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REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES
1.- Teorías sobre la naturaleza de los ácidos y bases. 2.- Electrólitos. 3.- Fuerza de los ácidos y bases. Constantes de ionización. 4.- Ionización del agua. 5.- pH. 6.- Hidrólisis. 7.- Indicadores ácido-base. 8.- Volumetrías ácido- base. 9.- Disoluciones reguladoras.
1.- TEORIAS SOBRE LA NATURALEZA DE LOS ACIDOS Y BASES.
Desde antiguo se diferenciaba entre sustancias ácidas y básicas.
- En 1.789, LAVOISIER consideraba que:
Ácido era una sustancia que en disolución acuosa:
- Conduce la corriente eléctrica.
- Reacciona con algunos metales (Zn, Fe, etc.) desprendiendo hidrógeno.
- Enrojece la tintura de tornasol y decolora la fenolftaleina.
- Posee sabor agrio y produce una sensación punzante al contacto con la piel. Ejemplos: Vinagre, limón, HCl, H 2 SO 4 , HNO 3 , etc.
Base o álcali era una sustancia que en disolución acuosa:
- Conduce la corriente eléctrica.
- Azulea el papel de tornasol y enrojece la fenolftaleina.
- Posee sabor amargo (caústico) y produce una sensación suave al tacto.
- Reacciona con los ácidos, desapareciendo las propiedades de ambos. Ejemplos: Sosa (NaOH), potasa (KOH), Ca(OH) 2 , etc.
- Posteriormente en 1.887, ARRHENIUS consideró que:
Ácido es una sustancia que se disocia en agua, produciendo protones (H+).
HA →H ^2 O^ A-(aq) + H+(aq) ; HCl →H ^2 O^ Cl-(aq) + H+(aq)
Ejemplos: Los ácidos clásicos: HCl, H 2 SO 4 , HNO 3 , etc.
Base es una sustancia que se disocia en agua, produciendo OH-^ (iones oxidrilo, hidroxilo o hidróxido).
BOH →
H 2 O B+(aq) + OH-(aq) ; NaOH → H 2 O Na+(aq) + OH-(aq)
Ejemplos: Los hidróxidos de los metales (alcalinos y alcalinotérreos).
***** Según esta teoría la reacción de neutralización (entre un ácido y una base) en su forma molecular es:
Ejemplo: 2 HCl + Ba(OH) 2 → BaCl 2 + 2 H 2 O ,
aunque en realidad intervienen los iones:
2 Cl - (aq) + 2 H +(aq) + Ba 2+(aq) + 2 OH - (aq) → Ba 2+(aq) + 2 Cl - (aq) + 2 H 2 O
como los iones Cl –^ y Ba2+^ no afectan al carácter ácido-básico se les llama iones espectadores, y la reacción general de neutralización, válida para cualquier reacción, es:
Objeciones: Hay sustancias como el amoníaco (NH 3 ) que tienen un carácter básico inexplicable con esta teoría, ya que no tiene grupos OH-. Para corregir éste y otros casos semejantes, surgió en 1.923 una nueva teoría:
- TEORÍA DE BRÖNSTED Y LOWRY o TEORÍA PROTÓNICA :
Ácido sustancia capaz ceder protones H+^ a otra (por ejemplo al agua).
HA + H 2 O A-^ + H 3 O+^ (ión hidronio u oxonio). Ej: HCl + H 2 O Cl-^ + H 3 O+
Base sustancia capaz de aceptar protones H+^ de otra (por ejemplo del agua).
B + H 2 O BH+^ + OH -^ ; Ejemplo: NH 3 + H 2 O NH 4 +^ + OH-
Los iones A-^ y BH+^ , a su vez, pueden captar o ceder protones (H+) para formar HA y B, ya que la reacción es reversible, comportándose en consecuencia como bases o ácidos, respectivamente, de ahí que se llamen base y ácido conjugados de HA y B.
