1. de manera breve describa o defina y de un ejemplo de: a) ELECTROLITO DÉBIL Un electrolito será el que al disociarse da origen a una gran concentración de iones, hecho que permite mayor conductividad eléctrica. Se considera en la práctica que un electrolito débil se disocia muy poco, de manera que no se produce una suficiente concentración de iones, por lo que no puede haber flujo de corriente eléctrica, ejemplo. Ácido acét cético (CH (C H 3COOH). 3COOH ).
b) UN ÁCIDO BRØNSTED-LOWRY Un ácido de Brønsted-Lowry es cualquier especie capaz de donar un protón, H+ ejemplo. Ácido clo clorhíd rhí dri co (H Cl)
c) UN ÁCIDO CONJUGADO DE UNA BASE BRØNSTED-LOWRY El ácido conjugado es la especie formada de la base al aceptar el protón. La adición de H+ al anión al anión hidróxido (OH−), una base, produce agua (H2O), su ácido conjugado: NH 3 OTON N 3 + PR OTO
NH 4+
d) REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN Cuando un ácido se convierte convierte en un aceptor de protones llamado base conjugada conjugada al ceder un protón. Por ejemplo, cuando la especie química ácido cede un protón, se convierte en la especie química base, Puede denominarse al ácido y base como par ácido/base conjugado, De manera similar, toda base acepta un protón para producir un ácido conjugado. Cuando estos dos procesos se combinan, el resultado es una reacción ácido/base, también conocida como reacción de neutralización.
e) ANFÓTERO Anfótero o anfotérico es la capacidad de una molécula que contiene un radical básico y otro ácido, pudiendo actuar de esta manera, según el medio en el que se encuentre, ya sea como ácido, o como base. Los aminoácidos son un claro ejemplo de ello, Óxido de zinc (ZnO) puede actuar de diferente manera si el medio es ácido o básico: Con ácidos → actúa como base neutralizándolos: ZnO + 2H 2SO4 → ZnSO4 + H2O Con bases → actúa como ácido neutralizándolos: ZnO + H 2O
+ 2NaOH →
Na2[Zn(OH)4]
f) ZWITTERIÓN Un zwitterión es un ion que tiene carga tanto positiva como negativa (ion dipolo) sobre átomos diferentes y son anfóteros. Ejemplo: Cuando un aminoácido, como la glicina, se disuelve en agua, dicho aminoácido pasa por una reacción interna de ácido/base para producir un ion dipolo, por lo tanto:
g) AUTOPROTÓLISIS Es el acto de auto-ionización para producir tanto un ácido conjugado como una base conjugada. Es la reacción espontánea que ocurre entre las moléculas de una sustancia para producir un par de iones. La autoprotólisis es otro ejemplo del comportamiento ácido/base, ejemplo:
Autoprotólisis del agua h) ACIDO FUERTE Un ácido fuerte es un ácido que se disocia casi por completo en solución acuosa para ganar electrones. Ejemplo: Ácido clorhídri co (H Cl)
i) PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER El principio de Le Châtelier establece que la posición de un equilibrio siempre se desplaza en la dirección en la cual se contrarrestan los efectos de una tensión aplicada al sistema. Ejemplo: Si se adiciona H2 al sistema en equilibrio:
H2 (g) + I2 (g)
2 HI(g)
Este tiende a ajustarse de modo de anular el efecto del hidrógeno adicionado. Esto sucede cuando el H2 se combina con el I 2 para formar moléculas de HI, trasladando el equilibrio hacia la derecha, esto significa que la [HI] aumenta y la [I 2] disminuye. Por otro lado, si se retira uno de los componentes del sistema, por ejemplo, H 2 en el sistema debajo:
