O L U T Í P A C
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Profesor:
T e m a
Julio Oria
ÁCIDOS Y BASES
* INTRODUCCIÓN Las sustancias químicas que describimos como ácidos y bases están distribuidas en la naturaleza. Se encuentran por ejemplo, en los alimentos que ingerimos, en las medicinas que utilizamos, en los limpiadores domésticos, etc.; por ello son muy importantes en la vida diaria, en el laboratorio y a nivel industrial.
* Algunos ácidos comunes
- ácido ácido acético, acético, CH3COOH, presente en el vinagre (al 5% en masa aproximadamente). - ácid ácidoo ascó ascórb rbic ico, o, C6H8O6 (o vita vitami mina na C) C), presente en la naranja, toronja, etc. Su deficiencia produce escorbuto. - ác ácid idoo cí cítr tric ico, o, C6H8O7, presente en manzana, limón, mandarina, naranja, tomate, etc. - áci ácido do ox oxál álic ico, o, H2C2O4, presente en ruibarbos y espinacas - ácido sulfúrico (el ácido de mayor consumo a nivel industrial) que está contenido en la batería de los automóviles. - ácido clorhídrico, que forma parte del jugo gástrico el cual permite degradar proteínas y cumple función germicida (mata microbios). - ácido láctico, presente en el yogurt - ácido acetilsalicílico (aspirina), que actúa como analgésico (disminuye la formación de prostaglandinas, causantes del dolor) y antipirético (disminuir la fiebre).
* Algunas bases comunes
- Hidróxido de sodio, (base más importante) que está presente en la soda cáustica, empleadas como agentes de limpieza y como materia prima para elaborar jabones. - Hidróxido de aluminio y el hidróxido de magnesio forman parte de la mylanta y leche de magnesia, que se emplean para contrarrestar la acidez, el ardor estomacal y por ello cotidianamente se les conoce como antiácidos. - cafeína, presente en las hojas del té y en los granos del café. - cocaína y nicotina, presentes en el mate de coca y en el tabaco respectivamente, son conocidos también como alcaloides. Estas sustancias tienen la propiedad de ser estimulantes del sistema nervioso y su consumo constante puede producir adicción. - carbona carbonato to de sodio sodio Na2CO3 y bicarbo bicarbonat natoo de sodio, sodio, NaHCO NaHCO3, son sustancias básicas muy importantes a escala industrial. Comer en exceso , comer demasiado rápido , comer alimentos picantes o grasosos , el consumo de alcohol y tabaco y otros comportamientos pueden resultar en exceso de gas y ácido. Ese exceso de ácido estomacal , de hecho, que causa la acidez estomacal, malestar estomacal, indigestión ácida, y la sensación de ardor que se conoce como acidez estomacal. Los síntomas de acidez se produce cuando el ácido sube desde su lugar natural en el estómago al esófago.
* PROPIEDADES GENERALES * ÁCIDO - Sus disoluciones acuosas conducen la electricidad. Ejemplo: la solución acuosa de
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ácido sulfúrico que esta presente en la batería de los automóviles. ¿Por qué los ácidos disueltos en agua conducen la electricidad? Los ácidos al disolverse en agua se ionizan, estos iones por tener movimiento de traslación permiten su conductividad. - Son de sabor ácido (picante y agrio) como por ejemplo: el vinagre que debe su sabor al ácido acético, limón y otros frutos cítricos deben su sabor al ácido cítrico, etc. - Cambian de color a los pigmentos orgánicos .
- Su acción es neutralizada por las bases. - Cuando reaccionan con los metales activos como (Li, K, Ba, Ca, Al, Ni, Na, Fe, Zn, Mg, Pb, etc.) producen hidrógeno gaseoso y producen sustancias cristalizables, de sabor salado, llamadas sales, que en solución acuosa conducen la electricidad. En general: METAL ACTIVO + ACIDO SAL + H2 Ejemplos: K(s) + H2SO4(ac) K2SO4(ac) + H2(g) Ca(s) + 2HCl(ac)
CaCl2(ac)
+ H 2(g)
Nota: Esta es la razón por la cual los ácidos no se almacenan en recipientes que contengan metales activos. Pero no todos los metales reaccionan con los ácidos desprendiendo hidrógeno gaseoso, tal es el caso del cobre, plata, oro, platino, etc. a estos metales se les denomina nobles, debido a su baja reactividad química. Para disolver estos metales se usa el agua regia, que es una mezcla de HCl y HNO 3, en una proporción de volumen de 3 a 1 respectivamente. - Los ácidos reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos metálicos como Na 2CO 3, CaCO 3 y NaHCO3, para formar CO2 gaseoso. Esta propiedad de los ácidos se puede aprovechar para eliminar por ejemplo: el sarro de la tetera (esta capa impide la transferencia de calor) adicionándoles gotas de limón, o vinagre, produciendo un burbujeo lo cual indica que se esta liberando el Co2. En forma general: Ácido + Carbonatos o Bicarbonatos metálicos sal + CO2 + H2O Ejemplos: CaCO3(s) + HCl(ac) CaCl2(ac) + CO 2(g) + H 2O NaHCO3(s) + HCl(ac ) NaCl(ac) + CO 2(g) + H 2O
- De acuerdo a su liberación protónica (cantidad de H + o H 3O + liberados), se pueden
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clasificar en:
* BASE O ÁLCALIS
- Las disoluciones acuosas de las bases conducen la electricidad, ya que al igual que los ácidos se ionizan o disocian. - Poseen sabor cáustico (amargo). Por ejemplo: al consumir té, café o mate de coca hemos sentido un sabor amargo característico de estas sustancias ¿Qué contienen estas sustancias para presentan este sabor? El grano de café y la hoja de té contienen una sustancia básica (alcaloides) llamada cafeína y la hoja de coca contiene cocaína que son responsable se su sabor amargo. - Cambian de color a los pigmentos orgánicos. - Poseen consistencia viscosa y son resbalosas al tacto, como por ejemplo: el jabón, lejía, sosa cáustica, etc. - No dan reacciones con los carbonatos o bicarbonatos. - Poseen poder corrosivo. Neutralizan a los ácidos (antiácidos). - Sus soluciones acuosas son buenas conductoras de la corriente eléctrica. Se comportan como electrolitos cuando están en solución acuosa. Ejemplos: NaOH, Ca(OH)2, KOH, Al(OH)3, etc. ANFOTERO (ANFIPRÓTICA)
*
Son aquellas sustancias que pueden comportarse a veces como ácidos y a veces como bases, dependiendo con que sustancia reaccionen. Ejemplos: H2O; C2H5OH; HClO, HS -, H 2PO 4-, iones complejos de los metales pesados: Zn, Sn, Sb, Cr; etc.
