Química
Reacciones de transferencias de protones
TEMA 11.-Reacciones de transferencia de protones (ácido-base).
(Editorial edebé, 2º de Bachillerato, tema 8).
1.-Ácidos y bases.
1.1.-Teoría de Arrhenius. Ácido. Base. Neutralización. Ejemplos. Limitaciones.
1.2.-Teoría de Brönsted-Lowry. Ácido. Base. Reacción ácido-base. Par conjugado. Neutralización.
1.3.-Comparación.
1.4.-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.
3.1.-Relación entre la fuerza de un ácido y su base conjugada.
3.2.-Fuerza de los ácidos y estructura molecular.
4.-Ionización de ácidos y bases.
4.1.-Fuertes. Ejemplo.
4.2.-Débiles.
4.2.1.-Ionización de un ácido débil. Ecuación. Constante de acidez.
4.2.2-Ionización de una base débil. Ecuación. Constante de basicidad.
4.2.3.-Relación entre Ka , Kb , Kw .
4.2.4.-Grado de ionización de un ácido / base débil.
4.2.5.-Problemas.
4.3.-Ácidos monopróticos y polipróticos. Ejemplos.
5.-Concepto de pH. Ecuación. Concepto de pOH. Ecuación. Relación.
5.1.-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.
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.
1.1.-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
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)
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
% ------------------------------------------------------ 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.
1.3.-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)].
1.4.-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
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
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 +
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 "
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.
-“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 2 . 0,020
[ ]f (M) 0,000 0,020 0,040
3.1.-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 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.
3.2.-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. 207.
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 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 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 2 . 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
[ ]f (M) 0,000 0,040 0,020
4.-Ionización de ácidos y bases.
4.1.-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).
4.2.1.-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).
4.2.2-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.
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).
4.3.-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
4.2.4.-Grado de ionización de un ácido / base débil.
-Es el concepto “grado de disociación” del tema de equilibrio.
ionizado x
= ------------- ; ionizado e inicial, normalmente, en [ ] y se suele expresar en % ! = ------- . 100
inicial [ ]0
4.2.5.-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) 0.067 0,000 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"]
[ ]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 = 1,3 . 103 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
-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 = 1,9 . 103 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
[ ]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.
[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 :
(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) 0,0999895 " 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
[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
[H3O+][A"] (1,34 . 10"3)2
Ka = ------------------- ; Ka = -------------- ; Ka = 1,82 . 10"5
[HA] 9,87 . 10"2
4.3.-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 = 14.
5.1.-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+] = 10 0 10 " 1 10 " 2 10 " 3 10 " 4 10 " 5 10 " 6 10 " 7 10 " 8 10 " 9 10 "10 10 "11 10 " 12 10 " 13 10 " 14
pH = 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
[OH"] = 10 "14 10 " 13 10 " 12 10 " 11 10 " 10 10 " 9 10 " 8 10 " 7 10 " 6 10 " 5 10 "4 10 "3 10 " 2 10 " 1 10 0
pOH = 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0
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 ;
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 2 . 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)
[ ]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:
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 2 . 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 = 1,9 . 103 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) c0 0 0
[ ]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 = 1,34. 10 "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
[ ]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
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 = 2,14 . 10 " 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 = 6,5 · 10 -3 M (solución + y se acepta la suposición, <<)
= (x / [ ]0 ) . 100 ; = (6,5 . 10 -3 / 0,20) . 100 ; = 3,3 % ;
b) pH = " log [H3O+] ; pH = " log (6,5 · 10 -3 ) ; pH = 2,2
P65.-Ejercicio 88-p. - 231 : HBrO (aq) + H2O (l) ! H3O+(aq) + BrO" (aq) Ka = 2,1 . 10 -9
[ ]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 = 1,59 . 10 -5 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 = 1,8 . 10 -5
[ ]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 = 1,37 . 10 -3
[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+] = 4,27 . 10 "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 " 4,27 . 10 "4 4,27 . 10 "4 4,27 . 10 "4
[ ]e (M) 9,57 . 10 "3 4,27 . 10 "4 4,27 . 10 "4
[H3O+][Ac"] (4,27 . 10 "4)2
Ka = ------------------- ; Ka = -------------- ; Ka = 1,9 . 10 -5
[HAc] 9,57 . 10 "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 = 39,1 . 1 + 16,0 . 1 + 1,0 . 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] 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 con ion común)
2) base ! disminuye la concentración del catión oxonio al reaccionar con el anión hidróxido ! el sistema se desplaza hacia la derecha hasta neutralizar el anión hidróxido ! [H3O+] corresponde a lo poco que se ioniza el ácido acético con ion común ! pH " constante (pH con ion común).
CH3COOH (aq) + H2O (l) ! H3O+(aq) + CH3COO" (aq)
[ ]e " la inicial ya que es un ácido débil total (casi todo viene da la sal ya que el ácido es débil)
Ka = [H3O+] [CH3COO"] / [CH3"COOH] ; [H3O+] = Ka · [CH3"COOH] / [CH3COO"] ;
-en general, en una disolución amotiguadora de un ácido (sin añadir el ácido o la base) : [H3O+] = Ka · [ ácido ]0 / [sal]0
-en general, en una disolución amotiguadora de una base (sin añadir el ácido o la base) : [OH"] = Kb · [ base ]0 / [sal]0 .
-Los tampones tienen importancia en procesos industriales y en los sistemas biológicos. Por ejemplo, la sangre mantiene un pH = 7,4 debido a la presencia de los tampones H2CO3 / HCO3" y H3PO4 / HPO42".
P74.-Ejemplo 11 - p. - 217 : a) Calculamos el pH de la disolución inicial de ácido acético sin la sal; b) luego calculo el pH de la disolución amortiguadora (reguladora); c) por último, el pH al añadir el ácido clorhídrico al tampón:
a) CH3COOH (aq) + H2O (l) ! H3O+(aq) + CH3COO" (aq) Ka = 1,8 · 10"5 (dato)
[ ]0 1,0
[ ]e 1,0 " x x x
Ka = [H3O+] [CH3COO"] / [CH3"COOH] ; 1,8 · 10"5 = x2 / (1,0 " x)
-si suponemos que x << 1,0 ! 1,8 · 10"5 = x2 / (1,0 ) ; x = 4,2 · 10"3 M ! [H3O+] = 4,2 · 10"3 M ! pH = " log [H3O+] ; pH = " log (4,2 · 10"3 ) ; pH = 2,37
b) CH3COONa (aq) + H2O (l) ! Na+(aq) + CH3COO" (aq)
[ ]0 1,0
[ ]f 0 1,0 1,0
CH3COOH (aq) + H2O (l) ! H3O+(aq) + CH3COO" (aq) Ka = 1,8 · 10"5 (dato)
[ ]0 1,0 1,0
[ ]e 1,0 " x x x + 1,0
Ka = [H3O+] [CH3COO"] / [CH3"COOH] ; 1,8 · 10"5 = x · (x + 1,0) / (1,0 " x)
-si suponemos que x << 1,0 ! 1,8 · 10"5 = x · (1,0) / (1,0 ) ; x = 1,8 · 10"5 M ! [H3O+] = 1,8 · 10"5 M ! pH = " log [H3O+] ; pH = " log (1,8 · 10"5 ) ; pH = 4,74 (ha aumentado ; ver la teoría)
-si optamos por [H3O+] = Ka · [ ácido ]0 / [sal]0 : [H3O+] = 1,8 · 10"5 · 1,0 / 1,0 = 1,8 · 10"5 y luego el pH
c) HCl (aq) + H2O (l) ! H3O +(aq) + Cl" (aq) Supongo V = 1 L
n0 0,1
[ ]0 0,1
[ ]f 0 0,1 0,1
CH3COOH (aq) + H2O (l) ! H3O+(aq) + CH3COO" (aq) Ka = 1,8 · 10"5 (dato)
[ ]0 1,0 0,1 1,0
[ ]e 1,0 + x 0,1 " x 1,0 " x (el sistema neutraliza la perturbación)
Ka = [H3O+] [CH3COO"] / [CH3"COOH] ; 1,8·10"5 = (0,1 "x)·(1,0 " x)/(1,0 + x); 1,8·10"5 + 1,8·10"5 x = x2 " 1,1 x+0,1
x2 " 1,100018 x + 0,099982 = 0 ; x1 = 1,0 M (se descarta, no puede desaparecer más de lo que tengo) ; x2 = 0,099978 M
[ ]e 1,0 + 0,099978 0,1 " 0,099978 1,0 " 0,099978
[ ]e 1,1 2,2 · 10"5 0,9
[H3O+] = 2,2·10"5 M ! pH=" log [H3O+]; pH =" log (2,2·10"5 ); pH= 4,66(prácticamente no ha cambiado respecto 4,74)
P75.-Ejercicio 28-p. - 217:
-El cloruro de amonio está completamente ionizado en disoluciones acuosas y el amoníaco en disoluciones acuosas establece el equilibrio ya visto en otros problemas. Sólo pide el razonamiento cualitativo, que es paralelo al realizado en una pregunta de teoría anterior:
NH4Cl (aq) ! NH4+(aq) + Cl" (aq)
NH3 (aq) + H2O (l) ! NH4+ (aq) + OH" (aq)
-supongamos una disolución acuosa de amoníaco que proporciona una pequeña cantidad de OH" al ser una base débil;
la presencia del ion común, catión amonio, hace que el equilibrio del amoníaco esté desplazado hacia la izquierda para compensar la perturbación ! disminuye [OH"] ! aumenta la [H3O+] ! disminuye el pH respecto al pH sin ion común.
