Reacciones de transferencia de protones E
S
Q
U
E
M
3.1. Ácidos y bases bases conjuga conjugados dos página 229
3.2. 3. 2. An Anfó fóte tero ross página 230
3.3. Reacci Reacciones ones en medio medioss no acuosos acuosos
A
D
E
L
A
1. Las primer primeras as ideas ideas sobre sobre ácidos y bases 2. Teor eoría ía de Arrhen Arrhenius ius sobre ácidos y bases
página 230
3.4. Ácido Ácidoss y bases de Arrhenius Arrhenius frente a ácidos y bases de Brönsted y Lowry
3. Teoría de Brönsted Brönsted y Lowry Lowry sobre ácidos y bases páginas 229/230
páginas 231/232
6.2. Disoluc Disolución ión de un ácido ácido débil débil
5. Fue Fuerza rza relati relativa va de ácidos ácidos y bases
página 237
páginas 233/236
6.3.. Diso 6.3 Disoluci lución ón de una base base fuerte
6. Cá Cálcu lculo lo del del pH de una disolución
6.4. Disoluc Disolución ión de una base base débil débil
A
4.1.. El conce 4.1 concepto pto de de pH página 232
5.1. Fu 5.1. Fuerz erzaa de los ácido ácidoss y las bases conjugados página 234
página 235
5.3.. Ácid 5.3 Ácidos os polipróti poliprótico coss 5.4. La fuerza fuerza de los los ácidos ácidos y su estructura química página 236
página 239
páginas 237/238
7.2. Sal proceden procedente te de un un ácido ácido débil y de una base fuerte
7. Hi Hidr dról ólis isis is
páginas 240/241
páginas 239/244
página 245
7.3. Sal procede procedente nte de de un ácido ácido fuerte y de una base débil
8.2. Disolución Disolución de una base base débil a la que se añade una base fuerte
páginas 242/243
página 246
8.3. Disoluc Disolución ión de una sal sal ácida ácida a la que se añade un ácido fuerte
8. Efe Efecto cto del ion com común ún páginas 245/247
página 246
9. Dis Disolu olucio ciones nes reg regula ulador doras as páginas 248/250
8.5. Efect Efecto o del pH pH en la solubi solubilidad lidad
10. Indi Indicad cadore oress y medi medidor dores es del pH
página 247
página 251
12.1. Ácidos y bases de de interés interés industrial industrial
11. Va Valorac loraciones iones ácidoácido-base base páginas 252/254
12.2. Ácidos y bases en la vida cotidia cotidiana na
12. Ácid Ácidos os y bases bases de especia especiall interés
12.3. El problema problema de de la lluvia lluvia ácida ácida
7.5. Resume Resumen n de de los los distinto distintoss equilibrios de hidrólisis página 244
9.1. Disoluc Disolución ión regulador reguladoraa formada formada por un ácido débil más una sal de ese ácido débil página 248
páginas 255
páginas 255/256
7.4. Sal proceden procedente te de un un ácido ácido débil y de una base débil página 244
página 246
8.4. Disolución Disolución de una sal sal básica a la que se añade una base fuerte
D
7.1. Sal procede procedente nte de de un ácido ácido fuerte y de una base fuerte
página 238
8.1. Disoluc Disolución ión de un ácido ácido débil al que se añade un ácido fuerte
D
página 235
4. Ion Ioniza ización ción del agu aguaa
página 238
I
5.2. Ácidos y bases bases relativ relativos os
página 230
página 237
N
página 227
página 228
6.1. Disolu Disolución ción de de un ácido ácido fuerte fuerte
U
páginas 255/256
9.2. Disoluc Disolución ión regulador reguladoraa formada formada por una base débil más una sal de esa base débil páginas 249/250
11.1.. Curva de valora 11.1 valoración ción
páginas 256
páginas 252/254
7.
Reacciones de transferencia de protones 119
SOLUCIONES
Cuestiones previas
DE
LAS
ACTIVIDADES
(página 226)
1.
Pon un ejemplo de tres sustancias ácidas y de tres alcalinas o básicas. Sustancias ácidas: el zumo de fruta, los refrescos y el vinagre. Sustancias alcalinas: el detergente, la lejía y el jabón.
2.
Escribe la fórmula del ácido sulfúrico, del ácido clorhídrico y del ácido acético (o etanoico). ¿En qué coinciden? Ácido sulfúrico: H2SO4; ácido clorhídrico: HCl; ácido acético: CH3COOH. Los tres ácidos coinciden en que todos tienen H en sus moléculas y en que, al disolverse en agua, perderán H.
3.
El hidróxido de sodio, el hidróxido de bario y el amoníaco en disolución son bases. ¿Tienen sus fórmulas algún elemento en común? Hidróxido de sodio: NaOH; hidróxido de bario: Ba(OH)2; amoníaco: NH3. Aunque las tres sustancias tienen H en su molécula, las dos primeras desprenden OH, mientras que el amoníaco no puede desprender iones hidroxilo.
4.
Tenemos tres disoluciones, una de pH 3, otra de pH 7 y otra de pH 10. ¿Cuál de ellas es ácida, cuál básica y cuál neutra? Es ácida la de pH 3, básica la de pH 10, y neutra la de pH 7.
5.
¿Por qué se utiliza lejía para desatascar los desagües de las duchas? Se utiliza porque provoca la descomposición de la materia orgánica (hidroliza las grasas y las proteínas). Podemos comprobar que, si metemos un mechón de pelo en lejía, desaparece.
Actividades 1
2
3
A continuación, se indica la entalpía estándar de neutralización, a 25°C, de una serie de compuestos. Justifica esos valores: NaCl H ° 57,1 kJ HCl NaOH KCl HCl KOH H ° 57,2 kJ 2 BaCl2 H ° 116,4 kJ 2 HCl Ba(OH)2
ALUMNO
Señala cuáles son las bases conjugadas de los ácidos HCl, H2O, H3O, NH4 y HCO3 . A continuación, indica cuáles son los ácidos conjugados de las bases Cl, H2O, CO23, OH y NH3. Las bases conjugadas son las especies que resultan de que un ácido pierda un protón. Los ácidos conjugados son las especies que resultan de que una base capte un protón. Ácido
HCl
H2O
H3O
NH4
HCO3
Base conjugada
Cl
OH
H2O
NH3
CO23
Base
Cl
H2O
CO23
OH
NH3
Ácido conjugado
HCl
H3O
HCO3
H2O
NH4
5
A un recipiente con agua se le añade NaOH hasta que la concentración de iones OH es de 0,1 M. Calcula [H3O] e indica si se trata de una disolución ácida o básica. Sabemos que: [H3O] [OH] 1014 Por tanto: [H3O] 101 1014; [H3O] 1013 Sería una disolución básica, ya que [H3O] 107.
6
Justifica si es posible la existencia de una disolución acuosa en la que no existan iones oxidrilo. No es posible. En cambio, sí lo es que su cantidad tienda a 0. Siempre se cumplirá que [H3O] [OH] 1014.
7
PAU
8
Justifica si es posible que exista una disolución cuyo pH sea nulo. Matemáticamente, esto sucede cuando [H3O] 1.
9
PAU
A un recipiente con agua se le añade NaOH hasta que la concentración de iones OH es 0,1 M. Calcula su pH e indica si se trata de una disolución ácida o básica. Sabemos que pOH log [OH], luego: pOH log 0,1 1 Por otro lado, sabemos que: pH pOH 14 ⇒ pH 14 pOH pH 13
Los pH del zumo de limón y de las lágrimas son, respectivamente, 2,4 y 7,4. Calcula [H3O] en ambos casos. Para el zumo de limón: pH 2,4 [H3O] 3,98 103. Para las lágrimas: pH 7,4 [H3O] 3,98 108.
Se ha medido el pH del agua de lluvia en una zona próxima a una gran ciudad industrial y ha resultado valer 3. ¿Qué conclusiones puedes extraer? Esa agua de lluvia es ácida, ya que su pH 7.
10 PAU
120 Reacciones de transferencia
DEL
¿En qué unidades se mide K w? K w no tiene unidades.
PAU
Cada vez que 1 mol de H (H3O) reacciona con 1 mol de OH para dar H2O se liberan 57,1 kJ. Por esta razón, la variación de entalpía de los dos primeros procesos de neutralización es prácticamente la misma. En el tercer proceso, la estequiometría determina que reaccionen 2 mol de H y 2 mol de OH; por eso, la variación de entalpía es aproximadamente el doble que en los dos primeros procesos.
LIBRO
4
(páginas 227/250)
Teniendo en cuenta lo que acabamos de comentar, busca en tu casa tres sustancias que tengan carácter ácido y otras tres que tengan carácter básico. Señala en qué te has basado para hacer esa clasificación. Si puedes, halla en su etiqueta el valor del pH. Ácidos: zumos, vinagre, champú, limpiador antical, refrescos, etc. Las bebidas ácidas se identifican por su sabor; en general, los ácidos dan coloración roja al agua de cocción de la lombarda. Bases: lejía, detergente de lavadora o lavavajillas, líquido desengrasante, etc. Dan coloración verde al agua de cocer lombarda.
DEL
11
¿Puede el ion HCO3 ceder su protón al ion CH3COO? ¿Y el ion HSO4? El HCO3 es un ácido mucho más débil que el CH3COOH; el proceso por medio del cual cede su protón al ion CH 3COO tiene una constante de equilibrio muy pequeña. Es decir, el anión HCO3 no cede su protón al ion CH 3COO: A: HCO3 H2O CO23 H3O 11 K aA 5,6 10
B: CH3COOH H2O CH3COO H3O 5 K aB 1,8 10 El proceso inverso de B es:
CH3COOH H2O
B: CH3COO H3O 4 K aB’ 1/K aB 5,56 10
Inicial Ioniza Equilibrio
CH3COOH H2O
c
HCO3
x
c x
x
CH3COO
5
K a 1,8 10 2 3
CO
11
K K aA · K aB’ 5,6 10
A: HSO4 H2O 2 K aA 1,3 10
Repite el ejemplo del CH3COOH sin despreciar el valor de x frente al de [HA]. ¿Qué error se cometió al hacer tal simplificación? Compáralo con los que se pueden cometer al preparar la disolución del ácido. A partir de los datos que tenemos, K a 1,8 105 a 25 °C y 0,5 M de CH3COOH, operamos del siguiente modo: 2
x
1,8 105 ; 9 106 1,8 105 x x 2 0,5 x 2 5 6 5 3 x 1,8 10 x 9 10 0; x 0,9 10 3 10 3 2,99 · 10 Error
3 103 2,99 103 100 0,3% 3 103
Los principales errores habrán tenido lugar en la preparación de la disolución. Es probable que hayamos medido la cantidad de ácido con una pipeta graduada en décimas de mL; si hemos medido una cantidad del orden de 10 mL, se habrá cometido un error del 1 %. También nos habremos equivocado al medir el volumen de la disolución preparada. Si se ha utilizado un matraz aforado de 100 mL, es fácil que cometamos un error de entre 0,5% y 1 %. Calcula el pH y el grado de ionización de una disolución de ácido acético que sea 0,1 M, 0,05 M y 0,005 M. ¿Qué relación podemos establecer entre el grado de ionización y la concentración inicial del ácido? Dato: K a 1,8 105
14 PAU
2
x
2
5
1,8 10
2
x
x
0,05 x
0,05 2 x 9,5 10 ; pH 3,02; 1,90 10 Para c 0,005 M:
4
2
5
1,8 10 2
x
8
; 9 10 0,005 x
1,8 105 x x 2
1,8 105 x 9 108 0; x 2,91 104 pH 3,54 2 5,82 10 Se puede concluir que, cuanto menor es la concentración del ácido, mayor es su pH (la disolución es menos ácida) y mayor su grado de disociación. x
13
1,8 105 0,1 x 0,1 3 x 1,34 10 ; pH 2,87 1,34 103 2 1,34 10 0,1 Para c 0,05 M:
El proceso A (B) es: HSO4 CH3COO SO24 CH3COOH 4 2 2 K K aA K aB’ 1,3 10 5,56 10 7,2 10
H2CO3 H2O HCO3 H3O 7 K a 4,3 10 HCO3 H2O CO23 H3O 11 K a 5,6 10 El orden de la concentración de los iones en la disolución es el siguiente: [H2CO3] [H3O] [HCO3 ] [CO23]
c x
2
Los equilibrios de ionización son:
x
Para c 0,1 M:
CH3COO H3O
A partir de los valores de K a que se recogen en la tabla 7.4, escribe los equilibrios de ionización del ácido carbónico. Ordena de mayor a menor concentración los distintos iones que hay en un medio acuoso en el que se ha disuelto ese ácido.