* TEORÍAS Son aquellas que tratan de explicar las propiedades de los ácidos y las bases. Entre las principales tenemos: A
Teoría de Arrhenius
Establecida en 1884, por el químico sueco Svante August Arrhenius, se fundamenta en el comportamiento de las sustancias (generalmente ácidos y bases fuertes) en solución acuosa, las cuales se disocian totalmente, y pueden así conducir la corriente eléctrica.
* ÁCIDO Sustancia que contiene hidrógeno y en solución acuosa se disocia produciendo iones H3O+ (H+). Fórmula: HnA n= 1, 2, 3,... Ejemplos: HI, HBr, HCl, H 2SO4 , HCN, HNO3, HClO 4, ..... La ionización es total. HCl (ac) Cl-(ac) + H+(ac) H2SO4 (ac) SO4-2(ac) + 2H +(ac)
* BASE Sustancia que contiene grupos hidroxilo, y en solución acuosa se disocia liberando iones OH- ( hidroxilo). Fórmula: M(OH)n n= 1, 2, 3,.... Ejemplos: NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Mg(OH)2 ,Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 NaOH (ac)
Na+(ac)
+
OH-(ac)
Mg(OH) 2 (ac)
Mg +2(ac) +
2OH -(ac)
Nota: - Si hacemos reaccionar un ácido y una base de Arrhenius da lugar a la formación de una sal y agua. Neutralización: ÁCIDO FUERTE + BASE FUERTE SAL + H2O
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Química Ejm: HCl(ac) + NaOH(ac)
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NaCl(ac) + H2O(l)
* Limitaciones
- Esta teoría es muy limitada, ya que restringe el comportamiento ácido-base de los compuestos solo a soluciones acuosas, además no puede explicar por qué el amoniaco, disuelto en agua genera ion OH-, formando una solución básica a pesar que su estructura molecular no tiene ion hidróxido (OH-), por ello es necesario una definición más general de los ácidos y bases, que incluya otros solventes.
* Observación: ¿Por qué a veces se reemplaza H3 O+ por H+ ?; El ion H+ es un átomo de hidrógeno que perdió su electrón, es decir, es únicamente un protón. El tamaño de un protón es aprox. 10-15m, mientras que el diámetro de un átomo o ion promedio es de 10-10m. Con un tamaño tan pequeño, está partícula cargada no puede existir como una entidad aislada en una disolución acuosa debido a su fuerte atracción por el polo negativo del H2O. Por consiguiente, el protón existe en forma hidratada. H+ + H2O H3O+ Por comodidad consideramos: H3O+(ac) H+(ac) B
Teoría de Brönsted y Lowry En 1923 los químicos: Johannes Brönsted (danés) y Thomas Lowry (inglés), idearon de manera independiente y separada, un concepto más amplio de lo que vendría a ser un ácido y una base. * Ácido, es toda especie química (molécula o ion) capaz de donar protones (H+) a otra especie, por lo que se transforma en una base conjugada. * Base, es toda especie química (molécula o ion) que acepta protones (H+) de otra especie, por lo que se transforma en un ácido conjugado. De esta definición surge el concepto par ácido-base (un ácido y una base siempre funcionan juntos en la transferencia de un protón. en otras palabras, una de las especies se comporta como un ácido sólo si la otra especie se comporta simultáneamente como una base, y viceversa. Aun cuando un ácido o una base simplemente se disuelven en agua, una reacción ácido base ocurre porque el agua actúa como ácido o base). Ejemplos: +
+
H
HCO3
-
+
H
H2O
ÁCIDO
BASE
H2CO3
-
+
OH
ÁCIDO CONJUGADO
HNO2
BASE CONJUGADA
ÁCIDO
+
H2O
-
NO2
BASE
BASE CONJUGADA
+
+
H3O
ÁCIDO CONJUGADO
Par Conjugado Par Conjugado H
+
H
NH3
BASE
+
H2O
NH4
ÁCIDO
+
ÁCIDO CONJUGADO
+
-
+
OH
BASE CONJUGADA
Par Conjugado Par Conjugado
otros: NH3(ac) +
HF(ac)
NH4+(ac)
+
F-(ac)
CH3COOH(ac) + H 2O (l) ácido 1 base 2
CH3COO-(ac) + H3O+(ac) base 1 ácido 2
CONCLUSIÓN: - Los ácidos y bases débiles se disocian parcialmente por lo tanto son reacciones reversibles.
