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5Química 2.º Bachillerato SOLUCIONARIO

UNIDAD 5. REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES. ÁCIDOS Y BASES

Actividades

1> Indica cuál es la base conjugada de las siguientes especies químicas cuando actúan como ácidos en una reacción ácido-base: H2O, NH4

+, HCO3

–, H2PO4

–.

H2O + H2O D OH− + H3O

+; NH4

+ + H2O D NH3 + H3O

+;

HCO3– + H2O D CO3

2– + H3O

+; H2PO4

− + H2O D HPO4

2− + H3O

+.

2> Indica cuál es el ácido conjugado de las siguientes especies químicas cuando actúan como base en una reacción ácido-base: NH3, H2O, OH

–, HCO3

–, H2PO4

–.

NH3 + H2O D NH4+ + OH

–; H2O + H2O D H3O

+ + OH

−;

OH– + H2O D H2O + OH

−; HCO3

− + H2O D H2CO3 + OH

–;

H2PO4– + H2O D H3PO4 + OH

–.

3> Escribe las reacciones de disociación en agua, según el modelo de Brønsted-Lowry de las siguientes especies químicas e indica los pares ácido base conjugados. a) CH3COOH b) NH3 c) NH4+ d) CN− a) CH3−COOH + H2O D CH3−COO

– + H3O

+; par ácido/base: (CH3−COOH/CH3−COO

–).

b) NH3 + H2O D NH4+ + OH

–; par ácido/base: (NH4

+/NH3).

c) NH4+ + H2O D NH3 + H3O

+; par ácido/base: (NH4

+/NH3).

d) CN– + H2O D HCN + OH

–; par ácido/base: (HCN/CN

–).

4> Escribe la ecuación de ionización y calcula la concentración de iones oxonio en las siguientes disoluciones acuosas de ácidos fuertes: a) 0,05 moles de HCl en 1 litro de disolución. b) 10 g de ácido perclórico en 1,7 litros de disolución. c) 35 g de ácido nítrico en 2,5 litros de disolución. d) Una disolución de ácido clorhídrico 0,2 mol L–1. e) Una disolución de ácido sulfúrico 0,1 mol L–1 (considera la disociación completa). Todas las sustancias dadas tienen carácter de ácido fuerte (según dicta el enunciado), por lo que en disolución acuosa están totalmente disociadas.


5> Escribe la ecuación de ionización y calcula la concentración de iones hidróxido (OH

–) en las siguientes disoluciones acuosas de hidróxidos alcalinos y

alcalinotérreos que se comportan como electrolitos fuertes. Explica por qué sus disoluciones son básicas: a) 0,4 moles de KOH en 5 litros de disolución. b) 10 g de hidróxido de sodio en 2 litros de disolución. c) 25 g de hidróxido de bario en 3 litros de disolución. d) 0,2 g de Ca(OH)2 en 250 ml de disolución. Todas las sustancias dadas tienen carácter de base fuerte, por lo que en disolución están totalmente disociadas.

Sus disoluciones son básicas porque la concentración de iones hidróxido es, en todos los casos, mayor de 10−7 M, que es la concentración de dicho ion en el agua pura, que, por definición, es neutra.

6> Utilizando la expresión de Kw calcula la concentración de OH–en las siguientes

disoluciones. a) El agua pura. H2O + H2O D OH

− + H3O

+

[H3O+] = [OH

–] ⇒ Kw = 1,0 · 10–14 = [H3O

+][OH

–] =[OH

–]2 ⇒ [OH

–] = 1,0·10–7 M.

b) Una disolución en la que [H3O+] = 4,3·10−4 mol L–1.

c) Una disolución 0,02 mol L–1de ácido perclórico (ácido fuerte).

d) Una disolución 0,15 mol L–1de ácido acético o etanoico (Ka = 1,8 · 10−5). Aplicando el equilibrio (ya que es un ácido débil):

La expresión de la constante es:

Al despejar (se puede suprimir la x en el denominador, aunque no lo vamos a hacer, ya que es despreciable frente a 0,15), se obtiene:

x ≈ 1,6·10−3 M. La otra solución, la correspondiente al signo menos delante de la raíz cuadrada, es negativa, y no es químicamente posible.

7> Establece un criterio para determinar si una disolución es ácida, básica o neutra en términos de la concentración de OH

–.

En el agua pura podemos establecer el equilibrio: H2O + H2O D OH− + H3O

+

HAc + H2O D H3O+ + Ac

−

Inicial 0,15 M 10−7 M ≈ 0 0

Gastado x 0 0

Formado 0 x x

Equilibrio 0,15 M − x x x


[H3O+] = [OH

–] ⇒ Kw = 1,0 · 10–14 = [H3O

+][OH

–] = [OH

–]2 ⇒ [OH

–] = 1,0 · 10–7 M.

Entonces, una disolución es neutra cuando la concentración de iones hidróxido sea 10−7 M. En una disolución ácida debe haber más iones oxidanio, H3O

+, que iones hidróxido, OH

–,

por lo que: [OH–] < 1,0 · 10–7 M.

Por el contrario, en una disolución básica habrá menos iones oxidanio que iones hidróxido por lo que: [OH

–] > 1,0·10–7 M.

8> Explica por qué aunque la concentración de un ácido sea 10−12 mol L–1, o incluso menor, la concentración de iones oxonio en la disolución va a ser mayor de 10−7. Porque la propia disociación del agua ya aporta una concentración de iones oxonio igual a 10−7 M. H2O + H2O D OH

− + H3O

+

[H3O+] = [OH

–] ⇒ Kw = 1,0 · 10–14 = [H3O

+][OH

–] = [OH

–]2 ⇒ [OH

–] = 1,0 · 10–7 M.

La disociación de un ácido solo puede aportar iones oxidanio (u oxonio) y nunca eliminarlos, como se puede ver en el equilibrio: HA + H2O D A

– + H3O

+. Por tanto, nunca

puede ser menor que 10−7 M.

9> Considerando los valores de Ka de los ácidos: HCN, C6H5COOH, HClO2 y HF, ¿cuál es el orden de mayor a menor acidez en agua? Utilizando el equilibrio de ionización en disolución acuosa, ¿cuáles son sus bases conjugadas? Ordena las bases conjugadas de mayor a menor basicidad. Datos (Ka): HCN = 10−10; C6H5COOH = 10−5; HClO2 = 10−2; HF = 10−4. HClO2 > HF > C6H5COOH > HCN; la acidez varía con el valor de Ka. A mayor valor de constante, más desplazado está el equilibrio hacia la derecha y más ácida será la disolución. Los equilibrios son los siguientes (las bases conjugadas se indican en gris):

HCN + H2O D H3O+ + CN−; C6H5COOH + H2O D H3O

+ + C6H5COO

−; HClO2 + H2O D

H3O+ + ClO2

–; HF + H2O D H3O

+ + F−.

Cuanto mayor es la fortaleza de un ácido menor es la fortaleza (y, por tanto, la basicidad) de su base conjugada. Por otro lado, el producto de la constante de ionización de un ácido y la ionización de su base conjugada es el producto iónico del agua, Ka Kb = Kw, por lo que la ordenación de mayor a menor basicidad sería la de Kb.

Así, de mayor a menor basicidad: CN− > C6H5COO

− > F

− > ClO2

−.

Los equilibrios son los siguientes: CN− + H2O D HCN + OH

−; C6H5COO− + H2O D C6H5COOH + OH

−;

ClO2– + H2O D HClO2 + OH

−; F− + H2O D HF + OH

−.

[Kb = Kw/Ka: CN− ≈ 10−4; C6H5COO

− ≈ 10−9; ClO2

− ≈ 10−12; HF

− ≈ 10−10].


10> Justifica con cuál de las dos especies químicas de cada apartado reaccionará el HF(ac) en mayor medida y escribe las reacciones correspondientes: a) NO3

– o NH3

Como el HF(ac) es un ácido débil, reaccionará mejor con las bases más fuertes. Por tanto,

la respuesta es: con el NH3 (base débil): HF + NH3 D F– + NH4

+.

El NO3– es una base extraordinariamente débil, ya que proviene de un ácido fuerte:

HF + NO3– ← F

– + HNO3.

b) Cl–o NaOH

Con el NaOH (base fuerte): HF + NaOH " NaF + H2O. El Cl

– es una base extraordinariamente débil, ya que proviene de un ácido fuerte:

HF + Cl– ← F

– + HCl.

c) Mg(OH)2o H2O Con el Mg(OH)2 (base fuerte): 2 HF + Mg(OH)2 " MgF2 + 2 H2O. También reacciona con el agua, pero en menor medida porque es una base más débil:

HF + H2O D F– + H3O

+.

d) CH3−COOH o CH3−COO–

Datos: Ka (HF) = 6 · 10−4; Kb(NH3) = 1,8 · 10−5; Ka(HAc) = 1,85 · 10−5.

Con el ion acetato CH3–COO– (base), según la reacción:

HF + CH3–COO– D F

– + CH3–COOH.

Con el ácido acético no reacciona, ya que los dos son ácidos.

