1.- TEORÍA DE ARRHENIUS DE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES...Esta primera parte nos servirá para medir con...

QUÍMICA. 2º DE BACHILLERATO. ESTUDIOS A DISTANCIA PROFESOR: CARLOS MARTÍN ARTEAGA

UNIDAD DIDÁCTICA 9: REACCIONES ÁCIDO-BASE PARTE 1ª: LOS ÁCIDOS Y LAS BASES: PROPIEDADES Y ESCALA pH

En esta primera parte de la unidad didáctica 9 se introducen los conceptos de ácido y de base a partir de las clasificaciones históricas de las sustancias basadas en la observación de sus propiedades químicas. A continuación, se describe la evolución histórica del concepto ácido-base a partir de las distintas teorías.

Aprenderemos, por tanto, a determinar cuáles son las características que diferencian a las sustancias ácidas de las básicas o alcalinas. Es muy importante ser capaz de reconocer a los ácidos y a las bases aplicando la teoría de Brönsted y Lowry, así como las bases y ácidos conjugados.

Esta primera parte nos servirá para medir con soltura la fuerza de los ácidos y las bases mediante el cálculo de las constantes de acidez, de basicidad y del pH.

A lo largo del tema se proponen numerosos ejemplos de cálculos estequiométricos para asentar las condiciones que se deben cumplir a la hora de realizar las correspondientes simplificaciones según sean los valores de las constantes de equilibrio y de las concentraciones iniciales de las sustancias.

Al igual que en temas anteriores se recomienda especialmente el realizar los ejercicios de Autoevaluación que aparecen al final del tema.

1.- TEORÍA DE ARRHENIUS DE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES

ESTUDIA / APRENDE

Las propiedades físicas y químicas de los ácidos y de las bases. En qué consiste la disociación electrolítica. Qué son los electrolitos fuertes y los electrolitos débiles. Qué es un ácido y qué es una base según Arrhenius. Qué es la reacción de neutralización. Cómo es el ion hidronio Las limitaciones que tiene la teoría de Arrhenius.

La palabra ácido deriva del latín “agrio”: los zumos del limón y de la naranja, la leche agria o el vinagre son sustancias que se conocen desde hace muchísimo tiempo y que responden a la idea de sustancias ácidas. Además existen sustancias que hacen desaparecer las propiedades características de los ácidos al mezclarlas con ellos, algunas de las cuales también son conocidas desde la antigüedad, como es, por ejemplo, el bicarbonato. Estas sustancias que se usaban para hacer desaparecer las propiedades de los ácidos se preparaban antiguamente al disolver en el agua el producto obtenido como resultado de quemar ciertas plantas, por los que se les llamó álcalis (en árabe “al kali” significa “ceniza de planta”). Hoy en día se utilizan indistintamente los términos álcali o base para nombrarlas. Para estudiar las propiedades que caracterizan a los ácidos y a las bases es muy importante la tabla que aparece a continuación; en ella se diferencian las propiedades de los ácidos y de las bases atendiendo a la simple observación de las mismas:

ÁCIDOS BASES Los que pueden ser degustados (los que no son tóxicos y están muy diluidos) tienen un sabor agrio.

Las que pueden ser degustadas (las que no son tóxicas y están diluidas) tienen sabor desagradable (semejante al jabón).

Producen gas hidrógeno al atacar a algunos metales (magnesio, cinc, aluminio, hierro…)

Disuelven muchas grasas y sus disoluciones tienen un tacto jabonoso.

Modifican el color de algunos colorantes vegetales (les dan un tono rojizo) y de otras sustancias (por ejemplo hacen que la fenoftaleína sea incolora)

Modifican el color de algunos colorantes vegetales (les dan un tono azulado) y de otras sustancias (por ejemplo hacen que la fenoftaleína sea roja)

Son tanto más corrosivos para la piel cuanto más concentrados se encuentren.

Son tanto más corrosivas para la piel cuanto más concentrados se encuentren.

Sus disoluciones acuosas conducen la corriente eléctrica.

Sus disoluciones acuosas conducen la corriente eléctrica.

Sus propiedades se neutralizan al reaccionar con las bases.

Sus propiedades se neutralizan al reaccionar con los ácidos.

U.D. 9 (1ª parte): “REACCIONES ÁCIDO–BASE” QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA

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Teniendo en cuenta esta última propiedad, se comenzó a estudiar a los ácidos y a las bases de forma conjunta. A la reacción entre ácidos y bases que neutraliza las propiedades de ambos se le llama reacción de neutralización. Esta reacción entre ácidos y bases produce sales:

ÁCIDO + BASE → SAL + AGUA La existencia de ácidos y bases hizo necesario justificar químicamente las propiedades de los mismos. Por ello a lo largo de la historia de la química han sido muchas las teorías que establecen las características de ambos tipos de compuestos. Para poder explicar estas propiedades Arrhenius da a conocer su teoría de la disociación y de la ionización electrolítica. Mediante esta teoría determina que en las disoluciones conductoras de la corriente eléctrica existen iones que se mueven en el seno de la disolución. Es al aplicar una diferencia de potencial entre dos puntos de la disolución cuando se produce la conducción eléctrica debida al movimiento orientado de dichos iones (los de carga positiva en un sentido y los de carga negativa en el contrario). A las sustancias que en disolución acuosa proporcionan iones se les llamó electrolitos. Son electrolitos fuertes aquellas sustancias que en disolución acuosa conducen muy bien la corriente eléctrica debido a que se disocian total o casi totalmente en iones, mientras que son electrolitos débiles aquellos que conducen la corriente eléctrica peor que los fuertes debido a que están solo parcialmente disociados o ionizados. Según Arrhenius, los ácidos y las bases tienen comportamiento de electrolitos: se disocian al introducirse en agua. PARA ARRHENIUS: ÁCIDO es toda sustancia que al disolverse en agua proporciona iones H+, como por ejemplo el ácido clorhídrico:

HCl (aq) → H+(aq) + Cl– (aq) (Los iones H+ y Cl– son los responsables de la conducción eléctrica de la disolución y el ion H+ de las propiedades ácidas de la misma) BASE es toda sustancia que al disolverse en agua proporciona iones OH– (iones hidroxilo) como por ejemplo el hidróxido de sodio:

NaOH (aq) → Na+(aq) + OH– (aq) (Los iones Na+ y OH– son los responsables de la conducción eléctrica de la disolución y el ion OH– de las propiedades básicas de la misma). El hecho de que las propiedades de los ácidos y de las bases se neutralicen entre ellos es debido a que al juntar ambas disoluciones reaccionan los dos iones responsables de dichas propiedades (el H+ y el OH–) y se produce agua:

H+(aq) + OH– (aq) → H2O En realidad, los iones H+ liberados por los ácidos nunca se encuentran libres en disolución acuosa, sino unidos a una molécula de agua: Por eso al protón en disolución acuosa lo representamos como H3O+, que llamamos ion hidronio:

H+(aq) + H2O → H3O+ Esta teoría de Arrhenius permite establecer la fortaleza de los ácidos y de las bases que estudiaremos más adelante de forma cuantitativa. En general decimos que un ácido es fuerte cuando está muy ionizado y proporciona un gran porcentaje de iones H+ (que se convierten en el agua en iones H3O+). Un ácido es débil cuando está poco ionizado y proporciona un pequeño porcentaje de iones H+. Aunque esta teoría de Arrhenius tiene algunas limitaciones (sólo es válida para disoluciones acuosas y no explica las propiedades básicas de sustancias que no poseen iones hidroxilo), nosotros la utilizaremos para resolver problemas de ácidos y bases en disolución en esta primera parte de la U. D. 9, completada convenientemente con la teoría de Brönsted-Lowry que vamos a ver a continuación. CUESTIONES RESUELTAS • ¿Por qué hay sustancias, como la sal, que disueltas en agua conducen la corriente eléctrica y

otras, como el azúcar, que no la conducen? Las sustancias como la sal al disolverlas en agua se disocian en sus iones y por ello conducen la corriente. Las sustancias como el azúcar no proporcionan iones al disolverse en agua y por tanto no conducen la corriente. (REPASA LAS PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS IÓNICAS Y COVALENTES)


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• ¿Qué diferencia hay entre el cloruro de hidrógeno y el ácido clorhídrico? A la combinación entre el cloro y el hidrógeno HCI se le denomina cloruro de hidrógeno. A las disoluciones del HCI en agua se las denomina ácido clorhídrico. En este último caso, al disolverse en agua, la mayor parte de las moléculas se disocian (es un ácido fuerte, como veremos más adelante) formándose los iones Cl– y H+. A su vez, el H+ se une a una molécula de agua para formar el ion hidronio H3O+. • ¿Qué diferencia existe entre el proceso de conducción de la corriente eléctrica en un hilo

metálico y en una disolución electrolítica? La corriente eléctrica es un movimiento de cargas eléctricas en el que las del mismo signo se mueven todas en la misma dirección y sentido. En la conducción eléctrica a través de un hilo metálico el circuito más elemental está formado por un conductor y una pila. Por el circuito circula un flujo de electrones que no produce cambios apreciables en el hilo conductor, a lo sumo se calienta. A este tipo de conducción se le denomina conducción metálica o electrónica. Sin embargo, cuando la corriente circula por una disolución o a través de sales fundidas provoca cambios químicos importantes. Una sal como el cloruro de sodio sólido no conduce la corriente eléctrica, pero fundido o en disolución sí. En este tipo de sustancias la corriente no la transportan los electrones, se precisa de la presencia de iones que se puedan mover más o menos libremente para que circule la corriente eléctrica. Al producirse la corriente eléctrica los cationes se mueven en un sentido y los aniones en el sentido contrario. A este tipo de conducción se le denomina iónica o electrolítica. • Completa la siguiente reacción: HBr (aq) + KOH (aq) → El ácido bromhídrico, ácido fuerte, se disocia frente al agua:

HBr + H2O →Br– + H3O+La potasa, base fuerte, también se disocia frente al agua:

KOH → K+ + OH–La reacción entre ambos será la suma de estas dos reacciones:

HBr + KOH → Br– + K+ + H2O Es una reacción de neutralización.

CONTESTA Y REPASA Selecciona qué ácido y qué base se neutralizan para dar lugar a las siguientes sales en disolución: a) KBr; b) Ba(NO2)2; c) Ca(CN)2; d) K3PO4.

2.- TEORÍA DE BRÖNSTED–LOWRY

ESTUDIA / APRENDE

El concepto de ácido y de base según Brönsted y Lowry. A qué llamamos base conjugada, a qué llamamos ácido conjugado y qué son, por tanto,

los pares ácido–base conjugados. Las ventajas del concepto de ácido y de base de Brönsted–Lowry frente al de

Arrhenius. Qué son las sustancias anfóteras. Algún ejemplo de sustancia anfótera.