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- Par conjugado ácido-base, se les llama así a un ácido y una base “similares en estructura” que se diferencian en un solo protón. Es decir, todo ácido tiene una base conjugada y viceversa. - Si un ácido es fuerte, entonces su base conjugada es débil y viceversa. - Ácido conjugado, es el ácido que se forma por la adición de un protón a su base. BASE + H+ ÁCIDO CONJUGADO Ejemplo: NH3 + H+ NH4+ Base ácido conjugado - Base conjugada, es la base que se forma cuando el ácido pierde un protón. ÁCIDO BASE CONJUGADA + H+ Ejemplo: HCl Cl- + H+ ácido base conj. - Una reacción ácido-base de B-L puede ocurrir entre gases, en soluciones no acuosas y en mezclas heterogéneas, como también en soluciones acuosas. - Todos los ácidos y bases de Ahrrenius son ácidos y bases de Brönsted y Lowry, porque los compuestos que se disocian para dar H3O+ son donadores de protones y los compuestos que se disocian para dar OH- son aceptores de protones. C
Teoría de Lewis:
En 1923, el químico estadounidense, Gilbert Newton Lewis, propone una teoría más amplia y generalizada que las anteriores, su definición esta basada en la formación del enlace covalente. * Ácido: es la especie química (ión o molécula) capaz de aceptar pares de electrones y así formar enlaces covalentes. * Base: es la especie química (ión o molécula) que puede donar pares de electrones, y así formar enlaces covalentes. La reacción acido-base de Lewis implica la formación de un compuesto de coordinación (posee enlace dativo) llamado aducto. ácido + base aducto Ejemplos: BF3 + NH3 BF3-NH3
Conclusiones: Son ácidos de Lewis: - Los cationes (Fe+3, Ag+1, Cd+2, H +1, Cu 2+, Zn 2+, etc) - Moléculas que contiene un doble enlace polar (CO2 , SO2, ) - Moléculas cuyo átomo central tenga octeto incompleto (H3BO3, BF3, AlCl3, etc) - Moléculas cuyo átomo central tenga un orbital vacío en la capa de valencia para aceptar el par electrónico. Son bases de Lewis: - Los aniones (Cl-1, OH-1, etc) - Los óxidos metálicos. - Moléculas cuyo átomo central posee al menos un par de e- libres (NH3, H2O, C2H 5OC 2H 5, etc) Nota: - La teoría ácido-base de Lewis, permite explicar la formación de cationes hidratados, como: Cu(H2O)62+ ; Ag(NH3)2+ ; Ni(H 2O) 62+ ; etc. - La teoría de Lewis, analiza el carácter ácido-base de sustancias que no necesariamente contienen “H” y que no pueden ser explicados por las teorías de Arrhenius y de BrönstedLowry.
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* FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES : ÁCIDOS FUERTES : * son electrólitos fuertes que, para fines prácticos, se supone que se ionizan completamente
en agua. Poseen altos valores de Ka (ka >>> 1) HClO Ejemplos: hidrácidos (HCl, HBr, HI) , oxiácidos (HNO3 , H 2SO 4, HClO4)--> #O - #H 2 HI HBr Z HCl(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + Cl–(ac) E HCl D I ácido fuerte base conjugada débil H SO C A + H2O(l) H3O+(ac) + NO3-(ac) HNO3(l) HNO + HClO4(ac) + H2O(l) H3O (ac) + ClO4 (ac) El ácido sulfúrico, es un caso especial. Es un ácido diprótico que se ioniza en dos etapas + H2O(l) H3O+(ac) + HSO4-(ac) (1ra etapa, ionización completa) H2SO4(ac) HSO4-(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + SO4-2(ac) (2da etapa, ionización parcial) 4
.
2
4
3
* BASES FUERTES : Son electrolitos fuertes que se ionizan completamente en agua. Ejemplo: * Hidróxidos de los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs) y de algunos metales alcalinos térreos (Ca, Sr, Ba). Todos los hidróxidos de los metales alcalinos son solubles. En el caso de los hidróxidos de los metales alcalinos térreos, el Be(OH)2 y el Mg(OH)2 son insolubles; Ca(OH) 2 y Sr(OH) 2 son ligeramente solubles, y el Ba(OH)2 es soluble. NaOH(s) + H2O Na+(ac) + OH–(ac) Ba(OH)2(s) + H 2O Ba2+(ac) + 2OH–(ac) En sentido estricto, los hidróxidos de estos metales no son bases de Brönsted porque son incapaces de aceptar un protón. Sin embargo, el ion hidróxido (OH–), que se forma cuando se ionizan, es una base de Brönsted porque puede aceptar un protón: + + OH–(ac) 2H2O(l) H3O (ac) Entonces, cuando decimos que el NaOH o cualquier otro hidróxido metálico es una base, en realidad hacemos referencia a la especie OH– que se deriva del hidróxido.
