como el amoníaco es una base débil, se disociará en agua según la ecuación: NH 3 (aq) H 2 O NH4 (aq) OH (aq) La constante de equilibrio K b es: Concentración NH 3 NH 4 OH [ ] 0 inicial 6, mol/dm 3 [ ] d disociada o formada x x x mol/dm 3 [ ] e en el equilibrio 6, x x x mol/dm 3 K b = [ NH 4] e [OH - ] e x x = [ NH 3 ] e (6, x) =1, Si, en primera aproximación, consideramos despreciable x frente a 6, , la ecuación se reduce a: que, comparada con 6, es despreciable. x= 6, , =1, mol/dm 3 Error (= grado de disociación) = 1, mol/dm 3 / 6, mol/dm 3 = 0,0165 = 1,65 % < 5% [OH ] e = x = 1, mol OH / dm 3

6 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 6 Aunque se puede calcular la [H ] a partir del equilibrio de ionización del agua resulta más sencillo calcular el ph de la relación: H 2 O H (aq) OH (aq) K w = [H ][OH ] = 1, pk w = ph poh = 14 que se obtiene de la anterior sin más que aplicar logaritmos y usar las definiciones de ph y poh. poh = log[oh ] = log(1, ) = 2,97 ph = 14 2,97 = 11,03 Análisis: Este ph es consistente con el esperado. Si el amoníaco fuera una base fuerte, el ph de una disolución 6, mol/dm 3 sería ph 14 log 6, = 12,8. Una base débil tendrá un ph menos básico, más próximo a 7. b) El grado de disociación α es: α= cantidad disociada concentración disociada = = 1, [ mol/ dm 3 ] cantidad inicial concentración inicial 6, [ mol/ dm 3 ] =0,0165=1,65% 5. Se disuelven en agua 11,2 dm 3 de NH 3 (g) medidos a 1 atmósfera de presión y 25 0 C obteniéndose 1 dm 3 de disolución. a) Halla la concentración del NH 3 en la disolución. b) Determina la concentración de NH 4 y OH en la disolución. c) Calcula el ph de la disolución resultante. Datos: K b = 1, (P.A.U. Set. 96) Rta.: a) [NH 3 ] e = 0,46 mol/dm 3 ; b) [NH 4 ] e = 2, mol/dm 3 ; [OH ] e = 2, OH mol/dm 3 ; c) ph = 11,5 Datos Cifras significativas: 3 Gas: volumen V = 11,2 dm 3 NH 3 presión temperatura P = 1,00 atm. T = 25 0 C = 298 K Volumen de la disolución V D = 1,00 dm 3 Constante de basicidad del NH 3 K b = 1, Constante de los gases ideales 1 R = 0,0820 atm dm3 mol 1 K Producto iónico del agua K w = [H ][OH ] = 1, Incógnitas Concentración del NH 3 en la disolución Concentración de NH 4 y OH en la disolución ph de la disolución resultante Otros símbolos Disolución Concentración (mol/dm 3 ) de base débil que se disocia Cantidad de la sustancia X Concentración de la sustancia X Ecuaciones Constante de basicidad de la base: B(OH) b (aq) B b (aq) b OH (aq) [NH 3 ] e [NH 4 ] e, [OH ] e ph D x n(x) [X] K b = [B b ] e [OH - ] e b [ B(OH) b ] e

7 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 7 Ecuaciones De estado de los gases ideales P V = n R T ph ph = log[h ] Producto iónico del agua ph poh = 14 a) Suponiendo comportamiento ideal para el gas amoníaco n(nh 3 )= P V R T = 1,00 [atm] 11,2[dm 3 ] 0,0820[atm dm 3 mol 1 K 1 ] 298[ K] =0,458 mol NH 3 ( g ) La concentración de la disolución será: [ NH 3 ]= n( NH ) 3 = 0,458 [mol NH ] 3 = 0,458 mol NH 3 =0,458 mol/dm 3 V D 1,00[dm 3 D] dm 3 D Teniendo en cuenta que el amoníaco es una base débil, se disociará en agua según la ecuación: NH 3 (aq) H 2 O NH4 (aq) OH (aq) La constante de equilibrio K b es: Concentración NH 3 NH 4 OH [ ] 0 inicial 0, mol/dm 3 [ ] d disociada o formada x x x mol/dm 3 [ ] e en el equilibrio 0,458 x x x mol/dm 3 K b = [ NH 4] e [OH - ] e x x = [ NH 3 ] e 0,458 x =1, Si, en primera aproximación, consideramos despreciable x frente a 0,458, la ecuación se reduce a: que, comparada con 0,458 es despreciable. x= 0,458 1, =2, mol/dm 3 error = 2, mol/dm 3 / 0,458 mol/dm 3 = 0,006 = 0,6 % 0,458 x = 0,458 0,003 = 0,455 [NH 3 ] e = 0,455 mol NH 3 / dm 3 D b) [NH 4 ] e = x = 2, mol NH 4 / dm 3 [OH ] e = x = 2, mol OH / dm 3 c) Aunque se puede calcular la [H ] a partir del equilibrio de ionización del agua H 2 O H (aq) OH (aq) K w = [H ][OH ] = 1, resulta más sencillo calcular el ph de la relación: pk w = ph poh = 14 que se obtiene de la anterior sin más que aplicar logaritmos y usar las definiciones de ph y poh. poh = log[oh ] = log(2, ) = 2,54