HA + H 2 O ⇔ A-^ + H 3 O+^ ; B + H 2 O ⇔ BH+^ + OH- ↑ ↑ ↑ ↑ ácido base conjugada base ácido conjugado
Las parejas (^) − A
HA (^) y B
BH+^ se llaman pares ácido-base conjugada.
***** Observando las dos reacciones anteriores, el agua (H 2 O) o cualquier disolvente tiene un doble comportamiento: en la primera se comporta como base y en la segunda como ácido, por lo que se llama sustancia anfótera , anfiprótica o anfolito.
HCl + H 2 O ⇔ Cl-^ + H 3 O+^ ; NH 3 + H 2 O ⇔ NH 4 +^ + OH- ↑ ↑ base ácido
En realidad, muchas sustancias excepto los ácidos y las bases más fuertes son sustancias anfóteras; depende con quién se enfrenten.
Ácido + Base → Sal + Agua
H +(aq) + OH - (aq) → H 2 O
- De forma cuantitativa, la fortaleza se expresa por la constante del equilibrio:
HA + H 2 O ←→ A-^ + H 3 O+^ , Kc = [ ] [ ]
[ HA] [. H O]
A .H O
2
3
− +
como se trabaja con disoluciones diluidas, la [H 2 O] ≅ cte. 55 , 55 moles/litro 1
por lo que: Kc. [H 2 O] = cte. = Ka = [ ] [ ]
[ HA]
A −^ ⋅ H 3 O + ;
Ka es la constante de acidez, de disociación o de ionización del ácido (depende de la T). A mayor Ka, mayor fortaleza del ácido
- De igual forma, para una base cualquiera: B + H 2 O ←→ BH+^ + OH-
siendo Kb la constante de basicidad, de disociación o de ionización de la base (depende de la T). A mayor Kb mayor fortaleza de la base.
Ácidos fuertes
Ácidos modera- -damente fuertes
Ácidos débiles
- Un ácido es fuerte si Ka ≥ 1
- Un ácido es moderadamente fuerte si 1 > Ka ≥ 10 -4,
- Un ácido es débil si Ka < 10 -4,
***** Como bases fuertes podemos citar los iones O 2-^ , NH- 2 , OH-^ y las bases conjugadas de los ácidos débiles (CN-, HS-), y como bases débiles: el amoniaco, NH 3 ( Kb = 1,8 .10 –5^ ) y las bases conjugadas de los ácidos fuertes (Cl - , HSO 4 - )
Pares ácido-base conjugados
Ka
HClO 4 / ClO 4 -^ Muy grande HNO 3 / NO 3 -^ “ HCl /Cl -^ , HBr/Br - , HI / I -^ “ H 2 SO 4 / HSO 4 -^ “ H 3 O+^ / H 2 O 1 Ctes de acidez H 2 SO 3 / HSO 3 -^ 1,3. 10-3^ Ka (a 25ºC) HF / F -^ 3,5. 10- AcH / Ac-^ 1,8 .10- Ácidos orgánicos 10 -4^ a 10- H 2 CO 3 / HCO 3 -^ 4,2 .10- H 2 S / HS-^ 9,1 .10- HCN / CN-^ 4,9 .10-
Ka = [ ] [ ]
[ HA]
A −^ ⋅H 3 O+
Kb =
[ ] [ ] [B ]
BH+ .OH−
Observaciones:
a) En disolución acuosa no puede haber ácidos más fuertes que el ión H 3 O+^ (ácido conjugado del agua), ni bases más fuertes que el ión OH-^ (base conjugada del agua), ya que se encontrarían totalmente disociados; de ahí que al H 2 O se le llame disolvente nivelador.