11> Explica por qué la Kb del agua que se da en la tabla es 1,8 · 10−16si el producto iónico del agua vale 10−14. La constante básica del agua viene dada por el equilibrio de hidrólisis del agua que es: H2O D H

+ + OH

–. Para ello, prescindimos de la consideración de la partícula residual que

queda del agua (en este caso, un hidrón, nombre que le da la IUPAC al catión H+), puesto

que planteamos que el agua es una base, ya que desprende OH–.

Teniendo en cuenta que en el agua pura hay 1 000 g de agua por cada litro (ya que esta es la densidad del agua), podemos calcular la constante de este equilibrio, que es:

En la realidad, al ser constante el valor de la densidad del agua líquida, la incluimos dentro del valor de la constante y, al desaparecer el numerador, nos queda solo el producto de los iones del agua, al que llamamos producto iónico del agua, que vale 1,0 · 10–14.

12> Haciendo uso de los datos de la Tabla 5.5, calcula la concentración de las especies iónicas presentes en una disolución 0,2 mol L–1 de amoniaco. Aplicando el equilibrio del amoniaco:

La expresión de la constante es: Al despejar (se puede suprimir la x en el denominador, aunque no lo vamos a hacer), se obtiene:


−

Inicial 0,2 M 0 10−7 M ≈ 0

Gastado x 0 0

Formado 0 x x

En el equilibrio 0,2 M − x x x


x ≈ 1,9 · 10−3 M ≈ [OH−] = [NH4

+]; [NH3] ≈ 0,20 M − 1,9 · 10−3 M ≈ 0,198 M.

13> Utilizando los datos de la Tabla 5.5 indica en cuáles de los siguientes ácidos se puede realizar la aproximación c − x ≈ c y en cuáles no: a) Ácido acético. b) Ácido nitroso. c) Ácido fluorhídrico. d) Ácido cianhídrico. El valor de las constantes es: Ka (CH3 − COOH) = 1,8 · 10−5; Ka (HNO2) = 4,0 · 10−4; Ka (HF) = 7,1 · 10−4 y Ka (HCN) = 4,9 · 10−10 (la b y la c no aparecen en la tabla, pero se pueden obtener en internet u otra base de datos). La aproximación se puede realizar cuando el valor de la constante ácida es inferior a 10−4, siempre que utilicemos concentraciones que se sitúen en el orden de 10−2 M. Por lo tanto, se puede aplicar al ácido acético, pero va a dar resultados algo diferentes de los reales en el caso de los ácidos nitroso y fluorhídrico. En casos reales, la fórmula que nos justifica si se debe o no usar es calcular: pH = 0,5 · (pC + pKa) y luego comprobar que el valor obtenido de pH cumple la relación: pC + 2 < pH < 5 (para tener un error en el cálculo inferior al 1 %), o: pC + 1 < pH < 6 (para tener un error en el cálculo inferior al 10 %). La adición del término que obliga a que sea menor que 5 (1 %) o 6 (10 %) se realiza para tener en cuenta el efecto del equilibrio de disociación del agua, que normalmente despreciamos. Por tanto, al ácido cianhídrico no se le puede aplicar en ningún caso.

14> Elabora un fichero Excel que te permita calcular el pH, concentraciones, constantes, etc. de cualquier problema de ácido-base de lo visto hasta ahora. Para ello sigue las instrucciones que encontrarás en el enlace adjunto: http://goo.gl/3oRZhl El fichero que se encuentra en la dirección indicada es un fichero Excel que da las claves para que los alumnos creen sus propios ficheros de cálculo de pH. La contraseña que desbloquea las celdas bloqueadas de la Hoja de instrucciones es «ácidobase», sin comillas y con tilde en la primera a. En el caso de que el profesor quiera que tengan acceso libre al fichero completo con el cálculo de pH, generado por el equipo de autores, y que permite hacer todos los cálculos, los alumnos deberán abrir la segunda hoja del archivo Excel, llamada Hoja completa, y, pinchando con el botón derecho sobre el nombre de la hoja, elegir la opción Desproteger hoja y poner como contraseña «pHGraw», respetando las mayúsculas y sin poner las comillas. También es válido que los alumnos, con el fichero desprotegido, sean capaces de interpretar las fórmulas que se han puesto y cuál es la finalidad de cada celda. Como los alumnos pueden borrar accidentalmente alguna de las fórmulas o datos contenidos en el fichero Excel, pueden volver a acceder al fichero, aunque habrán perdido los datos o fórmulas que ellos han generado. Por eso es muy importante enseñarles que deben generar copias de seguridad de sus avances para evitar perderlos por algún problema informático.

http://goo.gl/3oRZhl

http://goo.gl/3oRZhl


15> Indica cuál es el ácido o la base conjugada de los siguientes iones y si producirán hidrólisis en disolución acuosa. Especifica si se comportarán como ácidos o como bases, y el tipo de pH de la disolución: a) Cl

–; b) NO3

–; c) HS

–; d) NH4

+.

a) El ion Cl– tiene como ácido conjugado la especie química HCl. No produce hidrólisis, ya

que el ion Cl– es la base débil de un ácido fuerte. Su hidratación sería:

Cl– + H2O ! OH

− + HCl.

No tiene lugar. El ion se rodea de moléculas de agua (se hidrata). b) El ion NO3

– tiene como ácido conjugado la especie química HNO3. No produce hidrólisis,

ya que el ion NO3– es la base débil de un ácido fuerte. Su hidratación sería:

NO3– + H2O ! OH

− + HNO3.

No tiene lugar. El ion se rodea de moléculas de agua (se hidrata). c) El ion HS

– presenta como ácido conjugado a la especie química H2S. Se produce

hidrólisis, ya que el ion HS– es la base conjugada de un ácido débil. Su hidrólisis sería:

HS– + H2O D OH

− + H2S.

HS– se comportará como base: pH > 7.

d) El ion NH4+ presenta como base conjugada la especie química NH3. Se produce

hidrólisis, ya que el ion NH4+ es el ácido conjugado de una base débil. Su hidrólisis sería:

NH4+ + H2O D H3O

+ + NH3.

NH4+ se comportará como ácido: pH < 7

El pH de las disoluciones dependerá también en cada caso a), b) y c) del catión, y en d), del anión; si se hidrolizan o no, y en qué medida lo hacen.

16> Se disuelven en agua las siguientes sales: KCl, NH4NO3 y Na2CO3. Justifica mediante las ecuaciones químicas correspondientes qué disolución es ácida, básica o neutra. La primera ecuación química representa la disociación de la sal en sus iones al disolverla en agua. A continuación, las de hidrólisis de cada ion. Teniendo en cuenta que todos los ácidos y bases implicados son fuertes, salvo el amoniaco y el ácido carbónico: la disolución que contiene los iones K

+ y Cl

− es la disolución neutra.

La disolución que contiene los iones NH4+ y NO3

– es la disolución ácida.

La disolución que contiene los iones Na+ y CO3

2– es la disolución básica.

17> Sabiendo que para el ácido acético Ka = 1,8 · 10−5 y para el amoniaco Kb = 1,8 · 10−5, indica el tipo de pH (ácido, básico o neutro) que cabe esperar cuando se disuelven en agua las siguientes sales: a) Acetato de sodio b) Cloruro de sodio c) Cloruro de amonio La primera ecuación química representa la disociación de la sal en sus iones al disolverla en agua. A continuación, las de hidrólisis de cada ion. Considerando que son ácidos o bases fuertes aquellos de los que no nos dan constantes: — La disolución que contiene los iones Na

+ y CH3−COO

– (Ac

−) es básica.

— La disolución que contiene los iones Na+ y Cl

– es neutra.


— La disolución que contiene los iones NH4+ y Cl

– es ácida.

18> Se preparan disoluciones acuosas de igual concentración de HCl, NaCl, NH4Cl y NaOH. El HCl es un ácido fuerte; el NaCl es una sal proveniente de ácido fuerte y base fuerte (por tanto, neutra); el NH4Cl es una base proveniente de ácido fuerte y base débil (por tanto su hidrólisis es ácida), y el NaOH es una base fuerte. a) ¿Qué disolución tendrá mayor pH? El mayor pH lo tiene la sustancia más básica; por tanto, el NaOH. b) ¿Qué disolución tendrá menor pH? El menor pH lo tiene la sustancia más ácida; por tanto, el HCl. c) ¿Qué disolución es neutra? Neutra es la disolución del NaCl, por hidratarse ambos iones Na

+ y Cl

−.

d) ¿Qué disolución no cambiará su pH al diluirla? No cambia el pH de la disolución de NaCl, que se mantiene en 7. El de las demás cambia, por ser una dilución de sustancias ácidas o básicas.

19> Calcula el pH de una mezcla de 20 ml de hidróxido de potasio0,20 mol L–1 y 30 ml de ácido sulfúrico 0,05 mol L–1, suponiendo que el volumen de la mezcla de dichas disoluciones acuosas sea aditivo. El KOH es una base fuerte que se encuentra totalmente disociada, por lo que: KOH " K

+ + OH

− ⇔ [OH

−]KOH = [KOH]0 = 0,20 M.