8 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 8 ph = 14 2,54 = 11,46 Análisis: Este ph es consistente con lo esperado. Si el amoníaco fuese una base fuerte, el ph de una disolución 0,5 mol/dm 3 sería ph 14 log 0,5 13,3. Una base débil tendrá un ph menos básico, más próximo a Se disuelven 20 dm 3 de NH 3 (g), medidos a 10 ºC y 2 atm (202,6 kpa) de presión, en una cantidad de agua suficiente para alcanzar 4,5 dm 3 de disolución. Calcule: a) El grado de disociación del amoníaco en la disolución. b) El ph de dicha disolución. Datos: R = 0,082 atm dm 3 K -1 mol -1 = 8,31 J K -1 mol -1 ; K b (NH 3) = 1, (P.A.U. Jun. 10) Rta.: a) α = 0,68% ; b) ph = 11,42 Datos Cifras significativas: 3 Gas: volumen V = 20,0 dm 3 = 0,0200 m 3 NH 3 presión temperatura P = 202,6 Pa = 2, Pa T = 10 0 C = 283 K Volumen de la disolución V D = 4,50 dm 3 Constante de basicidad del NH 3 K b = 1, Constante de los gases ideales 1 R = 8,31 J mol 1 K Producto iónico del agua K w = [H ][OH ] = 1, Incógnitas Grado de disociación del NH 3 en la disolución α ph de la disolución Otros símbolos Disolución Concentración (mol/dm 3 ) de base débil que se disocia Cantidad de la sustancia X Concentración de la sustancia X Ecuaciones Constante de basicidad de la base: B(OH) b (aq) B b (aq) b OH (aq) De estado de los gases ideales ph D x n(x) [X] K b = [B b ] e [OH - b ] e [ B(OH) b ] e P V = n R T ph ph = log[h ] Producto iónico del agua ph poh = 14,00 a) Suponiendo comportamiento ideal para el gas amoníaco La concentración de la disolución será: n NH 3 = P V R T = 2, [ Pa] 0,0200[ m 3 ] 8,31[J mol 1 K 1 ] 283[ K] =1,72 mol NH 3( g ) [ NH 3 ]= n( NH ) 3 = 1,72[ mol NH ] 3 =0,382mol/ dm 3 V D 4,50[dm 3 D] Como el amoníaco es una base débil, se disociará en agua según a ecuación:

9 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 9 La constante de equilibrio K b es: NH 3 (aq) H 2 O NH4 (aq) OH (aq) Concentración NH 3 NH 4 OH [ ] 0 inicial 0, mol/dm 3 [ ] d disociada o formada x x x mol/dm 3 [ ] e en el equilibrio 0,382 x x x mol/dm 3 K b = [ NH 4] e [OH - ] e x x = [ NH 3 ] e 0,382 x =1, Si, en primera aproximación, consideramos despreciable x frente a 0,382, la ecuación se reduce a: que, comparada con 0,382 es despreciable. El grado de disociación es: = x= 0,382 1, =2, mol/ dm 3 cantidad disociada concentración disociada = = 2, mol/dm 3 =6, =0,68% cantidad inicial concentración inicial 0,382 mol/ dm 3 Análisis: El grado de disociación es muy pequeño, por lo que la aproximación hecha para calcular la concentración disociada es aceptable. También es compatible con el dato de que el amoníaco es una base débil y, por lo tanto, débilmente disociada. b) [OH ] e = x = 2, mol OH / dm 3 Aunque se puede calcular la [H ] a partir del equilibrio de ionización del agua resulta más sencillo calcular el ph de la relación: H 2 O (l) H (aq) OH (aq) K w = [H ][OH ] = 1, pk w = ph poh = 14,00 que se obtiene de la anterior sin más que aplicar logaritmos y usar las definiciones de ph y poh. poh = log[oh ] = log(2, ) = 2,58 ph = 14 2,58 = 11,42 Análisis: Este ph es consistente con el esperado. Si el amoníaco fuera una base fuerte, el ph de una disolución 0,5 mol/dm 3 sería ph 14 log 0,5 13,3. Una base débil tendrá un ph menos básico, más próximo a A 25 0 C el porcentaje de ionización de una disolución acuosa de ácido etanoico (ácido acético) de concentración 0,101 mol/dm 3 es del 0,99 %. Calcula: a) Su ph. b) La constante de ionización del ácido etanoico (ácido acético) a esa temperatura. (P.A.U. Jun. 00) Rta.: a) ph = 3,0; b) K a = 1, Datos Cifras significativas: 3 Temperatura T = 25 0 C = 298 K Concentración de ácido etanoico [CH 3 COOH] 0 = 0,101 mol/dm 3 Grado de disociación del ácido etanoico α = 0,990% = 9,

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

11 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 11 Incógnitas Concentración de CH 3 COOH en el equilibrio Concentración de H 3 O en el equilibrio Constante de acidez Otros símbolos Concentración (mol/dm 3 ) de ácido débil que se disocia Cantidad de sustancia disociada Ecuaciones [CH 3 COOH] e [H 3 O ] e K a x n d Constante de acidez del ácido: H a A (aq) a H (aq) A a (aq) K a = [ H ] e a [ A a - ] e [ H a A] e ph ph = log[h ] poh poh = log[oh ] Producto iónico del agua ph poh = 14 Grado de disociación α = n d / n 0 a) Se han disociado: [CH 3 COOH] d = α [CH 3 COOH] 0 = = 9,50 10 molch 3 3 COOH dis. mol CH 3 COOHinic. 0,200 mol CH COOHinic. 3 dm 3 disolución =1, mol CH 3 COOHdis. dm 3 disolución Teniendo en cuenta que el ácido etanoico es un ácido débil, se disociará en agua según la ecuación: CH 3 COOH (aq) H (aq) CH 3 COO (aq) Concentración CH 3 COOH H CH 3 COO [ ] 0 inicial 0, mol/dm 3 [ ] d disociada o formada 1, , , mol/dm 3 [ ] e en el equilibrio 0,200 1, = 0,198 1, , mol/dm 3 [CH 3 COOH] e = 0,198 mol/dm 3 [H 3 O ] e = [H ] e = 1, mol/dm 3 b) La constante de equilibrio K a es: K a = [CH 3 COO- ] e [ H 3 ] e 1, ,90 10 = =1, [ CH 3 COOH] e 0, Se prepara una disolución de un ácido monoprótico débil de fórmula HA, de la siguiente manera: 0,10 moles del ácido en 250 cm 3 de agua. Si esta disolución se ioniza al 1,5%, calcule: a) La constante de ionización del ácido. b) El ph de la disolución. (P.A.U. Set. 06) Rta.: a) K a = 9, ; b) ph = 2,2