Ejemplos: O2-^ + H 2 O → 2 OH-^ ; HNO 3 + H 2 O → NO 3 -^ + H 3 O+
b) Los valores de las Ka, permiten predecir el sentido en el que está desplazada una reacción ácido-base:
Ejemplo: HSO 4 -^ + F -^ ←→ SO 4 2 -^ + HF
Ka HSO 4 - / SO 4 2 -^ = 1,3.10- 2^ ; Ka HF/F-^ = 6,9.10- 4
El HSO 4 -^ es un ácido más fuerte que el HF, por lo que el equilibrio está desplazado hacia la derecha.
c) No se debe confundir la fortaleza de un ácido con el número de protones que puede ceder por molécula.
- Monopróticos: Solo ceden un H+^ (HCl, HNO 3 , …)
- Polipróticos: - Dipróticos: pueden ceder dos protones (H 2 SO 4 , H 2 CO 3 , …)
- Tripróticos: pueden ceder tres protones (H 3 PO 4 , …)
Los ácidos polipróticos tiene sucesivas constantes de ionización cuyo valor va decreciendo: Ka1 > Ka2 > Ka
Ejemplo: H 2 SO 4 + H 2 O ←→ HSO 4 -^ + H 3 O+^ ; Ka1 = 10^3 Ka1 ≅ 105. Ka HSO 4 -^ + H 2 O ←→ SO 4 -2^ + H 3 O+^ ; Ka2 =1,3.10-
4.- IONIZACION DEL AGUA.
El agua es un electrólito débil, es decir, conduce débilmente la electricidad, lo cual indica que está disociada parcialmente.
H 2 O + H 2 O ←→ H 3 O+^ + OH-^ (autoionización o autoprotólisis)
Kc =
[ ] [ ] [ 2 ]^2
3 H O
H O+ .OH−
; Kc tiene un valor muy pequeño, lo que indica que la
. [ H 2 O]es prácticamente constante: [ H 2 O]≅ 55,5 moles/litro
Kc. [H 2 O ]^2 = Kw = [H 3 O +^ ] .[OH −] ;
Kw se llama constante iónica o producto iónico del agua , y su valor a 25ºC es Kw =10-
Kw = [H 3 O+^ ] .[OH −]
- Al igual que con el pH también se definen los términos:
pKa = - log Ka como Ka. Kb = 10-14^ , tomando - log en los dos miembros
pKb = - log Kb
- Un ácido es fuerte si su pKa ≤ 0
- Un ácido es moderadamente fuerte si 0 < pKa ≤ 4,
- Un ácido es débil si pKa > 4,
*** Cálculo de problemas de pH**
- Ácidos y bases fuertes: Se considera que están totalmente disociados y que los H 3 O+ proceden exclusivamente del ácido (o los OH-^ de la base en su caso), sin tener en cuenta la disociación del agua.
La 2ª aproximación es válida siempre que la concentración del ácido o de la base sea mayor de 10-6^ M.
Ejercicio resuelto : Calcula el pH de una disolución 0,1 M de HCl.
HCl + H 2 O ⇔ Cl-^ + H 3 O+ [ ]i 0,1 - 0 0 [ ]e 0 - 0,1 0,
Al ser un ácido fuerte, está totalmente disociado y la [H 3 O+] es 0,1 M, frente a la cual la procedente del agua (<10-7^ M) es despreciable, luego el pH = - log 0,1 = 1
- Ácidos y bases débiles: Se hacen dos aproximaciones para facilitar el cálculo del pH:
- Se considerará únicamente como [H 3 O+] la procedente del ácido, siempre que su constante de acidez sea mayor de 10-11^ y su concentración mayor que 10-6^ M. Igualmente para las bases ( los OH-^ sólo proceden de la disociación de la base).
- α es despreciable frente a 1 cuando va sumando o restando, siempre que K sea inferior a 10 -4.