-si ahora añadimos una pequeña cantidad de ácido ! el catión oxono que viene del ácido reacciona con el anión hidróxido del equilibrio del amoníaco ! disminuye la concentración del anión hidróxido ! el sistema lo fabrica desplazando la reacción hacia la derecha hasta neutralizarlos y restablecer el equilibrio ! concentración de anión hidróxido permanecera " constante ! pH " constante (pH con ion común).
-supongamos que al sistema anterior le añadimos una pequeña cantidad de base ! aumenta la concentración de [OH"] ! el sistema se desplaza hacia la izquierda para que disminuya la concentración de [OH"] y restablecer de nuevo el equilibrio ! concentración de anión hidróxido permanecera " constante ! pH " constante (pH con ion común).
P76.-Ejercicio 29 - p. - 217:
-a) Calculamos el pH de la disolución inicial de ácido acético sin la sal; b) luego calculo el pH del tampón:
a) NH3 (aq) + H2O (l) ! NH4+(aq) + OH " (aq) Kb = 1,8 · 10"5 (dato)
[ ]0 0,030
[ ]e 0,030 " x x x
Kb = [NH4+] [OH"] / [NH3] ; 1,8 · 10"5 = x2 / (0,030 " x)
-si suponemos que x << 1,0 ! 1,8 · 10"5 = x2 / (0,030 ) ; x = 7,3 · 10"4 M ! [OH"] = 7,3 · 10"4 M ! pOH = " log [OH"] ; pOH = " log (7,3 · 10"4 ) ; pOH =3,14 ; pH + pOH = 14 ; pH = 14 " 3,14 ; pH = 10,86
b) NH4Cl (aq) + H2O (l) ! NH4+(aq) + Cl" (aq)
[ ]0 0,040
[ ]f 0 0,040 0,040
NH3 (aq) + H2O (l) ! NH4+(aq) + OH " (aq) Kb = 1,8 · 10"5 (dato)
[ ]0 0,030 0,040
[ ]e 0,030 " x 0,040 + x x
Kb = [NH4+] [OH"] / [NH3] ; 1,8 · 10"5 = (x + 0,040) x / (0,030 " x)
-si suponemos que x << 0,030 y 0,040 ! 1,8 · 10"5 = 0,040 ·x / 0,030 ; x = 1,35 · 10"5 M ! [OH"] = 1,35 · 10"5 M ! pOH = " log [OH"] ; pOH = " log (1,35 · 10"5 ) ; pOH = 4,87 ; pH + pOH = 14 ; pH = 9,1 (disminuye; ver teoría).
-si optamos por [OH"] = Kb · [ base ]0 / [sal]0 : [OH"] = 1,8 · 10"5 · 0,030 / 0,040 = 1,35· 10"5 y luego el pOH y pH.
P77.-Ejercicio 30 - p. - 217 : a) Calculamos el pH de la disolución inicial de ácido acético sin la sal; b) luego calculo el pH de la disolución amortiguadora (reguladora); c) por último, el pH al añadir la base hidróxido de sodio al tampón:
a) CH3COOH (aq) + H2O (l) ! H3O+(aq) + CH3COO" (aq) Ka = 1,8 · 10"5 (dato)
[ ]0 0,1
[ ]e 0,1 " x x x
Ka = [H3O+] [CH3COO"] / [CH3"COOH] ; 1,8 · 10"5 = x2 / (0,1 " x)
-si suponemos que x << 0,1 ! 1,8 · 10"5 = x2 / (0,1 ) ; x = 1,34 · 10"3 M ; la acepto ! [H3O+] = 1,34 · 10"3 M ! pH = " log [H3O+] ; pH = " log (1,34 · 10"3 ) ; pH = 2,87
b) CH3COONa (aq) + H2O (l) ! Na+(aq) + CH3COO" (aq)
[ ]0 0,1
[ ]f 0 0,1 0,1
CH3COOH (aq) + H2O (l) ! H3O+(aq) + CH3COO" (aq) Ka = 1,8 · 10"5 (dato)
[ ]0 0,1 0,1
[ ]e 0,1 " x x 0,1+ x
Ka = [H3O+] [CH3COO"] / [CH3"COOH] ; 1,8 · 10"5 = x · (0,1 + x ) / (0,1 " x)
-si suponemos que x << 0,1 ! 1,8 · 10"5 = x · (0,1) / (0,1 ) ; x = 1,8 · 10"5 M ! [H3O+] = 1,8 · 10"5 M ! pH = " log [H3O+] ; pH = " log (1,8 · 10"5 ) ; pH = 4,74 (ha aumentado ; ver la teoría)
-si optamos por [H3O+] = Ka · [ ácido ]0 / [sal]0 : [H3O+] = 1,8 · 10"5 · 0,1 / 0,1 = 1,8 · 10"5 y luego el pH
c) NaOH (aq) ! Na +(aq) + OH" (aq) Supongo V = 1 L
n0 0,010
[ ]0 0,010
[ ]f 0 0,010 0,010
OH" (aq) de la base + H3O+(aq) del tampón ! H2O (l)
[ ]0 0,010 consume lo mismo , 0,010 0,010
ø x en la ecuación que viene a continuación
CH3COOH (aq) + H2O (l) ! H3O+(aq) + CH3COO" (aq) Ka = 1,8 · 10"5 (dato)
[ ]0 0,10 0,10
[ ] 0,10 " x x 0,10 + x (el sistema neutraliza la perturbación)
[ ] 0,10 " 0,010 0,010 0,10 + 0,010
ø ha desaparecido al reaccionar con el OH"
[ ]0 0,09 0 0,11
[ ]e 0,09 " x (no es la anterior) x 0,11 + x
Ka = [H3O+] [CH3COO"] / [CH3"COOH] ; 1,8·10"5 = x · (0,11 + x)/(0,09 " x); si x << 0,11 y 0,09 ; x = 1,5·10"5 M
[H3O+] = 1,5·10"5 M ! pH=" log [H3O+]; pH =" log (1,5·10"5 ); pH= 4,82 (casi no ha cambiado respecto 4,74).
P78.-Ejercicio 77-p. - 230 : H3PO4 (aq) {ácido débil} + NaH2PO4 (aq) {electrólito fuerte completamente ionizado}.
NaH2PO4 (aq) + H2O (l) ! Na+(aq) + H2PO4" (aq) // H3PO4 (aq) + H2O (l) ! H3O+(aq) + H2PO4" (aq)
supongamos una disolución acuosa del ácido fosfórico que proporciona una pequeña cantidad de H3O+ al ser un ácido débil; a la disolución anterior le añadimos la disolución de dihidrogenofosfato de sodio y es importante la presencia del anión dihidrogenofosfato; es una perturbación del equilibrio que sigue el principio de Le Chatelier (se le llama “efecto del ion común”); el ion común (anión dihidrogenofosfato) provoca un desplazamiento del equilibrio del ácido fosfórico hacia la izquierda hasta restablecer el eq. ! disminuye la [H3O+] ! aumenta el pH respecto al pH sin ion común..
supongamos que al sistema anterior le añadimos una pequeña cantidad de ácido ! aumenta la concentración del catión oxonio ! el sistema lo elimina desplazando la reacción hacia la izquierda ! [H3O+] corresponde a lo poco que ioniza el ácido fosfórico con ion común! pH " constante (pH con ion comun).
supongamos que al sistema anterior le añadimos una pequeña cantidad de base ! disminuye la concentración [H3O+] (reaccionan ambos iones y forman agua) ! el sistema se desplaza hacia la derecha hasta neutralizar el anión hidróxido ! [H3O+] corresponde a lo poco que ioniza el ácido fosfórico con ion común ! pH " constante (pH con ion comun).