x
El proceso inverso de B es: CH3COOH H2O B: CH3COO H3O 4 K aB’ 1/K aB 5,56 10
12
x
SO24 H3O
B: CH3COOH H2O 5 K aB 1,8 10
x 2
CH3COOH 5,56 104 3,1 106 El HSO4 es un ácido más fuerte que el CH3COOH; el proceso por medio del cual cede su protón al ion CH 3COO tiene una constante de equilibrio considerable. Podemos decir que el HSO4 cede su protón al ion CH3COO:
CH3COO H3O 0 0
x
El proceso A (B) es:
15
¿Es lo mismo un ácido fuerte que un ácido concentrado? No es lo mismo un ácido fuerte que uno concentrado. El primero es un ácido que tiene una K a muy grande (con respecto al agua, está completamente disociado). Un ácido concentrado, por su parte, es aquel que se encuentra en una disolución acuosa en la que hay una elevada proporción de moles de ácido en comparación con la cantidad de disolución. Un ácido débil puede ser un ácido concentrado, y un ácido fuerte puede ser un ácido diluido. Por ejemplo, el HCl de concentración 105 M es un ácido fuerte, pero menos concentrado que el CH3COOH, 2 M, que es un ácido débil. Determina cuál debe ser la concentración de una disolución de NaOH para que su pH sea 11,48. Compáralo con la disolución de amoníaco que presenta el mismo valor de pH. El NaOH es una base fuerte; en agua estará completamente disociado. Por su parte, el NH3 es una base débil; su equilibrio de disociación vendrá determinado por su K b. En cualquiera de los dos casos, el valor del pH se determina por su relación con el pOH. NaOH H2O Na (aq) OH (aq) pH pOH 14; pOH 14 11,48 2,52 Por tanto, [OH] 3 103 M y [NaOH] 3 103 M. NH3 H2O NH4 OH c Inicial 0 0 x x Ioniza x 3 x x 3 10 M Equilibrio c x (3 103)2 5 K b 1,8 10 ; c 0,5 M 3 c 3 10
16 PAU
Calcula el pH de una disolución de NaOH de concentración 1 109 M. ¿Sería útil emplear disoluciones muy diluidas de este compuesto para preparar disoluciones moderadamente ácidas?
17 PAU
7.
Reacciones de transferencia de protones 121
El NaOH es una base fuerte y estará totalmente disociado: NaOH H2O Na (aq) OH (aq) La [OH], que procede de la disociación del NaOH, coincide con la concentración de esta base, es decir, 1 109 M. El pOH de la disolución se obtiene a partir de la concentración de todos los iones OH presentes en ella, es decir, los que proceden de la base y los que resultan de la ionización del agua que, en este caso, no se pueden despreciar, ya que la [OH] de la disolución de NaOH es muy pequeña. [OH] [OH]base [OH]agua 1 109 1 107 107 pOH 7 pH Con una disolución muy diluida de este compuesto conseguiremos un medio neutro, con un pH que en la práctica es igual a 7, pero ligeramente por encima; luego no será posible preparar una disolución moderadamente ácida.
NaOH H2O Na (aq) OH (aq) pH 10; pOH 4; [OH] 104 M; [NaOH] 104 M El NH3 es una base débil, por lo que está parcialmente disociado: NH3 H2O NH4 (aq) OH (aq) c Inicial 0 0 x x Reacciona x 4 x x 10 M Equilibrio c x (104)2 5 K b 1,8 10 ; c 6,56 104 M [NH3] 4 c 10 NaCH3COO (aq) Na (aq) CH3COO (aq) El ion que sufre hidrólisis es la base conjugada que procede del ácido débil:
CH3COO (aq) H2O
Tomando los datos de la tabla 7.4, calcula la constante K h de los aniones procedentes de varios ácidos débiles (CH 2ClCOO, IO3, CN, HSO3, HCOO y HS) y compárala con las K b de las bases consideradas débiles que aparecen en la tabla 7.5. Sabemos que K h K w/K a, donde K a es la constante de acidez del ácido conjugado del ion presente en la disolución.
18 PAU
CH2ClCOO
IO3
CN
Ácido CH2ClCOOH HIO3 K h
12
7,1 10
14
2,0 10
HCOO
HS
HCOOH
H2S
13
5,6 10
H2SO3
HCN
5,9 10
HSO3
5
6,7 10
11
Inicial Reacciona Equilibrio
x
x
c x
x
x 10 4
4
M
2
4
c 10
17,99; c [NaCH3COO] 17,99 M
A partir de los datos de la tabla 7.5, calcula la constante K h de los siguientes cationes, procedentes de bases débiles: C2H5NH3 , NH3OH, NH4 y (C2H5)3NH. Compárala con las constantes K a de los ácidos considerados débiles que aparecen en la tabla 7.4. K h K w/K b, donde K b es la constante de basicidad de la base conjugada del ion presente en la disolución:
22 PAU 7
1,1 10
Utilizando los datos de las tablas 7.4 y 7.5, localiza una base que proporcione un medio de pH comparable al que resulta de disolver NaBrO en agua. Debemos buscar una base cuya K b sea comparable a la K h del ion BrO. Para el ion BrO: 1014 K w 6 K h 5 10 9 K a 2 10 Una base de fortaleza similar es la hidracina NH2NH2, cuya 6 K b 1,7 10 . Queremos obtener una disolución básica. Indica qué será más rentable, si disolver una base, o bien una sal de un ácido débil. Para apoyar tu respuesta, calcula la concentración que deberá tener una disolución de NaOH, una de NH3 y una de NaCH3COO a fin de que su pH sea 10. Lo más rentable es siempre disolver una base fuerte. Entre una base débil y la sal que procede de un ácido débil, la rentabilidad viene determinada por la debilidad del ácido: cuanto más débil sea este, mayor será su constante de hidrólisis y mayor el pH que se obtenga. En el ejemplo que se propone, en el que la base es tan débil como el ácido del que procede la sal que va a sufrir hidrólisis, es más rentable disolver la base débil:
122 Reacciones de transferencia
x
K w x (10 ) 10 10 K h 5,56 10 ; 5,56 10 ; 4 K a c x c 10
Suponiendo que se disuelven en agua sales de sodio de cada uno de los aniones que se recogen en la actividad anterior, hasta tener disoluciones 0,5 M, ordénalas en función de su pH (empezando por la de pH más bajo). La reacción de hidrólisis de estos aniones supone un comportamiento básico. Las bases más fuertes serán las que tengan una K h mayor; estas proporcionarán un medio más básico y, por tanto, de pH mayor. Ordenadas de menor a mayor pH, serán: NaIO3 NaHSO3 NaCH2ClCOO NaHCOO NaHS NaCN
21
c
CH3COOH (aq) OH (aq) 0 0
2
19 PAU
20
K h
23
C2H5NH3
NH3OH
NH4
(C2H5)3NH
Base
C2H5NH2
NH2OH
NH3
(C2H5)3N
K h
1,5 1011
9,1 107
5,6 1010
1,0 1011
Determina los gramos de cloruro de amonio que debes utilizar para preparar 250 mL de una disolución cuyo pH sea 4,5. Dato: K b (NH3) 1,8 105 El cloruro de amonio se disocia en agua dando el ion cloruro, que no sufre hidrólisis por ser la base conjugada de un ácido fuerte (HCl), y el ion amonio, que es el ácido conjugado de una base débil y sí da hidrólisis. Estudiamos este equilibrio: NH4Cl (aq) Cl (aq) NH4 (aq) Llamamos c a la concentración inicial de cloruro de amonio, que será la concentración del ion amonio:
NH4 H2O Inicial Reacciona Equilibrio
c
K h
NH3 H3O 0 0
x
x
x
c x
x
x
pH log x 4,5 x 3,16 105 [NH3] [H3O] K w 1014 K h 5,56 1010 K b [NH4 ] 1,8 105 (3,16 105)2 (3,16 105)2 c 1,8 M 5,56 1010 5 c 3,16 10 c n m/Mm
M m M V Mm V V
MNH4Cl 14 4 1 35,5 53,5 g/mol m 1,8 0,25 53,5 24 g de NH4Cl
Queremos obtener una disolución ácida. Indica qué será más rentable, si disolver un ácido, o bien una sal de una base débil. Para apoyar tu respuesta, calcula la concentración que deberá tener una disolución de HCl, una de CH3COOH y una de NH4Cl a fin de que su pH sea 5. Lo más rentable es siempre disolver un ácido fuerte. Entre un ácido débil y la sal que procede de una base débil, la rentabilidad viene determinada por la debilidad de la base: cuanto más débil sea esta, mayor será su constante de hidrólisis y menor el pH que se obtenga. En el ejemplo que se propone, en el que el ácido es tan débil como la base de la que procede la sal que va a sufrir hidrólisis, es más rentable disolver el ácido débil. Como el pH 5, entonces [H3O] 105. El HCl es un ácido fuerte, por lo que estará totalmente disociado: HCl H2O H3O Cl La concentración será: [HCl] 105 M El ácido acético es débil, por lo que estará parcialmente disociado: CH3COOH CH3COO H3O Inicial 0 0 c Reacciona x x x 5 Equilibrio c x x x 10 M 2 x (105)2 5 K a 1,8 10 5 c x c 10 Por tanto: 5 c 1,56 10 M [CH3COOH] En la disociación de la sal, sufrirá hidrólisis el ácido conjugado que proviene de una base débil: NH4Cl (aq) NH4 (aq) Cl (aq)
24 PAU
NH4 H2O Inicial Reacciona Equilibrio
c
K h
NH3 H3O 0 0
x
x
c x
x
x 5
x 10
5
2
K w x (10 ) 10 10 K h 5,56 10 ; 5,56 10 5 K b c x c 10
Por tanto: c 0,18 M [NH4Cl]
Determina el pH y el grado de hidrólisis de una disolución que se prepara disolviendo 5 g de formiato de calcio, Ca(HCOO)2, en agua hasta tener 100 mL de disolución. Toma los datos que precises de la tabla 7.4. Cualquier tipo de sal que se disuelva en agua se disocia en sus iones. Hay que analizar la posibilidad de que algún ion sufra hidrólisis. En este ejemplo: 2 es el ion que resulta de la base Ca(OH)2, una base El Ca fuerte que, por tanto, no sufrirá hidrólisis. HCOO es la base conjugada de un ácido débil, el HCOOH, y sí sufrirá hidrólisis. A partir de los datos del enunciado se calcula la concentración inicial del ion formiato y se estudia su equilibrio de hidrólisis: MCa(HCOO) 40 2 (1 12 16 2) 130 g/mol 5 g de Ca(HCOO)2 0,038 0,038 mol; M 0,38 M 130 g/mol 0,1 2 Ca(HCOO)2 (aq) Ca (aq) 2 HCOO (aq)
K w K h K a
0,38 M
2 0,38 M 0,76 M
HCOOH OH 0 0 x
x
x
x
14
10 5,56 10 1,8 10 4
11
2
2
x
x
5,56 1011 ; x 6,5 106 M [OH] 0,76 x 0,76 pOH 5,19 pH 14 5,19 8,81 x 6,5 106 6 8,55 10 0,76 0,76
Calcula los gramos de cloruro de metilamonio (CH3NH3Cl) que necesitamos para preparar 500 mL de disolución de pH 6. Dato: pK b 3,44 El CH3NH3Cl es una sal que procede de un ácido fuerte (HCl) y una base débil (CH3NH2). Sufrirá hidrólisis el ion CH3NH3 , que es el ácido conjugado de la base débil: CH3NH3Cl (aq) CH3NH3 (aq) Cl (aq) Estudiaremos el equilibrio de hidrólisis del ion metilamonio con objeto de determinar cuál debe ser su concentración para obtener la disolución de pH 6:
26 PAU
CH3NH3 H2O Inicial Reacciona Equilibrio
c x
K h
CH3NH2 H3O 0 0 x
x 6
M K w x (10 )2 11 K h 2,75 10 6 K b c x c 10 2,75 1011c 2,75 1017 1012 c 0,036 M La concentración de este ion permite conocer los gramos de cloruro de metilamonio que debemos disolver en los 500 mL de disolución: M n/V; n 0,036 0,5 0,018 mol MCH NH Cl 35,5 12 3 14 3 67,5 g/mol 0,018 mol 67,5 g/mol 1,22 g de CH3NH3Cl c x
x 10
x
2
6
3
Utilizando los datos de las tablas 7.4 y 7.5, determina el carácter (ácido, básico o neutro) de una disolución de las siguientes sustancias en agua: CH3NH3NO2, NH3OHClO2 y C2H5NH3CN.