Ejercicio resuelto : Calcula α y el pH de una disolución de AcH 0,055 M, si Ka= 1,77.10-
AcH + H 2 O ←→ Ac-^ + H 3 O+
[ ]i Co - 0 0
[ ]e (^) Co(1-α) - (^) Coα Coα
Ka =
[ ] [ ]
[ HAc]
Ac − .H 3 O^ + ; Ka = C ( 1 )
C .C
0
0 0 − α
α α
−α
α 1
C 0 2
Por ser un ácido débil, α<<1, luego Ka = C 0 .α^2 ; de donde α = 0
a C
K
; α = 0 , 055
1 , 77. 10 −^5
α =1,79.10-2, y como [H 3 O+] = C 0 .α , [H 3 O+] = 0,055. 1,79.10-2^ M
[H 3 O+] = 9,86.10-4^ M ≅ 10 -3^ M, luego el pH = - log 10-3^ ; pH = 3
pKa + pKb = 14
6.- HIDRÓLISIS
Las sales son compuestos iónicos (formados por cationes y aniones) solubles en agua; Algunas sales neutras (sin H ni OH en sus moléculas) presentan carácter ácido o básico en disolución acuosa, debido a que alguno de sus iones reaccionan con el agua. A este proceso se le llama hidrólisis. Se pueden dar cuatro casos:
- Sal de ácido fuerte y base fuerte ( NaCl, KNO 3 , etc.).
Tomamos como ejemplo el NaCl. Al disolverse en agua: NaCl → H^2 O^ Na+^ + Cl-^ , ni los iones Na+^ ni los iones Cl-^ reaccionan con el agua por ser muy débiles, ya que proceden de una base fuerte (NaOH) y de un ácido fuerte (HCl ). Por tanto, la disolución será neutra, ya que los iones H 3 O+^ proceden exclusivamente del agua.
- Sal de ácido fuerte y base débil ( NH 4 Cl, NH 4 NO 3 , etc.).
Tomamos como ejemplo el NH 4 Cl. Al disolverse en agua: NH 4 Cl → H 2 O NH 4 +^ + Cl- el ión Cl-^ no reacciona con el agua por ser una base muy débil, ya que procede de un ácido muy fuerte (HCl), sin embargo, el catión NH 4 +^ es un ácido fuerte, pues procede de una base débil, el NH 3.
NH 4 +^ + H 2 O ←→ NH 3 + H 3 O+^ , por tanto, la disolución será ácida.
La constante de este equilibrio se llama constante de hidrólisis y coincide con la Ka del ion ácido:
Kh = Ka (NH 4 +) = K (NH )
K
b 3
w = [^ ]^ [^ ]
[ +]
4
3 3 NH
NH .HO
Las sales amónicas originan, por tanto, disoluciones ácidas, con pH inferior a 7.
- Sal de ácido débil y base fuerte ( AcNa, KCN, Na 2 CO 3 , etc.).
Tomamos como ejemplo el acetato de sodio: AcNa → H^2 O^ Na+^ + Ac-^ , el ión Na+^ no reacciona con el agua por ser un ácido muy débil, sin embargo, el ión Ac-^ es una base fuerte, pues procede de un ácido débil ( AcH ).
Ac-^ + H 2 O ←→ AcH + OH-^ , por tanto, la disolución será básica.
La constante de este equilibrio se llama constante de hidrólisis y coincide con la Kb del ion base:
Kh = Kb (Ac-) = K (HAc)
K
a
w = [^ ]^ [^ ]
[ −]
−
Ac
HAc.OH
Las sales de acetato originan, por tanto, disoluciones básicas, con pH mayor que 7.
- Si la disolución a la que se añade el indicador es básica, algunos OH-^ procedentes de la base reaccionarán con los H 3 O+^ procedentes del indicador (para que se cumpla el producto iónico del agua), por lo que el equilibrio del indicador se desplazará hacia la derecha y, por tanto, [HIn] < [In-] y el color será amarillo.