El H2SO4 es un ácido fuerte al que consideramos totalmente disociado, por lo que: H2SO4 " 2 H

+ + SO4

2− ⇔ [H3O

+]H2SO4 = 2·[H2SO4]0 = 2·0,050 M = 0,100 M.

Calculamos la concentración de los iones cuando se mezclan: — moles de OH

− = c V = 0,20 M · 20 ml · 10−3 L ml−1 = 4,0 · 10−3 mol de OH

−.

— moles de H3O+ = c’ V’ = 0,10 M · 30 ml · 10−3 L ml−1 = 3,0 · 10−3 mol de H3O

+.

Hay un exceso de OH− de 1,0 mmol que se encuentra en 50 ml de volumen, por lo que,

en la mezcla:

pH = 14 − pOH ≈ 14 − 1,70 = 12,30.

20> Calcula el pH de una disolución de HCl del 2,0 % en masa y densidad igual a 1,008 g cm–3. Calcula también la masa de KOH necesaria para preparar 15 L de una disolución de pH = 12,90. Finalmente, halla el pH de la disolución resultante obtenida de mezclar 10 ml de la primera disolución y 30 ml de la segunda disolución. Primero calculamos la concentración inicial de HCl. La concentración de la disolución inicial la obtenemos (se podría aplicar ) mediante:

Como es un ácido fuerte, por tanto, totalmente disociado, esa será la concentración de oxonio, por lo que: pHHCl = –log [H3O

+] ≈ –log (0,55) ≈ 0,26.

Como el KOH es una base fuerte, la concentración inicial del KOH coincide con la concentración de OH

– libre que se obtiene aplicando el producto iónico del agua:

[OH–] = 10–pOH = 10–(14–pH) = 10pH–14 ≈ 1012,90−14,00 = 10−1,10 ≈ 0,079 M.

La masa de hidróxido de potasio se obtiene aplicando la expresión de la concentración:

Por último, lo que tiene lugar es una neutralización entre un ácido fuerte y una base fuerte, por lo que tenemos que determinar si hay más moles de uno o de otra y calcular el exceso que haya, si lo hay: — moles de KOH = c V ≈ 0,079 M · 30 ml · 10–3 L ml–1 ≈ 2,4 · 10–3 mol de KOH.


— moles de HCl = c’ V’ = 0,55 M · 10 ml · 10–3 L ml–1 ≈ 5,5 · 10–3 mol de HCl. Por tanto, hay un exceso de 3,1 · 10−3 mol de HCl en 40 ml de disolución, por lo que:

21> Establece las condiciones del punto de equivalencia para las siguientes neutralizaciones, en términos de moles. a) Ácido clorhídrico + hidróxido de sodio. HCl + NaOH " NaCl + H2O. Se necesita el mismo número de moles del ácido y de la base, ya que ambos aportan un ion por cada molécula (oxidanio o hidróxido) a la neutralización. b) Ácido sulfúrico + amoniaco. El amoniaco en disolución acuosa es NH4OH, por lo que la reacción ajustada sería: H2SO4 + 2 NH4OH " (NH4)2SO4 + 2 H2O. Se necesita el doble de moles de la base que de ácido, ya que la base capta un ion oxidanio por cada molécula que reacciona, mientras que el ácido aporta dos en su disociación. c) Ácido nítrico + hidróxido de bario. 2 HNO3 + Ba(OH)2 " Ba(NO3)2 + 2 H2O. Se necesita el doble de moles del ácido que los de base necesarios, ya que el ácido cede un ion oxidanio por cada molécula que reacciona, mientras que la base capta dos en la neutralización. d) Ácido fosfórico + hidróxido de calcio. 2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2 " Ca3(PO4)2 + 6 H2O. Se necesitan dos moles de ácido por cada tres moles de la base, ya que el ácido aporta tres oxidanios por cada molécula disociada, mientras que la base capta dos oxidanios por molécula.

22> Se disuelven 20 g de ácido sulfúrico puro en agua hasta obtener 500 ml de disolución. a) Determina la molaridad de dicha disolución. Primero calculamos la concentración inicial de H2SO4:

b) ¿Qué volumen de NaOH 0,2 mol L–1 se necesita para neutralizar hasta el punto de equivalencia 25 ml de la disolución anterior? Para neutralizar, tenemos en cuenta que el número de moles de H3O

+y OH

− provenientes

de ácido y base han de ser los mismos: aác Vác Mác = abase Vbase Mbase, de donde: 2 mol H3O

+/mol de ácido · 25 ml · 0,41 M ≈ 1 mol OH

−/mol de base · Vbase · 0,2 M.

Vbase ≈ 100 ml. El cálculo da como resultado 102,5 ml, pero no podemos poner tantas cifras significativas.


Cuestiones lectura

La contaminación atmosférica y la lluvia ácida La mayoría de los combustibles fósiles, como el carbón y el petróleo, contienen pequeñas cantidades de azufre y de nitrógeno. En el proceso de combustión estos elementos se transforman en sus óxidos respectivos: SO2 y NO2. Tanto uno como otro son dos contaminantes muy importantes, con efectos nocivos para la salud. Ambos son responsables de la mayoría de los problemas respiratorios producidos por la contaminación a los habitantes de las grandes ciudades. El NO2 es el responsable de la nube pardo-rojiza que se observa sobre muchas ciudades. Pero sus efectos dañinos no terminan aquí; además, reaccionan con las gotas de agua de las nubes y producen lo que se ha dado en llamar lluvia ácida, con efectos muy dañinos sobre el entorno.

A continuación se indica, de forma simplificada, el proceso de formación de la lluvia ácida para el azufre, por ser el que más contribuye a la misma.

Cuando se quema carbón o petróleo, el azufre que contienen se transforma en dióxido de azufre gaseoso, según el proceso:

S (s) + O2 (g) → SO2 (g)

Gas que se libera a la atmósfera junto con los demás gases de la combustión. Parte del SO2 se oxida en el aire lentamente a SO3.

SO (g) + 1/2 O2 (g) → SO3 (g)

Tanto el SO2 como el SO3 se transforman en sus ácidos correspondientes al reaccionar con la humedad y el agua de lluvia:

SO2 (g) + H2O (l) → H2SO3 (l)

SO3 (g) + H2O (l) → H2SO4 (l)

Produciéndose dos ácidos extremadamente corrosivos que caen al suelo con las gotas de lluvia. En las zonas industriales, es corriente que el agua de lluvia, en vez de tener pH = 7 como corresponde al agua pura, tenga un pH muy ácido, incluso inferior a 3; por eso se habla de lluvia ácida.

Cada año, la lluvia ácida causa pérdidas de cientos de miles de millones por daños en las construcciones, monumentos y estatuas. De hecho, se ha creado el término «lepra de la piedra» para describir la corrosión de la piedra causada por la lluvia ácida. En España la lluvia ácida es responsable del deterioro de muchas de nuestras catedrales. Otro efecto de la lluvia ácida es la destrucción de los ecosistemas: acidificación y esterilización de los suelos, destrucción de los bosques (Fig. 5.11), contaminación de las aguas y muerte de los peces por alteración del pH.

Un efecto indirecto muy importante es que los protones, H+, procedentes de la lluvia ácida arrastran ciertos iones del suelo. Por ejemplo, cationes de hierro, calcio, aluminio, plomo, cinc, etc. Como consecuencia se produce un


empobrecimiento en ciertos nutrientes esenciales y se genera el denominado estrés en las plantas, que las hace más vulnerables a las plagas.


1> La lluvia ácida la produce: a) El dióxido de carbono disuelto en agua. b) El dióxido de azufre y los óxidos de nitrógeno disueltos en agua. c) El nitrógeno atmosférico cuando reacciona debido a la radiación ultravioleta. d) Solamente la contaminación industrial. La respuesta es una mezcla de todos los apartados, ya que el dióxido de carbono disuelto en agua tiene el comportamiento ácido del ácido carbónico, el dióxido de azufre y los óxidos de nitrógeno disueltos en agua son el ácido sulfúrico y los ácidos nitroso y nítrico, algunas radiaciones ultravioletas consiguen romper la molécula de nitrógeno y la de oxígeno del aire y dar lugar a óxidos de nitrógeno que, como ya hemos dicho, provocan disoluciones ácidas. Pero, sobre todas ellas, destaca como factor más importante la contaminación industrial por la gran cantidad de gases con efecto de lluvia ácida que se emiten a la atmósfera.

2> Busca en Internet e indica si es verdadera o falsa la siguiente afirmación: «La lluvia ácida es un problema local que solo se produce en las proximidades de las grandes concentraciones industriales». Respuesta libre. La movilidad de las nubes y la descarga de agua que estas hacen puede hacer que la lluvia ácida tenga lugar a miles de kilómetros del lugar donde se han creado los gases que la provocan. Por lo tanto, es un problema global que ha de resolver de forma conjunta la comunidad internacional.