27 PAU
25 PAU
2
K h
Inicial Reacciona x Equilibrio 0,76 x
3
M 2
HCOO H2O 0,76
Sal
Ácido que origina el anión
Base que origina el catión
Disolución
CH3NH3NO2
HNO2, 4 K a 4,3 10
CH3NH2, 4 K b 3,6 10
Neutra. Los dos iones se hidrolizan en la misma extensión.
NH3OHClO2
HClO2, 2 K a 1,0 10
NH2OH, 8 K b 1,1 10
Ácida. Sufrirá hidrólisis el catión que procede de la base más débil.
HCN,
C2H5NH2, 4 K b 6,5 10
Básica. Sufrirá hidrólisis el anión que procede del ácido más débil.
C2H5NH3CN
K a 4,9 10
10
Tenemos una disolución acuosa de ácido fórmico. Discute cómo afecta a su pH la adición de: a) Ácido clorhídrico. b) Formiato de sodio. c) Cloruro de sodio.
28 PAU
7.
Reacciones de transferencia de protones 123
El ácido fórmico es un ácido débil cuya disociación en agua podemos escribir así: HCOOH H2O HCOO H3O a) El HCl es un ácido fuerte cuya disociación en agua aporta iones hidronio: HCl H2O Cl H3O Al añadir HCl al medio, el equilibrio de disociación del ácido fórmico se desplaza hacia la izquierda. En consecuencia, disminuye su grado de disociación, aunque se reduzca el pH del medio por efecto del HCl. b) El formiato de sodio es una sal que, al disolverse en agua, origina: NaHCOO (aq) HCOO Na El ion formiato desplaza el equilibrio de disociación del ácido fórmico hacia la izquierda. En consecuencia, disminuye su grado de disociación y aumenta el pH, ya que no hay ninguna otra sustancia que aporte iones hidronio. c) Al disolver NaCl aparecerán en el medio iones Na y Cl , que no influyen en el equilibrio de disociación del ácido fórmico. Esta adición no altera el pH ni el grado de disociación del HCOOH.
El ácido fosfórico es un ácido poliprótico, cuyas constantes de acidez se muestran en la tabla 7.6 de la página 235 del Libro del alumno. Las dos últimas constantes de ionización de este ácido son menores que la K a del ácido acético; por esta razón, cuando se pone fosfato de calcio en ácido acético, se convierte en el ion dihidrogenofostato, cuya sal cálcica es soluble en agua.
32
Limpia el hueso de una zanca de pollo (puede estar cocinado) e introdúcelo en vinagre. Al cabo de unos días se habrá vuelto flexible —lo podrás doblar— y elástico —si lo dejas caer desde cierta altura, rebotará—. Explica por qué sucede esto.
Tenemos una disolución acuosa de benzoato de sodio. Discute cómo afecta a su pH la adición de: a) Hidróxido de potasio. b) Benzoato de potasio. c) Cloruro de potasio. El benzoato de sodio (NaC6H5COO) es una sal procedente de un ácido débil (C 6H5COOH, K a 6,5 105) y una base fuerte (NaOH). Cuando se disuelve en agua, sufrirá hidrólisis el anión procedente del ácido: NaC6H5COO (aq) Na(aq) C6H5COO (aq) C6H5COO H2O C6H5COOH OH a) Al adicionar hidróxido de potasio, KOH, aumenta la proporción de iones OH en el medio, lo que hace que el equilibrio de hidrólisis se desplace hacia la izquierda. Disminuye el grado de hidrólisis y aumenta el pH, por los OH aportados por el KOH. b) Al adicionar benzoato de potasio, KC6H5COO (aq), aumenta la proporción de iones C6H5COO en el medio, lo que hace que el equilibrio de hidrólisis se desplace hacia la derecha. Por tanto, aumenta la concentración de OH y el pH. En cambio, el grado de hidrólisis es menor, debido a que disminuye con el aumento de la concentración de la especie que sufre el proceso (véase la actividad 14). c) Al adicionar cloruro de potasio, KCl (aq), el equilibrio de hidrólisis no se ve afectado; por tanto, no varía ni el grado de hidrólisis ni el pH.
Huesos saltarines.
29 PAU
Lo que da rigidez a los huesos es el fosfato de calcio, que se convierte en el dihidrógeno fosfato —una sustancia soluble— cuando se disuelve en vinagre, que es una disolución de ácido acético. Esto explica que los huesos se vuelvan flexibles cuando se sumergen en vinagre. 33
30
31
El mármol es, desde el punto de vista químico, CaCO3. De acuerdo con los datos de la tabla 7.4, indica qué otros ácidos, además del HCl, podrías utilizar para disolverlo. Cualquier ácido que sea más fuerte que el ácido conjugado del CO23 hará que el carbonato se convierta en bicarbonato, habitualmente más soluble (ácidos con K a 5,6 1011). Si el ácido es más fuerte que el H2CO3 (ácidos con K a 4,3 107), se formará este ácido, que, además, se descompone en CO2 y H2O, lo que desplaza el equilibrio de solubilidad y favorece la disolución del carbonato de calcio. Utiliza los datos de la tabla 7.4 para justificar por qué el fosfato de calcio es insoluble en agua, pero, en cambio, se puede disolver en ácido acético.
124 Reacciones de transferencia
Calcula en qué proporción hay que mezclar el amoníaco y el cloruro de amonio para que el pH de la disolución reguladora sea de 8,5. Se plantea el equilibrio ácido-base del amoníaco y de disociación del cloruro de amonio. NH3 H2O NH4 OH NH4Cl (aq) NH4 (aq) Cl (aq) El valor del pH permite conocer la [OH]: pH 8,5 pOH 5,5 [OH] 3,16 106 Las concentraciones de la base y de la sal en estado de equilibrio son prácticamente las mismas que en el inicio de la reacción: [NH4 ] [OH] [NH4 ] 3,16 106 K b ; 1,8 105 [NH3] [NH3] [NH4 ] = 5,7 [NH3]
34
Comprueba que, si se añade a una disolución reguladora una cantidad de ácido fuerte o de base fuerte que reduzca a la mitad la cantidad de su especie básica o de su especie ácida, el pH del medio no llega a cambiar en una unidad. Calcula el pH de una disolución acuosa formada por esa cantidad de ácido fuerte o de base fuerte. Nota: en el problema 3 del apartado Cuestiones y problemas resueltos (página 258) encontrarás una justificación detallada de la actividad aquí planteada. Supongamos una disolución que es 0,5 M en NH 3 y 0,4 M en NH4Cl. Calculamos el pH resultante: NH3 H2O NH4 OH Inicial 0,5 M 0,4 M 0 x x Reacciona x Equilibrio 0,5 x 0,4 x x
NH4Cl (aq)
0,4 M
NH4 (aq) Cl (aq)
¿Se podría realizar esta práctica colocando la base en la bureta? Lo más habitual es medir la cantidad de ácido (cuya concentración se conoce con exactitud) que se requiere para neutralizar una determinada cantidad de base (cuya concentración no se conoce con exactitud). Podría hacerse al revés y medir la cantidad de base (de concentración exacta desconocida) que se necesita para neutralizar una determinada cantidad de ácido (de concentración conocida con exactitud). Si utilizásemos este segundo procedimiento, el punto de equivalencia tendría lugar al aparecer el color fucsia del indicador.