Hay muchas sustancias, tales como el NH3 (amoniaco) o el Na2CO3 (sosa), que poseen las propiedades características del grupo de las bases, a pesar de no cumplir lo establecido por Arrhenius para que una sustancia sea considerada como una base. En efecto, ni el amoniaco ni la sosa poseen el grupo OH– en su molécula. Sin embargo, sus disoluciones acuosas neutralizan a los ácidos. Para incluir estos y otros casos, en 1923, Brönsted y Lowry propusieron las siguientes definiciones:

• Un ácido es toda especie capaz de ceder un protón. • Una base es toda especie capaz de aceptar un protón.

Las sustancias que, como el HCI, son ácidos según la teoría de Arrhenius, también lo son en la nueva teoría, ya que al dísolverse en agua ceden un protón a una molécula del disolvente: U.D. 9 (1ª parte): “REACCIONES ÁCIDO–BASE” QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA

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HCI + H2O (l) → Cl– (aq) + H3O+ (aq) Pero el concepto de ácido es ahora más amplio, pues iones como el HCO3–, formado al disolver NaHCO3 en agua, hay que incluirlos en el nuevo catálogo de ácidos, ya que son capaces de ceder un protón a una molécula de agua:

HCO3– (aq) + H2O (aq) → CO3= (aq) + H3O+ (aq) Las bases típicas, según el criterio de Arrhenius, es decir, los hidróxidos metálicos, siguen siendo bases con la nueva definición de Brönsted y Lowry, ya que el ion hidróxido que originan cuando se disuelven acepta fácilmente un protón, convirtiéndose en agua:

OH– (aq) + H+ (aq) → H2O (l) Con la nueva definición, también hay que incluir el amoniaco entre las bases, ya que, al disolverse, acepta un protón del agua, formándose el ion amonio, NH4+ y el ion hidróxido OH– característico de las bases:

NH3 (aq) + H2O(l) NH4+ (aq) + OH– (aq) Lo mismo ocurre con el ion carbonato:

CO3= (aq) + H2O(l) HCO3– (aq) + OH– (aq) Por eso, al disolverse el carbonato de sodio en agua se produce una disolución básica, ya que en principio la red iónica se rompe formándose iones Na+ e iones CO3=, y a continuación se produce el equilibrio que hemos visto arriba: CO3= (aq) + H2O(l) HCO3– (aq) + OH– (aq). PARES ÁCIDO – BASE CONJUGADOS: La reacción entre el NH3 y el agua es reversible. En la reacción inversa, el ion NH4+ cede un protón al ion OH–. Luego, el ion NH4+ es un ácido.

NH4+ (aq) + H2O(l) NH3 (aq) + H3O+ (aq) Cuando un ácido y una base difieren en un protón, como ocurre en el NH4+ y NH3, se denominan par ácido-base conjugados. Se dice que el NH3 es la base conjugada del NH4+, o que éste es el ácido conjugado de aquélla. Otro par ácido-base conjugado es el HCO3–, CO3=: el ion carbonato es la base conjugada del ion hidrogenocarbonato. Ejemplos de pares ácido/base conjugados: NH4+ / NH3; HCO3– / CO3=. SUSTANCIAS ANFÓTERAS: El agua acepta un protón frente al HCI, es decir, se comporta como una base, mientras que frente al NH3 cede un protón, comportándose como un ácido. Las sustancias que, como el agua, pueden actuar como un ácido o como una base se llaman anfóteras. Considerada como ácido, la base conjugada del agua es el ion OH–

H2O/OH– Ácido / base

Considerada como base, el ácido conjugado del agua es el ion H3O+: H3O+/H2O

Ácido / base Otro ejemplo de sustancia anfótera lo podemos observar en el ion hidrogenocarbonato (bicarbonato): Comportamiento ácido: HCO3– (aq) + H2O(l) CO3= (aq) + H3O+ (aq) Comportamiento básico: HCO3– (aq) + H2O(l) H2CO3 + OH– (aq)

EJERCICIOS RESUELTOS • Identifica como ácido o base las sustancias siguientes: a) C6H5NH2 (ac); b) HBr (ac);

c) H2SO3 (ac); d) Ca(OH)2 (ac); e) Mg(OH)2 (ac). a) La anilina en presencia de agua actúa como base, pues acepta un protón del agua:

C6H5NH2 (aq) + H2O(l) C6H5NH3+ (aq) + OH– (aq) b) El ácido bromhídrico en agua se comporta como ácido, pues cede un protón al agua:

HBr + H2O →Br– + H3O+


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c) El ácido sulfuroso actúa como ácido, pues cede protones al agua: H2SO3 (aq) + 2H2O(l) SO3= (aq) + 2H3O+ (aq)

d) El hidróxido de calcio se comporta en agua como una base, pues produce iones OH−, que aceptan un protón cada uno:

Ca(OH)2 → Ca++ + 2OH–

e) El hidróxido de magnesio se comporta en agua como una base, pues produce iones OH−, que aceptan un protón cada uno:

Mg(OH)2 → Mg++ + 2OH–

• Indica las bases conjugadas de las siguientes sustancias: H2O, HCl, H2S, HNO3, H2SO4, H2PO4– ácidos: H2O HCI H2S HNO3 H2SO4 H2PO4–

bases conjugadas: OH– Cl– HS– NO3– HSO4– HPO4=

• Indica los ácidos conjugados de las siguientes sustancias: H2O, NH3, CO32–, OH–, H2PO4–. bases: H2O NH3 CO32– OH– H2PO4–

ácidos conjugados: H3O+ NH4+ HCO3– H2O H3PO4

CONTESTA Y REPASA Identifica como ácido o base las sustancias siguientes: a) Zn(OH)2 (ac); b) C6H5COOH (ac); c) HCOOH (ac); d) HClO3 (ac).