3> ¿Qué es el estrés de las plantas, producido por la lluvia ácida? Respuesta libre. El estrés es debido a distintos factores: calidad del suelo, cambios bruscos en la cantidad de agua disponible, factores bióticos (virus, hongos, insectos), factores climáticos y, de forma explícita, las agresiones debidas a la influencia humana, como es el exceso de fungicidas y plaguicidas y de productos químicos debido a la contaminación medioambiental. Específicamente se pregunta el producido por la lluvia ácida por lo que deben hacer una mención expresa de este y sus consecuencias (degradación de las plantas y el suelo, pérdida de capacidad de expansión de las plantas por la superficie y desertificación).


Cuestiones y problemas

Teorías ácido-base

1> Atendiendo a los equilibrios en disolución acuosa, razone cuál o cuáles de las siguientes especies son anfóteras (pueden comportarse como ácido y como base): a) Amoniaco NH3 + H2O D NH4

+ + OH

–; NH3 + H2O D NH2

– + H3O

+ (tiene lugar, pero la constante es

muy pequeña). b) Ion hidrogenocarbonato [o ion hidroxidodioxidocarbonato (1−)] HCO3

– + H2O D H2CO3 + OH

–; HCO3

– + H2O D CO3

2– + H3O

+.

c) Ion carbonato [o ion trioxidocarbonato(2−)] CO3

2– + H2O D HCO3

– + OH

–; CO3

2– + H2O D XXX + H3O

+ (no puede ser porque no puede

perder un protón). d) Ion hidrogenosulfuro [o ion hidrogeno(sulfuro)(1−)] HS

– + H2O D H2S + OH

–; HS

– + H2O D S

2– + H3O

+.

Por tanto, son anfóteras tanto el a), amoniaco (NH3), como el b), ion hidrogenocarbonato (HCO3

–) y el d), ion hidrogenosulfuro (HS

–).

2> Completa los siguientes equilibrios ácido–base e identifica los pares conjugados, según la teoría de Brønsted–Lowry: a) ............. + H2O D HPO4

2– + H3O

+

H2PO4– + H2O D HPO4

2– + H3O

+.

Par ácido/base conjugado: H2PO4–/HPO4

2– Par base/ácido conjugado: H2O/H3O+.

b) HCN + OH– D H2O +.............

HCN + OH– D H2O + CN

–.

Par ácido/base conjugado: HCN/CN– Par base/ácido conjugado: OH

–/H2O.

c) ............. + H2O D HSO4– + H3O

+

H2SO4 + H2O D HSO4– + H3O

+.

Par ácido/base conjugado: H2SO4/HSO4– Par base/ácido conjugado: H2O/H3O+

.

Fortaleza de los ácidos y las bases. Constantes

3> Razona si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones a) Dos disoluciones acuosas de pH = 2 de distintos ácidos siempre tienen la misma concentración de ácido. Falsa. La concentración de un ácido monoprótico fuerte de pH = 2 ha de ser 0,01 M, pero si el ácido monoprótico es débil la concentración será mayor, ya que ha de permanecer disociado en una concentración de 0,01 M. Sería el caso de una disolución de HCl de concentración 0,01 M (cuyo pH vale 2,0) y, por ejemplo, una disolución de CH3−COOH de concentración 5,5 M, que, si se hacen los cálculos pertinentes, se puede comprobar que presenta un pH = 2,0. b) Una base débil es aquella cuyas disoluciones acuosas siempre son diluidas.


Falsa. Una base débil puede encontrase en disoluciones de cualquier concentración que permita su solubilidad. Lo que sucede es que estará disociada solo una pequeña cantidad de la sustancia.


c) La disociación de un ácido fuerte en agua es prácticamente total. Verdadera. De hecho, a efectos prácticos, la disociación la consideramos completa y el equilibrio de disociación no será equilibrio, sino que estará totalmente desplazado hacia la formación de los iones.

4> Dadas las constantes de acidez de las especies químicas: CH3COOH, HF, HSO4

– y NH4

+:

a) Ordena las cuatro especies de mayor a menor acidez. Un ácido tiene mayor fortaleza cuando su constante es mayor, porque eso implica que desprende con mayor facilidad protones en disolución acuosa. Por tanto, el orden de acidez es: HSO4

– > HF > CH3−COOH >> NH4

+.

b) Escribe sus correspondientes reacciones de disociación ácida en disolución acuosa. HSO4

– + H2O D H3O

+ + SO4

2–; HF + H2O D H3O

+ + F

- CH3−COOH + H2O D H3O

+ + CH3–

COO–; NH4

+ + H2O D H3O

+ + NH3.

c) Identifica sus bases conjugadas y ordénalas de mayor a menor basicidad. El orden de basicidad será el inverso al de acidez, puesto que cuanto más fuerte sea un ácido, más débil será su base conjugada. Así: NH3 >> CH3–COO

– > F

– > SO4

2–.

d) Escribe la reacción de transferencia protónica entre la especie química más ácida y la base conjugada más básica. Datos: Ka(CH3COOH) = 1,8 · 10−5; Ka(HF) = 7,2 · 10−4; Ka(HSO4

–) = 1,2·10−2;

Ka(NH4+) = 5,5·10−10.

HSO4– + NH3 " NH4

+ + SO4

2–.

Relación entre Ka y Kb

5> Conocidos los ácidos HA (Ka = 3,6 · 10–6), HB (Ka = 2,5 · 10–3) y HC (Ka = 1,2 · 10–12), justifica: a) Cuál es el ácido más débil. La expresión de la constante de un ácido es:

Cuanto más desplazada hacia la derecha esté la reacción de disociación, mayor es la constante y más fuerte es el ácido. Por tanto, el ácido más débil es el HC por tener la constante más pequeña. b) Cuál es el que posee la base conjugada más débil. Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada, ya que la reacción inversa tendrá una constante más pequeña. Por tanto, la base conjugada más débil es B

–.

c) Si podría establecerse un equilibrio entre HA y B–.

El equilibrio entre HA y B– sí puede darse, aunque no estará muy desplazado hacia la

derecha, ya que la constante de la reacción tiene un valor pequeño. HA + B

– D HB + A–.

d) El carácter fuerte o débil de A–.

A– tiene carácter básico, aunque es débil:

A– + H2O D HA + OH

–.

6> Considera los ácidos orgánicos monopróticos: úrico, benzoico, láctico y butanoico.


a) Ordénalos en orden creciente de acidez en disolución acuosa. Un ácido es tanto más fuerte cuanto mayor es su constante de acidez. Por tanto, el orden pedido es: ácido úrico < ácido butanoico < ácido benzoico < ácido láctico. b) Justifica cuál de sus bases conjugadas tiene menor valor de Kb. Una base conjugada tiene menor valor de constante cuanto mayor es el valor de la constante del ácido conjugado a ella, ya que el producto de ambas constantes es el producto iónico del agua, por lo que son inversamente proporcionales. La base conjugada de menor valor de constante será el ion lactato. c) Justifica cual será la base conjugada más fuerte. Datos: Ka (úrico) = 5,1 · 10−6; Ka (benzoico) = 6,6 · 10−5; Ka (láctico) = 1,4 · 10−4; Ka (butanoico) = 1,5 · 10−5. Por la misma razón dada anteriormente, la base conjugada más fuerte será la que corresponda al ácido más débil y será el ion urato.

Cálculo de pH

7> Las siguientes afirmaciones son todas falsas. Reescríbelas para que sean correctas, justificando los cambios realizados. a) Una disolución acuosa 0,010 M de ácido nítrico tiene un pH = 4,0. Una disolución acuosa 0,010 M de ácido nítrico tiene un pH = 2,0. El ácido nítrico es un ácido fuerte que está totalmente disociado: pH = −log [H3O

+] = −log (0,010 M) = 2,0.

b) Un ácido débil (Ka < 10-10) en disolución acuosa da lugar a un pH ligeramente superior a 7,0. Un ácido débil (Ka < 10-10) en disolución acuosa da lugar a un pH ligeramente inferior a 7,0. El pH debido a la disociación del agua pura es 7,0. Como estamos añadiendo un ácido débil, el pH debe ser ácido y eso solo se cumple para valores de pH inferiores a 7,0.

8> Calcula el pH de una disolución en la que la concentración de iones oxonio vale: a) 4,2 · 10−5 mol L–1

pH = −log [H3O+] = −log (4,2 · 10−5 M) ≈ 4,38.

b) 0,012 mol L–1

pH = −log [H3O+] = −log (0,012 M) ≈ 1,92.

c) 3,4 · 10−9 mol L–1 pH = −log [H3O

+] = −log (3,4 · 10−9 M) ≈ 8,47.

9> La cerveza tiene un pH de 4,7. ¿Cuál será su concentración de iones oxonio e iones hidróxido? Como pH = 4,7 y pH = −log [H3O

+] ⬄ [H3O

+] =10−pH = 10−4,7 ≈ 2,0 · 10−5 M.