H2 (g) + I2 (g)
2 HI(g)
El principio de Le Chatelier predice que el sistema se ajustará para huir del efecto causado por la remoción de H2. Parte del HI se descompone para formar H 2, para sustituir lo que fue retirado. El efecto obtenido es la disminución de la concentración del HI y al aumento de la concentración del I2. El equilibrio queda ahora más trasladado hacia el sentido de los reactivos. j) EL EFECTO DEL ION COMÚN. Es el desplazamiento del equilibrio causado por la adición de un compuesto que tiene un ión común con la sustancia disuelta . Se da cuando la solubilidad de un precipitado iónico disminuye cuando un compuesto soluble que contiene uno de los iones del precipitado se añade a la disolución. Ejemplo: una disolución que se encuentra saturada de una sal que es poco soluble, como puede ser el cloruro de plata AgCl, tiene lugar un equilibrio del siguiente tipo: AgCl (s) ↔ Ag+(aq)
+ Cl- (aq)
La solubilidad del cloruro de plata, en este caso, disminuye al añadir a la disolución, que se encuentra saturada, una disolución de iones plata, por efecto del ion común. En consecuencia, aumentará la cantidad de precipitado de cloruro de plata. Si añadimos, en éste caso de una sal poco soluble, como pueda ser el nitrato de plata, AgNO3, dicha sal también proporcionará un ion común, en éste caso el ion Ag +, de la siguiente manera:
AgNO3 ( aq) → Ag+(aq) + NO3- (aq)
Debido al aumento de la concentración del ion plata, el equilibrio del AgCl se ve desplazado hacia la izquierda, disminuyendo por lo tanto la solubilidad de dicha sal, a la vez que se ve producida la precipitación de una parte de ella. Resumiendo, podemos decir que, con la presencia del ion común de plata, la solubilidad del AgCl, es menor que si estuviese en agua pura. El producto resultante de la solubilidad se mantiene constante, pues al aumentar la concentración del ión plata, disminuye la concentración del ion Cl -, en igual cantidad.
10. Calcule las constantes del producto de solubilidad para cada una de las siguientes sustancias, tomando en cuenta que las concentraciones molares de sus disoluciones saturadas son las indicadas:
(2.0*10-8M; los productos son Ag + y SeCN-).
a) AgSeCN
Ag+1(SeCN)-1Ag + SeCN Kps= S * S=S2 Kps= (2 * 10-8) 2 Kps= 4 * 10 -16
b) RaSO4
(6.6*10-6M)
Ra+2(SO4)-2 Ra+2 + (SO4)-2 Kps= S * S=S2 Kps= (6.6 * 10-6M) * (6.6 * 10 -6M) Kps= 4.356 * 10-11 ≈ 4.4 * 10-11
c) Pb(BrO3)2 (1.7*10-1M) Pb+2(BrO3)2Pb+2 + 2(BrO3)-1 Kps= S * (2S)2= 4S3 Kps= (1.7 * 10-1M) *2 (1.7 * 10 -1M)2 Kps= 0.02
d) Ce(IO3)3
(1.9*10-3M)
Ce+3((IO3)3)-1 Ce+3 + 3(IO3)-1 Kps= S * (3S)3 Kps= (1.9 * 10-3) * 3 (1.9*10-3)3 Kps= 3.51*10-10
15. La constante del producto de solubilidad para el Ce(IO 3)3 es 3.2x10-10. ¿Cuál es la concentración de Ce3+ en una disolución preparada al mezclar 50.00 mL de Ce 3+ 0.0450 M con 50.00 mL de: El yodato de cerio se disocia usando la siguiente ecuación:
→ + 3 − () ← Producto de solubilidad:
= +− =3.210− Para resolver las preguntas es necesario hallar los moles de Ce 3+ presentes en la solución inicial:
+ 0. 0 45 50∗ 1 =2.25 + a) agua?