P79.-Ejercicio 78 - p. - 230: a) Calculamos el pH de la disolución inicial de ácido acético sin la sal; b) luego calculo el pH de la disolución amortiguadora (reguladora); c) por último, el pH al añadir el ácido clorhídrico al tampón:
a) CH3COOH (aq) + H2O (l) ! H3O+(aq) + CH3COO" (aq) Ka = 1,8 · 10"5 (dato)
[ ]0 0,50
[ ]e 0,50 " x x x
Ka = [H3O+] [CH3COO"] / [CH3"COOH] ; 1,8 · 10"5 = x2 / (0,50 " x) ; si suponemos que x << 1,0 ! 1,8·10"5 = x2/0,50 ; x = 3,0 · 10"3 M ! [H3O+] = 3,0 · 10"3 M ! pH = " log [H3O+] ; pH = " log (3,0 · 10"3 ) ; pH = 2,52
b) CH3COONa (aq) + H2O (l) ! Na+(aq) + CH3COO" (aq)
[ ]0 0,50
[ ]f 0 0,50 0,50
CH3COOH (aq) + H2O (l) ! H3O+(aq) + CH3COO" (aq) Ka = 1,8 · 10"5 (dato)
[ ]0 0,50 0,50
[ ]e 0,50 " x x 0,50 + x
Ka = [H3O+] [CH3COO"] / [CH3"COOH] ; 1,8 · 10"5 = x · (0,50 + x) / (0,50 " x)
-si suponemos que x << 0,50 ! 1,8 · 10"5 = x · (0,50) / (0,50 ) ; x = 1,8 · 10"5 M ! [H3O+] = 1,8 · 10"5 M ! pH = " log [H3O+] ; pH = " log (1,8 · 10"5 ) ; pH = 4,74 (ha aumentado ; ver la teoría)
-si optamos por [H3O+] = Ka · [ ácido ]0 / [sal]0 : [H3O+] = 1,8 · 10"5 · 1,0 / 1,0 = 1,8 · 10"5 y luego el pH
c) calculo los moles de HCl en 1 mL 1,0 M ; luego calculo la concentración de dichos moles en el volumen total, que supongo de 1 L y desprecio 1 mL.
HCl (aq) + H2O (l) ! H3O +(aq) + Cl" (aq)
n0 1· 1 · 10"3
n0 0,001
[ ]0 0,001
[ ]f 0 0,001 0,001
CH3COOH (aq) + H2O (l) ! H3O+(aq) + CH3COO" (aq) Ka = 1,8 · 10"5 (dato)
[ ]0 0,50 0,001 0,50
[ ]e 0,50 + x 0,001 " x 0,50 " x (el sistema neutraliza la perturbación)
Ka = [H3O+] [CH3COO"] / [CH3"COOH] ; 1,8·10"5 = (0,001 "x)·(0,50 " x) / (0,50+ x); x2 " 0,501 x + 4,91 · 10"4 = 0 ; x1 = 0,5 M (se descarta, no puede desaparecer más de lo que tengo) ; x2 = 0,00098 M
[ ]e 0,500 + 0,00098 0,001"0,00098 0,50 " 0,00098
[ ]e 0,501 2,0 · 10"5 0,49
[H3O+] = 2,0·10"5 M ! pH=" log [H3O+]; pH =" log (2,0·10"5 ); pH= 4,70(prácticamente no ha cambiado respecto 4,74)
9.-Indicadores ácido-base. Intervalo de viraje.
-“Un indicador ácido-base es una sustancia pura de carácter ácido o básico débil, que tiene la propiedad de presentar colores diferentes dependiendo del pH de la disolución (acuosa) en que se encuentra disuelto”.
-Supongamos un indicador ácido débil monoprótico de fórmula general HIn que en disolución acuosa establece el siguiente equilibrio: HIn (aq) + H2O (l) ! H3O+ (aq) + In" (aq)
forma ácida forma básica
-En los indicadores la fórma ácida y la forma básica tienen colores diferentes. Supongamos, para el ejemplo anterior, amarillo y azul, respectivamente: HIn (aq) + H2O (l) ! H3O+ (aq) + In" (aq)
forma ácida amarillo forma básica azul
-El color de la disolución de un ácido o de una base dependera de la forma predominante del indicador (forma ácida un color y forma básica otro color) en la disolución. Veamos los dos casos posibles:
supongamos una disolución acuosa de un ácido HA y le añadimos una pequeña cantidad de indicador HIn (los indicadores se añaden en pequeñas cantidades). Los equilibrios químicos son los siguientes:
HIn (aq) + H2O (l) ! H3O+ (aq) + In" (aq)
forma ácida forma básica
HA (aq) + H2O (l) ! H3O+ (aq) + A" (aq)
La disolución del indicador, por efecto del ion común H3O+, se desplaza hacia la izquierda (forma ácida) para anular la perturbación y alcanzar de nuevo el equilibrio ! aparece el color de la forma ácida en la disolución.
supongamos una disolución acuosa de una base B y le añadimos una pequeña cantidad de indicador HIn .
HIn (aq) + H2O (l) ! H3O+ (aq) + In" (aq)
forma ácida forma básica
B (aq) + H2O (l) ! BH+(aq) + OH" (aq)
Los iones OH" reaccionan con los iones H3O+ de la disolución del indicador y forman moléculas de H2O . Al disminuir el ion H3O+ , para compensar la perturbación, el equilibrio del indicador se desplaza hacia la derecha (forma básica) hasta alcanzar de nuevo el equilibrio ! aparece el color de la forma básica en la disolución.
-Cada indicador tiene un intervalo de viraje característico (alrededor de dos unidades de pH) para realizar el cambio de color. Por debajo de ese intervalo de pH un color y por encima otro color completamente diferente. Un buen indicador debe cumplir dos condiciones: intervalo de viraje pequeño, color de la forma ácida y básica muy diferentes.
-La tabla de la p 243 muestra algunos ejemplos de indicadores, su pH de viraje y los colores correspondientes. Ejemplo:
azul de timol : pH 0 ! color rojo ! 1,2 ! zona de viraje (color rojo+amarillo) ! 2,8 ! amarillo ! 14
fenoftaleína : pH 0 ! color incoloro ! 8,3 ! zona de viraje (color incoloro+rojo, rosa) ! 10,0 !rojo! 14
-El papel indicador universal, constituido por papel impregnado de una mezcla de indicadores, se utiliza en los laboratorios para medir aproximadamente el pH de una disolución. Al introducir la tira de papel indicador en la disolución adquiere un color en función de la acidez de la disolución, que se compara con una escala que suministra el fabicante [tonos rojos indican medio ácido (cuanto más rojo más ácido); tonos amarillos indican disolución neutra; tonos azules indican medio básico (cuanto más azul más básico)]
P80.-Ejercicio 31-p. - 219:
-consultando la tabla de la p.-219 pH 2,0 11,0
a) anaranjado de metilo: anaranjado amarillo
b) azul de bromotimol amarillo azul
c) fenoftaleína incoloro rojo
P81.-Ejercicio 32-p. - 219:
disolución ¿? + fenoftaleína ! disolución incolora ! (tabla p.-219) tiene que ser el pH < 8,3 ! que la disolución puede ser ácida (pH < 7), neutra (pH = 7) o básica (7 < pH < 8,3).
10.-Hidrólisis de las sales.
-Las disoluciones acuosas de las sales no tienen generalmente carácter neutro. La razón, del posible carácter ácido o básico, está en la reacción entre los iones que vienen de la sal y las moléculas del agua. Esa reacción se conoce como hidrólisis. También se puede plantear como la reacción contraria a la neutralización, aunque el equilibrio está muy desplazado hacia la derecha excepto en sales de ácidos y bases muy débiles:
_ neutralización !
ácido + base sal + agua
! hidrólisis _
-La hidrólisis, según la teoría de Brönsted-Lowry, es una reacción ácido-base ya que el anión, que proporciona la sal, puede actuar como base (recibe el H+) y el catión como ácido (da H+). Un ejemplo, en general, puede ser el siguiente:
-supongamos una sal BA que se ioniza según el proceso: BA (aq) ! B+ (aq) + A" (aq)
[A su vez, la sal viene de una reacción del tipo : ácido + base ! sal + agua ; HA(aq) + BOH(aq) ! BA(aq) + H2O(l)]
-A" (base) puede reaccionar con el agua según la reacción ácido-base: A" (aq) + H2O (l) ! HA (aq) + OH" (aq)
-B+ (ácido) puede reaccionar con el agua según la reacción ácido-base: B+(aq) + H2O (l) ! B (aq) + H3O+ (l)
[el H que falta es el que puede tener el B+ ]
-A" (base) procede del ácido que formó la sal y B+ (ácido) procede de la base que formo la sal.
-El proceso de hidrólisis, ya que es un equilibrio ácido-base, tiene la constante correspondiente. Aquí recibe el nombre de constante de hidrólisis y se representa por Kh.
-Para estudiar el comportamiento de una sal en agua (pH de la disolución) se pueden considerar cuatro casos, según el ácido y la base iniciales que formaron dicha sal : a) sales que vienen de una base fuerte y de un ácido fuerte; b) sales que vienen de una base fuerte y de un ácido débil; c) sales que vienen de una base débil y de un ácido fuerte; d) sales que vienen de una base débil y de un ácido débil.
-Veamos por separado y cualitativamente el pH de las disoluciones de dichas sales respecto el pH que proporciona el agua en estado puro (hay que utilizar la lista de la p230).
10.1.-Sales de base fuerte y ácido fuerte.
-Sal : NaCl ; ácido de procedencia: HCl (fuerte) ; base de procedencia : NaOH (fuerte).