12 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 12 Datos Cifras significativas: 3 Cantidad (moles) de ácido monoprótico n(ha) 0 = 0,100 mol/dm 3 Volumen de la disolución V = 250 cm 3 = 0,250 dm 3 Grado de disociación del ácido α = 1,50% = 1, Incógnitas Constante de ionización del ácido ph de la disolución Otros símbolos Concentración (mol/dm 3 ) de ácido débil que se disocia Cantidad de sustancia disociada Ecuaciones Constante de acidez del ácido: H a A (aq) a H (aq) A a (aq) K a ph x n d K a = [ H ] a e [ A a- ] e [ H a A] e ph ph = log[h ] poh poh = log[oh ] Producto iónico del agua ph poh = 14 Grado de disociación α = n d / n 0 a) La concentración molar inicial del ácido es, suponiendo que el volumen de disolución es el mismo que el de agua: Se han disociado: 0,100 mol HA [HA ] 0 = =0,400 mol AH /dm 3 D 0,250 dm 3 n d (AH) = α n 0 (AH) = 1, [mol HA disociados / mol HA iniciales] 0,100 [mol HA iniciales] = = 1, mol HA disociados con una concentración La ecuación es: [HA] d = 1, mol HA 0,250 dm 3 =6, mol/ dm 3 HA(aq) H (aq) A (aq) Concentración CH 3 COOH H CH 3 COO [ ] 0 inicial 0, mol/dm 3 [ ] d disociada o formada 6, , , mol/dm 3 [ ] e en el equilibrio 0,400 6, = 0,396 6, , mol/dm 3 La constante de equilibrio K a es: K a = [A- ] e [H ] e [HA] e = 6, , =9, ,394 b) ph = log[h ] = log(6, ) = 2,22

13 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES A 25 0 C el grado de disociación de una disolución de concentración 0,2 mol/dm 3 de ácido acético [ácido etanoico] vale 0,0095. Calcule: a) La concentración de iones acetato [iones etanoato], hidrogeniones e iones hidroxilo en el equilibrio. b) El ph. c) La constante de disociación del ácido acético. (P.A.U. Set. 05) Rta.: a) [H ] e = [CH 3 COO ] e = 1, mol/dm 3 ; [CH 3 COOH] e = 0,2 mol/dm 3 ; b) ph = 2,7; c) K a = 1, Datos Cifras significativas: 2 Temperatura T = 25 0 C = 298 K Concentración de ácido etanoico [CH 3 COOH] 0 = 0,20 mol/dm 3 Grado de disociación del ácido etanoico α = 0,0095 = 9, Incógnitas Concentraciones de los iones [CH 3 COO ], [H ], [OH ] ph de la disolución Constante de acidez Otros símbolos Concentración (mol/dm 3 ) de ácido débil que se disocia Cantidad de sustancia disociada Ecuaciones Constante de acidez del ácido: H a A (aq) a H (aq) A a (aq) ph K a x n d K a = [ H ] e a [A a- ] e [ H a A] e ph ph = log[h ] poh poh = log[oh ] Producto iónico del agua: H 2 O (l) H (aq) OH (aq) ph poh = 14 Grado de disociación α = n d / n 0 a) y b) Se han disociado: [CH 3 COOH] d = α [CH 3 COOH] 0 = = 9,5 10 mol CH 3 3 COOH dis. molch 3 COOH inic. 0,20 mol CH COOHinic. 3 dm 3 disolución =1,9 10 mol CH 3 3 COOH dis. dm 3 disolución Teniendo en cuenta que el ácido etanoico es un ácido débil, se disociará en agua según la ecuación: CH 3 COOH (aq) H (aq) CH 3 COO (aq) Concentración CH 3 COOH H CH 3 COO [ ] 0 inicial 0, mol/dm 3 [ ] d disociada o formada 2, , , mol/dm 3 [ ] e en el equilibrio 0,20 2, = 0,20 2, , mol/dm 3 Las concentraciones de iones acetato e hidrogeniones se sacan en la tabla: [CH 3 COO ] = 2, mol/dm 3

14 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 14 [H ] = 2, mol/dm 3 La concentración de iones hidróxido se deducen de la constante del producto iónico del agua: ph poh = 14 Primero se calcula el ph: ph = log[h ] = log(2, ) = 2,72 poh = 14,00 2,72 = 11,28 [OH ] = 10 poh = 10 11,28 = 5, mol/dm 3 c) La constante de equilibrio K a es: K a = [ CH 3 COO - ] e [H ] e = 2, , =2, [ CH 3 COOH] e 0, Dado un ácido débil monoprótico de concentración 0,01 mol/dm 3 y sabiendo que se ioniza en un 13%, calcular: a) La constante de ionización. b) El ph de la disolución. c) Qué volumen de disolución de concentración 0,02 mol/dm 3 de hidróxido de sodio serán necesarios para neutralizar completamente 10 cm 3 de la disolución del ácido anterior? (P.A.U. Jun. 04) Rta.: a) K a = 1, ; b) ph = 2,9; c) V = 5 cm 3 D NaOH Datos Cifras significativas: 3 Concentración de ácido débil monoprótico HA [HA] 0 = 0,0100 mol/dm 3 Grado de ionización del ácido α = 13,0% = 0,130 Concentración del hidróxido de sodio [NaOH] = 0,0200 mol/dm 3 Volumen de ácido que se debe neutralizar V a = 10,0 cm 3 Incógnitas ph de la disolución Constante de acidez Volumen de NaOH que neutralizan 10 cm 3 de la disolución del ácido Otros símbolos Concentración (mol/dm 3 ) de ácido débil que se disocia Cantidad de ácido disociado Ecuaciones Constante de acidez del ácido monoprótico: HA (aq) H (aq) A (aq) ph K a V x n d K a = [ H ] e a [A a- ] e [ H a A] e ph ph = log[h ] poh poh = log[oh ] Producto iónico del agua ph poh = 14 Grado de disociación α = n d / n 0 a) Se han disociado:

15 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 15 [HA] d =α[ha] 0 =0,130 mol HA disociados mol HA iniciales Un ácido débil monoprótico se disociará en agua según la ecuación: mol HAiniciales mol HA disociados 0,0100 dm 3 disolución =1, dm 3 disolución HA (aq) H (aq) A (aq) Concentración HA H A [ ] 0 inicial 0, mol/dm 3 [ ] d disociada o formada 1, , , mol/dm 3 [ ] e en el equilibrio 0,0100 1, = 0,0087 1, , mol/dm 3 La constante de equilibrio K a es: K a = [ A- ] e [ H 3 ] e 1, ,30 10 = =1, [ HA] e 0,0087 b) ph = log[h ] = log(1, ) = 2,89 c) La reacción de neutralización entre el ácido monoprótico HA y el hidróxido de sodio NaOH es: HA (aq) NaOH (aq) NaA (aq) H 2 O (aq) El volumen de disolución 0,0200 mol/dm 3 de NaOH necesario para neutralizar 10,0 cm 3 de disolución de HA es: V =10, dm 3 D HA 0,0100mol HA 1dm 3 D HA 1mol NaOH 1 mol HA V = 5,0 cm 3 D NaOH 0,0200 mol/dm 3 1dm 3 D NaOH 0,0200 mol NaOH =5, dm 3 D NaOH 12. Se prepara una disolución de un ácido débil como el ácido acético [ácido etanoico] disolviendo 0,3 moles de este ácido en agua, el volumen total de la disolución es de 0,05 dm 3. a) Si la disolución resultante tiene un ph = 2, cuál es la concentración molar de los iones hidrógeno (ión oxonio)? b) Calcule la constante de acidez, K a, del ácido acético. (P.A.U. Jun. 06) Rta.: a) [H ] = 0,01 mol/dm 3 ; b) K a = 1, Datos Cifras significativas: 2 Cantidad de ácido acético n(ch 3 COOH) = 0,30 mol Volumen de disolución V = 0,050 L = 0,050 dm 3 ph de la disolución ph = 2,00 Incógnitas Concentración de iones hidrógeno [H ] Constante de acidez del ácido acético Ecuaciones Constante de acidez del ácido acético: CH 3 COOH (aq) H (aq) CH 3 COOH (aq) K a K a = [ H ] e [CH 3 COO - ] e [ CH 3 COOH] e ph ph = log[h ]

16 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 16 a) Como ph = log[h ] 2,0 = log[h ] [H ] = 10 2,0 = mol/dm 3 = 0,01 mol/dm 3 b) La concentración inicial (antes de disociarse) de ácido acético es: [CH 3 COOH] 0 = n(ch 3 COOH) V De la estequiometría de la reacción de disociación = 0,30 mol CH COOH 3 =6,0 molch 0,050 dm 3 3 COOH/dm 3 D D CH 3 COOH (aq) H (aq) CH 3 COO (aq) se deduce que la concentración de ácido acético disociado [CH 3 COOH] d es la misma que la de iones hidrógeno producidos [H ] e y la de iones acetato [CH 3 COO ] e [CH 3 COOH] d = [H ] e = [CH 3 COO ] e = 0,01 mol/dm 3 Escribiendo en una tabla las concentraciones de cada especie: Concentración CH 3 COOH H CH 3 COO [ ] 0 inicial 6,0 0 0 mol/dm 3 [ ] d disociada o formada 0,01 0,01 0,01 mol/dm 3 [ ] e en el equilibrio 6,0 0,01 = 6,0 0,01 0,01 mol/dm 3 La constante de equilibrio K a es: K a = [ H ] e [CH 3 COO - ] e 0,01 0,01 = =1, [ CH 3 COOH] e 6,0 MEZCLAS ÁCIDO-BASE 1. Se toman 0,73 cm 3 de una disolución de ácido clorhídrico de densidad 1,35 g/cm 3 y 37% de riqueza en peso y se diluyen con agua destilada hasta 100 cm 3. Calcula: a) El ph de la disolución resultante de mezclar 50 cm 3 del ácido clorhídrico preparado anteriormente con 50 cm 3 de hidróxido de sodio de concentración 0,1 mol/dm 3. b) El ph de la disolución resultante de mezclar los otros 50 cm 3, del ácido clorhídrico preparado con 25 cm 3 de hidróxido de sodio de concentración 0,1 mol/dm 3. (P.A.U. Set. 99) Rta.: a) ph =7; b) ph = 1,48 Datos Cifras significativas: 2 Disolución comercial de HCl: volumen V c = 0,73 cm 3 densidad ρ = 1,35 g/cm 3 riqueza r = 37% = 0,37 Volumen preparado de disolución diluida de HCl V d = 100 cm 3 = 0,100 dm 3 Volumen que se mezcla de disolución diluida de HCl V a = 50 cm 3 = dm 3 Volumen que se mezcla de disolución de NaOH V b = 50 cm 3 = dm 3 Concentración de la disolución de NaOH [NaOH] = 0,10 mol/dm 3 Masa molar del ácido clorhídrico M(HCl) = 36,5 g/mol

17 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 17 Incógnitas ph de la mezcla 50/50 ph 1 ph de la mezcla 50/25 ph 2 Ecuaciones ph ph = log[h ] Producto iónico del agua ph poh = 14 a) Se calcula antes la concentración de los 100 cm 3 de disolución diluida. La cantidad de soluto disuelto en la disolución de partida es: n=0,73[ cm 3 D] 1,35[g D] 1[cm 3 D] 37[g HCl] 100[ g D] 1[ mol HCl] 36,5[ g HCl] =1, mol HCl en la disolución de partida En los 100 cm 3 de disolución final hay la misma cantidad, de donde su concentración es: [HCl] = 1, mol HCl / 100 cm 3 D = 0,10 mol/dm 3 Se plantea la reacción entre el HCl y el NaOH para ver qué reactivo está en exceso, viendo que, una vez ajustada la ecuación, el HCl y el NaOH reaccionan mol a mol. En 50 cm 3 de la disolución de HCl hay: n = 0,050 dm 3 0,10 mol/dm 3 = 5, mol HCl En 50 cm 3 de la disolución de NaOH hay: n' = 0,050 dm 3 0,10 mol/dm 3 = 5, mol NaOH Suponiendo volúmenes aditivos V T = 50 cm 3 D HCl 50 cm 3 D NaOH = 100 cm 3 = 0,100 dm 3 de mezcla. HCl NaOH Na Cl H 2 O n 0 Cantidad inicial 5, , mol n r Cantidad que reacciona o se forma 5, , , , , mol n f Cantidad al final de la reacción , , mol [ ] f Concentración final , , mol/dm 3 No se puede decidir qué sustancia y en qué cantidad queda sin reaccionar, pues la precisión de las medidas no permiten hacerlo. La diferencia entre la cantidad de HCl y la de NaOH está fuera de la precisión de la medida original, y, en consecuencia, sólo se podría decir que la disolución resultante será ácida, neutra o básica, es decir que tendrá un ph comprendido entre 2,7 y 11,3. El valor que se supone que hay que poner es el de 7,0, pero una mínima imprecisión en una de las cantidades, hace que el cálculo pase del supuesto ph = 7 neutro a ph claramente básico o claramente ácido. Una variación de 0, mol en cualquiera de los reactivos provoca variaciones de 4 unidades de ph Esto está relacionado con la curva de valoración de un ácido fuerte con una base fuerte, en la que se ve que la adición de una sola gota en la zona de viraje, hace que le ph cambie en 2 unidades, las suficientes para hacer cambiar el color del indicador. b) Se procede de forma análoga que en el apartado anterior. La cantidad de HCl es la misma y la de NaOH la mitad. Escribiendo la reacción. HCl NaOH Na Cl H 2 O n 0 Cantidad inicial 5, , mol n r Cantidad que reacciona o se forma 2, , , , , mol n f Cantidad al final de la reacción 2, , , mol