Se halla la molaridad sumando los 50 ml de agua pura que se agregan:
+ 2. 2 5 + = = 0.0225
(5050)
b) IO3- 0.0450 M? Moles de IO3- disueltos:
− 0. 0 45 50∗ 1 = 2.25 − Cada mol de IO reacciona con 1/3 de mol de Ce : + ⁄ 1 3 − 2.25 ∗ 1 − =0.75 + 3
-
3+
Ce3+ sin reaccionar: 2.25 mmol Ce3+ - 0.75 mmol Ce3+ = 1.5 mmol Ce3+ Concentración de la solución sin tener en cuenta la solubilidad:
+ 1. 5 = 100 = 0.015
Concentración teniendo en cuenta la solubilidad:
[Ce3+] = 0.015 M + S [IO3-] = 3S Remplazando en la ecuación de producto de solubilidad:
= +− =0.015∗(3) =3.210− Despejando la solubilidad:
⁄ 3. 2 10 = 27∗0.015 = 0.00092 Concentración de Ce 3+ en la solución: [Ce3+] = 0.015 + 0.00092 = 0.01592 M c) IO3- 0.250 M? Moles de IO3- disueltos:
− 0. 2 5 50∗ 1 =12.5 − Cada mol de IO reacciona con 1/3 de mol de Ce , esto indica que hay exceso de IO : − 1 + 2.25 ∗ 1 + = 6.75 − 3 3
-
3+
IO3- sin reaccionar:
12.5 mmol IO3- - 6.75 mmol IO 3- = 5.75 mmol IO3Concentración de la solución sin tener en cuenta la solubilidad:
− 5. 7 5 = 100 = 0.0575
Concentración teniendo en cuenta la solubilidad: [Ce3+] = S [IO3-] = 0.0575+3S Remplazando en la ecuación de producto de solubilidad:
= +− =∗(0.05753) =3.210− Se asume 3S<<<0.0575:
3. 2 10 = 0.0575 =1.710− Concentración de Ce 3+ en la solución: [Ce3+] = 1.7x10-6 M
3
d) IO3- 0.0500 M? Moles de IO3- disueltos:
− 0. 0 5 50∗ 1 = 2.5 − Cada mol de IO reacciona con 1/3 de mol de Ce : + ⁄ 1 3 − 2.5 ∗ 1 − =0.83 + 3
-
3+
Ce3+ sin reaccionar: 2.25 mmol Ce3+ - 0.83 mmol Ce3+ = 1.42 mmol Ce3+ Concentración de la solución sin tener en cuenta la solubilidad:
+ 1. 4 2 = 100 = 0.0142
Concentración teniendo en cuenta la solubilidad: [Ce3+] = 0.0142 M + S [IO3-] = 3S Remplazando en la ecuación de producto de solubilidad:
= +− =0.0142∗(3) =3.210− Despejando la solubilidad:
⁄ 3. 2 10 = 27∗0.0142 = 0.00094 Concentración de Ce 3+ en la solución: [Ce3+] = 0.0142 + 0.00094 = 0.01514 M
20. A 25°C ¿Cuáles son las concentraciones molares de H 3O+ y OH- en a) b) c) d) e) f) g) h)
C6H5COOH 0.0300 M? HN3 0.0600 M? Etilamina 0.100 M? Trietilamina 0.200 M? C6H5COONa (Benzoato de Sodio) 0.200 M? CH3CH2COONa 0.0860 M? Cloruro de Hidroxilamina 0.250 M? Cloruro de etil amonio 0.0250 M?
a) A 25°C ¿Cuáles son las concentraciones molares de H 3O+ y OH- en C6H5COOH 0.0300 M? Para la disolución de ácido benzoico en agua hay dos equilibrios que producen iones hidronios: H3O+ + C6H5COO-
C6H5COOH + H2O H3O+ + OH-
2H20 K a =
La constante de acidez del ácido benzoico es 6.28*10 -5, entonces: 6.28*10-5 =
(1)
Balance Iónico: [C6H5COO-] = [H3O+] (2) [C6H5COOH] = 0.0300 - [H3O+] (3) Sustituir (2) y (3) en (1) 6.28*10-5 =
(4) . −
De (4) nos queda una ecuación cuadrática de la forma:
+ + 6.28*10 + - 1.884*10 + = −.∗+√(.∗ )−()(− .∗ ) + = 1.34*10 M -5
-6
-3
Para calcular los iones hidróxidos [OH -], usamos la constante del producto iónico del agua así: K w = [H3O+] [OH-]
− ∗ − = ..∗ − = 7.46*10 M =
-12
b) A 25°C ¿Cuáles son las concentraciones molares de H 3O+ y OH- en HN3 0.0600 M? Para la disolución del ácido hidrazoico se tiene: H3O+ + N3-
HN3 + H2O
H3O+ + OH-
2H20 K a =
La constante de acidez del ácido hidrazoico es 2.2*10 -5, entonces: 2.2*10-5 =
¯ (1)
Balance Iónico
− = + (2) La suma de las concentraciones molares del ácido débil y de su base conjugada debe ser igual a la concentración analítica del ácido C HA dado que la disolución no tiene ninguna otra fuente de iones [N-] CHA =