-en disolución acuosa el NaCl está completamente ionizado: NaCl (s) + H2O (l) ! Na+ (aq) + Cl" (aq)
- Na+ (aq) + H2O (l) ! no reacciona [aquí el Na+ hace el papel de ácido, pero es un ácido más débil que el agua]
-Cl" (aq) + H2O (l) ! no reacciona [aquí el Cl" hace el papel de base, pero es una base muy débil; HCl muy fuerte]
-en otros problemas de reacciones ácido-base hemos descartado la autoionización del agua pero ahora no; por lo tanto: H2O (l) + H2O (l) ! OH" (aq) + H3O + (aq)
-es decir, la posible acidez de la disolución procede de la que proporciona el agua pura ! pH = 7 ! disolución neutra.
10.2.-Sales de base fuerte y ácido débil.
-Sal : CH3COONa , acetato de sodio; ácido de procedencia: CH3COOH (débil) ; base de procedencia: NaOH (fuerte).
-en disolución acuosa el CH3COONa está completamente ionizado: CH3COONa(s) + H2O(l)!Na+(aq) + CH3COO"(aq)
- Na+ (aq) + H2O (l) ! no reacciona [aquí el Na+ hace el papel de ácido, pero es un ácido más débil que el agua]
-CH3COO"(aq) + H2O (l) ! CH3COOH (aq) + OH" (aq) [aquí el CH3COO" hace el papel de base y se hidroliza (sufre la hidrólisis)] ! aumenta la [OH"] ! disolución básica. (se desprecia la autoionización del agua).
10.3.-Sales de base débil y ácido fuerte.
-Sal : NH4Cl ,cloruro de amonio ; ácido de procedencia: HCl (fuerte) ; base de procedencia : NH3 (débil ).
-en disolución acuosa el NH4Cl está completamente ionizado: NH4Cl s) + H2O(l) ! NH4+ (aq) + Cl" (aq)
-Cl" (aq) + H2O (l) ! no reacciona [aquí el Cl" hace el papel de base, pero es una base muy débil; HCl muy fuerte]
-NH4+ (aq) + H2O (l) ! NH3 (aq) + H3O +(aq) [aquí el NH4+ hace el papel de ácido y se hidroliza (sufre la hidrólisis)]
! aumenta la [H3O+] ! disolución ácida. (se desprecia la autoionización del agua).
10.4.-Sales de base débil y ácido débil.
-Sal : CH3COONH4 , acetato de amonio; ácido de procedencia: CH3COOH (débil); base de procedencia: NH3 (débil).
-en d. acuosa el CH3COONH4 está completamente ionizado: CH3COONH4(s) + H2O(l) ! NH4+(aq) + CH3COO"(aq)
-NH4+ (aq) + H2O (l) ! NH3 (aq) + H3O +(aq) [aquí el NH4+ hace el papel de ácido y se hidroliza (sufre la hidrólisis)]
-CH3COO"(aq) + H2O (l) ! CH3COOH (aq) + OH" (aq) [aquí el CH3COO" hace el papel de base y se hidroliza ].
-hay dos equilibrios de hidrólisis que corresponden a la mitad de un sólo proceso global de hidrólisis de una sal: uno, NH4+ (aq), da carácter ácido a la disolución y el otro, CH3COO"(aq), básico ! el que predomina determina el pH.
P82.-Ejercicio 79-p. - 230 :
-Sal : KCl ; ácido de procedencia: HCl (fuerte) ; base de procedencia : KOH (fuerte).
-en disolución acuosa el KCl está completamente ionizado: KCl (s) + H2O (l) ! K+ (aq) + Cl" (aq)
- K+ (aq) + H2O (l) ! no reacciona [aquí el K+ hace el papel de ácido, pero es un ácido más débil que el agua]
-Cl" (aq) + H2O (l) ! no reacciona [aquí el Cl" hace el papel de base, pero es una base muy débil; HCl muy fuerte]
-no despreciamos la autoionización del agua, por lo tanto: H2O (l) + H2O (l) ! OH" (aq) + H3O + (aq) ; es decir, la posible acidez de la disolución procede de la que proporciona el agua pura ! pH = 7 ! doisolución neutra.
-Sal : NH4F , fluoruro de amonio; ácido de procedencia: HF (débil , Ka = 6,4 . 10"4 ) ; base de procedencia: NH3 (débil , Kb = 1,8 . 10"5 ); en disolución acuosa el NH4F está completamente ionizado: NH4F (s) + H2O(l) ! NH4+(aq) + F"(aq)
-NH4+ (aq) + H2O (l) ! NH3 (aq) + H3O +(aq) [aquí el NH4+ hace el papel de ácido y se hidroliza (sufre la hidrólisis)]
-F"(aq) + H2O (l) ! HF (aq) + OH" (aq) [aquí el F" hace el papel de base y se hidroliza (sufre la hidrólisis)]
-dos equilibrios de hidrólisis; Ka >Kb ! disolución ácida, predomina la hidrólisis del catión, ácido conjugado.
-Sal : Na2SO4 , sulfato de sodio; ácido de procedencia: HSO4" (débil, Ka = 1,2·10"2 ); base de procedencia: NaOH (fuerte); en disolución acuosa el Na2SO4 está completamente ionizado: Na2SO4 (s) + H2O(l) ! 2 Na+(aq) + SO4 2"(aq)
- Na+ (aq) + H2O (l) ! no reacciona [aquí el Na+ hace el papel de ácido, pero es un ácido más débil que el agua]
-SO4 2"(aq) + H2O (l) ! HSO4" (aq) + OH" (aq) [aquí el SO42" hace el papel de base y se hidroliza (sufre la hidrólisis)] ! aumenta la [OH"] ! disolución básica; (se desprecia la autoionización del agua).
-Sal : K2CO3 , carbonato de potasio; ácido de procedencia: HCO3" (débil, Ka = 5,6·10"11 ) ; base de procedencia: KOH (fuerte); en disolución acuosa el K2CO3 está completamente ionizado: K2CO3 (s) + H2O(l) ! 2 K+(aq) + CO3 2"(aq)
- K+ (aq) + H2O (l) ! no reacciona [aquí el K+ hace el papel de ácido, pero es un ácido más débil que el agua]
-CO3 2"(aq) + H2O (l) ! HCO3" (aq) + OH" (aq) [aquí el CO32" hace el papel de base y se hidroliza (sufre la hidrólisis)] ! aumenta la [OH"] ! disolución básica; (se desprecia la autoionización del agua).
-Sal : NH4NO3, nitrato de amonio ; ácido de procedencia: HNO3 (fuerte) ; base de procedencia : NH3 (débil); en disolución acuosa el NH4NO3 está completamente ionizado: NH4NO3 s) + H2O(l) ! NH4+ (aq) + NO3 " (aq)
- NO3 " (aq) + H2O (l) ! no reacciona [aquí el NO3 " papel de base, pero es una base muy débil; HNO3 muy fuerte]
- NH4+ (aq) + H2O (l) ! NH3 (aq) + H3O +(aq) [aquí el NH4+ hace el papel de ácido y se hidroliza (sufre la hidrólisis)]
! aumenta la [H3O+] ! disolución ácida; (se desprecia la autoionización del agua).
10.5.-Grado de hidrólisis.
-Es el concepto introducido en otras preguntas pero adaptado al proceso de hidrólisis.
-Se puede expresar en moles o en unidad de concentración, mol / L; en ambos casos, normalmente, en %.
moles de la sal hidrolizados x [hidrolizado] x
h = -------------------- -------------- . 100 ; h = ------ . 100 ; h = --------------------- . 100 ; h = ------ . 100
moles iniciales de la sal n0 [inicial de la sal] c0
11.-Valoraciones ácido-base.
-En una pregunta anterior hemos visto la reacción de neutralización de un ácido con una base en disolución acuosa.
-En forma de ecuación: ácido (aq) + base (aq) ! sal (aq) + agua (l)
-Un ejemplo: HNO3 (aq) + KOH (aq) ! KNO3 (aq) + H2O (l)
-La parte importante del proceso anterior: H3O+ (aq) + OH" (aq) ! 2 H2O (l)
-El término de neutralización no implica que la disolución obtenida sea neutra , pH =7 , [que es lo que nos dice la ecuación H3O+ (aq) + OH" (aq) ! 2 H2O (l)] ya que hay que tener en cuenta la posible hidrólisis de la sal formada.
-El proceso de neutralización, de forma experimental, recibe el nombre de “volumetría de neutralización” (consiste en medir, en una bureta, el volumen de un ácido necesario para neutralizar un volumen de una base o viceversa) o “valoración ácido-base”. (Fig. 1-p. - 223).
-La valoración de una ácido (calcular su concentración) se conoce como acidimetría y la valoración de una base (calcular su concentración) alcalimetría.
-En una valoración ácido-base, cuando se alcanza la neutralización completa, se cumple: “nº de moles de H+ cedidos por el ácido = nº de moles H+ recibidos por la base”. Es el “punto de equivalencia” o “punto final de la valoración”.
-Para saber cuando se alcanza el punto de equivalencia se utilizan indicadores ácido-base adecuados a las disoluciones de ácido y base que tenemos. El punto de equivalencia debe de estar comprendido dentro del intervalo de viraje del indicador (o el intervalo de viraje dentro del punto de equivalencia si el salto de pH es muy brusco).