- Para que predomine un color es necesario que [HIn] > 10. [In-] , o [In-] > 10. [InH], lo cual representa una variación de 2 unidades en el pH , es decir, los indicadores no cambian de color a un pH fijo, sino que tienen una zona de viraje de 2 unidades:
medio “ácido” cambio pH medio “básico” pKa Anaranjado de metilo rojo 3 - 4,5 amarillo 4, Tornasol rojo 6 – 8 azul 7 Fenolftaleina incoloro 8 – 9,5 rosa 9, Azul de bromotimol amarillo 6 – 7,8 azul 7,
El llamado indicador universal está formado por una mezcla de varios indicadores y se suele presentar impregnando unas pequeñas tiras de papel, de ahí que se le conozca como papel indicador , e indica de un modo aproximado el valor del pH de una disolución según la coloración que tome al introducirlo en ella.
8.- VOLUMETRÍAS O VALORACIONES ÁCIDO-BASE.
Si a 50 cm^3 de una disolución HCl 0,1 M le vamos añadiendo una disolución de NaOH 0,1 M, se observa la siguiente evolución del pH:
V(cm^3 ) NaOH pH 0 1 49 3 49,9 4 50 7 50,1 10 51 11 100 12,5 Figura 1
En las proximidades del punto final de la reacción (50 cm^3 de NaOH) llamado punto de equivalencia o punto de neutralización hay un cambio brusco de 6 unidades de pH, por lo que utilizando tornasol como indicador, queda identificado dicho punto por el cambio de color de la disolución de rojo a azul, aunque se determina con mayor precisión por el punto de inflexión de la curva de valoración ( pH frente a V de NaOH añadido) (figura 1).
Basándose en este cambio brusco de pH, se ha desarrollado la técnica llamada volumetría o valoración ácido-base: “ Es una reacción ácido-base que permite determinar la concentración desconocida de un ácido (o de una base), midiendo el volumen de otra disolución de base (o de ácido), de concentración conocida, que se necesita para su neutralización.
Procedimiento
- Valoración de un ácido fuerte con una base fuerte: Acidimetría
HCl + NaOH → NaCl + H 2 O
Se pone en el matraz un cierto volumen (VA) de la disolución de HCl de concentración desconocida (NA), a la que se le añaden unas gotas de tornasol, tomando color rojo la disolución. Se va añadiendo la disolución de NaOH de concentración conocida (NB) hasta que cambie a azul; se detiene la adición y se anota el volumen (VB) consumido (fig. 1 y 2).
En ese instante, llamado punto de equivalencia se cumple:
es decir: y se calcula NA.
(Figura 2) (Figura 3)
- Valoración de una base fuerte con un ácido fuerte de concentración conocida: Alcalimetría. Se hace de forma semejante a la acidimetría (figuras 2 y 3).
- Valoración de un ácido débil con una base fuerte:
AcH + NaOH → AcNa + H 2 O
El salto del pH es menor y en el punto de equivalencia la disolución es básica, ya que se forma AcNa que es una sal básica, por lo que para determinar dicho punto hay que utilizar un indicador que vire a pH básico, como la fenolftaleina, ya que de no ser así la disolución cambiaría de color antes del punto de neutralización.
- Valoración de una base débil con un ácido fuerte:
NH 3 + HCl → NH 4 Cl
El salto del pH también es menor y en el punto de equivalencia la disolución es ácida, por formarse el NH 4 Cl que es una sal ácida, por lo que para determinar dicho punto hay que utilizar un indicador que vire a pH ácido, como el anaranjado de metilo, ya que de no ser así la disolución cambiaría de color después del punto de neutralización.
nº equivalentes del ácido = nº equivalentes de la base
VA. NA = VB. NB
CUESTIONES Y PROBLEMAS
1.- Explica por qué el hidróxido sódico es una base según la teoría de Arrhenius y según la teoría de Brönsted y Lowry.