4
Supón que has obtenido los mismos resultados experimentales, pero teniendo como base el Ca(OH)2. ¿Cuál sería la concentración de la base? Hay que tener en cuenta la estequiometría de la reacción: 2 HCl Ca(OH)2 CaCl2 2 H2O n.º de moles de HCl 2 n.º de moles de Ca(OH)2 n.º de moles de HCl MHClV gastado
(0,4 x ) x 0,4 105 x 0,5 x 0,5 3 5 x 2,25 10 ; pOH 4,65 pH 9,35 Se añade HCl: HCl NH3 NH4 Cl Para que el NH3 se reduzca a la mitad, hay que añadir HCl hasta que su concentración sea 0,25 M. La concentración de NH4 aumenta en 0,25 M: NH3 H2O NH4 OH Inicial 0,5 0,25 0,4 0,25 0 x x Reacciona x x Equilibrio 0,25 x 0,65 x [NH4 ] [OH ] K b [NH3] (0,65 x ) x 0,65 x 1,8 105 0,25 x 0,25 6 x 6,92 10 pOH 5,16 pH 8,84 Se añade NaOH: NaOH NH4 NH3 H2O Na Para que NH4 se reduzca a la mitad, hay que añadir NaOH hasta que su concentración sea 0,2 M. La concentración del NH3 aumenta en 0,2 M: NH3 H2O NH4 OH Inicial 0,5 0,2 0,4 0,2 0 x x Reacciona x x Equilibrio 0,7 x 0,2 x [NH4 ] [OH ] (0,2 x ) x 0,2 K b ; 1,8 105 x [NH3] 0,7 x 0,7 5 x 6,3 10 ; pOH 4,20 pH 9,80 Se añade HCl al agua hasta que la concentración sea 0,25 M: HCl H2O Cl H3O K b
3
0,4 M
[NH ] [OH ] ; 1,8 [NH ] 4
[Ca(OH)2]
mL) Nota: se aconseja completar esta práctica obteniendo la curva de valoración. Se puede, por ejemplo, repetir el proceso de valoración, pero midiendo el pH del medio después de cada adición de ácido. Se hace luego la representación del pH en relación con la cantidad de ácido añadido. (Debe obtenerse una gráfica similar a la que resulta en el problema 43.) En la toma de datos, estos deben ser más frecuentes, en torno al punto de viraje que se detecta en el procedimiento de la técnica experimental; un posible ejemplo sería el siguiente:
mL ácido añadido
n.º de moles de HCl 2 V (20
0
5
10
13
15
16
16,5
17
17,5
18
20
23
25
30
pH
mL ácido añadido pH
0,25 M
0,25 M
pH log 0,25 0,6 Se añade NaOH al agua hasta que la concentración sea 0,2 M: NaOH (aq) Na (aq) OH (aq)
0,2 M
pOH log 0,2 0,7
0,2 M
pH 13,3
Cuestiones y problemas Concepto de ácido y base 1
Haz un esquema con las similitudes y diferencias entre el concepto de ácido y base de Arrhenius y el de Brönsted y Lowry. Véase la tabla 7.1 de la página 230 del Libro del alumno.
2
Explica por qué las reacciones ácido-base se llaman reacciones de transferencia de protones. Para que un ácido manifieste su comportamiento, debe ceder protones a una base que los acepte. Así pues, se produce una transferencia de protones desde la especie ácida a la básica.
3
PAU
Técnicas experimentales (página 257) Valoración ácido-base 1
2
¿Por qué es necesario medir con exactitud los 20 mL de la disolución de NaOH, mientras que el agua que se añade se mide solo aproximadamente? Hay que medir con exactitud los 20 mL de NaOH porque contienen la base que vamos a neutralizar. En cuanto al agua que se añade, basta con medirla de forma aproximada, ya que solo tiene la función de hacer que aumente el volumen del líquido de modo que resulte más cómodo manejarlo; su cantidad no altera los moles de NaOH presentes en la disolución. ¿La cantidad de fenolftaleína que añadimos tendrá alguna influencia en la concentración de la base que pretendemos determinar? No tendrá ninguna influencia. La fenolftaleína es una base muy débil y se echa una cantidad muy pequeña. Su presencia no provoca cambios apreciables en el pH del medio.
(páginas 261/263)
Clasifica las siguientes sustancias como ácidos o como bases. Indica la teoría en la que te has basado para ello: HI, NaOH, HClO, HCO3 , NH4 , CH3NH2, H2O, CH3OH y HCOOH. HI: ácido según la teoría de Arrhenius y la de Brönsted y Lowry. NaOH: base según la teoría de Arrhenius. Según la teoría de Brönsted y Lowry, la base es OH. HClO: ácido según la teoría de Arrhenius y la de Brönsted y Lowry. HCO3 : ácido según la teoría de Brönsted y Lowry.
7.
Reacciones de transferencia de protones 125
NH4 : ácido según la teoría de Brönsted y Lowry. CH3NH2: base según la teoría de Brönsted y Lowry. H 2O: ácido o base según la teoría de Brönsted y Lowry. CH3OH: base según la teoría de Brönsted y Lowry. HCOOH: ácido según la teoría de Arrhenius y la de Brönsted y Lowry. Nota: aunque en determinadas condiciones se podrían formar las especies CH3NH y CH3O, no nos ha parecido oportuno en este nivel considerar su comportamiento ácido. Dejamos a criterio del profesorado si interesa o no ese nivel de precisión.
Se comportará como ácido la especie que tiene el K a más alto: CH3COOH HCO3 CH3COO H2CO3 5 11 K a CH COOH 1,8 10 y K a H CO 5,6 10 El ácido carbónico se descompone según la siguiente reacción: H2CO3 CO2 H2O El gas que se forma es CO2.
4
3
Disoluciones de ácidos y bases. Cálculo de pH 8
Basándote en el principio de Le Châtelier, razona si el número de moléculas ionizadas en un recipiente que contiene agua pura es mayor, menor o igual que el que hay en una disolución ácida o básica. En una disolución ácida, la [H3O] es mayor que la que hay en agua pura, mientras que, en una disolución básica, la [OH] es mayor que la que hay en agua pura. Estos dos iones son los resultantes de la ionización del agua. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, si aumenta la concentración de los productos, el equilibrio se desplaza hacia los reactivos; en consecuencia, el número de moléculas de agua ionizadas es menor que si el recipiente contuviese agua pura.
9
PAU
En los siguientes procesos, identifica los pares ácido-base conjugados e indica, en cada caso, qué especie se comporta como ácido y cuál como base: a) HF NH3 → NH4 F 2 b) CO3 H2O → HCO3 OH 2 c) 2 HCO3 → CO3 H2CO3 d) NaHCO3 NaOH → Na2CO3 H2O e) NH4Cl NaNH2 → 2 NH3 NaCl f) NaHCO3 HCl → H2CO3 NaCl Ácido 1
Base (conjugada) 2
Base 1
Ácido (conjugado) 2
HF
NH3
F
NH4
H 2O
CO23
OH
HCO3
HCO3
HCO3
CO23
H2CO3
HCO3
OH
CO23
H2O
NH4
NH2
NH3
NH3
HCl
HCO3
Cl
H2CO3
3
Calcula [H3O] y el pH del medio para: a) Una disolución de HClO4 0,05 M; b) Una disolución de HCl 109 M. a) Como es un ácido fuerte, estará totalmente disociado: HClO4 H2O ClO4 H3O [HClO4] [H3O] 0,05; pH log 0,05 1,3 b) El HCl es un ácido fuerte y está totalmente disociado. Como la concentración que presenta en este caso es muy baja, para calcular el pH del medio habrá que sumar a los protones que proceden del ácido los que resultan de la autoionización del agua: [H3O] [H3O]ácido [H3O]agua 109 107 107 pH log 107 7
5
Indica cuál es la base conjugada de las siguientes especies cuando actúan como ácido en un medio acuoso: HCO3 , H2O y CH3COO. La base conjugada es la especie en que se convierten cuando pierden su protón:
PAU
HCO3
Especie Base conjugada
6
CO32
H 2O
CH3COO
OH
No tiene hidrógenos ácidos, por lo que no presenta comportamiento ácido frente al agua. Este anión es la base conjugada del ácido acético.
Teniendo en cuenta los valores de la constante K a de la tabla 7.4, indica cuáles serán los productos de las siguientes reacciones: a) HSO4 HSO3 → b) HS HCN → c) HS HCO3 → Se comportará como ácido la especie que tiene el K a más alto. SO24 H2SO3 a) HSO4 HSO3 2 7 K a HSO 1,3 10 y K a HSO 1,0 10 H2S CN b) HS HCN 13 K a HS 1,1 10 y K a H CN 4,9 1010 H2S CO23 c ) HS HCO3 13 K a HS 1,1 10 y K a H CO 5,6 1011
PAU
4
3
3
7
Mezcla en un vaso vinagre y bicarbonato. Observarás que se produce un gas. Escribe la reacción y justifícala a partir de las constantes de acidez que se recogen en la tabla 7.4. ¿Qué sustancia es el gas?
126 Reacciones de transferencia
Calcula [OH] y el pH del medio para: a) Una disolución de Ba(OH)2 0,05 M; b) Una disolución de Ba(OH)2 109 M. a) Como es una base fuerte, estará totalmente disociada: Ba(OH)2 Ba2 2 OH [OH] 2 [Ba(OH)2] 0,1 M pOH log 101 1 pH pOH 14 pH 13 b) Como la disolución de Ba(OH)2 es muy baja, para calcular el pOH del medio se deberá sumar a los oxidrilos que proceden de la base los que resultan de la autoionización del agua: [OH] [OH]base [OH]agua 2 109 107 107 pOH log 107 7 pH pOH 14 pH 7
10 PAU
Ordena, de la más ácida a la más básica, las siguientes disoluciones: [H3O] 103; pOH 2,7; [OH] 104; [H3O] 108; [OH] 106; pH 3,5; [OH] 102; pH 7; [H3O] 1013. Son más ácidas las disoluciones que tienen mayor [H3O] o menor pH: [H3O] 103 pH 3,5 pH 7 [H3O] 108 6 4 [OH ] 10 [OH ] 10 pOH 2,7 2 13 [OH ] 10 [H3O ] 10
11 PAU
Tenemos una disolución de C6H5COOH (ácido benzoico) 0,05 M. Calcula [H3O], el pH del medio y el grado de ionización del ácido. Dato: K a 6,5 105
12 PAU
Se plantea el equilibrio de disociación del ácido benzoico. Obsérvese la diferencia que existe entre despreciar la cantidad de ácido que se ioniza con respecto a la cantidad de ácido inicial y no hacer esa simplificación: C6H5COOH H2O C6H5COO H3O Inicial 0,05 M 0 0 x x Ioniza x x x Equilibrio 0,05 x
2
2
x
5
K a ; 6,5 10 c x
0,05
M 3 pH log (1,8 10 ) 2,74 1,8 103 0,036 0,05 Si no se hace la simplificación: 3 x 1,77 10 M pH 2,75 0,035 Calcula el pH y el porcentaje de ionización del HF a las siguientes concentraciones: 1 M, 0,1 M y 104 M. ¿Qué conclusión puedes extraer de los resultados? Dato: K a 3,5 104 Se plantea el equilibrio de disociación del HF y se resuelve en los casos propuestos. HF H2O F H3O c Inicial 0 0 x x Ioniza x x x Equilibrio c x
2
x 4 K a 3,5 10 c x 2
x
3,5 104 ; x 0,0185 1 x x c
Para c 0,1:
3,5 104 ; x 5,74 103 0,1 x pH 2,24; % disociación 5,74% Para c 104:
2
x
2
x
c x
x
x 10 2
2
M n/V ; n 0,566 0,2 0,113 mol MHCOOH 2 12 16 2 46 g/mol m nMHCOOH 0,113 46 5,21 g de HCOOH
Si HA tiene pK a 3,45 y HB tiene pK a 6, ¿cuál de los dos ácidos es más fuerte? Para HA, K a 3,55 104, mientras que para HB, K a 106. Por tanto, es más fuerte el ácido HA.