-¿Cómo varía el pH de la disolución de ácido o base que estamos valorando? El estudio gráfico recibe el nombre de “curva de valoración” . Si representamos gráficamente valores de pH (eje de ordenadas) y volumen de una base (eje de abcisas) (o ácido) que vamos añadiendo a un ácido (o base) obtenemos la “curva de valoración” [ p.-224 ; pH=f (V) ].
-En las gráficas anteriores se observa que el pH varía lentamente, excepto en las inmediaciones del punto de equivalencia, donde cambia bruscamente. Esto permite determinar el final de la valoración.
-Se puede tener una idea aproximada del punto final de una valoración o punto de equivalencia con el siguiente criterio:
ácido base pH del punto final de una valoración
fuerte fuerte 7 (ácido y base se anulan y queda el pH del agua pura)
débil fuerte > 7 (la sal se hidroliza y da una d. básica, por eso pH en zona básica)
fuerte débil < 7 (la sal se hidroliza y da una d. ácida, por eso pH en zona ácida)
débil débil depende de la fuerza relativa del ácido y de la base
-Casos: a) Valoración de un ácido fuerte(HCl) con una base fuerte (NaOH) (añadimos la base) (la sal no se hidroliza): El punto de equivalencia se alcanza cuando el pH = 7 .Al ser un salto muy brusco en el pH (de pH 3-4 a 10-11) valen todos aquellos indicadores que tienen su intervalo de viraje en esa zona (rojo de metilo, tornasol, fenoftaleína).
-Valoración de una base fuerte (NaOH) con un ácido fuerte (HCl) (añadimos el ácido) (la sal no se hidroliza): El punto de equivalencia se alcanza cuando el pH = 7 .Al ser un salto muy brusco en el pH (de pH 11-10 a 4-3) valen todos aquellos indicadores que tienen su intervalo de viraje en esa zona (rojo de metilo, tornasol, fenoftaleína).
b) Valoración de un ácido débil (ac. acético) con una base fuerte (NaOH) (añadimos) (la sal se hidroliza y da una disolución básica): El punto de equivalencia se alcanza cuando el pH es mayor de 7 ( en el ejemplo, pH = 8,7) . Al ser un salto menos brusco en el pH (de pH " 8 a pH " 10) sólo valen aquellos indicadores que tienen su intervalo de viraje en esa zona (fenoftaleína).
c) Valoración de un ácido fuerte (HCl) con una base débil (NH3 ) (añadimos) (la sal se hidroliza y da una disolución ácida): El punto de equivalencia se alcanza cuando el pH es menor de 7 (en el ejemplo, pH " 6) . En esa zona de viraje el rojo de metilo.
d) Valoración de un ácido débil (ac. acético) con una base débil (NH3) (añadimos) (la sal se hidroliza, ambos iones): Al ser Ka = Kb el punto de equivalencia se alcanza cuando el pH es " 7. En esa zona de viraje el azul de bromotimol.
NOTA: A veces, en las valoraciones ácido-base y en otras reacciones químicas, se utiliza el concepto de número de equivalentes-gramo de una sustancia (aquí ácido o base) y el concepto de normalidad. Ambos conceptos han sido reemplazados por los conceptos de número de moles y molaridad, respectivamente, pero todavía se siguen utilizando.
antes ahora
-concepto: peso equivalente-gamo mol
número de equivalentes-gramo número de moles
normalidad molaridad
-Peso equivalente-gramo: “masa en gramos de un compuesto (aquí ácido o base) que reacciona con 1 g de hidrógeno” . -Supongamos que el ácido es en disolución acuosa y la base es un hidróxido en disolución acuosa ( Arrehenius).
-En forma de ecuación: peso equivalente-gramo = masa molecular del ácido o la base / valencia del ácido o la base
[valencia de un ácido (v) : nº de H+ que puede ceder en disolución acuosa; valencia de una base (v): nº de OH" que puede ceder en disolución acuosa; con la teoría de Brönsted-Lowry es el número de H intercambiables].
-De forma paralela a como se introduce el concepto de nº de moles tenemos el concepto de nº de equivalentes-gramo:
número de equivalentes-gramo = masa en gramos del ácido o la base / peso equivalente-gramo del ácido o la base
m m
- nº de equivalentes-gramo = --------- ; nº de equivalentes-gramo = ------- . v
M / v M
-teniendo en cuenta que n = m / M ; nº de equivalentes-gramo = n . v
-De forma paralela a como se introduce el concepto de molaridad se puede introducir el concepto de normalidad (N).
nº de equivalentes-gramo del ácido o de la base
-normalidad de una disolución de un ácido o una base = ---------------------------------------------------------------
volumen de la disolución del ácido o la base (litros)
nº de equivalentes-gramo n . v
-por lo tanto : N = -------------------------------- ; N = -------- ; N = M . v ; Normalidad = Molaridad · valencia
V V
-En las neutralizaciones ácido-base, y de forma paralela a la idea “nº de moles de H+ cedidos por el ácido = nº de moles H+ recibidos por la base”, se cumple: “nº de equivalentes-gramo del ácido = nº de equivalentes-gramo de la base ”.
-como el nº de equivalentes-gramo = N . V ! en una neutralización ácido-base se cumple: Na · Va = Nb · Vb
P83.-Ejemplo 12-p. - 223:
-dato: [NaOH] = 0,1318 M ; pregunta : [HCl] = ¿? ; suposición-1 : ponemos en el matraz Erlenmeyer un volumen de ácido (pretendemos valorar) que decidimos nosotros y que, en general, será pequeño; por ejemplo, VHCl = 25,0 ml; suposición-2 : elegimos un indicador adecuado para la valoración de un ácido fuerte (HCl) y una base fuerte (NaOH); por ejemplo, azul de bromotimol (zona de viraje entre pH 6,0 y pH 7,6; para pH < 6,0 amarillo y para pH > 7,6 azul).
-el NaOH (aq) se introduce en la bureta y se deja caer poco a poco y agitando simultáneamente el matraz; el punto de equivalencia se alcanza cuando el indicador vira (cambia) a color verde; una gota más daría una disolución de color azul que no desaparece agitándola; supongamos que hemos gastado de base un volumen de : VNaOH = 17,6 mL.
-por lo tanto, además del dato inicial de la [NaOH], tenemos los dos volúmenes utilizados.
-si escribimos la ecuación ácido-base y miramos su estequiometría (mejor en forma iónica, aunque aquí no influye):
HCl (aq) + NaOH (aq) ! NaCl (aq) + H2O (l)
HCl (aq) + H2O (l) ! H3O+(aq) + Cl" (aq)
NaOH (aq) + H2O (l) ! Na+(aq) + OH" (aq)
H3O+(aq) + OH" (aq) ! 2 H2O (l)
“número de moles H3O+ (aq) (procedentes del ácido) = número de moles OH" (aq) (procedentes de la base)”.
-podemos calcular el número de moles de NaOH y OH" ! [NaOH] = nNaOH / VNaOH ! nNaOH = [NaOH] . VNaOH
nNaOH = 0,1318 . 17,6 . 10"3 ; nNaOH = 2,32 . 10"3 mol ; calculamos el número de moles del ácido y luego lo pasamos a [ ] ! nHCl = 2,32 . 10"3 mol. ! [HCl] = nHCl / VHCl ; [HCl] = 2,32 . 10"3 / 25,0 . 10"3 ; [HCl] = 0,0928 M .
P84.-Ejemplo 13-p. - 224:
-el ácido clorhídrico es fuerte y en disoluciones acuosas diluidas se encuentra completamente disociado (ionizado).
HCl (aq) + H2O (l) ! H3O+(aq) + Cl" (aq)
[ ]0 (M) 0,1 0,0 0,0
[ ]f (M) 0,0 0,1 0,1
pH = " log [H3O+] ; pH = " log (0,1) ; pH = 1.
P85.-Ejemplo 14-p. - 225:
-según el enunciado, ponemos cantidades al azar de ácido y base y, por lo tanto, el caso más probable será que quede parte de uno de los dos sin reaccionar ! el exceso determina la acidez (se desprecia la autoionización del agua, salvo que no sobre de alguno de los reactivos; la posible hidrólisis de la sal, NaCl, no existe ya que el ácido y la base son fuertes); el problema se puede plantear como de cálculos estequiométricos con un reactivo limitante o bien utilizando la idea de la neutralización; en cualquier caso se ajusta la ecuación.
a) HCl (aq) + NaOH (aq) ! NaCl (aq) + H2O (l)
n0 (mol) 2,5 . 10"3 (1) 1,0 . 10"3 (2) 0 0
nr (mol) 1,0 . 10"3 1,0 . 10"3
nexceso (mol) 1,5 . 10"3 0,0
-(1)[HCl]=nHCl / VHCl ; nHCl = 0,1·25·10"3 =2,5·10"3 mol. (2)[NaOH]=nNaOH / VNaOH ; nNaOH =0,2·5,00·10"3 =1,0·10"3 mol.
-para calcular la [HCl] exceso se supone que los volúmenes de ambas disoluciones son aditivos.