2.- De las siguientes especies químicas, indica cuáles pueden actuar como ácidos, cuáles como bases y cuáles como anfipróticas, según la teoría de Brönsted y Lowry: H 2 O , H 3 O +^ , OH -^ , O2-^ , H 2 CO 3 , HCO 3 -^ , CO 3 2-, HS -^ , S 2-, HCl y Cl -^.
3.- Completa las siguientes reacciones entre ácidos y bases: NH 4 +^ + H 2 O ⇔ NH 4 +^ + OH-^ ⇔ H 2 O + CO 3 2-^ ⇔ H 3 O+^ + CH 3 COO-^ ⇔
4.- El ácido cianhídrico es un ácido más débil que el ácido acético. De los iones cianuro y acetato, ¿cuál es más fuerte como base ?.
5.- Escribe la reacción ácido-base entre el sulfuro de hidrógeno y el ión carbonato, predice en qué sentido estará desplazado el equilibrio y calcula la constante de equilibrio. Datos: Ka H 2 S / HS-^ = 9,1. 10 -8^ , Ka HCO 3 -^ / CO 3 2-^ = 5,6. 10 - Sol: K = 1,625. 10 3
6.- Si a 50 cc de una disolución 0,2 M de cianuro sódico se le añaden otros 50 cc de bicarbonato sódico 0,2 M, ¿ puede el ión bicarbonato reaccionar con el ión cianuro y formar ácido cianhídrico?. Calcula la constante de equilibrio de esta reacción y la concentración de HCN en la disolución resultante. Datos: Ka HCN = 4,9. 10 - 10^ , Ka HCO 3 -^ = 5,6. 10 - 11 Sol: K = 0,114 , [ HCN ] = 0,025 M
7.- Calcula las concentraciones de H 3 O+^ y OH-^ que hay en una disolución acuosa 1 M de HCl. ¿Cuál es el pH de esta disolución ?. ¿Y el de una disolución 10 M de HCl ?. Sol: [H 3 O +] = 1 M , [ OH -^ ] = 10 - 14^ M ; pH = 0 ; pH = - 1
8.- a) Calcula las concentraciones de H 3 O +^ y OH -^ que hay en una disolución 0,1 M de NaOH. ¿ Cuál es el pH de esta disolución?. b) ¿Qué cantidad de agua hay que añadir a 50 cm^3 de la anterior disolución para que el pH sea 12?. Sol: a) [ H 3 O+^ ] = 10 -13^ M , [ OH -^ ] = 10 -1^ M ; pH = 13. b) completar a 500 cm^3
9.- La solubilidad, a 25ºC, del hidróxido cálcico es de 0,216 g en 100 cm^3 de agua. Suponiendo que esté completamente disociado, calcula el pH de la disolución saturada de hidróxido cálcico. Datos: masas atómicas Ca = 40 , O = 16 , H = 1. Sol: pH = 12,
10.- Calcula el pH de una disolución 0,1 M de ácido acético. ¿ Cuál es el grado de disociación?. Dato: Ka = 1,8. 10 -5^ Sol: pH = 2,87 , α = 1,34. 10 -
11.- a) Calcula el pH de una disolución 0,5 M de amoniaco. b) Si a 50 cm^3 de la anterior disolución se añaden 150 cm^3 de agua, ¿cúanto vale el pH?. Dato: Ka NH 4 +^ = 4,9. 10 - 10^ Sol: a) 11,5 , b) 11,
12.- El pH de una disolución de ácido acético es 2,9. Calcula la molaridad y el grado de disociación. Dato: Ka = 1,8. 10 -5^ Sol: Co = 0,088 M ; α = 0,
13.- Una disolución 0,1 M de metilamina CH 3 NH 2 tiene un pH = 11,85. Calcula la constante de disociación como base de la metilamina y su grado de disociación. Sol: Kb = 5,4. 10 - 4^ , α = 0,
14.- Un ácido monoprótico 0,1 M está ionizado en un 1,32 %. Calcula: a) la constante Ka del ácido. b) el pH. Sol: a) Ka = 1,76. 10 - 5^ , b) pH = 2,
15.- Queremos obtener una disolución de ácido nitroso que tenga un pH = 2,5. Sabiendo que su Ka = 4,5. 10 – 4, ¿ qué concentración de ácido necesitaremos?. Sol: 0,025 M