18 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 18 [HCl] = 2, mol HCl / 0,075 dm 3 D = 3, mol/dm 3 El HCl es un ácido fuerte que, disuelto en agua, se disocia totalmente: HCl (aq) H (aq) Cl (aq) [H ] = 3, mol/dm 3 ph 2 = log [H ] = 1,5 La precisión en las medidas no afectan a este resultado, ya que nos encontramos alejados del punto de equivalencia. CUESTIONES 1. Indica razonadamente, según la teoría de Brönsted, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) Un ácido y su base conjugada reaccionan entre sí dando una disolución neutra. b) Un ácido y su base conjugada se diferencian en un protón. Pon un ejemplo. c) La base conjugada de un ácido fuerte es una base fuerte. Pon un ejemplo. (P.A.U. Set. 98) Rta.: a) F; b) V; c) F. a) Falso. La base conjugada de un ácido es la especie en la que se convierte cuando cede un protón. HCl H 2 O Cl H 3 O Ácido Base conjugada Una reacción entre un ácido y su base conjugada, no sería una reacción, ya que las especies finales son las mismas que las iniciales: b) Verdadero. Ver el apartado anterior. HCl Cl Cl HCl c) Falso. El ácido clorhídrico es un ácido fuerte, y está totalmente disociado en iones cloruro Cl e iones oxonio H 3 O. El equilibrio HCl H 2 O Cl H 3 O está totalmente desplazado hacia la derecha. La constante de acidez K a del HCl es muy alta. K a El equilibrio de hidrólisis de la base Cl sería: Cl H 2 O HCl OH totalmente desplazado hacia la izquierda. Su constante de equilibrio K b sería: K b = K w / K a 0 2. Indique, según la teoría de Brönsted-Lowry, cuál o cuáles de las siguientes especies pueden actuar sólo como ácido, sólo como base y como ácido y base. Escriba las correspondientes reacciones ácido-base. a) CO 3 2- b) HPO 4 2- c) H 3O d) NH 4 (P.A.U. Set. 11)

19 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 19 En la definición ácido-base de Brönsted-Lowry, un ácido es la substancia que cede un ión hidrógeno a una base siendo los productos de la reacción sus especies conjugadas. Un proceso ácido-base es sólo un intercambio de iones hidrógeno. Sustancia CO 3 2 HPO 4 2 H 3 O NH 4 Ácido Base CO 3 2 (aq) H 2 O (l) HCO 3 (aq) OH (aq) HPO 4 2 (aq) H 2 O (l) PO 4 3 (aq) H 3 O (aq) HPO 4 2 (aq) H 2 O (l) H 2 PO 4 (aq) OH (aq) NH 4 (aq) H 2 O (l) NH 3 (aq) H 3 O (aq) La reacción ácido-base del ión oxonio (H 3 O ) sería la cesión del ión hidrógeno H a otra molécula de agua, pero como los productos de la reacción son los mismos que los reactivos, no es una reacción química: nada cambia. 3. a) Escriba las reacciones de disociación en agua, según el modelo de Brönsted-Lowry, de las siguientes especies químicas: CH 3COOH NH 3 NH 4 CN b) Indique los pares ácido/base conjugados. (P.A.U. Jun. 11) a) CH 3 COOH (aq) H 2 O (l) CH 3 COO (aq) H 3 O (aq) NH 3 (aq) H 2 O (l) NH 4 (aq) OH (aq) NH 4 (aq) H 2 O (l) NH 3 (aq) H 3 O (aq) CN (aq) H 2 O (l) HCN (aq) OH (aq) En la definición ácido-base de Brönsted-Lowry, un ácido es la substancia que cede un ión hidrógeno a una base siendo los productos de la reacción sus especies conjugadas. Un proceso ácido-base es sólo un intercambio de iones hidrógeno. b) Sustancia Ácido Base conjugada Base Ácido conjugado CH 3 COOH CH 3 COOH CH 3 COO H 2 O H 3 O NH 3 H 2 O OH NH 3 NH 4 NH 4 NH 4 NH 3 H 2 O H 3 O CN H 2 O OH CN HCN 4. Completa los siguientes equilibrios ácido-base de Brönsted-Lowry, caracterizando los correspondientes pares ácido-base conjugado: a)..... H 2O CO3 2- H 3O b) NH 4 OH H 2O..... c)..... H 2O H 3O 2 SO 4 (P.A.U. Set. 01) Rta.: a) HCO 3 ; b) NH 3 ; c) HSO 4.