* ÁCIDOS DÉBILES :
Son electrolitos débiles, se ionizan en forma limitada en el agua, es decir, forman un equilibrio químico. (Ka << 1) Ejm: HF, HCN, H2S, HNO 2, H 3PO3, HCOOH, CH 3COOH, NH 4+, etc.
BASES DÉBILES : * Son electrólitos débiles, se ionizan en forma limitada en el agua, es decir, forman un equilibrio químico. (Kb << 1) Ejm: Aminas: CH3CH 2NH 2, (CH 3) 2NH, (C 3H 7) 3N, C 5H 5N, etc. NH3(ac) + H2O(l) NH4(ac) + OH–(ac)
* AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA: El agua es un disolvente único. Una de sus propiedades especiales es su capacidad para actuar como ácido o como base. El agua es un electrólito muy débil y, por tanto, un mal conductor de la electricidad, pero experimenta una ligera autoionización: H2O ácido 1
Ionización, según Bronsted - Lowry:
Ionización, según Arrhenius: Proceso Endotérmico.
+
H3O+ + O Hácido 2 base 1
H2O base 2
H2O(l)
H+(ac) + OH-(ac)
* Producto iónico del agua (Kw) : En el estudio de las reacciones ácido-base, la concentración del ion hidrógeno es muy
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importante, ya que indica la acidez o basicidad de una disolución. Ya que sólo una fracción muy pequeña de moléculas del agua se ioniza, la concentración del agua, [H2O], permanece virtualmente sin cambios. Por consiguiente, la constante de equilibrio para la autoionización del agua es: Kc = [H3O+][OH–] * Como se utiliza H+(ac) y H3O+(ac) de manera indistinta para representar al protón hidratado, la constante de equilibrio también se puede expresar como Kc = [H+][OH–] * Para indicar que la constante de equilibrio se refiere a la autoionización del agua, se reemplaza Kc con Kw. Kw = [H3O+][OH–] = [H+][OH– ] , donde K w se denomina constante del producto iónico del agua a una temperatura en particular.
Independientemente de que se trate de agua pura o de una disolución acuosa de especies disueltas, la siguiente relación siempre se cumple a 25°C : K w = [H+][OH–] = 1.0×10–14
* Potencial de hidrógeno (pH) : Establecida por el bioquímico danés, Soren Sorensen en 1909. Es una cantidad adimensional que nos indica cuantitativamente el grado de acidez de una disolución. pH = -log [H+] = - log [H3 O+ ]
Por consiguiente : [H+ ] = 10-pH
* Se usa para soluciones diluidas en donde la concentración molar del soluto es 1M. Nota: * Un pH negativo simplemente significa que la concentración de H+ es mayor que 1M. * Puesto que las concentraciones de los iones H+ y OH- en soluciones acuosas puede variar en intervalos extremadamente amplios, desde 1M o mayor hasta 10-14M o menor. Construir una gráfica de concentración de H+ contra alguna variable sería muy difícil si la concentración cambiara, por ejemplo, de 10-1 a 10-3M. Este intervalo es muy común en una titulación. pOH= - Log [OH-]
Por consiguiente : [ OH- ] = 10-pOH
De: Kw = [OH-][H+] Tomando logaritmo negativo a ambos miembros + pKw = pH + pOH -logKw = -log[OH ][H ] = -log[OH -] - log[H +] Analizando valores en soluciones acuosas a 25ºC: 1. Se cumplen: [OH-]x[H+] = 10-14 mol/L pH + pOH = 14 2. En solución neutra: [OH-] = [H+] = 10-7 mol/L pH = pOH = 7
3. En solución ácida: [OH-] < [H+]
[H +] > 10 -7M
4. En solución básica: [OH-] > [H+] [H +] < 10 -7M
pH < 7 pH > 7
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* Ka DE ÁCIDOS DÉBILES : E
* PORCENTAJE DE IONIZACIÓN : * Kb DE BASES DÉBILES : * PORCENTAJE DE IONIZACIÓN : * RELACIÓN ENTRE Ka Y Kb :
* PROPIEDADES MOLECULARES Y FUERZA ÁCIDA : La fuerza de acidez depende de algunos factores como las propiedades del disolvente, la temperatura y la estructura molecular del ácido. Cuando comparamos la fuerza entre dos ácidos en un mismo solvente y a la misma temperatura entonces la variable a analizar se enfoca a la estructura de los ácidos (fuerza de enlace, polaridad de enlace). - Variación de la fuerza ácida en hidruros. ¿Qué factor (fuerza del enlace o polaridad del enlace) es el predominante para determinar la fuerza de los ácidos binarios? * Considere en primer lugar la fuerza del enlace H-X en cada uno de estos ácidos.
Con base en la entalpía de enlace, HI debe ser el ácido más fuerte debido a que su enlace es el más fácil de romper y de formar iones H + y I –. * Considere en segundo lugar la polaridad del enlace H-X. En esta serie de ácidos, la polaridad del enlace disminuye desde HF hacia HI porque F es el más electronegativo de los halógenos. Con base en la polaridad de enlace, HF debe ser el ácido más fuerte debido a la mayor acumulación de cargas positivas y negativas en los átomos de H y F Por tanto, tenemos dos factores en competencia a considerar para determinar la fuerza de los ácidos binarios. El hecho de que HI sea un ácido fuerte y que HF sea un ácido débil indica que la entalpía de enlace es el factor predominante en la determinación de la fuerza del ácido en los ácidos binarios. En esta serie de ácidos binarios, cuanto más débil sea el enlace, más fuerte será el ácido, de manera que la fuerza de los ácidos se incrementa como sigue: HF << HCl < HBr < HI
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- Variación de la fuerza ácida en ácidos oxácidos.