15 PAU
El ácido láctico es el responsable de las agujetas que padecemos después de realizar un ejercicio físico intenso sin estar acostumbrados a ello. Desde el punto de vista químico, se trata de un ácido débil que podemos indicar como HL. Al medir el pH de una disolución 0,05 M de este ácido, se obtiene un valor de 2,59. Calcula: a) la concentración de H de la disolución; b) el valor de su constante de acidez; c) la concentración de OH de la disolución. Llamamos HL al ácido láctico. Estudiamos su equilibrio de disociación: HF H2O L H3O Inicial 0,05 0 0 x x Reacciona x x x Equilibrio 0,05 x 3 [H3O ] 2,57 10 x a) pH 2,59 x x (2,57 103)2 4 1,39 10 b) K a 3 0,05 x 0,05 2,57 10 1014 1014 12 M 3,89 10 c) [OH ] 3 [H3O ] 2,57 10
A 25 °C la constante de disociación del NH 4OH vale 1,8 105. Si se tiene una disolución de NH4OH 0,1 M, calcula su grado de disociación y la concentración de una disolución de NaOH que tuviera el mismo pH. Estudiamos el equilibrio de disociación: NH4OH (aq) NH4 OH Inicial 0,1 0 0 x x Reacciona x x x Equilibrio 0,1 x
5
; x 8,12 10 10 4 x
x x 5 K a 1,8 10 0,1 x
x
pH 4,09; % disociación 100 81,17% c
Obsérvese que cuanto menor es la concentración del ácido, mayor es el pH (el medio es menos ácido) y mayor es el porcentaje de disociación. Calcula la cantidad (en gramos) de ácido fórmico (HCOOH) que necesitamos para preparar 200 mL de disolución de pH 2. Dato: K a 1,8 104 Se plantea el equilibrio de disociación del ácido fórmico. En este caso, el pH nos permitirá conocer la [H3O] en estado de equilibrio; a partir de ahí, determinaremos la concentración inicial del ácido: pH 2 [H3O] 102
14 PAU
2
17 PAU
pH 1,73; % disociación 100 1,85%
3,5 10
x
Para c 1:
x
x
16 PAU
13 PAU
4
c
HCOO H3O 0 0
2
3
x (10 ) 4 ; c 0,566 M K a ; 1,8 10 2 c x c 10
x
x 1,80 10
Inicial Ioniza Equilibrio
2
x
0,05 x
HCOOH H2O
x
0,1
1,8 10
5
1,34 103
1,34 103 2 1,34 10 c 0,1 La disolución de NaOH que tenga el mismo pH deberá tener la misma concentración de oxidrilos: NaOH (aq) Na (aq) OH (aq) [OH] [NaOH] 1,34 103 M x
Una disolución 0,5 M de anilina (C 6H5NH2) tiene un pH 11,2. Determina su K b y el grado de disociación. Se plantea el equilibrio de disociación de la anilina. El pH nos permitirá conocer el pOH, y este, a su vez, la [OH] en el equilibrio; a partir de ahí, estableceremos la constante de basicidad: pH 11,2 pOH 2,8 [OH] 1,58 103
18 PAU
7.
Reacciones de transferencia de protones 127
C6H5NH2 H2O 0,5
Inicial Ioniza x Equilibrio 0,5 x
2
x K b 0,5 x x
C6H5NH3 OH 0 0
c
x
x
x
x 1,58 10
3
3
3
M
2
(1,58 10 ) 0,5 1,58 10
5 106
3
1,58 10 0,5
c)
3,17 103
Se disuelven 20 g de trietilamina, (C2H5)3N, en agua hasta conseguir un volumen de 100 mL. Cuando se alcanza el equilibrio, la amina se ha ionizado en un 2,2 %. Calcula el pH de la disolución y la K b de la amina. Se plantea el equilibrio de disociación de la trietilamina. El porcentaje de disociación nos permite conocer la concentración de las especies en estado de equilibrio; a partir de ahí, podrá establecerse la constante de basicidad: M(C H ) N (12 2 5) 3 14 101 g/mol 20 g/101 g/mol M= =2M 0,1 L (C2H5)3N H2O (C2H5)3NH OH Inicial 2 0 0 x x Ioniza x x x Equilibrio 2 x 2 2,2 x c 0,044 100 2 x 0,0442 4 K b 9,9 10 c x 2 0,044 pOH log 0,044 1,36 pH 14 1,36 12,64
19 PAU
2
5 3
Una disolución acuosa de amoníaco de uso doméstico tiene de densidad 0,85 g/cm 3 y el 8% de NH3 en masa. a) Calcula la concentración molar de amoníaco en dicha disolución. b) Si la disolución anterior se diluye diez veces, calcula el pH de la disolución resultante. c) Determina las concentraciones de todas las especies (NH3, NH4 , H y OH) en la disolución diluida diez veces. Datos. Masas atómicas: N 14, H 1; K b (NH3) 1,8 105 a) Tomamos como base de cálculo 1 L de disolución. Calculamos la masa de amoníaco que contiene: 8 g NH3 1 L disolución 850 g disolución 100 g disolución 68 g NH3 puro MNH3 14 3 17 g/mol
20 PAU
68 g 17 g/mol M 4 M 1L b)
Estudiamos el equilibrio de disociación del amoníaco. Su concentración, una vez diluido, es 0,4 M: NH3 H2O NH4 OH Inicial 0,4 M 0 0 x x Reacciona x x x Equilibrio 0,4 x
x x 5 K b 1,8 10 0,4 x
1,8 10
0,4
2,68 103 2,68 103 [OH] pOH 2,57 pH 14 pOH 11,43
x
5
128 Reacciones de transferencia
Las concentraciones son: 2,68 103 [NH4 ] [OH] [NH3] 0,4 2,68 103 0,397 1014 12 [H] M 3,73 10 [OH]
Hidrólisis Se mide el pH de dos disoluciones acuosas, A y B; la disolución A tiene pH básico y la disolución B tiene pH neutro. Indica, escribiendo las reacciones correspondientes, cuál corresponderá a una disolución de acetato de sodio y cuál a una disolución de cloruro de sodio. La disolución A corresponde al acetato de sodio. Es una sal que procede de un ácido débil y una base fuerte; en consecuencia, el anión sufre hidrólisis provocando un medio alcalino: NaCH3COO (aq) → Na (aq) CH3COO (aq) CH3COO H2O CH3COOH OH El cloruro de sodio es una sal que procede de un ácido fuerte y una base fuerte. Ninguno de sus iones sufrirá hidrólisis; por tanto, su disolución acuosa proporciona un medio neutro.
21 PAU
Escribe las ecuaciones iónicas para la reacción en disolución acuosa, en caso de haberla, de cada uno de los siguientes iones e indica si la disolución final será ácida, básica o neutra: a) NH4 ; b) Cl; c) K ; d) CH3COO. NH3 H3O a) NH4 H2O Será, por tanto, una disolución ácida. b) El ion Cl procede de un ácido fuerte; por tanto, no sufre hidrólisis y la disolución será neutra. c) El ion K procede de una base fuerte; por tanto, no sufre hidrólisis y la disolución será neutra. CH3COOH OH d) CH3COO H2O Será, por tanto, una disolución básica.
22 PAU
Razona cualitativamente el carácter ácido o básico de las siguientes disoluciones acuosas 1 M: a) hidróxido de sodio; b) amoníaco, c) cianuro de sodio, d) cianuro de amonio. Datos: K a cianhídrico 4,9 1010; K b amoníaco 1,8 105 a) El hidróxido de sodio es una base fuerte. Su disolución es básica: NaOH (aq) Na OH b) El amoníaco es una base débil. Su disolución es básica: NH3 H2O NH4 OH c) El cianuro de sodio es una sal que procede de un ácido débil y una base fuerte. Sufrirá hidrólisis el anión, dando lugar a una disolución de carácter básico: CN H2O HCN OH d) El cianuro de amonio es una sal cuyo anión procede de un ácido débil y cuyo catión procede de una base débil. Ambos iones sufren hidrólisis. Por ser la K a del ácido cianhídrico mucho menor que la K b del amoníaco, la hidrólisis del ion cianuro tendrá una constante mucho mayor, como se ve a continuación; en consecuencia, la disolución acuosa tendrá carácter básico: CN H2O HCN OH K w 1014 5 K h 2,04 10 10 K a 4,9 10 NH4 H2O NH3 H3O K w 1014 10 K h 5,56 10 K b 1,8 105
23 PAU
Haciendo uso de los valores de K a y K b que se recogen en las tablas 7.4 y 7.5, indica el carácter ácido, básico o neutro de una disolución acuosa de las siguientes sales: NaNO2, NaNO3, CaHPO4, Na2SO4, CH3NH3Cl y LiIO3.
24 PAU
Sal
Ácido que origina el anión
Base que origina el catión
Disolución
NaNO2
HNO2; 4 K a 4,3 10
NaOH; K b muy grande.
Básica. Sufrirá hidrólisis el anión que procede del ácido más débil.
NaNO3
HNO3; K a muy grande.
NaOH; K b muy grande.
Neutra. Ninguno de los dos iones sufre hidrólisis.
CaHPO4
H2PO4 ; 8 K a 6,2 10
Ca(OH)2; K b muy grande.
Básica. Sufrirá hidrólisis el anión que procede del ácido más débil.
NaOH; K b muy grande.
Ligeramente básica. Sufrirá hidrólisis el anión del ácido, hasta convertirse en el ion HSO4 aunque su 13 K h 7,7 10 .
Na2SO4
CH3NH3Cl
LiIO3
H2SO4; K a1 muy grande, 2 K a2 1,3 10
HIO3;
K a 1,7 10
Ligeramente básica. Sufrirá hidrólisis el anión del ácido, aunque su 14 K h 5,9 10 .
LiOH; K b muy grande.