20 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 20 a) HCO 3 CO 3 2 base conjugada del ácido HCO 3. H 3 O ácido conjugado de la base H 2 O b) NH 3 NH 3 base conjugada del ácido NH 4. H 2 O ácido conjugado de la base OH c) HSO 4 SO 4 2 base conjugada del ácido HSO 4. H 3 O ácido conjugado de la base H 2 O 5. Indique, según el concepto de Brönsted-Lowry, cuáles de las siguientes especies son ácidos, bases o anfóteros, explicando la razón de la elección: a) S 2 b) H 2PO 4 c) H 2CO 3 (P.A.U. Set. 02) Rta.: a) base; b) anfótero; c) ácido Según Brönsted y Lowry una sustancia se comporta como ácido en una reacción ácido-base cuando cede un protón H, mientras que la sustancia que lo acepta actúa como base. a) El ion sulfuro no puede ceder un protón porque no lo tiene. Puede captar uno o dos protones y comportarse como una base. Por ejemplo con el agua: S 2 H 2 O HS OH b) El ion dihidrogenotetraoxofosfato(v) (dihidrogenofosfato) puede actuar como ácido frente a bases más fuertes, y como base frente a ácidos más fuertes. Es una sustancia anfótera: Comportamiento como ácido: H 2 PO 4 OH HPO4 2 H 2 O Comportamiento como base: H 2 PO 4 H 3 O H 3 PO 4 H 2 O c) El ácido carbónico actuará como ácido, pues cederá uno o dos protones. Por ejemplo con el agua: H 2 CO 3 H 2 O HCO 3 H 3 O 6. Razone si las siguientes afirmaciones, referidas a una disolución de concentración 0,1 mol/dm 3 de un ácido débil HA, son correctas. a) Las concentraciones en el equilibrio de las especies A y H 3O son iguales. b) El ph de la disolución es 1. (P.A.U. Jun. 12) a) Aproximadamente correcta. Cuando un ácido HA débil se disuelve en agua, se ioniza parcialmente en iones A y H. El ión hidrógeno se une a una molécula de agua para formar el ion oxonio H 3 O. HA H 2 O A H 3 O De la estequiometría de la reacción se ve que las cantidades de los iones A y H 3 O en el equilibrio son las mismas. Pero además de este proceso de disociación también ocurre la disociación del agua: 2 H 2 O OH H 3 O que también produce iones oxonio, aunque en mucha menor cantidad. La constante de ionización del agua vale K w = mientras que la constante de acidez de un ácido como el acético es del orden de La

21 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 21 concentración de iones oxonio aportados por el agua en medio ácido es despreciable frente a los que produce el ácido débil. La afirmación es aproximadamente correcta pero no lo es estrictamente. b) Incorrecta. Una disolución de ácido fuerte de concentración 0,1 mol/dm 3 produciría una concentración de iones oxonio también 0,1 mol/dm 3, al estar totalmente disociado, por lo que el ph sería 1 HA H 2 O A H 3 O ph = -log[h ] = -log[h 3 O ] = -log 0,1 = 1 Pero un ácido débil está parcialmente ionizado, la concentración de iones oxonio sería menor que 0,1 mol/dm 3, y el ph mayor que 1. Concentración HA H 3 O A [ ] 0 inicial 0,1 0 0 mol/dm 3 [ ] d disociada o formada x x x mol/dm 3 [ ] e en el equilibrio 0,1 x x x mol/dm 3 Si la constante de acidez del ácido débil es K a, la concentración x de iones oxonio en el equilibrio se obtiene K a = [ A- ] e [ H ] e = x x [ HA] e 0,1 x = x2 0,1 x Si la concentración x de ácido débil disociado fuese despreciable frente a la concentración 0,1 mol/dm 3, x K a 0,1 Un valor de la constante de acidez como la del ácido acético, K a 10-5 daría una concentración y un ph 3 x Para una disolución acuosa de un ácido HA de K a = , justifique si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) La constante de acidez de HA es menor que la constante de basicidad de su base conjugada. b) Si se diluye la disolución del ácido, su grado de disociación permanece constante. (P.A.U. Set. 12) a) Falsa. Cuando un ácido HA débil se disuelve en agua, se ioniza parcialmente en iones A y H. El ión hidrógeno se une a una molécula de agua para formar el ion oxonio H 3 O. HA H 2 O A H 3 O La constante de acidez del ácido AH débil, en función de las concentraciones, es: K a = [ A- ] e [H ] e [ HA] e La base conjugada, según la teoría de Brönsted y Lowry, es el ion A. En disoluciones de las sales del ácido HA, el ion A se encuentra en equilibrio que se puede expresar por La constante de basicidad de esta base es Si multiplicamos ambas constantes, obtenemos A H 2 O HA OH K b = [HA ] e [OH- ] e [ A - ] e

22 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 22 K a K b = [ A- ] e [ H ] e [ HA ] e [ HA] e [OH- ] e [ A - ] e =[H ] e [OH - ] e =K w la constante de ionización del agua que vale K w = Como la constante de acidez del ácido vale , la de su base conjugada vale que es menor. K b = K w K a = = < K a b) Falsa. El grado de disociación α del ácido AH es el cociente entre la concentración de ácido disociado y la concentración inicial: α= [ AH] d [ AH ] 0 = [H ] d [ AH] 0 Si suponemos una concentración de ácido [HA] = 0,1 mol/dm 3, la concentración de iones hidrógeno en el equilibrio se puede calcular de Concentración HA H A [ ] 0 inicial 0,1 0 0 mol/dm 3 [ ] d disociada o formada x x x mol/dm 3 [ ] e en el equilibrio 0,1 x x x mol/dm 3 K a = [ A- ] e [H ] e = x x [ HA] e 0,1 x = x2 0,1 x = La concentración x de ácido débil disociado es despreciable frente a la concentración 0,1 mol/dm 3, x << 0,1 y el grado de disociación valdría: Si se diluye a la cuarta parte, [HA]' = 0,025 mol/dm 3, y el nuevo grado de disociación sería: x ,1= mol/dm 3 0,1mol/dm 3 α = =0,01=1% 0,1 x ' ,025= mol/dm 3 0,025 mol/dm 3 α ' = ,025 =0,05=5% Cuanto más diluida es la disolución, mayor es el grado de disociación. (Si llamamos c 0 a la concentración de la disolución de ácido HA, la concentración c de ácido disociado se puede expresar en función de grado α de disociación como, c = α c 0, y las concentraciones en el equilibrio serían Concentración HA H A [ ] 0 inicial c mol/dm 3 [ ] d disociada o formada α c 0 α c 0 α c 0 mol/dm 3 [ ] e en el equilibrio c 0 (1 α) α c 0 α c 0 mol/dm 3 K a = [ A- ] e [H 2 ] e (c = 0 α )2 =c 0 α [ HA] e c 0 (1 α) 1 α