* Oxiácidos que tienen diferentes átomos centrales que pertenecen al mismo grupo de la tabla periódica y que tienen el mismo número de oxidación. Dentro de este grupo, aumenta la fuerza de los ácidos a medida que se incrementa la electronegatividad del átomo central, ejemplo: HClO3 y HBrO3. Cl y Br tienen el mismo número de oxidación, +5. Sin embargo, como Cl es más electronegativo que Br, atrae el par electrónico que comparte con el oxígeno (en el grupo Cl-O-H) en mayor medida que el Br. En consecuencia, el enlace O-H es más polar en el ácido clórico que en el ácido bórico y se ioniza más fácilmente. Así la fuerza relativa de los ácidos es: HClO3 > HBrO3 * Oxiácidos que tienen el mismo átomo central pero diferente número de grupos unidos a él. Dentro de
este grupo, la fuerza del ácido se incrementa a medida que aumenta el número de oxidación del átomo central. Considere los oxiácidos del cloro. En esta serie, la capacidad del cloro para atraer electrones del grupo OH (haciendo más polar el enlace O-H) aumenta con el número de átomos de O electronegativos unidos al Cl. Así el HClO4 es el ácido más fuerte porque tiene el mayor número de átomos de O unidos al Cl, y la fuerza de los ácidos disminuye como sigue: HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO
* TITULACIÓN ÁCIDO-BASE :
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Química 07. Relacionar: I. Solución ácida II. Solución neutra III. Solución básica A) IA, IIB, IIIC C) IB, IIC, IIIA E) IA, IIC, IIIB
Reforzando lo aprendido * Preguntas de autoevaluación: NIVEL I 01. Según Arrhenius un ácido es aquella: A) Sustancia capaz de ceder protones B) Sustancia capaz de aceptar protones C) Sustancia que posee átomos de hidrógeno y que en solución acuosa libera H+ D) Sustancia que acepta electrones E) Sustancia que acepta un par de electrones
Julio Oria A. pH > 7 B. pH < 7 C. pH = 7 B) IC, IIB, IIIA D) IB, IIA, IIIC
08. Con respecto a las propiedades generales de ácidos y bases, asigne verdadero (V) o falso (F) a las siguientes proposiciones según corresponda: I. Productos tales como el jabón y la leche de magnesia presentan características ácidas. II. Una infusión de té reacciona con el limón. El té tiene características básicas. III. Las reacciones ácido-base son de poca importancia en los procesos químicos. A) VVV B) VFF C) VVF D) FVF E) VFV
02. Cuando una sustancia acepta protones se comporta como un(a).......y cuando cede protones se comporta como un(a)....; según Bronsted - Lowry. A) ácido - base B) oxisal - hidróxido C) hidrácido - hidróxido D) base - ácido E) oxácido - base
09. Identifique los pares conjugados ácidobase en las siguientes reacciones: NH3(ac) + HF(ac) NH4(ac) + F–(ac) CN– + H2O HCN + OH– H2SO4(aq) + NH3(aq) NH4+(aq) + HSO4-(aq) HCO3-(aq) + SO42-(aq) HSO4-(aq) + CO32-(aq) CH3COO– + HCN CH3COOH + CN– HCO3– + HCO3– H2CO3 + CO32– H2PO4– + NH3 HPO42– + NH4+ HClO + CH3NH2 CH3NH3+ + ClO– CO32– + H2O HCO3– + OH–
03. Son aquellas sustancias que pueden actuar como un ácido o una base según las circunstancias : a) Anfóteros b) Metaloides c) Hidróxidos d) Sales e) Ácidos Hidrácidos 04. Indique las proposiciones correctas respecto a las propiedades generales de ácido-bases. I. Los ácidos son dulces. II. Las soluciones de bases son untuosas al tacto. III. Las bases colorean el papel de tornasol de azul a rojo. A) solo I B) I y II C) solo II D) I, II y III E) solo III
10. Determine el pOH de una solución si: [H+] = 10-1.5 A) 1,5 B) 12,5 C) 14 D) 13,5 E) 7 11. Hallar la concentración de OH- de una solución de pH= 4 a) 10-1 b) 10-4 c) 10-12 d) 10-10 e) 10-14
05. El pH igual a 4.5 para la cerveza nos indica que es: a) ácida b) neutra c) básica d) no se sabe e) anfolita
12. Calcular el pH de una solución de: * HCl 0,01 M Rpta: 2 * HCl 0,001M Rpta: 3 * KOH 0.76M (log 76= 1.88) * NaOH 0,02M. (Log2 = 0,30) Rpta: 12.3 * H2SO4 0,04M * Ba(OH)2 0,020M Rpta: 12.6
06. Si el pOH de una solución es 8,3 entonces la solución es: a) alcalina b) básica c) ácida d) neutra e) anfótera
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Química * HNO3
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21. En una reacción ácido - base, cuando se mezclan cantidades equivalentes de un ácido y una base la solución resultante será: A) Ácida B) Básica C) ni ácida ni básica D) No se puede predecir E) No dependen si son equivalentes
13. La concentración de iones OH– en cierta disolución limpiadora para el hogar a base de amoniaco es de 0.0025 M. Calcule la concentración de iones H+. Rpta: 4 x 10-12M 14. Calcule la concentración de iones OH– en una disolución de HCl cuya concentración de iones hidrógeno es 1.3 M Rpta: 7.69 x 10-15M
22. De la siguiente reacción; indique un par conjugado ácido - base de Bronsted lowry: HSO41- + Cl1- SO42- + HCl A) HSO41- y HCl B) Cl 1- y SO 42C) HSO41- y Cl1D) SO 42- y HSO 41E) SO42- y Cl1-
15. Determine la proposición incorrecta para una solución de pH= 4 a) [H+] = 10-4 b) [OH-] = 10-10 c) [H+] > [OH-] d) Solución ácida e) Solución básica