La concentración de OH− se obtiene aplicando el producto iónico del agua. Tomando

logaritmos y aplicando las definiciones de pH y pOH, queda: pH + pOH = 14 pOH = −log [OH

−] ⬄[OH

−] = 10−pOH = 10−(14−pH) = 10pH−14 ≈ 104,7−14,0 = 10−9,3 ≈ 5,0·10−

10 M.

10> Considera una disolución acuosa de amoníaco de concentración 6,50 · 10−2 M. a) Calcula el pH de esta disolución. b) Calcula el grado de disociación del amoníaco en la disolución. Datos: Kb (NH3) = 1,78· 10−5.


Aplicando el equilibrio del amoniaco:

La expresión de la constante es: " x2 + x - ·0,065 = 0

Al despejar (se puede suprimir la x en el denominador, aunque no lo vamos a hacer), se obtiene:

x ≈ 1,07 · 10−3 M ≈ [OH−]. La solución negativa no tiene sentido químico.

Si hacemos la aproximación: ≈ 0,065 à x ≈ 1,07·10−3 M b) pOH = −log [OH

−] ≈ 2,97 ⇔ pH = 14 − pOH ≈ 11,03.

c) El grado de disociación vale:

11> Se dispone en el laboratorio de una disolución de ácido nítrico, HNO3, del 36 % de riqueza y 1,18 kg L−1 de densidad. Teniendo en cuenta que el ácido nítrico es un ácido fuerte, calcula: a) La molaridad de la disolución. La concentración molar del ácido la obtenemos (se podría aplicar ) mediante:

b) El pH de la disolución resultante de añadir 5,0 ml de la disolución de HNO3 inicial a 600 ml de agua. Para diluir, tenemos en cuenta que el número de moles de H3O

+ provenientes del ácido

antes y después de la dilución han de ser los mismos, Vác Mác = V’ác M’ác, y que los volúmenes son aditivos: 5,0 ml · 6,74 M = 605 ml M’ác à M’ác ≈ 0,056 M. Como es un ácido fuerte y monoprótico: = [H3O

+]

pH = -log[H3O+] = -log = - log 0,056 = 1,25

12> Calcula los gramos de ácido acético que se deben disolver en agua para obtener 500 ml de una disolución que tenga un pH = 2,72. Datos: Ka (ácido acético) = 1,80 · 10–5; masas atómicas: Mat (g mol–1): H = 1,0; C = 12,0; O = 16,0. Como pH = 2,72 ⬄ [H3O

+] = 10–2,72 ≈ 1,91 · 10–3 M.


−

Inicial 6,50·10−2 M 0 10−7 M ≈ 0

Gastado x 0 0

Formado 0 x x



Aplicando el equilibrio:


Al despejar (se puede suprimir la x en el denominador, no lo vamos a hacer), obtenemos:

Por último, y como la masa molecular del ácido acético, CH3–COOH, es: Mm(HAc) = 12,0 × 1 + 1,0 × 3 + 12,0 × 1 + 16,0 × 2 + 1,0 × 1 = 60,0 g/mol.

13> Dada una disolución acuosa 0,0025 M de ácido fluorhídrico, calcula:

a) Las concentraciones en el equilibrio de HF, F– y H

+.

Aplicando el equilibrio: La expresión de la constante es:

Al despejar (no se puede suprimir la x en el denominador, ya que, haciéndolo, el valor de x obtenido, 1,3 · 10–3 M, es muy similar al de c, 2,5 · 10–3 M), obtenemos:

x ≈ 1,0 · 10–3 M ≈ [H3O+] = [F

–], por ser monoprótico.

La solución negativa no tiene sentido químico. [HF] ≈ 0,002 5 M – 0,001 M = 0,001 5 M. b) El pH de la disolución y el grado de disociación. Datos: Ka = 6,66 · 10–4. El pH vendrá dado por pH = –log [H3O

+] ≈ –log (1,0 · 10–3) = 3,00.

El grado de disociación vale:

14> Se prepara una disolución de un ácido débil, HA, con una concentración inicial 1,0 · 10−2 mol L-1. Cuando se llega al equilibrio el ácido presenta una disociación del 1,0 %. Calcula: a) El pH de la disolución. Como el grado de disociación es 1,0 % (α = 1,0 · 10–2), el valor de x será: x = c α = 1,0 · 10−2 M · 1,0 · 10–2 = 1,0 · 10–4 M. Por lo tanto, [H3O

+] = 1,0 · 10–4 M ⇔ pH = –log [H3O

+] = –log (1,0 · 10–4) = 4,00.


–

Inicial c 10−7 M ≈ 0 0

Gastado x 0 0

Formado 0 x x

En el equilibrio c – x x = 1,91 · 10–3 M x

HF + H2O D H3O+ + F

–

Inicial 0,002 5 M 10−7 M ≈ 0 0

Gastado x 0 0

Formado 0 x x

En el equilibrio 0,002 5 M – x x x


b) La constante de acidez de HA. Aplicando el equilibrio:


(Se podía haber suprimido 1,0 · 10–4 M en el denominador, pero no lo hemos hecho). c) El grado de disociación si se añade agua hasta aumentar 100 veces el volumen de la disolución. Se tiene que plantear el nuevo equilibrio, esta vez con una concentración inicial 100 veces inferior a la anteriormente inicial, ya que el volumen se ha aumentado hasta 100 veces. (V M = V’ M’)


Al despejar (se puede suprimir la x en el denominador, pero no lo vamos a hacer), obtenemos:

x ≈ 9,6 · 10–6 M = [H3O+] = [A

–] ⇔ [HA] = 1,0 · 10–4 M – 9,6 · 10–6 M ≈ 9,0 · 10–5 M.

La solución negativa no tiene sentido químico. El grado de disociación vale:

d) El pH de la disolución del apartado anterior. El pH vendrá dado por: pH = –log [H3O

+] ≈ –log (9,6 · 10–6) ≈ 5,02.

Nota: por el hecho de estar cerca 9,6 · 10–6 M del valor 10–7 (no llega a ser 100 veces mayor), se podría haber tenido en cuenta que 10–7 M es la concentración inicial de protones en la disolución y no el valor nulo que hemos puesto en la tabla.

15> Se dispone de dos frascos, sin etiquetar, con disoluciones 0,10 mol L-1 de ácido clorhídrico y 0,10 mol L-1 de ácido acético. Se mide su acidez, resultando que el frasco A tiene pH = 2,9 y el frasco B, pH = 1,0. a) Explica qué frasco se corresponde con cada uno de los ácidos. El ácido clorhídrico, HCl, es una ácido fuerte que se disocia completamente, por lo que su pH va a ser: pH = –log [H3O

+] = –log (0,10) = 1,00. Corresponde al frasco B.

El otro frasco, A, es el del ácido acético. Para calcular su constante de acidez, representamos el equilibrio: pH = 2,9 ⇔ [H3O

+] = 10–2,9 ≈ 1,2 · 10–3 M.

HA + H2O D H3O+ + A

–

Inicial 0,010 M 10−7 M ≈ 0 0

Gastado x = 1,0 · 10–4 M 0 0

Formado 0 1,0·10–4 M 1,0·10–4 M

En el equilibrio 0,01 – 1,0·10–4 M 1,0·10–4 M 1,0·10–4 M

HA + H2O D H3O+ + A

–

Inicial 1,0 · 10–4 M 10−7 M ≈ 0 0

Gastado x 0 0

Formado 0 x x

En el equilibrio 1,0 · 10–4 M – x x x


b) Calcula la constante de acidez (Ka) del ácido acético. Aplicando el equilibrio:


16> Calcula los gramos de ácido cianhídrico, HCN, necesarios para preparar 300 ml de una disolución acuosa del ácido cuyo pH = 4,80. Datos: Ka (HCN) ≈ 4,90 · 10−10; masas atómicas: Mat (g mol−1): H = 1,0; C = 12,0; N = 14,0. Como pH = 4,80 ⬄ [H3O

+] = 10–4,80 ≈ 1,58 · 10–5 M.

Aplicando el equilibrio:


Si despejamos (se puede suprimir la x en el denominador, no lo vamos a hacer), obtenemos:

Por último, y como la masa molar del ácido cianhídrico, HCN, es: Mm(HCN) = 1,0 · 1 + 12,0 · 1 + 14,0 · 1 = 27,0 g/mol.


–

Inicial 0,10 M 10−7 M ≈ 0 0

Gastado x 0 0

Formado 0 x ≈ 1,2 · 10–3 M x

En el equilibrio 0,10 – 1,2·10–

3 M ≈ 0,10 M 1,2 · 10–3 M 1,2 · 10–3 M

HCN + H2O D H3O+ + CN

–

Inicial c 10−7 M ≈ 0 0

Gastado x 0 0

Formado 0 x x

En el equilibrio c – x x ≈ 1,58 · 10–5 M x


Hidrólisis

17> Indica, razonadamente, si el pH de las disoluciones acuosas de las especies químicas siguientes es mayor, menor o igual a 7: a) NH3 El amoniaco en disolución acuosa da lugar al siguiente equilibrio: NH3 + H2O D NH4

+ + OH

–. Por tanto, la disolución será básica (pH > 7).

b) NH4Cl La disolución contiene los iones NH4

+ y Cl

–. El Cl- no sufre hidrólisis por provenir de un

ácido fuerte. El NH4+ sufre hidrólisis por provenir de una base débil.

c) CaCl2 La disolución contiene los iones Ca

2+ y Cl

–. Como estos iones provienen de base y ácido

fuerte, respectivamente, no sufren hidrólisis.