Indica las bases conjugadas de las siguientes sustancias: HBr, H2Se, CH3COOH, H2SO3, HPO4=


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3.- FORTALEZA DE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES

ESTUDIA / APRENDE A qué llamamos fuerza de los ácidos y de las bases. Qué son ácidos fuertes y débiles, bases fuertes y débiles. La lista de los ácidos fuertes y los ácidos débiles más importantes. La lista de las bases fuertes y las bases débiles más importantes. Los equilibrios que se producen en las disoluciones acuosas de: un ácido fuerte, una

base fuerte, un ácido débil y una base débil. Qué son, cómo se calculan y cuál es el significado de las constantes de acidez y de

basicidad. La relación entre la fuerza de un ácido o de una base y la constante de acidez o de

basicidad. El cálculo de [H3O+] en los ácidos débiles en función del valor de Ka. El cálculo de [OH–] en las bases débiles en función del valor de Kb. Qué relación existe entre la fuerza de un ácido y su base conjugada y viceversa.

3.1- ÁCIDOS FUERTES Y ÁCIDOS DÉBILES: La experiencia muestra que no todos los ácidos ceden con igual facilidad un protón. Algunos, como el HCI, son especialmente propensos a la cesión de un protón. Prácticamente, todas las moléculas de HCI que se disuelven en agua acaban cediendo su protón:

HCI (aq) + H2O (l) → Cl– (aq) + H3O+ (aq) Esta reacción está tan desplazada hacia la derecha, que escribimos una sola flecha; es decir, se trata de una reacción de las que llamábamos irreversibles. La cantidad de moléculas de HCI que quedan sin disociar, esto es, sin ceder su protón, es insignificante. Los ácidos que, como el HCI, se encuentran totalmente disociados se denominan ácidos fuertes. Pero no todos los ácidos se muestran tan inclinados a la cesión de un protón como el HCI. Así, por ejemplo, cuando disolvemos ácido cianhídrico, HCN, en agua, sólo algunas de sus moléculas ceden un protón al agua. Frente al agua, el HCN se comporta, pues, como un ácido. Sin embargo, la mayoría de las moléculas de HCN permanecen enteras, sin disociarse. La reacción entre el HCN y el H2O es un equilibrio bastante desplazado hacia la izquierda:

HCN (aq) + H2O (l) CN– (aq) + H3O+ (aq) Las sustancias que, como el HCN, se disocian en agua sólo parcialmente, al ceder un protón, se denominan ácidos débiles.

ÁCIDOS FUERTES MÁS IMPORTANTES:

Ácido perclórico: HCIO4 Ácido sulfúrico: H2SO4 Ácido clorhídrico: HCI Ácido nítrico: HNO3 Ácido permangánico: HMnO4

ÁCIDOS DÉBILES MÁS IMPORTANTES: Ácido fosfórico: H3PO4Ácido fluorhídrico: HF Ácido acético: CH3COOH (HAc) Ácido fórmico: HCOOH Ácido benzoico: C6H5COOH Ácido carbónico: H2CO3Ácido sulfhídrico: H2S Ácido cianhídrico: HCN

3.2- LA CONSTANTE DE ACIDEZ Para poder conocer si un ácido es fuerte o débil y cuál es el grado de “fortaleza o debilidad” definimos la constante de acidez del mismo, Ka. U.D. 9 (1ª parte): “REACCIONES ÁCIDO–BASE” QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA

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Recuerda que la constante de equilibrio de una reacción química indica en qué extensión se produce una reacción. Por lo mismo, Ka nos permite medir el grado de disociación de las moléculas de un ácido. Vamos a observar el equilibrio del ácido cianhídrico HCN:

HCN (aq) + H2O (l) CN– (aq) + H3O+ (aq) Si consideramos al mismo como una reacción química en disolución acuosa, la constante de equilibrio de dicha “reacción” (disociación) es:

[ ] [ ][ ] [ ]OHHCN

CNOHKC2

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⋅⋅

=−+

Ahora bien, en toda disolución acuosa diluida podemos decir que la concentración de agua es prácticamente constante. Por ello, se puede incluir [H2O] en Kc y obtener una nueva constante, Ka, de la forma:

[ ] [ ] [ ][ ]HCNCNOHOHKK Ca

−+ ⋅=⋅= 32

La constante Ka se denomina constante de acidez o constante de ionización. Para un ácido HA cualquiera que se disocie según la ecuación

HA (aq) + H2O (l) A– (aq) + H3O+ (aq) su constante de acidez corresponde a la expresión:

[ ] [ ][ ]HA

AOHKa−+ ⋅

= 3

Cuanto mayor tendencia tengan las moléculas de un ácido HA a ceder un protón, mayor será la fracción que se disocie, dando A– y, en consecuencia, mayor será el valor de Ka. Por tanto: El valor de la constante de acidez, Ka, es una medida de la fuerza de un ácido.