23. Calcule la concentración de iones OH– en una disolución de HCl 1.4 × 10–3 M.
16. ¿Cuál de las siguientes sustancias es un indicador ácido-base? a) acetona b) fenol c) fenolftaleína d) naftaleno e) nitrobenceno
24. Calcule la concentración de iones H+ en una disolución de NaOH 0.65 M. 25. Calcule la concentración de ion hidrógeno, en mol/L, para las disoluciones con los siguientes valores de pH: a) 2.42 , b) 11.21, c) 6.96, d ) 15.00.
17. Al sumergir una tira de papel tornasol en una solución ácida, éste toma el color: a) amarillo b) azul c) marrón d) verde e) rojo
26. Calcule la concentración de ion hidrógeno, en mol/L, para cada una de las siguientes disoluciones: a) una disolución cuyo pH es de 5.20 b) una disolución cuyo pH es de 16.00 c) una disolución cuya concentración de hidróxido es de 3.7 × 10–9 M.
18. Cuando una solución acuosa tiene un pH=7, ¿cuál es la concentración de sus iones H+ y de sus iones OH-? A) [H+] = 10-9 ; [OH -1] = 10 -5 B) [H+] = 10 -7 ; [OH -1] = 10 -7 C) [H+] = 10 -3 ; [OH -1] = 10 -11 D) [H+] = 10+7 ; [OH -1] = 10 +7 E) [H+] = 10+12 ; [OH -1] = 10 +2
27. Complete la siguiente tabla para una disolución: pH [H+] La disolución es: <7 < 10-7 M neutra
19. Se llama anfótero a la sustancia que: A) Puede tomar diferentes números de moléculas de agua. B) Puede emitir radiaciones alfa o beta. C) Puede absorber o dar calor. D) Puede actuar como un ácido o como una base según las circunstancias. E) Puede variar de color desde violeta al verde.
28. Complete con la palabra ácida, básica o neutra, para las siguientes disoluciones: a) pOH > 7; la disolución es............... b) pOH = 7; la disolución es............... c) pOH < 7; la disolución es...............
20. Para la medición exacta del pH se utiliza: A) papel tornasol B) titulación C) Potenciómetro D) fenolftaleina E) anaranjado de metilo
29. El pOH de una disolución es 9.5 Calcule la concentración de ion hidrógeno de la disolución.
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Química A) B) C) D) E)
30. Unos estudiantes encontraron que una muestra de yogur tenía un pH de 2,85. ¿Cuáles son las concentraciones [H+] y [OH-] en el yogur? 31. La leche de magnesia es una disolución saturada de Mg(OH)2 y su solubilidad es 9,63 mg Mg(OH)2/100,0 mL de disolución a 20 °C. .Cual es el pH de la disolución saturada de Mg(OH)2 a 20 °C?
Kw = 1,00 x 10-14 a 25°C [OH-] x [H+] = 10 14 a 25°C pH= - Log [ H +] pOH= - Log [OH-] pH + pOH = 14
08. UNI 01-1: Indique cuales son ácidos de Brönsted-Lowry en el siguiente equilibrio. NH4+ + H2O NH3 + H3O+ A) solo H3O+ B) solo NH4+ C) H3O+ y NH4+ D) solo H 2O E) H2O y NH3
NIVEL II 01. Calcule el número de moles de KOH que hay en 5.50 mL de una disolución de KOH 0.360 M. ¿Cuál es el pH de la disolución?
09. De acuerdo a las definiciones de ácidos y bases señale lo correcto. I. En la teoría Bronsted – Lowry se transfiere un protón del ácido a la base. II. El NH3 es un ácido de Arrhenius. III. El concepto de aducto es propio de la definición de la teoría de Lewis. A) solo I B) I y II C) solo II D) I y III E) solo III
02. ¿Qué cantidad de NaOH (en gramos) se necesita para preparar 546 mL de una disolución con un pH de 10.0? 03. Se prepara una disolución disolviendo 18.4 g de HCl en 662 mL de agua. Calcule el pH de la disolución. (Suponga que el volumen permanece constante.)