1
Las disoluciones 1 M de las sales NaA, NaB y NaC tienen, respectivamente, pH 11, pH 9 y pH 7. Ordena, en función de su fortaleza, los ácidos HA, HB y HC. En estas sales sufre hidrólisis el anión:
25 PAU
X H2O
K w K h K a
HX OH
La constante K h será mayor cuanto más débil sea el ácido. Por tanto, el pH más alto se corresponde con el anión del ácido más débil. El ácido más fuerte es HC, seguido de HB y, a continuación, de HA. Calcula el pH y el grado de hidrólisis de una disolución 0,5 M de (NH 4)2SO4. Dato: K b (NH3) 1,8 105 Se hidroliza el catión que procede de la base débil. Analizamos la disociación de la sal para conocer la concentración del ion amonio y luego estudiamos su equilibrio de hidrólisis. (NH4)2SO4 (aq) 2 NH4 SO24
26 PAU
0,5 M
2 0,5 M 1 M
NH4 H2O 1
K h
Inicial Reacciona x Equilibrio 1 x
K w K h K b
x
x
x 10
2
K h ; 5,56 10 1 x
2
x
x
1 x 1 5 x 2,5 10 ; pH log [H3O ] 4,6
x
c
K w K h K a
1014
K h K a
2
x
1,06 x 3
2
(1,06 10 ) ; 1,06 1,06 10
3
pOH log 1,06 103
3
K a 9,42 10
9
pH 14 3 11
Efecto del ion común D 28
Determina el pH y el porcentaje de disociación en una disolución 1 M de NH3 si K b 1,8 105. A 100 mL de esa disolución se añaden 10 mL de disolución 1 M de NH 4Cl. Suponiendo que los volúmenes son aditivos, calcula el pH y el porcentaje de disociación del amoníaco en esas condiciones. ¿Es coherente el resultado con el principio de Le Châtelier? Inicialmente estudiamos el equilibrio ácido-base del NH3 para determinar el pH y el porcentaje de disociación: NH3 H2O NH4 OH Inicial 1 0 0 x x Reacciona x x x Equilibrio 1 x
2
x K b 1 x 2
2
x
x
1,8 105 1 x 1 3 x 4,24 10 ; pOH 2,37 pH 11,63 3 % 0,42% x /c 4,24 10 NH4Cl (aq) NH4 Cl 100 mL disolución 1 M de NH3 1 0,1 0,1 mol de NH3 10 mL disolución 1 M de NH4 1 0,01 0,01 mol de NH4 En la mezcla: 0,1 [NH3] 0,91 M 0,1 0,01 0,01 [NH4 ] 0,091 M 0,1 0,01 Al añadir NH4Cl, cambiarán las concentraciones de las especies presentes en la disolución. Determinamos las nuevas concentraciones iniciales y recalculamos el pH y el porcentaje de disociación en el nuevo equilibrio.
10
10 5,56 10 1,8 10 5
2
2
14
x
NH3 H3O 0 0 x
Se disuelven 35,75 g de hipoclorito de calcio en agua hasta tener 500 mL de disolución. Cuando se alcanza el equilibrio, la sal presenta un grado de hidrólisis de 1 103. Calcula el pH de la disolución y la K a del ácido hipocloroso. Como el Ca2 procede de una base fuerte, se hidrolizará el anión del ácido débil. Se calcula la concentración molar de la sal que se disuelve y luego la concentración del anión. A continuación, se estudia su equilibrio de hidrólisis. Ca(ClO)2 (aq) Ca2 2 ClO MCa(ClO) 40 2 (35,5 16) 143 g/mol 37,75 g de Ca(ClO)2 (1 mol/143 g) 0,264 mol de Ca(ClO)2 2 0,264 mol de Ca(ClO)2 0,528 mol de ClO 0,528 [ClO] 1,061 M 0,5 ClO H2O HClO OH Inicial 1,06 0 0 x x Reacciona x x x Equilibrio 1,06 x 3 x c 1,06 10 x /c
PAU
Ácida. Sufrirá hidrólisis el catión que procede de la base más débil.
CH3NH2; 4 K b 3,6 10
HCl; K a muy grande.
D 27
2,5 105
7.
Reacciones de transferencia de protones 129
2
En el nuevo equilibrio: NH3 H2O NH4 OH Inicial 0,91 0,091 0 x x Reacciona x Equilibrio 0,91 x 0,091 x x (0,091 x ) x 5 4 K b 1,8 10 ; x 1,80 10 0,91 x pOH log (1,80 104) 3,74; pH 10,26 4 x 1,80 10 4 2 % 1,98 10 ; % 1,98 10 c 0,91 De acuerdo con el principio de Le Châtelier, al añadir al medio una especie que hace que aumente la concentración de alguno de los productos de un sistema en equilibrio, el sistema evoluciona haciendo que aumente la proporción de reactivos. En este caso, se reduce la disociación del NH3 y el pH disminuye, ya que el medio es menos básico.
D 30
Determina el pH de una disolución 0,1 M de ácido benzoico (C6H5COOH). ¿Cuántos moles de HCl debemos añadir a 1 L de esta disolución para que el pH del medio sea 1,5? (Se supone que la adición de HCl no modifica el volumen de la disolución.) Dato: K a (C6H5COOH) 6,5 105 Inicialmente estudiamos el equilibrio de disociación del ácido benzoico: C6H5COOH H2O C6H5COO H3O Inicial 0,1 0 0 x x Ioniza x x x Equilibrio 0,1 x
130 Reacciones de transferencia
x
0,1 x x 2,52 10 ; pH 2,6 Al añadir ácido clorhídrico: HCl H2O Cl H3O Es decir, se altera el equilibrio de: C6H5COOH H2O C6H5COO H3O c Inicial 0,1 0 x x Ioniza x x c x Equilibrio 0,1 x pH 1,5 [H3O ] c x 0,032 (c x ) x K a 0,1 x 0,032 x 6,5 105 ⇒ x 2,03 104 0,1 x 0,032 c 2,03 104; c 0,032 mol/L 3
Justifica si el grado de disociación de un ácido es una constante o si depende de las condiciones en las que se encuentre. Valora la posibilidad de que dependa de la concentración del ácido o de la presencia de otras sustancias en la disolución. Como ejemplo, explica la influencia que tendrá en el grado de disociación del ácido fórmico la disolución en el medio de ácido clorhídrico, formiato de calcio o cloruro de calcio. Dato: K a (HCOOH) 1,8 104 El grado de disociación de una sustancia depende de su concentración; cuanto menor sea esta, mayor será su grado de disociación (véase la actividad 14 de la página 237 del Libro del alumno). El grado de disociación también disminuye si se disuelve en el medio otra sustancia que aporte un ion común a los que resultan de la disociación de la sustancia cuyo grado de disociación estamos considerando. Por ejemplo, el ácido fórmico (HCOOH) es un ácido débil, cuyo equilibrio de disociación es: HCOOH H2O HCOO H3O Al disolver ácido clorhídrico: HCl H2O Cl H3O Es decir, aumentan las concentraciones de iones H3O, y el equilibrio se desplaza hacia la izquierda. El grado de disociación del ácido fórmico disminuye. Al disolver formiato de calcio: Ca(HCOO)2 (aq) Ca2 2 HCOO Es decir, aumentan las concentraciones de iones HCOO, y el equilibrio se desplaza hacia la izquierda. El grado de disociación del ácido fórmico disminuye. Al disolver cloruro de calcio: CaCl2 (aq) Ca2 2 Cl Ninguno de estos iones influye en el equilibrio de disociación del ácido fórmico, por lo que no se modifica su grado de disociación.
5
K a ; 6,5 10 0,1 x
D 29
2
x
31
El AgCl es una sal poco soluble. Estudia los datos que se muestran en la tabla 7.4 e indica si podrías utilizar algún ácido para disolverla. Habría que utilizar un ácido más fuerte que el HCl, que capturase los iones cloruro y disolviese la sal. De acuerdo con la tabla 7.4, ese ácido podría ser el HI o el HClO4.
Disoluciones amortiguadoras Explica qué es y cómo funciona una disolución reguladora. Razona si una disolución reguladora puede en algún momento dejar de serlo. Véanse las páginas 248 y 249 del Libro del alumno. Una disolución reguladora deja de serlo cuando se añade una cantidad de ácido fuerte que reacciona totalmente con la especie básica de la disolución reguladora o una cantidad de base fuerte que reacciona por completo con la especie ácida de la disolución reguladora. Normalmente, se considera que una disolución deja de ser reguladora cuando la adición de un ácido o una base a la misma provoca un cambio de pH superior a una unidad.
32 PAU
Supón que dispones de 1 L de disolución 1 M de cada una de las siguientes sustancias: HCOOH, NaCl, HCl, NaOH, HCOONa, CH3COOH y C2H5NH2. Indica cuáles utilizarías para preparar una disolución reguladora y especifica si su pH será ácido o básico. HCOOH HCOONa, disolución reguladora ácida.
33 PAU
a) Determina el pH de una disolución acuosa que es 0,4 M en ácido acético y 0,4 M en acetato de sodio. Para el ácido acético: K a 1,8 105. b) Determina el pH de una disolución acuosa que es 0,4 M en cloruro de amonio. Dato: K b amoníaco 1,8 105. a) Planteamos el equilibrio de disolución del ácido débil: AcH H2O Ac H3O Como hemos visto al estudiar las disoluciones reguladoras formadas por un ácido débil más una sal de ese ácido débil (página 248 del Libro del alumno), se puede establecer que: [Ac sal][H3O] 0,4 [H3O] K a ; 1,8 105 pH 4,74 [AcH] 0,4 b) La disolución del cloruro de amonio da el ión cloruro, que no sufre hidrólisis, y el ion amonio, que sufre hidrólisis por ser el amoníaco una base débil. Estudiamos el equilibrio de hidrólisis: NH4Cl (aq) Cl (aq) NH4 (aq)
34 PAU
NH4 0,4
H 2O
b)
K h
Inicial Reacciona x Equilibrio 0,4 x
NH3 H3O 0 0 x
x
x
x
2
2
10
[NH3] [H3O] K w 1014 K h K b [NH4 ] 1,8 105 5,56 10
10 mL de NaOH 0,1 M nNaOH 0,1 10 103 103 mol NaOH HNO2 Na NO2 H2O Desaparece el HNO2 y se forma NO2 : 3 nNO 0,02 10 0,021 mol 0,021 MNO 0,21 M (40 50 10) 103 2
5,56 10
nHNO2 0,025 10
2
x
x
MHNO2
0,4 x 0,4 5 pH 4,83 x 1,49 10 [H3O ]
D 35
NO2 H3O 0,22 0
2
Inicial Reacciona x Equilibrio 0,26 x
x
¿En qué proporción hay que mezclar una disolución 0,5 M de metilamina (CH3NH2) y una disolución 1 M de cloruro de metilamonio (CH3NH3Cl) para obtener una disolución amortiguadora de pH 10,5? Dato: p K b metilamina 3,44 Como la constante de disociación es muy pequeña, podemos suponer que la concentración de la base y la de la sal en equilibrio son las mismas que las iniciales: CH3NH3Cl CH3NH3 Cl pK b 3,44 K b 3,63 104 Puesto que pH 10,5, pOH 3,5, de donde se deduce que [OH] 3,16 104. CH3NH2 H2O CH3NH3 OH Inicial 0,5 1 0 [CH3NH3 ] [OH ] K b [CH3NH2] [sal] [sal] 3,63 104 3,16 104; 1,15 [base] [base]
sal
base
V sal
V base
base
sal
x
n V V 1 V n 0,5 V V V sal
[sal] [base]
0,26 M
0,19 x x [NO2 ] [H3O] K a [HNO2] (0,19 x ) x 0,19 x 4,27 104 0,26 x 0,26 4 x 5,84 10 pH 3,23
x
NO2 H3O 0,19 0 x
NO2 H3O 0,21 0
0,026 mol
0,026 (40 50 10) 103
0,24 M
3
36
HNO2 H2O 0,26
Inicial x x Reacciona x Equilibrio 0,28 x 0,22 x x pK a 3,37 K a 4,27 104 [NO2 ] [H3O] K a [HNO2] (0,22 x ) x 0,22 x 4,27 104 0,28 x 0,28 4 x 5,43 10 ; pH 3,26 3 3 nHCl 0,1 10 10 10 mol a) 10 mL de HCl 0,1 M HCl NO2 HNO2 Cl Desaparece el NO2 y se forma HNO2: 3 nNO 0,02 10 0,019 mol 0,019 [NO2 ] 0,19 M (40 50 10) 103
[HNO2]
3
0,22 M
3
0,024 mol
nHNO2 0,025 10
0,21 x x [NO2 ] [H3O] K a [HNO2] (0,21 x ) x 0,21 x 4,27 104 0,24 x 0,24 4 x 4,88 10 ; pH 3,31 c ) El HCl es un ácido fuerte y está totalmente ionizado: HCl H2O Cl H3O 3 3 3 2 nH O 10 mol; [H3O ] 10 /[(90 10) 10 ] 10 M pH 2 d) El NaOH es una base fuerte y está totalmente disociada, luego: NaOH (aq) Na OH 3 nOH 10 mol [OH] 103/[(90 10) 103] 102 M pOH 2 pH 12
2
Inicial Reacciona x Equilibrio 0,24 x
2
HNO2 H2O 0,28
3
0,024 (40 50 10) 10
HNO2 H2O 0,24
Preparamos una disolución amortiguadora mezclando 50 mL de una disolución de HNO 2 (ácido nitroso) 0,5 M con 40 mL de una disolución de NaNO 2 (nitrito de sodio) 0,5 M. Calcula el pH de la disolución resultante y el que tendremos tras añadir: a) 10 mL de HCl 0,1 M a la mezcla inicial. b) 10 mL de NaOH 0,1 M a la mezcla inicial. c) 10 mL de HCl 0,1 M a 90 mL de agua. d) 10 mL de NaOH 0,1 M a 90 mL de agua. Dato: pK a ácido nitroso 3,37 Se calcula las concentraciones de ambas sustancias en la mezcla: M n/V . 3 nHNO 0,5 50 10 0,025 mol [HNO2] 0,025/[(40 50) 103] 0,28 M 3 nNaNO 0,5 40 10 0,020 mol [NaNO2] 0,020/[(40 50) 103] 0,22 M NaNO2 (aq) NO2 Na 0,22 M
10
sal
1,15;
base
base
1,15 0,5 0,575
Valoraciones ácido-base En una valoración ácido-base, explica la diferencia entre el punto de neutralización y el punto de equivalencia. Justifica por qué coinciden solo en algunos casos. Punto de neutralización es aquel punto de una valoración ácido-base en el que el pH 7.