23 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 23 Si es grado de disociación α es suficientemente pequeño, α < 0,05 = 5%, queda α K a c 0 y se ve que el grado de disociación aumenta cuanto menor sea la concentración inicial del ácido). 8. Disponemos de tres frascos sin etiquetar, que sabemos que corresponden a tres disoluciones acuosas: tetraoxosulfato(vi) de amonio [sulfato de amonio]; trioxonitrato(v) de potasio [nitrato de potasio] y oxobromato(i) de sodio [hipobromito de sodio]. Cómo podríamos distinguirlos ayudándonos del papel indicador ácido-base? Razona la respuesta. (P.A.U. Set. 97) Rta.: ph: (NH 4 ) 2 SO 4, ácido; KNO 3, 7; NaBrO, básico El sulfato de amonio tendrá carácter ácido. Al disolverse el sulfato de amonio, (compuesto iónico), sus iones se solvatarán y separarán. (NH 4 ) 2 SO 4 (aq) 2 NH 4 (aq) SO 4 2 (aq) El ion sulfato proviene de un ácido fuerte (el ácido sulfúrico), y el posible equilibrio SO 4 2 (aq) H 2 O OH (aq) HSO 4 (aq) está totalmente desplazado hacia la izquierda. No se hidroliza. Pero el ion amonio proviene de una base débil (el amoníaco), y se hidroliza. NH 4 (aq) H 2 O NH 3 (aq) H 3 O (aq) Este equilibrio produce exceso de iones oxonio, lo que confiere a la disolución un carácter ácido. El nitrato de potasio será neutro. Sus iones K y NO 3 provienen de especies fuertes (el hidróxido de potasio es una base fuerte y el ácido nítrico es un ácido fuerte) y no se hidrolizan. El ph de la disolución será el mismo que el del agua. El hipobromito de sodio tendrá carácter básico. Al disolverse el hipobromito de sodio, (compuesto iónico), sus iones se solvatarán y separarán NaBrO (aq) Na (aq) BrO (aq) El ion sodio proviene de una base fuerte (el hidróxido de sodio), y el posible equilibrio. Na (aq) H 2 O NaOH (aq) H 3 O (aq) está totalmente desplazado hacia la izquierda. No se hidroliza. Pero el ion hipobromito proviene de un ácido débil (el ácido hipobromoso), y se hidroliza BrO (aq) H 2 O OH (aq) HBrO (aq) Este equilibrio produce exceso de iones hidróxido, lo que da a la disolución un carácter básico. Por qué el ácido sulfúrico y el ácido nítrico son fuertes, mientras el ácido hipobromoso es débil? Los hidrógenos de los ácidos están unidos a los oxígenos mediante un enlace covalente O H, polarizado O H. Los otros oxígenos unidos al átomo central (en los casos de los ácidos nítrico y sulfúrico) ejercen un efecto inductivo que debilita el enlace OH, haciendo que se rompa más fácilmente, y la disociación es prácticamente completa. Por qué los hidróxidos de sodio y potasio son bases fuertes, mientras que el amoníaco es una base débil? Los hidróxidos de sodio y potasio son compuestos iónicos, que, al disolverse en agua, liberan iones hidróxido, que, en disolución acuosa, es la base más fuerte. El amoníaco es un compuesto con un par de electrones no enlazante sobre el nitrógeno, que compite con el agua por los átomos de hidrógeno: sólo una pequeña parte de las moléculas de amoníaco consiguen captar este hidrógeno: :NH 3 H 2 O [H:NH 3 ] [OH]

24 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES Ordene de mayor a menor acidez las siguientes disoluciones acuosas de la misma concentración: acetato de sodio[etanoato de sodio], ácido nítrico[trioxonitrato (V) de hidrógeno] y cloruro de potasio. Formule las ecuaciones iónicas que justifiquen la respuesta. (P.A.U. Set. 06) Rta.: HNO 3 > KCl > NaCH 3 COO El ácido nítrico es un ácido fuerte y está totalmente disociado. HNO 3 H (aq) NO 3 (aq) El cloruro de potasio es una sal neutra que procede de un ácido fuerte (HCl) y una base fuerte (KOH). Los iones cloruro (Cl ) y potasio (K ) son especies débiles que no pueden hidrolizar el agua. El acetato de sodio es una sal que procede de una base fuerte (NaOH) y un ácido débil (CH 3 COOH). Se disocia totalmente en agua, NaCH 3 COO Na (aq) CH 3 COO (aq) pero el ión acetato (base conjugada del ácido acético) es lo suficientemente fuerte como para romper las moléculas de agua. dando un ph básico. CH 3 COO (aq) H 2 O (l) CH 3 COOH (aq) OH (aq) 10. Razone qué tipo de ph (ácido, neutro el básico) presentarán las siguientes disoluciones acuosas de: a) Acetato de sodio [etanoato de sodio] b) Nitrato de amonio [trioxonitrato(v) de amonio] (P.A.U. Set. 10) El nitrato de amonio tendrá carácter ácido. Al disolverse el nitrato de amonio, (compuesto iónico), sus iones se solvatarán y separarán. NH 4 NO 3 (aq) NH 4 (aq) NO 3 (aq) El ión nitrato proviene de un ácido fuerte (el ácido nítrico), y el posible equilibrio NO 3 (aq) H 2 O OH (aq) HNO 3 (aq) está totalmente desplazado hacia la izquierda. No se hidroliza. Pero el ión amonio proviene de una base débil (el amoníaco), y se hidroliza. NH 4 (aq) H 2 O NH 3 (aq) H 3 O (aq) Este equilibrio produce exceso de iones oxonio, lo que confiere a la disolución un carácter ácido. El acetato de sodio tendrá carácter básico. Al disolverse el acetato de sodio, (compuesto iónico), sus iones se solvatarán y separarán NaCH 3 COO (aq) Na (aq) CH 3 COO (aq) El ión sodio proveen de una base fuerte (el hidróxido de sodio), y el posible equilibrio. Na (aq) H 2 O NaOH (aq) H 3 O (aq) está totalmente desplazado hacia la izquierda. No se hidroliza. Pero el ión acetato proveen de uno ácido débil (el ácido acético), y se hidroliza CH 3 COO (aq) H 2 O OH (aq) CH 3 COOH (aq) Este equilibrio produce exceso de iones hidróxido, lo que da a la disolución un carácter básico. Por qué el ácido nítrico es fuerte, mientras el ácido acético es débil? Los hidrógenos de los ácidos están unidos a los oxígenos mediante un enlace covalente O H, polarizado O δ H δ. Los otros oxígenos unidos