−+ [HN ] 3
CHA - [N-] = [HN3] (3) Sustituyendo (2) en (3) y considerando que C HA= 0.0600M, nos queda: 0.0600 M -
+ = [HN ] (4) 3
Ahora reemplazar (2) y (4) en (1): 2.2*10-5 =
(5) . −
De (5) nos queda una ecuación cuadrática de la forma:
+ + 2.2*10 + - 1.32*10 -5
-6
Se resuelve la ecuación cuadrática por fórmula general:
+ = −.∗+√(.∗)−()(− .∗) + = 1.13*10 M Para calcular los iones hidronio [ − ], usamos la constante del producto iónico del agua así: -3
K w = [H3O+] [OH-]
[ −] .∗ [ − ] = .∗ =
[OH-] =8.85 * 10 -12 M
c) A 25°C ¿Cuáles son las concentraciones molares de H 3O+ y OH- en Etilamina 0.100 M? Ecuación de equilibrio químico para la disolución de etilamina CH3-CH2 NH2 + H2O
CH3-CH2 NH3+ + OH-
Se plantea la constante de basicidad en términos del equilibrio químico: K b =
[] (1) −
Podemos calcular esta constante como la razón entre la constante del producto iónico del agua y la constante de disociación de su ácido conjugado: K b=
= .∗ .∗
K b = 4.33 *10-4 Balance Iónico:
+ = − (2) =0.100 − (3) Sustituyendo (2) y (3) en (1), nos queda:
.− 4.33 *10 .− K b =
-4 =
De (4) nos queda una ecuación cuadrática de la forma:
− + 4.33*10 − - 4.33*10 − = −.∗+√(.∗)−()(− .∗) − = 6.37*10 M -4
-5
-3
Para calcular los iones hidronio [H 3O+], usamos la constante del producto iónico del agua así: K w = [H3O+] [OH-]
+ = [H3O ]
[H3O+] =
.∗ .∗
[H3O+] = 1.57*10-12 M
d) A 25°C ¿Cuáles son las concentraciones molares de H 3O+ y OH- en Trietilamina 0.200 M? Ecuación de equilibrio químico para la disolución de trietilamina (CH3-CH2)3 NH+ + OH-
(CH3-CH2)3 N + H2O
Se plantea la constante de basicidad en términos del equilibrio químico K b =
() (1) (−)
Según las tablas de equilibrio sabemos que K b = 1,03*10-3
Balance Iónico:
()+= − (2) ( ) =0.20− (3) Sustituyendo (2) y (3) en (1), nos queda:
.− 1.03 *10 .− K b =
-3 =
(4)
De (4) nos queda una ecuación cuadrática de la forma:
− + 1.03*10 − - 2.06*10 − = −.∗+√(.∗)−()(− .∗) − = 1.38*10 M -3
-4
-2
Para calcular los iones hidronio [H 3O+], usamos la constante del producto iónico del agua así: K w = [H3O+] [OH-]
+ = [H3O ]
[H3O+] =
.∗ .∗
[H3O+] =7.25*10-13 M
e) A 25°C ¿Cuáles son las concentraciones molares de H 3O+ y OH- en C6H5COONa (Benzoato de Sodio) 0.200 M? El benzoato de sodio es soluble en agua, por tanto se produce una disociación iónica de la forma: Bz- + Na+
NaBz
Así, el ión benzoato es el que interviene en la reacción de equilibrio químico para el desprendimiento de iones hidroxilos. Bz- + H2O
BzH + OH-
Se plantea la constante de basicidad en términos del equilibrio químico K b =
(1)
Según las tablas de equilibrio sabemos que K a = 6.28*10-5 con este dato podemos hallar K b
Balance Iónico:
= − (2) − =0.20 − (3) Sustituyendo (2) y (3) en (1), nos queda:
.− 1.60 *10 .− K b =
-10 =
(4)
De (4) nos queda una ecuación cuadrática de la forma:
− + 1.6*10 − - 3.2*10 − = −.∗+√(.∗ )−()(− .∗) − = 5,66*10 M -10
-11
-6
Para calcular los iones hidronio [H 3O+], usamos la constante del producto iónico del agua así: K w = [H3O+] [OH-]
+ = [H3O ]
[H3O+] =
.∗ .∗
[H3O+] =1.77*10-9 M
f) A 25°C ¿Cuáles son las concentraciones molares de H 3O+ y OH- en CH3CH2COONa 0.0860 M? Para el caso del propanoato de sodio sucede lo mismo que con el benzoato de sodio. La sal se disuelve en agua totalmente y se disocia en el catión sodio (Na +) y el anión propanoato (CH3CH2COO-), siendo éste último el que participa en la reacción de equilibrio químico para el desprendimiento de iones hidroxilos. CH3CH2COO- + H2O