VALOR DE LA CONSTANTE DE ÁCIDEZ DE ALGUNOS ÁCIDOS DÉBILES:

Ácido fosfórico: H3PO4 7,5 ⋅10–3

Ácido fluorhídrico: HF 6,8 ⋅10–4

Ácido benzoico: C6H5COOH 6,6 ⋅10–5

Ácido acético: CH3COOH (HAc) 1,8 ⋅10–5

Ácido carbónico: H2CO3 4,5 ⋅10–7

Ácido sulfhídrico: H2S 9,1 ⋅10–8

Ácido cianhídrico: HCN 4,9 ⋅10–10

3.3- BASES FUERTES Y BASES DÉBILES:

En cuanto a las bases, tampoco todas aceptan protones con igual facilidad. El ion OH– muestra gran avidez por capturar un protón, por ello se dice que es una base fuerte. En consecuencia, los hidróxidos de los metales alcalinos y alcalinotérreos, que se disocian totalmente en agua, dando iones OH–, son bases fuertes. En realidad, la base es el ion OH– que originan. Las sustancias que, como el amoniaco, se ionizan sólo parcialmente, tras aceptar un protón del agua, se denominan bases débiles:

NH3 (aq) + H2O(l) NH4+ (aq) + OH– (aq)

En general, una base débil es toda especie, B, que en agua se ionice según este equilibrio:

B (aq) + H2O (l) BH+ (aq) + OH– (aq)

BASES FUERTES MÁS IMPORTANTES: Hidróxido de sodio: NaOHHidróxido de potasio: KOHHidróxido de magnesio: Mg(OH)2 Hidróxido de calcio: Ca(OH)2


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BASES DÉBILES MÁS IMPORTANTES: Amoniaco: NH3 Metilamina: CH3NH2 Anilina (Fenilamina): C6H5NH2

3.4- CONSTANTE DE BASICIDAD:

De manera análoga a lo hecho con los ácidos, se puede definir una constante, Kb, como

[ ] [ ] [ ][ ]BOHBHOHKK Cb

−+ ⋅=⋅= 2

Kb recibe el nombre de constante de basicidad, o constante de ionización. Para una base cualquiera que se disocie según la ecuación

B (aq) + H2O (l) BH+ (aq) + OH– (aq) su constante de basicidad corresponde a la expresión:

[ ] [ ][ ]B

OHBHKb−+ ⋅

=

Cuanto más desplazado esté el equilibrio anterior hacia la derecha, mayor será Kb. Su valor nos indica, pues, en qué grado las moléculas de B se ionizan, captando un protón del agua. En síntesis: El valor de la constante de basicidad, Kb, es una medida de la fuerza de una base.

VALOR DE LA CONSTANTE DE BASICIDAD DE ALGUNAS BASES DÉBILES:

Amoniaco: NH3 1,8⋅10–5

Metilamina: CH3NH2 3,7⋅10–4

Anilina (Fenilamina): C6H5NH2 4,3⋅10–10

EJERCICIOS RESUELTOS • El ácido acético (CH3COOH) es un ácido débil que se suele representar, al resolver problemas

de ácidos y bases, como HAc. Escribe la reacción de disociación del ácido acético y la expresión del valor de su constante de acidez.

HAc (aq) + H2O (l) Ac– (aq) + H3O+ (aq) Su constante de acidez corresponde a la expresión:

[ ] [ ]

[ ]HAcAcOHKa

−+ ⋅= 3

• Escribe la expresión de la constante de basicidad del amoniaco Como hemos visto el amoniaco es una base débil cuya disociación en agua queda representada por el equilibrio:

NH3 (aq) + H2O(l) NH4+ (aq) + OH– (aq)

Por lo que su constante de basicidad es: [ ] [ ]

[ ]34

NHOHNHKb

−+ ⋅=

• Completa las siguientes reacciones: a) CH3NH2 (aq) + HClO3 (aq) → b) C6H5NH2(aq) + HCl(aq) →

a) La metilamina es una base débil:

CH3NH2 + H2O CH3NH3+ + OH–El ácido cloroso es un ácido fuerte:

HClO3 + H2O ClO3– (aq) + H3O+ (aq) La reacción entre ambos será:

CH3NH2 (aq) + HClO3 (aq) → CH3NH3+(aq) + ClO3– (aq) b) La anilina en presencia de agua actúa como base débil:

C6H5NH2 + H2O C6H5NH3+ + OH–


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El ácido clorhídrico es un ácido fuerte: HCl + H2O → Cl– + H3O+

La reacción entre ambos será: C6H5NH2(aq) + HCl(aq) → C6H5NH3+(aq) + Cl– (aq)

3.5- RELACIÓN ENTRE LA FUERZA DE UN ÁCIDO Y LA DE SU BASE CONJUGADA Y VICEVERSA:

Lógicamente, si una especie HA tiene mucha tendencia a ceder un protón y pasar a la especie A–, ésta tendrá muy poca tendencia a aceptar un protón para convertírse en HA. Y al revés, si el equilibrio anterior está muy desplazado hacia la izquierda, es decir, si la especie HA tiene muy poca inclinación a ceder un protón y pasar a la forma A–, esta última especie capta fácilmente un protón, transformándose en HA. Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada, y viceversa, cuanto más débil es un ácido, más fuerte es su base conjugada. En el marco de la teoría de Brónsted y Lowry, una reacción entre un ácido y una base es, simplemente una reacción de transferencia de protones. La especie que cede el protón es el ácido; la que lo acepta, la base.