16.- Se agrega una gota ( 1 / 20 cc ) de ácido clorhídrico 0,5 N a un litro de agua destilada. Calcula el pH de la disolución resultante. Sol: pH = 4,
17.- Al disolver 5 g de ácido fórmico ( H-COOH ) en agua hasta completar 1 litro, se obtiene una disolución de pH = 2,3. Calcula la constante de acidez del ácido fórmico y compara el carácter ácido-base del ión formiato (H-COO-) con el ión acetato (CH 3 COO -^ ) si la Ka del ácido acético es 1,8. 10 - 5. Datos: Ar C = 12 ,O = 16 , H = 1 Sol: Ka = 2,4. 10 - 4
18.- La constante de disociación del ácido acético es, a 25ºC, 1,76. 10 -5. a) Calcula el pH de una disolución 0,02 M de ácido acético. b) A una concentración de 0,002 M el ácido posee un grado de disociación unas tres veces mayor que a una concentración 0,02 M. Razona, sin hacer cálculos, a qué concentración será mayor el pH. Sol: a) 3,23 ; b) 0,002 M
19.- Predice como será el pH de una disolución 0,5 M de cianuro sódico. Sol: básico
20.- Deduce el carácter ácido-básico de una disolución 0,1 M de cloruro amónico. Sol: ácida
21.- Predice si una disolución acuosa de cianuro amónico será ácida o básica Datos: Ka HCN = 4,9. 10 - 10^ , Ka NH 4 +^ = 4,9. 10 – 10^ Sol: básica
22.- Una disolución 0,1 M de amoniaco tiene un pH = 11,1. Al añadirle 0,1 mol de cloruro amónico, ¿qué le ocurrirá al pH ?. Sol: baja el pH
23.- Se tienen dos disoluciones, una que contiene solo ácido acético 0,5 M y otra que además de ácido acético 0,5 M contiene acetato sódico 0,5 M. ¿En cuál será mayor el pH ?. Sol: en la 2ª
24.- El hidróxido amónico colorea de rosa la fenolftaleina. Sin embargo, otra disolución saturada de cloruro amónico, esta decolorada. Explica estos hechos experimentales.
6.- Dados los ácidos: HClO 4 (ácido fuerte) , HF (Ka = 7. 10 -4) y HBrO (Ka = 2. 10 -9^ ). a) Formula y nombra sus bases conjugadas. b) Ordena las bases conjugadas en orden creciente de su fuerza básica.
7.- Razona si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones referentes a una disolución de ácido acético: a) El grado de disociación del ácido acético es independiente de la concentración inicial del ácido. b) Si se añade una pequeña cantidad de ácido clorhídrico el grado de disociación aumenta. c) Si se añade acetato de sodio a la disolución de ácido el pH aumenta. Sol: F , F , V
8.- Contesta razonadamente a las siguientes cuestiones: a) ¿Cuál es el pH de 100 ml de agua destilada?. b) ¿Cuál es el pH después de añadir 0,05 ml de HCl 10 M?. Sol: a) 7 , b) 2,
AUTOEVALUACIÓN
1.- En el equilibrio HF + CN -^ ⇔ F -^ + HCN , indica qué especies se comportan como un ácido según el concepto de Brönsted y Lowry. a) HF y CN -^ , b) HF y F -^ , c) HF y HCN , d) Sólo el HF
2.- Cuál de las siguientes especies es la base conjugada del ión HSO 4 -. a) H 2 SO 4 , b) SO 4 -^ , c) H 3 O +^ , d) OH -
3.- El pH de la sangre es 7,35, mientras que el de un determinado vino es 3,35. Con estos datos podemos afirmar que la concentración de iones hidronio en la sangre es: a) Cuatro veces menor que en el vino. b) 10 7,35^ M c) 10.000 veces mayor que en el vino d) 10.000 veces menor que en el vino.