CH3CH2COOH + OH-
Se plantea la constante de basicidad en términos del equilibrio químico K b =
(1)
La constante de basicidad del propanoato es de 7.5*10 -10. Entonces, se sustituye este valor en la ecuación (1) 7.5*10-10 =
(2)
Balance Iónico:
CH3CH2COOH = − (3) CH3CH2COO− = 0.0860 - − (4) Sustituir (3) y (4) en (2) 7.5*10-10 =
(5) . −
De la ecuación (5) se deriva una ecuación cuadrática de la forma:
− + 7.5*10 − - 6.45*10 − = −.∗+√(.∗ )−()(− .∗) − = 8.03*10 M -10
-11
-6
Para calcular los iones hidronio [H 3O+], usamos la constante del producto iónico del agua así: K w = [H3O+] [OH-]
+ = [H3O ]
[H3O+] =
.∗ .∗
[H3O+] =1.24*10-9 M
g) A 25°C ¿Cuáles son las concentraciones molares de H 3O+ y OH- en Cloruro de Hidroxilamina 0.250 M? Ecuación de equilibrio químico para la disolución de cloruro de hidroxilamina La sal se disocia completamente en agua por lo que su catión tiene como equilibrio la siguiente reacción: HONH3+ + H2O
HONH2 +
+
Se plantea la constante de Acidez en términos del equilibrio químico K a =
(1) [ ]
Según las tablas de equilibrio sabemos que K a = 1.1*10-6 Balance Iónico:
= + (2) [+] =0.20+− (3) Sustituyendo (2) y (3) en (1), nos queda:
.− 1.1 *10 .− K a =
-6 =
(4)
De (4) nos queda una ecuación cuadrática de la forma:
+ + 1.1*10 + - 2.2*10 + = −.∗+√(.∗ )−()(− .∗) + = 4.7 *10 M Para calcular los iones hidronio [ − ], usamos la constante del producto iónico del agua así: -6
-4
K w = [H3O+] [OH-]
[ −] + .∗ [ − = .∗ [ − ] =2.13*10 =
-11 M
-7
h) A 25°C ¿Cuáles son las concentraciones molares de H 3O+ y OH- en Cloruro de etil amonio 0.0250 M? El Cloruro de Etil amonio se disocia completamente en agua en el catión Etil amonio C 2H5 NH3+ y el anión cloruro Cl -. Por lo tanto la reacción de equilibro queda así: C2H5 NH3+ + H2O
C2H5 NH2 + H3O+
Se plantea la constante ácida en términos del equilibrio químico K A =
(1)
Según las tablas de equilibrio sabemos que K A= 2,31*10-11 Balance Iónico:
= + (2) + =0.025 + (3) Sustituyendo (2) y (3) en (1), nos queda:
.− 2.31 *10 .− K A =
-11 =
+ + + = √ 2.31∗10−(0.025) + = 7.6*10 M Para calcular los iones hidronio [ − ], usamos la constante del producto iónico del agua así:
Se supone que 0.025<< , dado que la cantidad de es muy pequeña en comparación a la cantidad de Etilamonio, entonces se reduce la ecuación cuadrática a:
-7
K w = [H3O+] [OH-]
[ −] .∗ [ − ] = .∗ =
[H3O+] =1.31*10-8 M
25. Considere las siguientes disoluciones preparadas al: a) disolver 8.00 mmol de NaOAc en 200 mL de HOAC 0.100 M. b) añadir 100 mL de NaOH 0.0500 M a 100 mL de HOAc 0.175 M. c) añadir 40.0 mL de HCl 0.1200 M a 160 mL de NaOAc 0.0420 M. ¿Con respecto a qué características son parecidas estas disoluciones? ¿En qué son diferentes? R/ Para la resolución de los siguientes ejercicios se tiene en cuenta para las soluciones amortiguadoras, la ecuación de Henderson- Hasselbach, que se utiliza para calcular el pH de las soluciones amortiguadoras: Ecuación de Henderson – Hasselbalch:
[H3O+] = Ka
log(3+) = log pH = logkalog
Otra información:
Constante de disociación del ácido acético = 1,75 x 10^-5 Molaridad= n°moles / cantidad de solución HOAc = Ácido acético NaOAc = Acetato de sodio.