[HCl] = nHCl / VHCl ; [HCl] = 1,5 . 10"3 / 30,0 . 10"3 ; [HCl] = 5,0 . 10"2 M
HCl (aq) + H2O (l) ! H3O+(aq) + Cl" (aq)
[ ]exceso (M) 5,0 . 10"2 0,0 0,0
[ ]f (M) 0,0 5,0 . 10"2 5,0 . 10"2
pH = " log [H3O+] ; pH = " log (5,0 . 10"2) ; pH = 1,3.
-Si utilizamos la idea de la neutralización: “nº de moles H3O+ (aq) = nº de moles OH" (aq)”.
-para conocer el número de moles de ambos iones tenemos que conocer los moles del ácido y los moles de la base y luego mirar la reacción de ionización correspondiente.
[HCl] = nHCl / VHCl ; nHCl = 0,1·25·10"3 = 2,5·10"3 mol; [NaOH] = nNaOH / VNaOH ; nNaOH = 0,2·5,00·10"3 = 1,0·10"3 mol.
HCl (aq) + H2O (l) ! H3O+(aq) + Cl" (aq)
no (mol) 2,5 . 10"3 0,0 0,0
nf (mol) 0,0 2,5 . 10"3 2,5 . 10"3
NaOH (aq) + H2O (l) ! Na+(aq) + OH" (aq)
no (mol) 1,0 . 10"3 0,0 0,0
nf (mol) 0,0 1,0 . 10"3 1,0 . 10"3
-pasamos los moles de los iones a la ecuación representativa de la neutralización [ detrás de la idea “número de moles H3O+ = número de moles OH" “ está la ecuación H3O+ + OH" ! 2 H2O ]
H3O+(aq) + OH" (aq) ! 2 H2O (l)
no (mol) 2,5 . 10"3 1,0 . 10"3
nr (mol) 1,0 . 10"3 1,0 . 10"3 2 . 1,0 . 10"3 (no es importante)
nexceso (mol) 1,5 . 10"3 0,0
[ ]exceso (M) 5,0 . 10"2 ! pH = " log [H3O+] ; pH = " log (5,0 . 10"2) ; pH = 1,3.
b) HCl (aq) + NaOH (aq) ! NaCl (aq) + H2O (l)
n0 (mol) 2,5 . 10"3 (1) 4,0 . 10"3 (2) 0 0
nr (mol) 2,5 . 10"3 2,5 . 10"3
nexceso (mol) 0,0 1,5 . 10"3
-(1)[HCl]=nHCl / VHCl ; nHCl =0,1· 25· 10"3=2,5· 10"3 mol; (2)[NaOH]=nNaOH / VNaOH ; nNaOH=0,2· 20,0·10"3=4,0·10"3 mol.
-para calcular la [NaOH] exceso se supone que los volúmenes de ambas disoluciones son aditivos.
[NaOH] = nNaOH / VNaOH ; [NaOH] = 1,5 . 10"3 / 45,0 . 10"3 ; [NaOH] = 3,3 . 10"2 M
NaOH (aq) + H2O (l) ! Na+(aq) + OH" (aq)
[ ]exceso (M) 3,3 . 10"2 0,0 0,0
[ ]f (M) 0,0 3,3 . 10"2 3,3 . 10"2
pOH = " log [OH"] ; pOH = " log (3,3 . 10"2) ; pOH = 1,48 ! pH = 12,52
-Si utilizamos la idea de la neutralización : “nº de moles H3O+ (aq) = nº de moles OH" (aq)”.
-para conocer el número de moles de ambos iones tenemos que conocer los moles del ácido y los moles de la base y luego mirar la reacción de ionización correspondiente.
[HCl] = nHCl / VHCl ; nHCl = 0,1·25·10"3 = 2,5·10"3 mol; [NaOH] = nNaOH / VNaOH ; nNaOH = 0,2·20,0·10"3 =4,0·10"3 mol.
HCl (aq) + H2O (l) ! H3O+(aq) + Cl" (aq)
no (mol) 2,5 . 10"3 0,0 0,0
nf (mol) 0,0 2,5 . 10"3 2,5 . 10"3
NaOH (aq) + H2O (l) ! Na+(aq) + OH" (aq)
no (mol) 4,0 . 10"3 0,0 0,0
nf (mol) 0,0 4,0 . 10"3 4,0 . 10"3
-pasamos los moles de los iones a la ecuación representativa de la neutralización [ detrás de la idea “número de moles H3O+ = número de moles OH" “ está la ecuación H3O+ + OH" ! 2 H2O ]
H3O+(aq) + OH" (aq) ! 2 H2O (l)
no (mol) 2,5 . 10"3 4,0 . 10"3
nr (mol) 2,5 . 10"3 2,5 . 10"3 2 . 1,0 . 10"3 (no es importante)
nexceso (mol) 0,0 1,5 . 10"3
[ ]exceso (M) 3,3 . 10"2
pOH = " log [OH"] ; pOH = " log (3,3 . 10"2) ; pOH = 1,48 ! pH = 12,52
P86.-Ejercicio 38-p. - 225:
- pH = 0 ! [H3O+] = 100 ! [H3O+] = 1 M
- supongamos un ácido fuerte del tipo HA que se disocia completamente según la ecuación:
HA (aq) + H2O (l) ! H3O+(aq) + A" (aq)
[ ]0 c0 0 0
[ ]f 0 c0 c0
-por lo tanto, c0 = [H3O+] = 1 M ! la disolución inicial del ácido fuerte tiene que ser 1 M.
disociado c0
= -------------- . 100 ; = ------ . 100 ; = 100 %
inicial c0
-no obstante, un ácido fuerte con esa concentración alta se aleja de la idea de disoluciones acuosas diluidas y no se encuentra totalmente disociado.
P87.-Ejercicio 42-p. - 225:
-el ácido clorhídrico fuerte y en disoluciones acuosas diluidas se encuentra completamente disociado (ionizado).
HCl (aq) + H2O (l) ! H3O+(aq) + Cl" (aq)
[ ]0 (M) 0,050 0,0 0,0
[ ]f (M) 0,0 0,050 0,050
pH = " log [H3O+] ; pH = " log (0,050) ; pH = 1,3.
-Según el enunciado, ponemos cantidades al azar de ácido y base y, por lo tanto, el caso más probable será que quede parte de uno de los dos sin reaccionar ! el exceso determina la acidez (se desprecia la autoionización del agua, salvo que no sobre de alguno de los reactivos; la posible hidrólisis de la sal, NaCl, no existe ya que el ácido y la base son fuertes); el problema se puede plantear como de cálculos estequiométricos con un reactivo limitante o bien utilizando la idea de la neutralización. En cualquier caso se ajusta la ecuación. Veamos la primera opción.
a) [HCl] = 0,050 M VHCl = 20,0 mL ; [NaOH] = 0,050 M VNaOH = 10,0 mL
HCl (aq) + NaOH (aq) ! NaCl (aq) + H2O (l)
n0 (mol) (1) (2) 0 0
n0 (mol) 1,0 . 10"3 0,5 . 10"3 0 0
nr (mol) 0,5 . 10"3 0,5 . 10"3
nexceso (mol) 0,5 . 10"3 0,0
-(1) [HCl] = nHCl / VHCl ; nHCl = 0,050 . 20,0 . 10"3 = 1,0 . 10"3 mol.
-(2) [NaOH] = nNaOH / VNaOH ; nNaOH = 0,050 . 10,0 . 10"3 = 0,5 . 10"3 mol.
-para calcular la [HCl] exceso se supone que los volúmenes de ambas disoluciones son aditivos.
[HCl] = nHCl / VHCl ; [HCl] = 0,5 . 10"3 / 30,0 . 10"3 ; [HCl] = 1,7 . 10"2 M
HCl (aq) + H2O (l) ! H3O+(aq) + Cl" (aq)
[ ]exceso (M) 1,7 . 10"2 0,0 0,0
[ ]f (M) 0,0 1,7 . 10"2 1,7 . 10"2
pH = " log [H3O+] ; pH = " log (1,7 . 10"2) ; pH = 1,78.
b) [HCl] = 0,050 M VHCl = 20,0 mL ; [NaOH] = 0,050 M VNaOH = 19,0 mL
HCl (aq) + NaOH (aq) ! NaCl (aq) + H2O (l)
n0 (mol) (1) (2) 0 0
n0 (mol) 1,0 . 10"3 0,95 . 10"3 0 0
nr (mol) 0,95 . 10"3 0,95 . 10"3
nexceso (mol) 0,05 . 10"3 0,0
-(1) [HCl] = nHCl / VHCl ; nHCl = 0,050 . 20,0 . 10"3 = 1,0 . 10"3 mol.
-(2) [NaOH] = nNaOH / VNaOH ; nNaOH = 0,050 . 19,0 . 10"3 = 0,95 . 10"3 mol.
-para calcular la [HCl] exceso se supone que los volúmenes de ambas disoluciones son aditivos.