37 PAU
7.
Reacciones de transferencia de protones 131
Punto de equivalencia es aquel en el que tenemos el mismo número de iones OH procedentes de la base que de H3O procedentes del ácido. El punto de neutralización y el punto de equivalencia solo coinciden cuando se valora un ácido fuerte con una base fuerte, pues en los demás casos el ion procedente del ácido o de la base débil sufre hidrólisis, haciendo que el pH del punto de equivalencia sea distinto de 7.
La reacción que se produce es: NaOH HCl NaCl H2O En el punto de equivalencia, habrá tantos moles de ácido como de base, luego Mbase V base Mácido V ácido.
El ácido acetilsalicílico, HC9H7O7, es un ácido débil cuya constante de ionización es 3 105. a) Calcula los gramos de dicho ácido que hay que disolver en 200 mL de agua para que el pH de la disolución sea 3. b) Calcula los gramos de NaOH, del 92 % de riqueza, necesarios para neutralizar 250 mL de la disolución anterior. c) Justifica (sin hacer cálculos numéricos pero haciendo uso de los equilibrios necesarios) el pH en el punto de equivalencia. Datos: Masas atómicas: C 12; H 1;Na 23;O 16. Representamos el ácido salicílico como HA y estudiamos su equilibrio de ionización: HA H2O A H3O c Inicial 0 0 x x Reacciona x x x Equilibrio c x a) Si el pH 3, la concentración de iones hidronio será [H3O] 103 x. x x (103)2 (103)2 5 K a ; 3 10 3 c x c 10 c 106 c 0,033 M 3 105 MHC9H7O7 12 9 8 1 7 16 228 g/mol n m/Mm m
42 PAU
¿Influye la cantidad de indicador que se emplea en una valoración en la determinación de la concentración de la sustancia que se quiere valorar? Explica por qué no sirve cualquier indicador para determinar el punto final. No influye, ya que los indicadores son ácidos o bases muy débiles y se emplea una cantidad muy pequeña de ellos. El punto final de una valoración ácido-base tiene un pH que depende del ácido y la base que se utilicen. El intervalo de viraje del indicador tiene que incluir el pH del punto de equivalencia de la valoración.
38 PAU
Para valorar 50 mL de una disolución de NaOH se han utilizado 47 mL de una disolución de HCl 0,5 M. a) Determina la concentración de la base. b) Calcula el pH del punto final de la valoración. c) Razona qué indicador se podrá utilizar. Se plantea la ecuación química del proceso y se analiza su estequiometría. NaOH HCl NaCl H2O 3 nHCl 0,5 47 10 0,0235 mol nNaOH nHCl 0,0235 mol 0,023 5 MNaOH 0,47 M 50 103 Como son una base fuerte y un ácido fuerte, el pH en el punto final de la valoración es 7. Se podría utilizar fenolftaleína.
39 PAU
M V V Mm V
m M Mm V 0,033 228 0,2 1,5
b)
Calcula el pH resultante al mezclar 18 mL de KOH 0,15 M con 12 mL de H 2SO4 0,1 M. Entre el ácido y la base se produce la siguiente reacción: 2 KOH H2SO4 K 2SO4 2 H2O 3 3 nKOH 0,15 18 10 2,7 10 3 3 nH2SO4 0,1 12 10 1,2 10 Puesto que 1 mol de ácido reacciona con 2 mol de base, los 1,2 103 mol de sulfúrico reaccionarán con 2,4 103 mol de KOH. Estos moles se consumen en la neutralización, luego sobran 0,3 103 mol de KOH. Como es una base fuerte, se disociará íntegramente: KOH K OH 0,3 103 [OH] pOH 2 pH 12 0,01 (18 12) 103
40 PAU
nbase
M
V
c)
41 PAU
132 Reacciones de transferencia
0,033 0,25 8,25 103 mol MNaOH 23 16 1 40 g/mol 8,25 103 mol 40 g/mol 100 g NaOH com 0,33 g NaOH puro 0,36 g NaOH com 92 g NaOH puro nácido
¿Cómo se puede determinar en el laboratorio la concentración de una disolución de ácido clorhídrico utilizando una disolución de hidróxido de sodio 0,01 M? Indica el material, procedimiento y formulación de los cálculos. Se trata de determinar la cantidad de NaOH de concentración conocida que neutraliza una cantidad prefijada de HCl. Medimos una cierta cantidad de la disolución de HCl que vamos a valorar y la colocamos en un erlenmeyer. Añadimos unas gotas de indicador, que puede ser fenolftaleína; la disolución permanecerá incolora. Llenamos la bureta con la disolución de NaOH de concentración conocida. Vamos añadiendo poco a poco la base sobre el ácido, hasta que se produzca el viraje del indicador (a color fucsia). En ese momento se habrá completado la valoración.
Escribimos la reacción de neutralización: HC9H7O7 NaOH NaC9H7O7 H2O De acuerdo con la estequiometría: nácido
g
D 43
En el punto de equivalencia tendremos la sal disociada. El anión procede de un ácido débil; por tanto, sufrirá proceso de hidrólisis: NaC9H7O7 (aq) → Na C9H7O7 C9H7O7 H2O → HC9H7O7 OH En el punto de equivalencia, el medio es básico; por tanto, pH 7.
Se desea realizar la curva de valoración de una disolución de NaOH 0,5 M frente a HCl 0,5 M. En un vaso se colocan 20 mL de la disolución de base y se van añadiendo distintas cantidades de ácido. Completa la tabla siguiente y haz la representación del pH en función de los mililitros de ácido añadido. mL de ácido añadido
0
10
15
18
19
19,5
20
20,5
21
22
25
30
40
50
pH mL de ácido añadido pH
Se plantea el proceso de neutralización. En cada caso, se determina los moles de ácido y de base y, según la estequiometría, la sustancia que queda en exceso y su concentración; como será un ácido o una base fuerte, el cálculo del pH se hace de forma inmediata: 20 mL de NaOH 0 mL de HCl: NaOH HCl NaCl H2O Inicial 0,01 0 3 nNaOH inicial 0,5 20 10 0,01 mol; nHCl inicial 0 mol NaOH (aq) Na (aq) OH (aq) [OH] 0,5; pOH 0,3; pH 14 0,3 13,7 20 mL de NaOH 10 mL de HCl: NaOH HCl NaCl H2O Inicial 0,01 0,005 3 Final 5 10 0 3 nNaOH inicial 0,5 20 10 0,01 mol 3 nHCl inicial 0,5 10 10 0,005 mol 2 3 3 nNaOH final 10 5 10 5 10 mol nHCl final 0 mol NaOH (aq) Na (aq) OH (aq) [NaOH] [OH] 5 103/[(20 10) 103] 0,17 M pOH 0,78; pH 14 0,78 13,22 20 mL de NaOH 15 mL de HCl: NaOH HCl NaCl H2O 3 Inicial 0,01 7,5 10 3 Final 2,5 10 0 3 nNaOH inicial 0,5 20 10 0,01 mol 3 3 nHCl inicial 0,5 15 10 7,5 10 mol 2 3 3 nNaOH final 10 7,5 10 2,5 10 mol nHCl final 0 mol NaOH (aq) Na (aq) OH (aq) [NaOH] [OH] 2,5 103/[(20 15) 103] 0,07 M pOH 1,15; pH 14 1,15 12,85 20 mL de NaOH 18 mL de HCl: NaOH HCl NaCl H2O 3 Inicial 0,01 9 10 3 Final 1 10 0 nNaOH inicial 0,01 mol 3 3 nHCl inicial 0,5 18 10 9 10 mol 2 3 3 nNaOH final 10 9 10 1 10 mol nHCl final 0 mol NaOH (aq) Na (aq) OH (aq) [NaOH] [OH] 1 103/[(20 18) 103] 0,026 M pOH 1,58; pH 14 1,58 12,42 20 mL de NaOH 19 mL de HCl: NaOH HCl NaCl H2O 3 Inicial 0,01 9,5 10 3 Final 5 10 0 nNaOH inicial 0,01 mol 3 3 nHCl inicial 0,5 19 10 9,5 10 mol 2 3 4 nNaOH final 10 9,5 10 5 10 mol nHCl final 0 mol NaOH (aq) Na (aq) OH (aq) [NaOH] [OH] 5 104/[(20 19) 103] 0,013 M pOH 1,89; pH 14 1, 89 12,10
20 mL de NaOH 19,5 mL de HCl: NaOH HCl NaCl H2O 3 Inicial 0,01 9,75 10 Final 2,5 103 0 nNaOH inicial 0,01 mol 3 3 nHCl inicial 0,5 19,5 10 9,75 10 mol 2 3 4 nNaOH final 10 9,75 10 2,5 10 mol nHCl final 0 mol NaOH (aq) Na (aq) OH (aq) [NaOH] [OH] 2,5 104/[(20 19,5) 103] 3 M 6,33 10 pOH 2,20; pH 14 2,20 11,80 20 mL de NaOH 20 mL de HCl: NaOH HCl NaCl H2O Inicial 0,01 0,01 Final 0 0 nNaOH inicial 0,01 mol nHCl inicial 0,01 mol nNaOH final 0 mol nHCl final 0 mol pH 7 20 mL de NaOH 20,5 mL de HCl: NaOH HCl NaCl H2O Inicial 0,01 0,010 25 Final 0 2,5 104 nNaOH inicial 0,01 mol 3 nHCl inicial 0,5 20,5 10 0,01025 mol nNaOH final 0 mol 2 4 nHCl final 0,01025 10 2,5 10 mol HCl H2O Cl H3O [HCl] [H3O] 2,5 104/[(20 20,5) 103] 3 M 6,17 10 pH 2,21 20 mL de NaOH 21 mL de HCl: NaOH HCl NaCl H2O Inicial 0,01 0,010 5 Final 0 5 104 nNaOH inicial 0,01 mol 3 nHCl inicial 0,5 21 10 0,0105 mol nNaOH final 0 mol 2 4 nHCl final 0,0105 10 5 10 mol HCl H2O Cl H3O [HCl] [H3O] 5 104/[(20 21) 103] 0,012 M pH 1,91 20 mL de NaOH 22 mL de HCl: NaOH HCl NaCl H2O Inicial 0,01 0,011 Final 0 0,001 nNaOH inicial 0,01 mol 3 nHCl inicial 0,5 22 10 0,011 mol nNaOH final 0 mol 2 nHCl final 0,011 10 0,001 mol HCl H2O Cl H3O [HCl] [H3O] 1 103/[(20 22) 103] 0,024 M; pH 1,62
7.