HOAc + H₂O
Ácido acético
⇌
OAc⁻ + H₃O⁺
Ion hidronio
Acetato
a) disolver 8.00 mmol de NaOAc en 200 mL de HOAC 0.100 M.
H O = = H O -log [H O+] = -log = - log Ka log pH = -log ka + log pH = -log [1,75 x 10^-5] + log Ka =
3
3
3
+
–
00 mmol =4x10− M OAc⁻ = 8.200mL HOAc = 0.100 M − 410 − )log pH = log(1.75 10 0.100 =4.359 b) añadir 100 mL de NaOH 0.0500 M a 100 mL de HOAc 0.175 M. 0.175 M HOAc = 0.175 100= 17.5 0.0500 M NaOH = 0.0500 100=5.00 00) mmol = 6.25 x 10− M HOAc = (17.55.200mL mmol = 2.50 x10− M OAc⁻ = 5200mL − 2. 5 0 10 − pH= log(1.75 10 )log 6.25 10⁻² =4.359 c) añadir 40.0 mL de HCl 0.1200 M a 160 mL de NaOAc 0.0420 M 0.0420 M OAc− = 0.042 160 = 6.72 0.1200 M HCl = 0.120 40.0 =4.80 80) mmol = 9.6 x 10⁻³ M OAc⁻ = (6.724. 200 mL 8 mmol = 2.4 x 10− M HOAc = 4.200mL pH= log(1.75 10−)log 9.2.64 10⁻³ 10⁻² =4.359
¿Con respecto a qué características son parecidas estas disoluciones? ¿En qué son diferentes? Todas las soluciones amortiguan con el mismo pH, pero difieren en la capacidad con la que lo hacen, en este caso, la solución (a) es la que mejor amortigua, y la (c) es la que lo hace en menor proporción.
30. ¿Qué volumen de NaOH 2.00 M se debe añadir a 200 mL de una disolución de ácido glicólico 1.00 M para producir una disolución amortiguadora con un pH de 4.00? Ácido glicólico + H2O H3O+ + glicolato NaOH Na + OH Ya que neutraliza a los H3O + , desplazándose hacia un aumento de la concentración de glicolato y una disminución de la concentración de ácido glicólico. C2H3ONa C2H3O + Na pH = pKa – log (Ca / Cb) Ca= (0,200 L x 1,00 M - Vbf x 2,00 M) / (2,00 L + Vbf)
Cb= Vbf x 2,00 M / (2,00 L + Vbf)
El pH de la solución final es: Pka= -log1,5x10-4 =3,82 pH=4 pH = pKa – log (Ca / Cb)
4,00 = 3,82 – log [(0,200 L x 1,00 M - Vbf x 2,00 M) / (0,200 L + Vbf)]/ [Vbf x 2,00 M / (0,200 L + Vbf)]
4,00 = 3,82 – log [(0,200 L x 0,20 M - Vbf x 2,00 M) / (Vbf x 2,00 M)] Luego se despeja Vbf
Respuesta: Vbf = 602,15 L