18> Justifica qué pH (ácido, neutro o básico) tienen las disoluciones acuosas de los siguientes compuestos. a) Nitrato de potasio. Consideramos ácidos o bases fuertes todas las especies químicas de las que no nos dan como dato su constante. KNO3. La disolución contiene los iones K

+ y NO3

–. La base y el ácido de las que proviene

son fuertes, por lo que no presentan reacción de hidrólisis.

b) Acetato de sodio. NaOOC−CH3 (NaAc). La disolución contiene los iones Na

+ y Ac

–. Proviene de ácido débil y

base fuerte.

c) Cloruro de amonio. La disolución contiene los iones NH4

+ y Cl

–. Proviene de ácido fuerte y base débil.

d) Nitrito de sodio. Datos: Ka (HAc) = 10–5; Ka (NH4

+) = 10–9; Ka (HNO2) = 10–3.

La disolución contiene los iones Na+ y NO2

–. Proviene de ácido débil y base fuerte.

19> Deduce cuál de las siguientes disoluciones acuosas presenta un pH mayor: acetato de potasio 0,72 mol L-1 o hidróxido de bario 1,0 · 10–5 mol L-1. Datos: Kw =1,0 · 10–14; ácido acético Ka = 1,8·10–5; hidróxido de bario completamente disociado. La disolución de acetato de potasio contiene los iones K

+ y Ac

– (CH3−COO

–):

El ion K+se hidrata, esto es, no reacciona con el agua, al ser el ácido conjugado de una

base muy fuerte. El Ac− sí reacciona con el agua, al ser la base conjugada de un ácido

débil, estableciéndose el equilibrio de hidrólisis:

Ac− + H2O D HAc + OH

–

Inicial 0,72 M 0 10−7 M ≈ 0

Gastado x 0 0


La expresión de la constante de hidrólisis es:


x ≈ 2,0 · 10–5 M ≈ [OH–] ⇔ pH = 14 − pOH = 14 + log [OH

–] ≈ 9,30.

La solución negativa no tiene sentido químico. La disolución de hidróxido de bario 1,0 · 10−5 M está totalmente disociada: Ba(OH)2à Ba2+ + 2 OH-. Por ello, su concentración de OH

– en el equilibrio es el doble que la de

Ba(OH)2, es decir, 2,0 · 10−5 M, la misma que la disolución anterior, por lo que ambas tienen el mismo pH.

Neutralización y valoración

20> Explica por qué al mezclar 10 ml de ácido acético 0,2 mol L–1con 20 ml de hidróxido de sodio 0,1 mol L–1 la disolución resultante no es neutra. Indica si su pH será mayor o menor de 7. La disolución contiene inicialmente 0,010 L · 0,2 M = 0,002 moles de HAc y 0,020 L · 0,1 M = 0,002 moles de NaOH que se neutralizan (HAc + NaOH à NaAc + H2O), formándose 0,002 moles de Ac

− que se encuentran, suponiendo los volúmenes aditivos,

en 0,010 L + 0,020 L = 0,030 L de disolución, por lo que la concentración de partida en acetato es de:

Aplicando el equilibrio de hidrólisis del acetato:



x ≈ 6,11 · 10−6 M ≈ [OH−] ⇔ pOH = −log [OH

−] ≈ 5,21 ⇔ pH = 14 − pOH ≈ 8,79.

La solución negativa no tiene sentido químico. El pH es mayor que 7. Se podría haber respondido de forma cualitativa haciendo la hidrólisis de la sal, que contiene los iones Na

+y Ac

−.

21> Calcula el volumen de ácido perclórico 0,15 mol L–1necesario para neutralizar cada una de las siguientes bases:

Formado 0 x x

En el equilibrio 0,72 M – x x x

Ac− + H2O D HAc + OH

−

Inicial 0,067 M 0 10−7 M ≈ 0

Gastado x 0 0

Formado 0 x x



a) 125 ml de disolución de hidróxido de bario 0,2 mol L–1. Para neutralizar, tenemos en cuenta que el número de moles de H3O

+ y OH

− provenientes

de ácido y base han de ser los mismos, aác Vác Mác = abase Vbase Mbase, de donde: 1 mol H3O

+/mol de ácido · Vácido · 0,15 M = 2 mol OH

−/mol de base · 125 ml · 0,2 M.

Vácido ≈ 333 ml = 0,33 L. b) 0,3 g de hidrógeno carbonato de sodio. Datos: Masas atómicas: Mat (g mol–1): H = 1; C = 12; O = 16 ; Na = 23. 1 mol H3O

+/mol de ácido · Vácido · 0,15 M = 1 mol OH

−/mol de base · 0,3 g · 1 mol/84 g.

Vácido ≈ 24 ml = 0,024 L.

22> ¿Cuántos gramos de KOH contiene una disolución si su valoración con HNO3 0,150 mol L-1 requiere 10 ml de este ácido para su neutralización? En la neutralización tenemos en cuenta que el número de moles de H3O

+ y OH

–

provenientes de ácido y base han de ser los mismos, aác Vác Mác = abase nbase, de donde: 1 mol H3O

+/mol ácido · 10 ml · 10–3 L ml–1 · 0,150 M = 1 mol OH

-/mol base · nbase.

nbase = 1,5 · 10–3 mol KOH. mbase = nbase · Mm base = 1,5 · 10–3 mol KOH · 56,1 g (mol KOH)–1 ≈ 8,4 · 10–2 g KOH.

23> La neutralización exacta de 25,0 ml de una disolución acuosa de hidróxido de sodio, NaOH, necesita 34,0 ml de disolución acuosa de ácido clorhídrico, HCl, de pH = 1,30. Calcula el pH de la disolución inicial de NaOH. Primero tenemos que hallar la concentración del ácido clorhídrico. Como es un ácido fuerte monoprótico, su concentración se corresponde con la de los oxidanios que deja libres, por lo que: [HCl]0 = [H3O

+] = 10–pH = 10–1,30 ≈ 5,0 · 10–2 M.

En la neutralización tenemos en cuenta que el número de moles de H3O+ y OH

–

provenientes de ácido y base han de ser los mismos, aác Vác Mác = abase Vbase Mbase, de donde: 1 mol H3O

+/mol ácido · 34,0 ml · 0,050 M ≈ 1 mol OH/mol base · 25,0 ml · Mbase.

Mbase ≈ 34,0 ml · 0,050 M / 25,0 ml = 0,068 M. Como el NaOH es una base fuerte con un hidróxido, la concentración de la base coincide con la de los iones hidróxido que deja en disolución, por lo que el pH de la disolución de NaOH será: pHNaOH =14 − pOH = 14 + log[OH

–] ≈ 14 + log (0,068) ≈ 14 − 1,17 = 12,83.

24> Se dispone de una disolución acuosa de KOH de concentración 0,040 mol L-1 y una disolución acuosa de HCl de concentración 0,025 mol L-1. Calcula: a) El pH de las dos disoluciones. El KOH es una base fuerte que se encuentra totalmente disociada, por lo que: [OH

–] = [KOH] = 0,040 M.

pHKOH = 14 − pOH = 14 + log [OH–]= 14 + log (0,040) ≈ 14 − 1,40 = 12,60.

El HCl es un ácido fuerte que se encuentra totalmente disociado, por lo que: [H3O

+] = [HCl] = 0,025 M

pHHCl = –log [H3O+] = –log (0,025) ≈ 1,60.

b) El pH de la disolución que se obtiene si se mezclan 50 ml de la disolución de KOH y 20 ml de la disolución de HCl. Lo que tiene lugar es una neutralización entre un ácido fuerte y una base fuerte, por lo que tenemos que determinar si hay más moles de uno o de otra y calcular el exceso que haya, si lo hay. N.º moles KOH = c V = 0,040 M · 50 ml · 10–3 L ml–1 = 2,0 · 10–3 mol KOH. N.º moles HCl = c’V’ = 0,025 M · 20 ml · 10–3 L ml–1 = 5,0 · 10–4 mol HCl.


Por tanto, hay un exceso de 2,0 · 10–3 − 5,0 · 10–4 = 1,5 · 10−3 mol KOH en 70 ml de disolución, por lo que, en la disolución resultante:

c) El volumen de agua que habría que añadir a 50 ml de la disolución de KOH para obtener una disolución de pH = 12. Aplicando las expresiones del pH en función del pOH y la expresión de la concentración (teniendo en cuenta el volumen que nos dan de disolución de la base): pOH´´KOH = 14 − pH’’ ⇒ [OH-]’’ = 10−pOH’’ = 10−(14−pH’’) = 10pH’’−14= 1012-14 = 10-2.