CONTESTA Y REPASA Escribe la expresión de la constante de acidez del ácido benzoico. Escribe la expresión de la constante de basicidad de la anilina. Se tienen dos disoluciones acuosas, una de ácido salicílico HA (Ka = 1·10–3) y otra de ácido benzoico HB (Ka = 6,6·10–5). Si la concentración de los dos ácidos es la misma, contesta razonadamente a las siguientes preguntas:

a) ¿Cuál de los dos ácidos es más débil? b) ¿Cuál de los dos ácidos tiene un grado de disociación mayor? c) ¿Cuál de las dos disoluciones da un valor menor de pH? d) ¿Cuál de las dos bases conjugadas es más débil?

4.- DISOCIACIÓN IÓNICA DEL AGUA

ESTUDIA / APRENDE En qué consiste el equilibrio iónico (o de autoprotólisis) del agua. El valor de la constante de equilibrio (o de autoprotólisis) del agua.

El agua se autoioniza según la ecuación

H2O + H2O H3O+ (aq) + OH– (aq) Esta reacción está muy desplazada hacia la izquierda, es decir, la autoionización del agua se produce en un grado mínimo: a temperatura ambiente, aproximadamente sólo una de cada 5⋅108 moléculas se encuentra en forma iónica. La constante de equilibrio de este sistema es, pues, muy pequeña. En una disolución acuosa diluida, la concentración [H2O] es muy grande y permanece prácticamente constante, ya que la cantidad de agua que se encuentra disociada es muy pequeña. Por ello, se incluye en el valor de la constante de equilibrio obteniéndose una nueva constante, KW, que recibe el nombre de producto iónico del agua:

KW = [H3O+] ⋅ [OH–] A 25 0C, el valor de KW es: 10–14 (moles/litro)2.

KW = 10–14 M2. Es decir, en cualquier disolución acuosa a 25 ºC el producto de la [H3O+] por el de la [OH–] es 10–14. A este valor constante se le llama producto iónico del agua KW. Una disolución en la que las concentraciones de iones H3O+ y OH– son iguales, como ocurre con el agua pura, se dice que es neutra.


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Si en el agua se disuelve un ácido, se forman iones H3O+, que harán que disminuya el número de los iones OH–, manteniéndose así el valor de la constante iónica del agua. Si en una disolución ácida [H3O+] es, por ejemplo, igual a 10–5, [OH–] es 10–9. Si se disuelve una base, se liberan iones OH–, y ocurrirá lo contrario, es decir, disminuirá el número de iones H3O+. Si en una disolución básica [OH–]es, por ejemplo, igual a 10–4,5, [H3O+] es 10–9,5. Resumiendo, una disolución es:

ácida, si [H3O+] > [OH–] (tanto más ácida cuanto mayor sea la diferencia) neutra, sí [H3O+] = [OH–] básica, si [H3O+] < [OH–] (tanto más básica cuanto mayor sea la diferencia)

EJERCICIO RESUELTO • Calcula la concentración de iones hidróxido en una disolución acuosa en la que la

concentración de iones hidronio es 1,5⋅10–7. ¿Es ácida, básica o neutra? Razona la respuesta. En cualquier disolución acuosa a 25 ºC el producto de la [H3O+] por el de la [OH–] es 10–14; es lo que llamamos producto iónico del agua:

KW = [H3O+] ⋅ [OH–] = 10–14Por tanto

[OH–] = 10–14/[H3O+] = 10–14/1,5⋅10–7 = 6,67⋅10–8Como [H3O+] > [OH–], la disolución es ácida.

CONTESTA Y REPASA Calcula la concentración de iones hidróxido en una disolución acuosa en la que la concentración de iones hidronio es 3⋅10–6. ¿Es ácida, básica o neutra? Razona la respuesta.

Calcula la concentración de iones hidronio en una disolución acuosa en la que la concentración de iones hidróxido es 2⋅10–2. ¿Es ácida, básica o neutra? Razona la respuesta.

5.- ESCALA pH

ESTUDIA / APRENDE Qué es el pH. Cómo se calcula. Cuál es el pH de las disoluciones ácidas. Cuál es el pH de las disoluciones básicas. La resolución de problemas aplicando el concepto de pH.

El valor de la acidez o la basicidad de una disolución se puede calcular: para ello utilizaremos la escala pH. El pH es el logaritmo decimal cambiado de signo de la concentración molar de iones H3O+

pH = – log [H3O+] = log 1/[H3O+] Luego [H3O+ ] = 10–pH M. Así, si una disolución tiene una [H3O+] = 10–6 M, su pH es 6. Esta escala se utiliza para no tener que trabajar con potencias negativas de 10. El valor del pH obtenido para una disolución nos permite conocer con exactitud el grado de acidez o basicidad de la disolución. Como a una temperatura dada el producto [H3O+]⋅[OH–] debe permanecer constante, un aumento de [H3O+] acarrea una disminución de [OH–], y al revés. Como KW es 10–14 M2, en el agua pura las concentraciones de iones H3O+ y OH–, que deben ser iguales, valdrán:

[H3O+] = [OH–] = 10–7 M Por tanto, el pH del agua pura es

pH = –log 10–7 = –(–7) = 7 Definimos pOH de la misma manera que pH pero para el ion hidroxilo:

pOH = – log [OH–] = log 1/[OH–] Al ser KW = [H3O+] ⋅ [OH–] = 10–14 ⇒ log [H3O+] + log [OH–] = –14 ⇒ –pH – pOH = –14 ⇒ pH + pOH = 14


10

pH + pOH = 14 De aquí que en una disolución acuosa se tiene que dar que la suma de pH + pOH tiene que ser 14. ACTIVIDAD RESUELTA

El pH de una disolución acuosa es 12,6. Determina la concentración de iones hidronio y calcula el pOH de la disolución. Por la definición de pH: pH = – log [H3O+] ⇒ 12,6 = – log [H3O+] ⇒ [H3O+] = 10–12,6 M =2,5⋅10–13M. Como pH + pOH = 14 ⇒ pOH = 14 – pH = 14 – 12,6 = 1,4.