25 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 25 al átomo central (en el caso del ácidos nítrico) ejercen un efecto inductivo que debilita el enlace OH, haciendo que rompa más fácilmente, y la disociación es prácticamente completa mientras que en el caso del ácido acético es mucho más débil, puesto que sólo tiene un oxígeno más, y su efecto inductivo se reparte entre los dos carbonos. Por qué el hidróxido de sodio es una base fuerte, mientras que el amoníaco es una base débil? El hidróxido de sodio es un compuesto iónico, que, al disolverse en agua, libera iones hidróxido, que, en disolución acuosa, es la base más fuerte. El amoníaco es un compuesto con un par de electrones no enlazantes sobre el nitrógeno, que compite con el agua los por los átomos de hidrógeno: sólo una pequeña parte de las moléculas de amoníaco consiguen captar este hidrógeno: :NH 3 H 2 O [H:NH 3 ] [OH] 11. a) Al disolver una sal en agua es posible que esta disolución tenga ph básico? b) Ponga un ejemplo de una sal cuya disolución acuosa presente un ph ácido y un ejemplo de una sal cuya disolución acuosa sea neutra. Razone las respuestas. (P.A.U. Set. 02) Rta.: a) Sí; b) NH 4 Cl ácido, NaCl neutro a) Una sal, electrolito fuerte, cuando se disuelve en agua queda totalmente disociado en sus iones. Estos puede o no interaccionar con el agua, dependiendo de su fuerza como ácidos o bases. Si uno de los iones es una base más fuerte que el agua, se establecerá un equilibrio en el que el agua actuará como ácido y dará lugar a su base conjugada, el ion hidróxido OH. P. ej.: Na CH 3 COO Na CH 3 COO Como el ion CH 3 COO procede del ácido acético CH 3 COOH que es un ácido débil, se comporta como una base relativamente fuerte frente al agua CH 3 COO H 2 O CH 3 COOH OH La concentración de iones hidróxido en la disolución aumenta y el ph de la disolución será básico. b) P. ej. el cloruro de amonio. Al disolverse en agua produce: NH 4 Cl NH 4 Cl Como el ion NH 4 procede del hidróxido de amonio NH 4 OH que es una base débil, se comporta como un ácido relativamente fuerte frente al agua NH 4 H 2 O NH 3 H 3 O La concentración de iones oxonio en la disolución aumenta y el ph de la disolución será ácido. El NaCl es un electrolito fuerte, que se disocia totalmente en NaCl Na Cl Pero ni el ion sodio ni el ion cloruro reaccionan con el agua, (ambos proceden de especies fuertes). Las concentraciones de protones e iones hidróxido no cambian, son las mismas que las del equilibrio de disociación del agua y el ph de la disolución será neutro. H 2 O H (aq) OH (aq) 12. Si queremos impedir la hidrólisis que sufre el NH 4Cl en disolución acuosa indique, razonadamente, cuál de los siguientes métodos será el más eficaz: a) Añadir NaCl a la disolución. b) Añadir NH 3 a la disolución. (P.A.U. Jun. 08) b

26 Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 26 El cloruro de amonio es una sal, electrolito, que está totalmente ionizada disuelta en agua. NH 4 Cl (ac) NH 4 (ac) Cl (ac) El ión amonio es el ácido conjugado del amoníaco, que es una base débil. Por tanto el ión amonio reacciona con el agua según el equilibrio de hidrólisis: NH 4 (ac) NH3 (ac) H (ac) La adición del ión cloruro no afecta a este equilibrio, pero sí la de amoníaco, que desplaza el equilibrio hacia la formación de ión amonio. La constante de acidez del equilibrio sólo depende de la temperatura y si esta no varía, es constante: K a = [ NH 3 ] e [ H ] e [ NH 4 ] Si añadimos amoníaco, para que K a mantenga su valor, ha de disminuir la concentración de iones hidrógeno y aumentar la de iones amonio. El grado de hidrólisis disminuye. 13. Cuando se alcanza el punto de equivalencia en una valoración ácido-base, explica razonadamente si cada una de las siguientes afirmaciones es cierta o no: a) El número de moles de ácido y de base que reaccionaron son iguales. b) El ph de la disolución formada puede ser distinto de 7. c) Los volúmenes de ácido y de base consumidos son iguales. (P.A.U. Jun. 99) Rta.: a) F; b) V; c) F. a) Falso. Si, por ejemplo, el ácido es sulfúrico y la base, hidróxido de sodio, cuando se alcance el punto de equivalencia, habrán reaccionado el doble de moles de hidróxido de sodio que de ácido sulfúrico: H 2 SO 4 2 NaOH Na 2 SO 4 2 H 2 O b) Verdadero. Si el ácido es débil y la base fuerte, en el punto de equivalencia sólo existirá la sal, cuyo ph será básico (ph > 7). CH 3 COOH NaOH Na(CH 3 COO) H 2 O c) Falso. Si, por ejemplo, el ácido es clorhídrico 1,00 mol/dm 3 y la base hidróxido de sodio 2,00 mol/dm 3, en el punto de equivalencia habrán reaccionado los mismos moles de clorhídrico que de hidróxido de sodio, pero el volumen de clorhídrico será el doble que el de disolución de hidróxido de sodio. 14. Defina brevemente el concepto de disolución reguladora y señale entre los siguientes pares de sustancias, el o los que formarán una disolución reguladora: a) Ácido clorhídrico / cloruro de sodio. b) Ácido cianhídrico / cianuro de potasio. c) Ácido nítrico [trioxonitrato(v) de hidrógeno] / nitrato de amonio [trioxonitrato(v) de amonio] d) Hidróxido de amonio / cloruro de amonio. Justifique brevemente la respuesta. (P.A.U. Set. 00) Rta.: a) F; b) V; c) F; d) V. Una disolución reguladora es aquella que mantiene el ph prácticamente constante frente a la adición de pequeñas cantidades de ácido o base. Está formada por una mezcla de un ácido o base débil y su especie conjugada. Entre los pares propuestos, darían una disolución reguladora b) ácido cianhídrico (ácido débil) y cianuro de potasio, que contiene la base conjugada (ion cianuro) d) hidróxido de amonio (base débil) y cloruro de amonio, que contiene su ácido conjugado (ion amonio).