25> A partir de una disolución de amoniaco 0,50 mol L-1: a) Calcula el pH y la molaridad de una disolución de hidróxido de sodio que tenga el mismo pH que la disolución 0,50 mol L-1 de amoniaco. Aplicando el equilibrio del amoniaco:



x ≈ 3,0 · 10–3 M ≈ [OH–] ⇔ pOH = –log [OH

–] ≈ 2,53 ⇔ pH = 14 – pOH ≈ 11,47.

El pH de una disolución de NaOH ha de ser el mismo, puesto que lo da el problema como dato (es decir, 11,47), y, como el NaOH es una base fuerte que se encuentra totalmente disociada, NaOH → Na+ + OH-, la concentración inicial del hidróxido de sodio será la de los OH

– en el equilibrio (o sea, 3,0 · 10−3 M).

b) Si se valoran con ácido clorhídrico volúmenes iguales de ambas disoluciones por separado, explica razonadamente en qué caso se consumirá más ácido clorhídrico. En una valoración se consumen tantos moles de ácido como moles de la base haya, teniendo en cuenta que cada unidad del compuesto aporta un solo ion (H

+ u OH

–) a la

neutralización. Por tanto, al valorar el NaOH con HCl, necesitamos 3,0 · 10−3 M del ácido, mientras que con el amoniaco necesitamos 0,50 M. Se consume más ácido clorhídrico en la valoración del amoniaco. c) Justifica si el pH del punto de equivalencia de la valoración de cada disolución (amoniaco e hidróxido de sodio) será igual, menor o mayor que 7. Datos: Kb (amoniaco) = 1,8·10−5. El pH del punto de equivalencia será 7 en el caso del NaOH, puesto que es la valoración de un ácido y una base fuertes, mientras que será menor de 7 en el caso del NH3, ya que el Cl

– formado en la valoración se hidrata, mientras que el NH4

+ formado entra en un

equilibrio de hidrólisis donde se obtienen iones H3O+.

Indicadores


–

Inicial 0,50 M 0 10−7 M ≈ 0

Gastado x 0 0

Formado 0 x x

En el equilibrio 0,50 M – x x x


26> Indica el pH aproximado de una disolución sabiendo que con los siguientes indicadores produce los siguientes colores: amarillo con naranja de metilo, incoloro con fenolftaleína, azul con azul de bromotimol. (Utiliza la información de la Tabla 5.10). Por verse amarillo con naranja de metilo, nos debemos encontrar en un pH superior a 4,4. Por verse incoloro con fenolftaleína, nos debemos encontrar en un pH inferior a 8,0. Por verse azul con azul de bromotimol, nos debemos encontrar en un pH superior a 7,6. Por lo tanto, nos encontramos a un pH comprendido entre 7,6 y 8,0: 7,6 < pH < 8,0.

27> Razona a nivel cualitativo cuál de los indicadores, azul de bromofenol, azul de bromotimol o fenolftaleína, sería el más adecuado para cada una de las valoraciones siguientes: a) KOH (ac) + HNO2 (ac) D KNO2 (ac) + H2O La reacción es una neutralización de ácido débil y base fuerte, que tiene un punto de equivalencia a un valor de pH elevado (básico). Por tanto, se debe elegir la fenolftaleína. b) NH3 (ac) + HNO3 (ac) D NH4NO3 (ac) La reacción es una neutralización de ácido fuerte y base débil, que tiene un punto de equivalencia a un valor de pH pequeño (ácido). Por tanto, se debe elegir el azul de bromofenol. c) KOH (ac) + HCl (ac) D KCl (ac) + H2O La reacción es una neutralización de ácido fuerte y base fuerte, que tiene un punto de equivalencia en pH = 7,00. Por tanto, coincide con el margen de viraje del azul de bromotimol, que debe ser el indicador elegido para esta valoración. d) NH3 (ac) + CH3COOH (ac) D CH3COONH4 (ac) Datos: Ka (HNO2) = 7,2 · 10−1 Kb (NH3) = 1,8 · 10−5 Ka (CH3COOH) = 1,8 · 10−5 Kw = 1,0 · 10–14 Intervalo de viraje: azul de bromofenol: pH ≈ 3,0−4,6; azul de bromotimol. pH ≈ 6,0−7,6; fenolftaleína pH ≈ 8,3−10,0. La reacción es una neutralización de ácido débil y base débil, que tiene un punto de equivalencia en pH = 7,00, ya que las constantes de ambos son las mismas (no hay ninguno que haga prevalecer su fuerza, al ser igual entre ambos). Por tanto, coincide, como en el caso anterior, con el margen de viraje del azul de bromotimol.

28> Se mezclan 95,2 g de KOH puro con 56,0 g de NaOH puro y después de disolver los sólidos en una pequeña cantidad de agua, se diluye la disolución alcalina hasta 1,0 L. a) ¿Cuántos ml de una disolución de HCl de concentración 0,50 mol L–1serán necesarios para neutralizar 30 ml de la disolución alcalina antes preparada? La disolución formada, producto de la unión de dos bases fuertes, tiene carácter básico dada la gran cantidad de iones hidróxido que contiene. Calculamos la concentración del ion hidróxido cuando se mezclan: N.º moles de OH

−KOH = m/Mm = 95,2 g/56,0 g mol−1 = 1,70 mol OH

−.

N.º moles de OH−

NaOH = m’/Mm’ = 56,0 g/40,0 g mol−1 = 1,40 mol OH−.

La concentración de OH− en la disolución es la suma y se encuentra en 1,0 L de volumen,

por lo que la concentración es: [OH−] = (1,70 + 1,40) mol / 1 L = 3,10 M.

Para neutralizar, tenemos en cuenta que el número de moles de H3O+ y OH

− provenientes

de ácido y base han de ser los mismos, aác Vác Mác = VOH MOH, de donde: 1 mol H3O

+/mol de ácido · Vácido · 0,50 M = 30 ml · 3,10 M ⇔ Vácido ≈ 186 ml.


b) ¿El pH en el punto de equivalencia será igual a 7? ¿Por qué? Un indicador, cuyo intervalo de viraje fuera (6,0 − 7,6), ¿sería adecuado para detectar el punto de equivalencia en esta valoración? ¿Por qué? Datos: masas atómicas: Mat (g mol–1): H = 1,0; C = 12,0; O = 16,0; Na = 23,0; K = 39,0. Sí, el pH del punto de equivalencia es 7, porque es la neutralización de un ácido fuerte y una base fuerte. El indicador sería óptimo para esta valoración, ya que el punto de equivalencia se encuentra centrado en el rango de cambio de color del indicador.

29> Se dispone de cuatro botellas con los siguientes rótulos: I) H2O, II) HCl: 0,005 mol L–1, III) NaOH: 2 · 10−5 mol L–1, IV) NaCN: 1,0 mol L–1. Calcula la [OH

–] que presentará cada una de ellas y el color que adquirirán al

añadir unas gotas de naranja de metilo. Datos: Kw= 1 · 10−14; Ka(HCN) = 4,9 · 10−10; pH de viraje: naranja de metilo = 3 − 4,5; rojo < 3 , amarillo > 4,5. I) El H2O es una sustancia anfótera, ya que es el disolvente, y su pH y pOH cuando se encuentra destilada (sin ninguna sustancia añadida) valen 7,00. [OH

−] = 1,0 · 10−7 M. El

color que tendrá con el indicador es el amarillo, ya que por encima de pH = 4,5 este es el color dominante. II) El HCl es un ácido fuerte, totalmente disociado: pHHCl = −log [H3O

+] = −log (0,005) ≈ 2,30.

pOH = 14 − pH = 14 − 2,30 = 11,70 ⇔ [OH−] ≈ 10−11,70 ≈ 2,0 · 10−12 M. Por ser el pH

inferior a 3, nos encontramos dentro de la zona de color rojo, donde predomina la forma ácida del indicador. III) El NaOH es una base fuerte, totalmente disociada, por lo que: [OH

−] = 2 · 10−5 M. El

color que tendrá con el indicador es el amarillo, ya que el pH es básico (> 7), donde predomina la forma básica del indicador. Estamos ante una disolución de una sal que contiene los iones Na

+ y CN

−.

El ion Na+se hidrata, esto es, no reacciona con el agua, al ser el ácido conjugado de una

base muy fuerte. El CN− sí reacciona con el agua, al ser la base conjugada de un ácido

débil, estableciéndose el equilibrio de hidrólisis:


La expresión de la constante de hidrólisis es:


x ≈ 4,5 · 10−3 M ≈ [OH−]. La solución negativa no tiene sentido químico.

El color que tendrá con el indicador es el amarillo, ya que el pH = 11,67 es básico (> 7).

30> A 80 ml de una disolución de NaOH 0,10 mol L–1, se le añaden 0,020 L de otra disolución de HCl 0,20 mol L–1. a) Calcula el pH de cada una de las disoluciones antes de la mezcla. El NaOH es una base fuerte totalmente disociada, por lo que: pHNaOH = 14 − pOH = 14 + log [OH

−] = 14 + log (0,10) = 14 − 1,00 = 13,00.