10. Asigne verdadero (V) o falso (F) a cada una de las siguientes proposiciones: I. Según Arrhenius los ácidos y bases se disocian respectivamente en iones H+ y OH– en medio acuoso. II. Las bases de Bronsted – Lowry son aquellas que aceptan un par de electrones. III. Los iones metálicos pueden ser ácidos de Lewis. A) VVV D) FVV B) VFV E) FFV C) VFF
04. Para la reacción ácido–base de Bronsted–Lowry marque lo incorrecto. H2S + HPO42-
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HS- + H2PO4-
A) H2S y- H2PO–4- son ácidos de Bronsted B) HPO4 y HS son bases C) H2S y HS– es un par conjugado ácido base. D) HPO42- y H2PO4- es un par conjugado ácido - base E) H2S es ácido más débil que HPO4-
11. Identifique la base de Lewis A) HCl B) NF3 C) HNO3 D) CH3COOH E) BF3
05. Dada las siguientes especies químicas, cuál de ellas puede actuar solo como ácido de Lewis. A) OH– B) Br– C) NH3 3+ – D) Fe E) NH2 06. Indique verdadero (V) o falso (F) según corresponda: I.- Para HCl 0,01 M ; pH = 2 II.- pH + pOH = 14 ; a 50°C III.- Para NaOH 0,01 M ; pH = 12 IV.- A mayor temperatura mayor Kw A) FVVV B) VFFV C) VFFF D) VVVV E) VFVV
12. UNI 05-I: Para la siguiente reacción ácidobase: NH3 + H2O NH4+ + OHDadas las proposiciones I. Las especies NH3 , OH- forman un par conjugado ácido-base. II. Las especies H2O , NH4+ forman un par conjugado ácido base III. El agua reacciona como ácido según Brönsted-Lowry son correctas: A) sólo I B) sólo II C) sólo III D) I y II E) I, II y III
07. Cuál de las siguientes ecuaciones es falsa:
13. En relación a la siguiente reacción ácido –
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Química base: HCCH + NaNH2 HCC- + NaNH3+ Identifique la alternativa correcta: A) Esta reacción ácido-base puede ser explicada por la teoría de Arrhenius. B) Esta reacción no puede ser explicada por el modelo de Bronsted-Lowry. C) Según el modelo de Bronsted-Lowry, el NaNH2 actúa como una base. D) Según el modelo de Arrhenius, el NH 3 actúa como el ácido conjugado del NaNH2. E) Esta reacción es una reacción ácido base, porque no se produce transferencia de protones.
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pH del vino en estas dos ocasiones. 17. El ácido nítrico (HNO3) se utiliza en la producción de fertilizantes, colorantes, medicamentos y explosivos. Calcule el pH de una disolución de HNO3 que tiene una concentración de ion hidrógeno de 0.76 M. DATO: Log 76 = 1.88 18. El pH de cierto jugo de naranja es de 3.33. Calcule la concentración del ion H+. 19. La concentración del ion OH– de una muestra de sangre es de 2.5 × 10–7 M. ¿Cuál es el pH de la sangre? 20. El pH del agua de lluvia recolectada en determinada región del noreste de Estados Unidos en un día en particular fue de 4.82. Calcule la concentración del ion H + del agua de lluvia. A) 1.51 x 10-5 B) 1.84x10 -4 C) 2.12x10-5 D) 2.34x10 -4 E) 2.89x10-3
14. Marque la proposición que no corresponde a las propiedades de los ácidos. A) Organolépticamente son agrios. B) El sabor agrio del vinagre se debe a que contiene ácido acético. C) Disuelven a los carbonatos metálicos con desprendimiento de dióxido de carbono. D) Los metales Cu y Ag reaccionan con los ácidos desprendiendo hidrógeno gaseoso E) El papel de tornasol rojo en contacto con ácidos conserva su color.
21. La piperidina es una base que se encuentra en cantidades pequeñas en la pimienta negra. ¿Cuál es el pH de una disolución acuosa que contiene 114 mg de piperidina en 315 mL de disolución? C5H11N + H2O C5H11NH+ + OHKb = 1,6x10-3
15. Con respecto a las definiciones de ácidos y bases, responda verdadero (V) ó falso (F) a las siguientes proposiciones según corresponda: I. Una base de Arrhenius debe contener un grupo OH– disociable por lo que el amoníaco (NH3) no se considera una base de Arrhenius. II. Una especie puede comportarse como un ácido de B–L en una reacción y como base de B–L en otra reacción. III. Las especies Ag+, AlCl3 y H3O+ son ejemplos de ácido de Lewis A) VVV B) VFF C) VFV D) VVF E) FFV
21. Suponga que desea calcular el pH de una disolución de HF 0.50 M a 25°C. La ionización del HF está dada por HF(ac) H+(ac) + F–(ac) Dato: Ka = 7.1 x 10-4 Rpta: 1.72 22. El pH de una disolución de ácido fórmico (HCOOH) 0.10 M es de 2.39. ¿Cuál es la K a del ácido? Rpta: 1.8x10-4 23. La Ka del ácido benzoico (C6H5-COOH), es de 6.5 × 10–5. Calcule el pH de una disolución de ácido benzoico 0.10 M