[HCl] = nHCl / VT ; [HCl] = 0,05 . 10"3 / 39,0 . 10"3 ; [HCl] = 1,3 . 10"3 M
HCl (aq) + H2O (l) ! H3O+(aq) + Cl" (aq)
[ ]exceso (M) 1,3 . 10"3 0,0 0,0
[ ]f (M) 0,0 1,3 . 10"3 1,3 . 10"3
pH = " log [H3O+] ; pH = " log (1,3 . 10"2) ; pH = 2,89.
c) [HCl] = 0,050 M VHCl = 20,0 mL ; [NaOH] = 0,050 M VNaOH = 21,0 mL
HCl (aq) + NaOH (aq) ! NaCl (aq) + H2O (l)
n0 (mol) 1,0 . 10"3 (1) 1,05 . 10"3 (2) 0 0
nr (mol) 1,0 . 10"3 1,0 . 10"3
nexceso (mol) 0,0 0,05 . 10"3
-(1)[HCl] = nHCl / VHCl ; nHCl = 0,050 · 20,0·10"3 =1,0·10"3 mol; (2)[NaOH] = nNaOH / VNaOH ; nNaOH = 0,050·21,0·10"3 = 1,05·10"3 mol; para calcular la [NaOH] exceso se supone que los volúmenes de ambas disoluciones son aditivos.
[NaOH] = nNaOH / VT ; [NaOH] = 0,05 . 10"3 / 41,0 . 10"3 ; [NaOH] = 1,2 . 10"3 M
NaOH (aq) + H2O (l) ! Na+(aq) + OH" (aq)
[ ]exceso (M) 1,2 . 10"3 0,0 0,0
[ ]f (M) 0,0 1,2 . 10"3 1,2 . 10"3
pOH = " log [OH"] ; pOH = " log (1,2 . 10"3) ; pOH = 2,92 ! pH = 11,08
d) [HCl] = 0,050 M VHCl = 20,0 mL ; [NaOH] = 0,050 M VNaOH = 30,0 mL
HCl (aq) + NaOH (aq) ! NaCl (aq) + H2O (l)
n0 (mol) 1,0 . 10"3 (1) 1,5 . 10"3 (2) 0 0
nr (mol) 1,0 . 10"3 1,0 . 10"3
nexceso (mol) 0,0 0,5 . 10"3
-(1)[HCl] = nHCl / VHCl ; nHCl = 0,050 ·20,0·10"3 = 1,0·10"3 mol; (2)[NaOH] = nNaOH / VNaOH ; nNaOH = 0,050·30,0·10"3 = 1,5 . 10"3 mol; para calcular la [NaOH] exceso se supone que los volúmenes de ambas disoluciones son aditivos.
[NaOH] = nNaOH / VNaOH ; [NaOH] = 0,5 . 10"3 / 50,0 . 10"3 ; [NaOH] = 1,0 . 10"2 M
NaOH (aq) + H2O (l) ! Na+(aq) + OH" (aq)
[ ]exceso (M) 1,0 . 10"2 0,0 0,0
[ ]f (M) 0,0 1,0 . 10"2 1,0 . 10"2
pOH = " log [OH"] ; pOH = " log (1,0 . 10"2) ; pOH = 2,00 ! pH = 12,00
P88.-Ejercicio 43-p. - 225: [NaOH] = 0,2 M (base fuerte completamente disociada); VNaOH = 50,0 mL
NaOH (aq) + H2O (l) ! Na+(aq) + OH" (aq)
[ ]0 (M) 0,2 0,0 0,0
[ ]f (M) 0,0 0,2 0,2
pOH = " log [OH"] ; pOH = " log (0,2) ; pOH = 0,70 ! pH = 13,30
-[NaOH] = 0,2 M VNaOH = 50,0 mL ; añadimos [HCl] = 0,15 M VHCl = 15,0 mL
HCl (aq) + NaOH (aq) ! NaCl (aq) + H2O (l)
n0 (mol) 2,25 . 10"3 (1) 1,0 . 10"2 (2) 0 0
nr (mol) 2,25 . 10"3 2,25 . 10"3
nexceso (mol) 0,0 7,75 . 10"3
-(1) [HCl] = nHCl / VHCl ; nHCl = 0,15 . 15,0 . 10"3 = 2,25 . 10"3 mol; (2) [NaOH] = nNaOH / VNaOH ; nNaOH = 0,050 . 50,0 . 10"3 = 1,0 . 10"2 mol; para calcular la [NaOH] exceso se supone que los volúmenes de ambas disoluciones son aditivos.
[NaOH] = nNaOH / VNaOH ; [NaOH] = 7,75 . 10"3 / 65,0 . 10"3 ; [NaOH] = 0,12 . 10"3 M
NaOH (aq) + H2O (l) ! Na+(aq) + OH" (aq)
[ ]exceso (M) 0,12 0,0 0,0
[ ]f (M) 0,0 0,12 0,12 !pOH ="log [OH"]; pOH="log (0,12); pOH=0,92!pH=13,08
P89.-Ejemplo C-p. - 229:
-datos. VH2SO4 = 4,0 ml [H2SO4] = 0,1 M ; VNaOH = 7,0 ml [NaOH] = ¿?
H2SO4 (aq) + 2 NaOH (aq) ! Na2SO4 (aq) + 2 H2O (l)
n (mol) 4,0 . 10"3 . 0,1 ¿?
n (mol) 4 . 10"4 ¿?
2 (mol) NaOH
nNaOH = nH2SO4 (mol) . -------------------- ; nNaOH = 8,0 . 10"4 mol
1 (mol) H2SO4
[NaOH] = n / V ; [NaOH] = 8,0 . 10"4 / 7. 10"3 ; [NaOH] = 0,114 M ;
-para calcular la concentración en gramos por litro tenemos que calcular la masa de NaOH
n = m / M ; m = n . M ; m = 8,0 . 10"4 . 40,0 ; m = 0,032 g ; MNaOH = 23,0 . 1 + 16,0 . 1 + 1,0 . 1 = 40,0
c = m (g) / V (L) ; c = 0,032 / 7. 10"3 ; c = 4,57 (g / L)
P90.-Ejemplo D-p. - 229:
-datos. VH2SO4 = 20,0 ml [H2SO4] = 0,245 M ; VKOH = ¿? [KOH] = 0,610 M
H2SO4 (aq) + 2 KOH (aq) ! K2SO4 (aq) + 2 H2O (l)
n (mol) 20,0 . 10"3 . 0,245 ¿?
n (mol) 4,9 . 10"3 ¿?
2 (mol) KOH
nKOH = nH2SO4 (mol) . -------------------- ; nKOH = 9,8 . 10"3 mol
1 (mol) H2SO4
[ ] = n / V ; V = n / [ ] ; V = 9,8 . 10"3 (mol) / 0,610 (M) ; V = 1 6 . 10"3 L = 16 mL .
P91.-Ejercicio 52-p. - 229:
-datos : mHCl = 3,65 g ; Vdi-HCl = 1,0 L ; VHCl = 100 ml (neutralización) ; VNaOH = 50,0 mL ; [NaOH] = ¿?
-calculamos la [HCl] y luego el número de moles de ácido en los 100 ml de la neutralización.
- [HCl] = n / Vdi ; n = m / M ; MHCl = 35,5 . 1 + 1,0 . 1 = 36,5 ; n = 3,65 / 36,5 ; n = 0,1 mol ; [HCl] = 0,1 / 1 = 0,1 M
- moles de HCl en 100 ml de la disolución: n = [HCl] . VHCl ; n = 0,1 . 100 . 10"3 ; n = 1,0 . 10"2 mol
HCl (aq) + NaOH (aq) ! NaCl (aq) + H2O (l)
n (mol) 1,0 . 10"2 ¿?
1 (mol) NaOH
nKOH = nHCl (mol) . -------------------- ; nNaOH = 1,0 . 10"2 mol
1 (mol) HCl
[ ] = n / V ; [NaOH] = 1,0 . 10"2 / 50 . 10"3 ; [NaOH] = 0,2 M
P92.-Ejercicio 53-p. - 229:
-datos: VH2SO4 = 30,0 ml [H2SO4] = 1,0 M ; VCa(OH)2 = 20,0 ml ; piden la masa de Ca(OH)2 en 1 L de la disolución anterior (concentración en gramos por litro)! calculamos la [ ] y luego la pasamos a gramo por litro.
H2SO4 (aq) + Ca(OH)2 (aq) ! CaSO4 (aq) + 2 H2O (l)
n (mol) 30,0 . 10"3 . 1,0 ¿?
n (mol) 30,0 . 10"3 ¿?
1 (mol) Ca(OH)2
nCa(OH)2 = nH2SO4 (mol) . -------------------- ; nCa(OH)2 = 30,0 . 10"3 mol
1 (mol) H2SO4
[ ] = n / V ; [Ca(OH)2] = 30,0 . 10"3 / 20 . 10"3 ; [Ca(OH)2] = 1,5 M ; MCa(OH)2 = 40,0 . 1 + 16,0 . 2 + 1,0 . 2 = 74,0
n = [ ] . V ; m = M . [ ] . V ; m = 74,0 . 1,5 . 1 = 111 g.