4.- La constante de basicidad del amoníaco, NH 3 , vale Kb = 1,8 .10-5. Con este dato, podemos afirmar que la constante de acidez del ión amonio, NH 4 +, es: a) 1,8.10 -5^ , b) 10 -14^ , c) 5,6 .10 -10^ , d) 5,6 .10 -
5.- Con los datos siguientes: Ka(HF) = 3,5.10 -4^ , Ka(HCO 3 - ) = 5,6.10 -11^ , Ka(HCN) = 4,9.10 -10^ , Ka(H 2 CO 3 ) = 3,8.10 - podemos afirmar que de los ácidos HF , H 2 CO 3 , HCO 3 -^ y HCN el más fuerte es el: a) HCN , b) HF , c) HCO 3 -^ , d) H 2 CO 3
6.- Las constantes de acidez del HF y del HCN son, respectivamente 3,5 .10 -4^ y 4,9 .10 - ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas? a) El HCN es un ácido más fuerte que el HF. b) El HF es un ácido más fuerte que el HCN. c) El ión CN -^ es una base más fuerte que ión F -. d) El ión F -^ es una base más fuerte que ión CN -.
7.- ¿Cuáles de las siguientes especies son anfóteras?: F - , H 2 CO 3 , HCO 3 -^ , HS -^ y HCN a) F -^ y H 2 CO 3 , b) Sólo el HCO 3 -^ , c) HCO 3 -^ y HS -^ , d) Sólo el HCN
8.- Para una disolución 0,1 M de un ácido fuerte, HA: a) El pH es igual a 1. b) El pH es menor que 1 c) [ A −]= 0,1 M d) [ AH] = [ A −]
9.- ¿Cuál o cuáles de las sales siguientes disueltas en agua pura, originan una disolución ácida?: a) NaCl , b) NH 4 NO 3 , c) KCN , d) KNO 3
10.- Un mol de ácido sulfúrico, es igual a: a) 1 equivalente b) 2 equivalentes c) 0,5 equivalentes d) 6,023.10 23 equivalentes
11.- La normalidad de una disolución que contiene 0,2 equivalentes de soluto en medio litro de disolución es: a) 0,4 , b) 0,2 , c) 0,8 , d) 0,
12.- ¿Cuándo un mol de una base es igual a un equivalente (gramo) de esa base?: a) Siempre, para todas las bases. b) Nunca. c) Sólo si cada molécula de la base reacciona con un ión H +. d) Sólo si la base es fuerte.
13.- La timolftaleína es incolora a pH inferior a 9,4 y de color azul a pH superiores a 10,6. ¿Para cuál de las valoraciones siguientes es más adecuado este indicador ácido-base?: a) Ácido débil con base fuerte. b) Ácido fuerte con base fuerte. c) Ácido fuerte con base débil. d) No es indicador para ninguna valoración ácido-base.
14.- Se valoran 20 ml de una disolución de HCl con NaOH 0,01 N. Si se han gastado 30 ml de la disolución de NaOH, la normalidad de la disolución de HCl es: a) 0,01 N , b) 0,015 N , c) 0,03 N , d) 0,066 N
Soluciones: 1.c ; 2.b ; 3.d ; 4.c ; 5 b ; 6.b y c ; 7.c ; 8.a y c ; 9.a y d ; 10.b; 11.a ; 12.c ; 13.a ; 14.b.
ACIDOS Y BASES EN LA WEB:
http://platea.cnice.mecd.es/~cpalacio/acidobase2.htm http://www.edu.aytolacoruna.es/aula/quimica/neutralizacion/neutraliz.htm http://ciencianet.com/acidobase.html