Reacciones de transferencia de protones 133
A partir de la curva de valoración, indica el pH inicial de la disolución de amoníaco y razona el valor del pH en el punto de equivalencia. b) Calcula la concentración de la disolución de amoníaco. c) Calcula el pH inicial y establece las coordenadas del punto de equivalencia que corresponderán a la curva de valoración de 5 mL de una disolución de NaOH 0,456 M con la disolución de HCl 0,114 M. Dato: K b amoníaco 1,8 105 a) En la gráfica se lee que el pH inicial es 11,5. En el punto de equivalencia, el pH es ácido. Al valorar una base débil con un ácido fuerte, se forma una sal cuyo anión no sufre hidrólisis en el punto de equivalencia, pero su catión sí: NH4 H2O NH3 H3O b) Se estudia el equilibrio de disociación del amoníaco: NH3 H2O NH4 OH c Inicial 0 0 x x Reacciona x x x Equilibrio c x pH 11,5 pOH 2,5 [OH ] 3,16 103 [NH4 ] x
20 mL de NaOH 25 mL de HCl: NaOH HCl NaCl H2O Inicial 0,01 0,012 5 Final 0 2,5 103 nNaOH inicial 0,01 mol 3 nHCl inicial 0,5 25 10 0,0125 mol nNaOH final 0 mol 2 3 nHCl final 0,0125 10 2,5 10 mol HCl H2O Cl H3O [HCl] [H3O] 2,5 103/[(20 25) 103] 0,056 M pH 1,26
a)
20 mL de NaOH 30 mL de HCl: NaOH HCl NaCl H2O Inicial 0,01 0,015 Final 0 5 103 nNaOH inicial 0,01 mol 3 nHCl inicial 0,5 30 10 0,015 mol nNaOH final 0 mol 2 3 nHCl final 0,015 10 5 10 mol HCl H2O Cl H3O [HCl] [H3O] 5 103/[(20 30) 103] 0,1 M; pH 1,0
x x 5 K b 1,8 10 c x
20 mL de NaOH 40 mL de HCl: NaOH HCl NaCl H2O Inicial 0,01 0,02 Final 0 0,01 nNaOH inicial 0,01 mol 3 nHCl inicial 0,5 40 10 0,02 mol nNaOH final 0 mol 2 nHCl final 0,02 10 0,01 mol HCl H2O Cl H3O [HCl] [H3O] 102/[(20 40) 103] 0,167 M; pH 0,78 Nota: Este problema proporcio- pH 16 na al profesor una buena opor14 tunidad para que encargue a 12 10 cada alumno o grupo de alum8 nos la resolución de uno de los 6 casos planteados. La tabla se 4 completa con los datos que 2 aportan los alumnos y se elabo0 ra la gráfica, que resulta ser la 40 20 0 mL ácido que se muestra a la derecha.
1,8 105
c)
3
2
(3,16 10 ) c 3,16 10
3
c
0,55 M
En este caso, el pH inicial sería el correspondiente a la disolución de NaOH 0,456 M: NaOH (aq) Na OH 0,456 M 0,456 M pOH log [OH ] log 0,456 0,34 pH 13,66 En este caso, la reacción de neutralización sería: NaOH HCl NaCl H2O De acuerdo con la estequiometría:
nácido 3
nbase Mácido
V ácido
3
Mbase
V base
5 10 0,456 x 10 0,114 x 20 mL En el punto de equivalencia el pH es 7, ya que la sal procede de un ácido fuerte y de una base fuerte, con lo que ninguno de sus iones sufre hidrólisis.
Para valorar 50 mL de una disolución de Ba(OH) 2 se han utilizado 47 mL de una disolución de HCl 0,5 M. Calcula la concentración de la base. Se plantea la ecuación química del proceso y se analiza su estequiometría. Hay que tener en cuenta que, por cada mol de base, reaccionan 2 mol de ácido. Ba(OH)2 2 HCl BaCl2 2 H2O 3 2 M n/V ; nHCl 0,5 47 10 2,35 10 mol de HCl 1 mol de Ba(OH)2 2,35 102 mol de HCl 2 mol de HCl 2 mol de Ba(OH)2 1,175 10 2 3 MBa(OH) n/V 1,175 10 /50 10 0,235 M
45 PAU
Se valoran 5 mL de una disolución de amoníaco con una disolución de HCl 0,114 M y la curva de valoración obtenida es la que se representa en la siguiente figura:
44 PAU
pH 14 12
2
10
D 46
8 6 4 2 0 0
10
20
30
40
mL de disolución de HCl
134 Reacciones de transferencia
Para valorar 50 mL de una disolución de NaOH se han utilizado 47 mL de una disolución de CH 3COOH (ácido acético) 0,5 M. Dato: K a acético 1,8 105 a) Calcula la concentración de la base. b) Determina el pH del punto final de la valoración. c) Señala, de forma razonada, qué indicador se puede utilizar para esta valoración. a) Se plantea la ecuación química del proceso y se analiza su estequiometría:
PAU
NaOH CH3COOH NaCH3COO H2O 3 2 M n/V ; nCH COOH 0,5 47 10 2,35 10 mol
3
2
nNaOH nCH3COOH 2,35 10 b)
mol; MNaOH 0,47 M
La sal que se forma sufre hidrólisis por parte del anión, que procede de un ácido débil. En consecuencia, el pH en el punto de equivalencia no es 7. NaCH3COO (aq) Na (aq) CH3COO (aq)
[NaCH3COO] n/V 2,35 102/(50 47) 103 0,24 M CH3COO H2O 0,24 M
Inicial Reacciona x Equilibrio 0,24 x
K w K h K a K h
CH3COOH OH 0 0 x
x
x
x
14
10
2
3
3
10
2
x
0,24 x
x
0,24
5
x 1,15 10
pOH log x 4,94; pH 9,06 c) Debemos utilizar un indicador cuyo rango incluya el valor del pH en el punto de equivalencia, que es 9,06. Si observamos en la figura 7.16 del Libro del alumno, concluimos que los dos indicadores adecuados son la fenolftaleína y el azul de timol (en su intervalo básico).
Actividades de respuesta múltiple Elige y razona la respuesta correcta en cada caso: En una disolución acuosa de un ácido: a) El pH de la disolución es elevado. 14 M. b) El producto [H ][OH ] es 10 c) La concentración de protones en disolución es mayor de 107 M. d) El pOH es menor que el pH. La respuesta correcta es la c). La respuesta b) es válida con carácter general, para cualquier disolución acuosa de un ácido, una base o una sal. Las respuestas a) y d) son erróneas.
47 PAU
48
En disoluciones de la misma concentración de dos ácidos débiles monopróticos, HA y HB, se comprueba que [A] es mayor que [B ]. a) El ácido HA es más fuerte que el ácido HB. b) El valor de la constante de disociación del ácido HA es menor que el de HB. c) El pH de la disolución del ácido HA es mayor que el del ácido HB. d) En el caso de dos disoluciones con la misma concentración de la sal que resulta de combinar HA y HB con NaOH, la disolución de NaA es más básica que la de NaB. La respuesta correcta es a): el ión A procede de la disociación del ácido. Si su concentración es mayor es porque el ácido HA es más fuerte que el HB. Las otras respuestas serían correctas si el ácido HB fuese más fuerte. Razona en este caso la respuesta incorrecta: 49 PAU
10 5,56 10 1,8 10 5
[CH COOH] [OH ] ; 5,56 10 [CH COO ]
Al añadir unas gotas de fenolftaleína, se vuelve de color fucsia. b) Al añadir 25 mL de una disolución 0,5 M de NaOH, obtenemos un medio neutro. c) Al añadir HCl, el grado de disociación del ácido cianhídrico disminuye. d) Al añadir HCl, la acidez del medio disminuye. La respuesta correcta es la c): el HCN es un ácido débil, mientras que el HCl es un ácido fuerte que estará totalmente disociado. Los protones que aporta al medio el HCl desplazan el equilibrio de ionización del HCN hacia la izquierda, haciendo que disminuya su grado de disociación. a)
En un erlenmeyer tenemos 25 mL de una disolución 0,5 M de HCN (ácido cianhídrico), cuya constante es 4 1010.
A igual molaridad, cuanto más débil es un ácido, menor es el pH de sus disoluciones. b) A un ácido fuerte le corresponde una base conjugada débil. c) Una disolución de un ácido fuerte siempre tendrá un pH menor que la de un ácido débil. d) El ácido sulfúrico es un ácido fuerte porque tiene dos hidrógenos en la estructura molecular. Solución: La respuesta errónea es la c). A igual molaridad, cuanto más débil es un ácido menor es la concentración de protones del medio y, por tanto, mayor es su pH.
50 PAU
7.
a)
Reacciones de transferencia de protones 135