Como una disolución es ácida cuando [H3O+] > [OH–], esto significa que una disolución es ácida cuando [H3O+] > 10–7 M. La condición [H3O+] > 10–7 M equivale a pH 7. A 25 0C, una disolución ácida tiene un pH < 7, una disolución neutra tiene un pH = 7 y una disolución básica tiene un pH > 7. FÍJATE QUE, EN LOS SIGUIENTES EJEMPLOS, AL HACER LAS TABLAS DE EQUILIBRIO DE ÁCIDOS Y BASES TRABAJAMOS DIRECTAMENTE CON CONCENTRACIONES EN VEZ DE CON MOLES: EJEMPLO 1 • Calcula la concentración de todos los iones presentes y el pH de una disolución de HCl(aq) 0,2 M.

Solución: Al ser el HCI un ácido fuerte el proceso de su ionización se produce completamente y al final no

queda prácticamente ácido clorhídrico sin ionizar. HCl (aq) + H2O(l) → Cl– (aq) + H3O+ (aq) Conc. Inicial 0,2 M — — Conc. Final — 0,2 M 0,2 M

La concentración de los iones presentes en la disolución es: [Cl–] = 0,2 M, [H3O+] = 0,2 M. Por consiguiente, el pH = – log [H3O+] = – log 0,2 = 0,7 Para calcular [OH–] hay que considerar el equilibrio de autoionización del agua, que siempre se

cumple en las disoluciones acuosas. Por tanto: KW = [H3O+] [OH–] = 10–14

[ ] [ ] MMOHOH14

14

3

14

1052,0

1010 −−+

−− ⋅===

Como podemos observar la concentración de iones hidroxilo es muy pequeña en comparación con la de iones hidronio, ¡pero también existen iones hidroxilo aunque el medio sea ácido! EJEMPLO 2 • Determina la concentración de todos los iones presentes y el pH de una disolución de NaOH 0,5 M.

Solución: El NaOH es una base fuerte y, por ello, el proceso de su disociación es completo. Al final no queda

nada de hidróxido de sodio sin disociar.

NaOH (aq) → Na+ (aq) + OH– (aq) Conc. Inicial 0,5 M — — Conc. Final — 0,5 M 0,5 M La concentración de los iones presentes en la disolución es: [Na+] = 0,5 M [OH–] = 0,5 M.

Teniendo presente el equilibrio de autoionización del agua, se cumple: KW = [H3O+I [OH–] = 10–14

[ ] [ ] MMOHOH14

1414

3 1025,01010 −−

−

−+ ⋅===

Por tanto, el pH = –log [H3O+] = –log (2⋅10–14) = 13,70. Como vemos también existen iones hidronio en esta disolución básica, aunque su concentración es

muy pequeña.


11

EJEMPLO 3 • Calcula el pH de una disolución de HNO3 10–2 M.

Solución: Al ser el HNO3 un ácido fuerte el proceso de su ionización se produce completamente y al final no

queda prácticamente ácido nítrico sin ionizar. La concentración de los iones [H3O+] es por tanto 10–2M, ya que por cada molécula de ácido nítrico

que se disocia se produce un ion hidronio. [H3O+] = 10–2 M. Por consiguiente, el pH = – log [H3O+] = – log 10–2 = 2

EJEMPLO 4 • Determina el pH de una disolución de KOH 10–3 M.

Solución: El KOH es una base fuerte y, por ello, el proceso de su disociación es completo. Al final no queda

nada de hidróxido de potasio sin disociar.

La concentración de [OH–] presente en la disolución es: [OH–] = 10–3 M.

Teniendo presente el equilibrio de autoionización del agua, se cumple: KW = [H2O+] [OH–] = 10–14

[ ] [ ] MMOHOH11

3

1414

3 10101010 −

−

−

−

−+ ===

Por tanto, el pH = –log [H3O+] = –log 10–11 = 11. EJEMPLO 5 • Calcula el pH de una disolución 0,5 M de HCN.

Dato: Ka (HCN) = 4,9 ⋅10–10. Inicialmente existen en la disolución algunos iones H3O+ procedentes de la disociación del agua, pero pueden despreciarse frente a los que se forman en la disociación del HCN. Este es un ácido débil que se disocia parcialmente en agua:

HCN (aq) + H2O (l) CN– (aq) + H3O+ (aq) Llamemos x a los moles/litro de HCN que se disocian:

HCN (aq) + H2O (l) CN– (aq) + H3O+ (aq) Concentración inicial 0,5 – – Se disocian/se forman –x +x +x Concentración equilibrio 0,5 – x x x

Aplicando la ley del equilibrio químico:

[ ] [ ][ ]

103 109,45,0

−−+

⋅=−⋅

=⋅

=x

xxHCN

CNOHKa

Dado que Ka es muy pequeña, el HCN está muy poco disociado, y x debe ser muy pequeña comparada con la concentración inicial. Podemos aproximar 0,5 – x ≈ 0,5, y la expresión queda:

Mxxx

xx 5102 1056,1109,45,05,0

−− ⋅=⇒⋅=≈−⋅

pH = –log [H3O+] = –log 1,56⋅10–5 = –(–4,8) = 4,8 EJEMPLO 6 • Calcula el pH de una disolución 3⋅10–3 M de ácido benzoico.