P93.-Ejercicio 54-p. - 229:
-datos: VH2SO4 = 50,0 ml mH2SO4 = 14,0 g ; VKOH = ¿? [KOH] = 0,5 M
-calculamos los moles de ácido : n = m / M ; MH2SO4 = 1,0 . 2 + 32,0 . 1 + 16,0 . 4 = 98,0 ; n = 14,0 / 98,0 ; n = 0,14 mol
H2SO4 (aq) + 2 KOH (aq) ! K2SO4 (aq) + 2 H2O (l)
n (mol) 0,14 ¿?
2 (mol) KOH
nKOH = nH2SO4 (mol) . -------------------- ; nKOH = 0,28 mol
1 (mol) H2SO4
[ ] = n / V ; V = n / [ ] ; V = 0,28 (mol) / 0,5 (M) ; V = 0,56 L
-no se utiliza el volumen del ácido; no siempre los datos se utilizan todos ; se utiliza en el problema siguiente.
P94.-Ejercicio 55-p. - 229:
-calculamos los moles del sulfato de potasio y lo pasamos a molaridad (suponemos volúmenes aditivos).
1 (mol) K2SO4
nK2SO4 = nH2SO4 (mol) . -------------------- ; nK2SO4 = 0,14 mol
1 (mol) H2SO4
[ ] = n / V ; V = Vtotal = 0,05 + 0,560 = 0,61 L ; [K2SO4] = 0,14 / 0,61 ; [K2SO4] = 0,23 M.
P95.-Ejercicio 56-p. - 229:
-datos: VH2SO4 = 100,0 ml ; [H2SO4] = 0,1 M ; mKOH = ¿?
-calculamos los moles de ácido. [ ] = n / V ; nH2SO4 = [ ] . V ; nH2SO4 = 0,1 . 0,1 ; nH2SO4 = 0,01 mol
H2SO4 (aq) + 2 KOH (aq) ! K2SO4 (aq) + 2 H2O (l)
n (mol) 0,01 ¿?
2 (mol) KOH
nKOH = nH2SO4 (mol) . -------------------- ; nKOH = 0,02 mol
1 (mol) H2SO4
-lo pasamos a masa : n = m / M ; m = n . M ; m = 0,02 . 56,1 ; m= 1,12 g (MKOH = 39,1 . 1 + 16,0 . 1 + 1,0 . 1 =56,1)
P96.-Ejercicio 57-p. - 229:
-datos: VHCl = 100,0 ml ; [HCl] = 5,0 M ; mCa(OH)2 = ¿?
-calculamos los moles de ácido. [ ] = n / V ; nHCl = [ ] . V ; nHCl = 5,0 . 0,1 ; nHCl = 0,5 mol
2 HCl (aq) + Ca(OH)2 (aq) ! CaCl2 (aq) + 2 H2O (l)
n (mol) 0,5 ¿?
1 (mol) Ca(OH)2
nCa(OH)2 = nHCl (mol) . -------------------- ; nNaOH = 0,25 mol mol
2 (mol) HCl
-lo pasamos a masa : n = m / M ; m = n . M ; m = 0,25 . 74,0 ; m= 18,5 g (MKOH = 40,0 . 1 + 16,0 . 2 + 1,0 . 2 = 74,0)
P97.-Ejercicio 58-p. - 229:
-datos : VH2SO4 = 40,0 ml ; mNa2CO3 = 0,365 g ; [ H2SO4] = ¿?
-teniendo en cuenta que un ácido fuerte desplaza a uno débil de sus sales:
H2SO4 (aq) + Na2CO3 (s) ! Na2SO4 (aq) + CO2 (g) + 2 H2O (l)
m (g) 0,365
M (g / mol) 106,0 (MNa2CO3 = 23,0 .2 + 12,0 . 1 + 16,0 . 3 = 106,0 g / mol)
n (mol) 3,4 . 10"3
1 (mol) H2SO4
nH2SO4 = nNa2CO3 (mol) . -------------------- ; nH2SO4 = 3,4 . 10"3 mol
1 (mol) Na2CO3
- la concentración del ácido : [ ] = n / V ; [H2SO4] = 3,4 . 10"3 / 40,0 . 10"3 ; [H2SO4] = 0,085 M .
P98.-Ejercicio 84-p. - 231 :
-según el enunciado : pH = 3 ! pH = " log [H3O+]; 3 = "log [H3O+]; "3 = log [H3O+]; [H3O+] = 10 "3 M
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) c0 0,00 0,00 [H3O+][ CH3COO"]
[ ]e (M) c0 "10 "3 10 "3 10 "3 Ka = ------------------------
[ ]e (M) c0 "10"3 10"3 10"3 [CH3COOH]
(10"3)
1,8 . 10"5 = ----------- ; c0 = 0,0566 M ; = (x / [ ]0 ) . 100 ; = (10"3 / 0,0566) . 100 ; = 1,8 %
c0 "10"3
CH3COOH (aq + NaOH (aq) ! CH3COONa (aq) + H2O (l)
n0 (mol) (1) ¿? 0 0
n0 (mol) 2,26 . 10"2 ¿? 0 0
-(1) [CH3COOH] = n / V ; n = 0,0566 . 0,400 = 2,26 . 10"2 mol.
1 (mol) NaOH
nNaOH = nCH3COOH (mol) . ------------------------- ; nNaOH = 2,26 . 10"2 mol
1 (mol) CH3COOH
[NaOH] = nNaOH / VNaOH ; VNaOH = 2,26·10"2 / 1,00 ; VNaOH = 2,2 . 10"2 L = 22,6 mL
P99.-Ejercicio 86-p. - 231 :
HCl (aq) + NaOH (aq) ! NaCl (aq) + H2O (l)
n0 (mol) (1) (2) 0 0
n0 (mol) 5,0 . 10"3 4,0 . 10"3 0 0
nr (mol) 4,0 . 10"3 4,0 . 10"3 0 0
nexceso (mol) 1,0 . 10"3 0,0 0 0
-(1) [HCl] = nHCl / VHCl ; nHCl = 0,1 . 50 . 10"3 = 5,0 . 10"3 mol.
-(2) [NaOH] = nNaOH / VNaOH ; nNaOH = 0,16 . 25 . 10"3 = 4,0 . 10"3 mol.
-para calcular la [HCl] exceso se supone que los volúmenes de ambas disoluciones son aditivos.
[HCl] = nHCl / VHCl ; [HCl] = 1,0 . 10"3 / 75,0 . 10"3 ; [HCl] = 1,3 . 10"2 M
HCl (aq) + H2O (l) ! H3O+(aq) + Cl" (aq)
[ ]exceso (M) 1,3 . 10"2 0,0 0,0
[ ]f (M) 0,0 1,3 . 10"2 1,3 . 10"2
pH = " log [H3O+] ; pH = " log (1,3 . 10"2) ; pH = 1,9.
P100.-Ejercicio 97-p. - 231 :
HCl (aq) + H2O (l) ! H3O+(aq) + Cl" (aq)
[ ]0 (M) 1,0 . 10"2 0,000 0,000
[ ]f (M) 0,000 1,0 . 10"2 1,0 . 10"2
[H3O+] = 1,0 . 10"2 ! pH = " log [H3O+] ; pH = "log (1,0 . 10"2) ; pH = 2,0
-los distintos apartados corresponden a una neutralización ácido-base; los moles de ácido : [ ]= n / V; n=[ ]·V; n = 0,010·1; n = 0,010 mol; el NaOH tiene 1 OH" y al ionizarse proporciona los moles de OH" indicados en cada apartado
a) H3O+(aq) + OH" (aq) ! 2 H2O (l)
no (mol) 0,010 0,006
nr (mol) 0,006 0,006
nexceso (mol) 0,004 0,000
[ ]exceso (M) 0,004 ! pH = " log [H3O+] ; pH = " log (0,004) ; pH = 2,4.
b) H3O+(aq) + OH" (aq) ! 2 H2O (l)
no (mol) 0,010 0,009
nr (mol) 0,009 0,009
nexceso (mol) 0,001 0,000
[ ]exceso (M) 0,001 ! pH = " log [H3O+] ; pH = " log (0,001) ; pH = 3,0
c) H3O+(aq) + OH" (aq) ! 2 H2O (l)
no (mol) 0,010 0,010
nr (mol) 0,010 0,010
nexceso (mol) 0,000 0,000
[ ]exceso (M) 0,000 ! el pH corresponde a la autoionización del agua ! pH =7
d) H3O+(aq) + OH" (aq) ! 2 H2O (l)
no (mol) 0,010 0,011
nr (mol) 0,010 0,010
nexceso (mol) 0,000 0,001
[ ]exceso (M) 0,001
[OH"] = 0,001 ! pOH = " log [OH"] ; pOH = "log (0,001) ; pOH = 3,0 ; pH + pOH = 14 ; pH = 11
e) H3O+(aq) + OH" (aq) ! 2 H2O (l)
no (mol) 0,010 0,015
nr (mol) 0,010 0,010
nexceso (mol) 0,000 0,005
[ ]exceso (M) 0,005
[OH"] = 0,005 ! pOH = " log [OH"] ; pOH = "log (0,005) ; pOH = 2,3 ; pH + pOH = 14 ; pH = 11,7
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| Enviado por: | Vicente Martinez Martinez |
| Idioma: | castellano |
| País: | España |
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