16. La concentración de iones H+ en una botella de vino de mesa, justo después de que se le removió el corcho, fue de 3.2 × 10–4 M. Sólo se consumió la mitad del vino. Se encontró que la otra mitad, después de haber estado expuesta al aire durante un mes, tenía una concentración de ion hidrógeno igual a 1.0 × 10–3 M. Calcule el
24. ¿Cuál es la molaridad inicial de una disolución de ácido fórmico (HCOOH) cuyo pH, en el equilibrio, es de 3.26? Ka = 1.7 x 10-4 25. Calcule el volumen, en mL, requerido de
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ácido sulfúrico (H2SO4) 1,25 M para neutralizar 2,5 g de hidróxido de sodio (NaOH). M(NaOH)=40g/mol. A) 25 D) 55 B) 35 E) 65 C) 45
destilada. ¿Cuál es la concentración del ion H+ en la solución resultante? A) 1x10-13M B) 1x10-10M C) 2x10-16M D) 2x10-2M E) 5x10-12M
26. El ácido láctico es un ácido carboxílico que se acumula en la sangre y los músculos durante la actividad física. Una disolución acuosa 0,0284 M de este ácido está disociada un 6,7 por ciento. Determine el valor de Ka para el ácido láctico. CH3CH(OH)COOH + H 2O H3O+ + CH3CH(OH)COO -
32. Al mezclar las siguientes soluciones: 100mL de HCl 0,2M y 200mL de HNO3 0,1M y 50mL de KOH 0,8M. ¿Cuál es el pH de la solución resultante? A) 8 B) 12 C) 7 D) 9 E) 5 33. Se adiciona 0,46 g de sodio en suficiente agua, el volumen de la solución resultante es 200mL. ¿Cuál es el pH de la solución? A) 12 B) 10 C) 13 D) 9 E) 14
27. Dados los siguientes valores de constante de acidez ácido acético: Ka(CH3COOH) = 1,8×10–8–5 ácido hipocloroso: Ka(HClO) = 2,95×10 Asigne verdadero (V) o falso (F) a las siguientes proposiciones según corresponda: I. El CH3COOH, es un ácido más fuerte que el HClO. II. La especie (CH3COOH) es una base más fuerte que la especie ClO – III. En una reacción ácido base entre (CH3COOH) y HClO, el ácido acético se comporta como ácido. A) VVV D) VFF B) VVF E) FVV C) VFV
34. El ácido nitroso es un ácido débil que en disolución acuosa presenta el equilibrio. HNO2(ac) + H2O (l) H3O+(ac) + NO2-(ac) Pruebas experimentales, a 25 °C, mostraron que en una solución que contiene 4,7 gramos de HNO2 disueltos en 100 mL de solución, disociaba en 2,12%. Determine el valor de al constante de acidez, Ka, de este ácido. A) 2,5×10–2 B) 1,0×10 –7 C) 1,8×10 –3 D) 1,3×10–10 E) 4,6×10–4 35. El ácido sórbico, HC6H7O2, es monoprótico. Su sal (sorbato de potasio) se agrega al queso para inhibir la formación de mohos. Si se tiene 5,6 g del ácido en un litro de solución. ¿Cuál es su porcentaje de ionización? DATO: Ka= 1,62x10 -5 A) 0,5% B) 1% C) 1,8% D) 2,6% E) 4%
27. Indique el valor de la constante de basicidad de la base conjugada, Kb, para el ácido ciánico, que en disolución acuosa forma el siguiente equilibrio: HOCN + H2O H3O+ + OCN–, –4 ka = 3,5×10 a 25° C –10 A) 6,5×10 D) 3,5×10–4 –10 B) 2,8×10–11 E) 2,5×10 C) 1,0×10–14
36. Un ácido orgánico monoprótico, en solución acuosa tiene una concentración de 0,02M; si se encuentra ionizado en un 0,5% ¿Cuál es su constante de acidez? A) 5x10-7 B) 2x10-5 C) 8x10-8
28. Si 200 mL de una disolución HCl 10–2 M se valoran con 20 mL de NaOH 0,1N. Determinar el pH de la solución resultante A) 2 B) 6 C) 3 D) 7 E) 5
37. UNI 14-1: Un estudiante preparó 400 mL de una solución de HClO4 0.0075M y luego sobre este adicionó 600 mL de una solución de HCl 0,012M. Calcule el pH de la solución resultante. A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 5
29. Se combinan 50 mL de HI 0,5M con 50 mL de NaOH 0,3M. ¿Cuál es el pH de la solución resultante? A) 3 B) 2 c) 9 d) 6 E) 1
38. UNI 13-2: Un ácido monoprótico muy débil, en una solución acuosa 0.1M, está
30. Se mezclan 50mL de KOH 0,2M y 40 mL de NaOH 0,25M con 110 mL de agua
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ionizado al 2% ¿A qué concentración molar dicho ácido estará ionizado al 1%? A) 0.025 B) 0.050 C) 0.200 D) 0.320 E) 0.400 39. UNI 13-1: Se dice que una persona tiene “acidez estomacal” cuando tiene un exceso de iones H+ en el estómago. Una forma de reducir temporalmente la concentración de estos iones es tomando un “antiácido”. Si ninguna de las siguientes sustancias son dañinas para la salud. ¿Cuáles podrían utilizarse como antiácido? I. CaCO3 II. NaHCO3 III. Mg(OH)2 A) solo I B) solo II C) solo III D) I y II E) I, II y III 40. UNI 13-1: Si todas las ecuaciones están bien planteadas, ¿cuál de los siguientes casos es una reacción ácido-base de acuerdo a la definición de BronstedLowry? A) Ca2+ + 2OH- Ca(OH)2 B) CO2 + H2O H+ + HCO3C) (CH3)3C+ + H 2O (CH3)3COH 2+ D) CH3COOH + CH3OH CH3COOCH3 + H 2O E) CH3COOH + H 2SO4 CH3COOH2+ + HSO4-
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