El HCl es un ácido fuerte totalmente disociado, por lo que: pHHCl = −log [H3O

+] = −log (0,20) ≈ 0,70.

b) Calcula el pH después de la mezcla. Lo que tiene lugar es una neutralización entre un ácido fuerte y una base fuerte, por lo que tenemos que determinar si hay más moles de uno o de otra y calcular el exceso que haya, si lo hay. N.º moles de NaOH = c V = 0,10 M · 80 ml · 10−3 L ml−1 = 8,0 · 10−3 mol NaOH. N.º moles de HCl = c’V’ = 0,20 M · 0,020 L = 4,0 · 10−3 mol HCl. Por tanto, hay un exceso de 8,0 · 10−3 − 4,0 ·10−3 = 4,0 · 10−3 mol de NaOH en 100 ml de disolución, por lo que la concentración de OH- después la mezcla será:

Y su pH: c) Razona qué podrías hacer para llegar al punto de neutralización si dispusieras de otras disoluciones de NaOH y de HCl 0,15 mol L–1. Para neutralizar la disolución resultante (básica) tendremos que añadir el mismo número de moles de ácido que los del exceso de OH

− en la disolución, o sea, 4,0 · 10−3 mol.

Como es la neutralización de una base fuerte con un ácido fuerte, la neutralización se produce cuando llegamos a pH 7,00, por lo que se puede comprobar la neutralización con un pH-metro o añadiendo un indicador que vire cerca de pH neutro, como podría ser el azul de bromotimol o la fenolftaleína.

CN− + H2O D HCN + OH

−

Inicial 1,0 M 0 10−7 M ≈ 0

Gastado x 0 0

Formado 0 x x



Generales

31> A partir de una disolución de amoniaco 0,50 mol L–1: a) Calcula el pH y la molaridad de una disolución de hidróxido de sodio que tenga el mismo pH que la disolución 0,50 mol L–1 de amoniaco. Aplicando el equilibrio del amoniaco:



x ≈ 3,0 · 10−3 M ≈ [OH−] ⇔ pOH = −log [OH

−] ≈ 2,53 ⇔ pH = 14 − pOH ≈ 11,47.

El pH de una disolución de NaOH ha de ser el mismo según el enunciado y, como el NaOH es una base fuerte que se encuentra totalmente disociada, la concentración inicial del hidróxido de sodio será la de los OH

− en el equilibrio, o sea, 3,0 · 10−3 M.

b) Si se valoran con ácido clorhídrico volúmenes iguales de ambas disoluciones por separado, explica en qué caso se consumirá más ácido clorhídrico. En una valoración se consumen tantos moles de ácido como moles de la base haya, teniendo en cuenta que cada unidad del compuesto aporta un solo ion (H

+ u OH

−) a la

neutralización. Por tanto, al valorar el NaOH con HCl, necesitamos 3,0 · 10−3 M del ácido, mientras que con el amoniaco necesitamos 0,50 M. Por tanto, se consume más ácido clorhídrico en la valoración del amoniaco. c) Justifica si el pH del punto de equivalencia de la valoración de cada disolución (amoníaco e hidróxido de sodio) será igual, menor o mayor que 7. Datos: Kb (amoníaco) = 1,8 · 10−5. El pH del punto de equivalencia será 7 en el caso del NaOH, puesto que es la valoración de un ácido y una base fuertes, mientras que será menor de 7 en el caso del NH3, ya que el Cl

− formado en la valoración se hidrata, mientras que el NH4

+ formado entra en un

equilibrio con el agua, hidrólisis, donde se obtienen iones H3O+.

32> Realiza un trabajo de investigación sobre un ácido inorgánico, buscando información en internet, sobre su uso doméstico, su utilización industrial, su proceso de fabricación, y compara sus datos (constante, fortaleza, otras propiedades químicas, etc.) con los de los ácidos más importantes que hemos estudiado (HCl, HNO3, H2SO4, etc.). Explica su geometría aplicando la RPECV y comenta si presenta o no polaridad. Trabajo teórico. Se debe valorar que el alumno haya utilizado varias fuentes, que el desarrollo del trabajo le permita defender las conclusiones o datos que aporte, lo exhaustivo y diferente que el trabajo sea del de las fuentes utilizadas y que sea capaz de añadir lo aprendido en clase desde el principio de curso. Su exposición ha de ser valorada desde el punto de vista del dominio del lenguaje y la exactitud de los conceptos utilizados.


−

Inicial 0,50 M 0 10−7 M ≈ 0

Gastado x 0 0

Formado 0 x x



33> A partir de los datos siguientes contesta razonadamente a las siguientes cuestiones.

% a) Formula cada uno de los ácidos indicados. Las fórmulas pedidas son:

b) ¿Cuál es el ácido más disociado? En una lista de ácidos, el más disociado es el que presenta mayor constante, puesto que hay una relación directa entre constante y grado de disociación. Por tanto, el ácido más disociado es el 2−cloroetanoico. c) ¿Qué ácidos darían pH mayor que 7 en el punto de equivalencia de su valoración con NaOH? El punto de equivalencia, para todos ellos, es el que corresponde a un ácido débil con una base fuerte, por lo que el medio final será básico en todos los casos y los pH mayores de 7.

Razona (no es lo que parece…)

34> Se tiene una disolución X, con un pH = 2,0 y otra disolución Y, cuyo pH = 4,0. Se mezclan volúmenes iguales de ambas disoluciones: ¿cuál es el valor del pH de la disolución resultante? Si ambas disoluciones corresponden a ácidos fuertes, podemos decir que la concentración de oxidanios de la disolución X es 1,0 · 10−2 M, mientras que la de la segunda es 1,0 · 10−4 M. Por tanto (el volumen final es 2 V, siendo V el volumen de cada disolución):

El pH vendrá dado por: pH = –log [H3O+] ≈ –log (5,05 · 10–3) ≈ 2,30.

Sin embargo, si alguna de las disoluciones corresponde a un equilibrio donde está presente la forma ácida, la básica o las dos de un par ácido−base conjugados, la respuesta puede dar cualquier valor (evidentemente 2,30 < pH < 4,0). Por ejemplo, una disolución de ácido acético y acetato de sodio ([HAc] = 1,0 M y [Ac

−] = 0,18 M) tiene un pH ≈ 4,0. Si se le añade el mismo volumen de una disolución de

HCl 0,01 M, el pH de la disolución resultante sería 3,97. (En la disolución, inicialmente, habría una concentración de HAc 0,500 M ―ya que se ha diluido a la mitad― y de acetato 0,090 M. Como añadimos una concentración 0,005 M de HCl, se modifican las concentraciones, quedando la disolución 0,505 M en acético y 0,085 M en acetato.

Ácido 2−cloroetanoico CH2Cl−COOH

Ácido 2−hidroxipropanoico CH3−CHOH−COOH

Ácido 3−hidroxibutanoico CH3−CHOH−CH2−COOH

Ácido propanoico CH3−CH2−COOH


Disoluciones reguladoras de pH

35> Preparamos una disolución añadiendo 1 mol de ácido acético y 1 mol de acetato de sodio en 1 L de agua. a) ¿Cuál es el pH de la disolución formada? Si añadimos 0,2 mol de NaOH, con lo que conseguimos la neutralización de 0,2 mol de ácido acético. El acetato de sodio en disolución acuosa se disocia completamente en sus iones: NaAc " Na

+ + Ac

–.

Aplicando el equilibrio, al ser el volumen 1 L, el valor numérico de las concentraciones es el mismo que el de los moles:


Al despejar (suprimimos la x en el denominador y la de la suma del numerador, ya que son despreciables frente a las concentraciones iniciales de la forma ácida y la forma básica): x ≈ 1,75 · 10−5 M ≈ [H3O

+] ⇔ pH = −log [H3O

+] = −log (1,75 · 10−5) ≈ 4,76.

b) ¿Cuántos moles de ácido acético tenemos en disolución? ¿Y de ion acetato? Ahora tiene lugar la reacción que podemos considerar no equilibrada: HAc + NaOH " Na

+ + Ac

− + H2O.

Planteamos el nuevo equilibrio:


Al despejar (suprimimos la x en el denominador y la de la suma del numerador, ya que son despreciables frente a las concentraciones iniciales de la forma ácida y la forma básica): x ≈ 1,17 · 10−5 M ≈ [H3O

+] ⇔ pH = −log [H3O

+] ≈ −log (1,17 · 10−5) ≈ 4,93.

c) ¿Cuál es el pH de la nueva disolución formada? Se ve que la variación de pH ha sido prácticamente despreciable pese a haber añadido una cantidad de NaOH elevada, ya que hemos añadido 0,2 mol de NaOH.


−

Inicial 1,0 M 10−7 M ≈ 0 1,0 M

Gastado x 0 0

Formado 0 x x

En el equilibrio 1,0 M − x x 1,0 M + x


−

Inicial 0,8 M 10−7 M ≈ 0 1,2 M

Gastado x 0 0

Formado 0 x x

En el equilibrio 0,8 M − x x 1,2 M + x

UNIDAD 5. REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE … · 5 Química 2.º Bachillerato SOLUCIONARIO 5>...

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