Dato: Ka (C6H5COOH ) = 6,6 ⋅ 10–5. Inicialmente existen en la disolución algunos iones H3O+ procedentes de la disociación del agua, pero pueden despreciarse frente a los que se forman en la disociación del ácido benzoico. Este es un ácido débil que se disocia parcialmente en agua:

C6H5COOH (aq) + H2O (l) C6H5COO– (aq) + H3O+ (aq) Llamemos x a los moles/litro de HBz que se disocian:

HBz (aq) + H2O (l) Bz– (aq) + H3O+ (aq) Concentración inicial 3⋅10–3 – – Se disocian/se forman –x +x +x Concentración equilibrio 3⋅10–3 – x x x


12


[ ] [ ][ ]

53

3 106,6103

−−

−+

⋅=−⋅

⋅=

⋅=

xxx

HBzBzOHKa

Dado que Ka es muy pequeña, el HBz está muy poco disociado, y x debe ser muy pequeña comparada con la concentración inicial. Podemos aproximar 3⋅10–3 – x ≈ 3⋅10–3 , y la expresión queda:

Mxxx

xx 453

2

3 1045,4106,6103103−−

−− ⋅=⇒⋅=⋅≈

−⋅⋅

pH = –log [H3O+] = –log (4,45⋅10–4) = –(–3,35) = 3,35

EJEMPLO 7 • Calcula el pH de una disolución 0,1 M de amoníaco. Kb = 1,8 ⋅ 10−5. El equilibrio que mantiene el amoníaco en agua es:

NH3 (aq) + H2O(l) NH4+ (aq) + OH– (aq) Concentración inicial: 0,1 – – Cambios: − x +x +x Concentraciones equilibrio: 0,1 − x x x

Como su constante de basicidad es:

[ ] [ ][ ]

5

3

4 108,11,0

−−+

⋅=−⋅

=⋅

=x

xxNH

OHNHKb

Para determinar x podemos hacer una suposición: que 0,1 >> x Si esa suposición es correcta, la ecuación de disociación queda así:

Mxxxxx

xx 355 1034,1108,11,0108,11,01,0

−−− ⋅=⇒⋅⋅=⇒⋅=⋅

≈−⋅

La suposición era correcta, pues 0,1 >> 0,00134 (0,00134 es menor que el 2% de 0,1). La concentración de hidróxido es, por tanto, [OH−] = 1,34 ⋅ 10−3 M. La concentración de hidronio se halla mediante la constante de disociación del agua:

14 1414 12

3 3 3

10 10H O OH 10 H O 7,45 10 M1,34 10OH

− −+ − − + −

−−⎡ ⎤ ⎡ ⎤ ⎡ ⎤⋅ = ⇒ = = = ⋅⎣ ⎦ ⎣ ⎦ ⎣ ⎦ ⋅⎡ ⎤⎣ ⎦

El pH se calcula inmediatamente: 12pH log 7,45 10 11,13−= − ⋅ =

EJEMPLO 8 • Halla el pH de una disolución de HNO3 10–8 M.

Solución: El ácido nítrico es un ácido fuerte, por lo que el proceso de disociación en el agua es completo. Si

hiciéramos un razonamiento, como en el ejemplo 1, obtendríamos pH = – log [H3O+] = – log 10–8 = 8, pero este resultado no es posible. No podemos tener una disolución de un ácido, aunque esté muy diluida, con pH> 7. En este caso hay que tener en cuenta los iones hidronio que provienen de la autoprotólísis del agua, que en absoluto son despreciables en este caso, a diferencia del ejemplo 1.

La situación inicial del equilibrio de autoprotólisis del agua es la siguiente: H2O(l) + H2O (l) H3O+ (aq) + OH– (aq)

Conc. inicial (10–7+10–8)M 10–7 M El valor de Q = [H3O+].[OH–] = 1,1⋅10–7⋅10–7 = 1,1⋅10–14 > KW, por lo tanto, el equilibrio evoluciona hacia la izquierda, es decir:

H2O(l) + H2O (l) → H3O+ (aq) + OH– (aq) Conc. inicial 1,1⋅10–7M 10–7 M Conc. equilibrio 1,1⋅10–7–x 10–7 –x En el equilibrio de autoprotólisis se cumple: KW = [H2O+]eq [OH–]eq = 10–14 = (1,1⋅10–7–x)⋅(10–7 –x)


13

Al resolver la ecuación se obtiene x, y a partir del valor de x hallamos [H3O+]eq[H3O+]eq= 1,05⋅10–7 M ⇒ pH = 6,98. Este resultado es coherente con el hecho de ser el pH de una disolución ácida menor que 7. EJEMPLO 9 • Calcula el pH de una disolución que contiene 12,2 gramos de ácido benzoico (C6H5COOH) en

500 mL de disolución y calcula el grado de disociación del mismo. DATOS: Ka del ácido benzoico = 6,3 x 10-5.

MASAS ATÓMICAS: C = 12; H = 1; O = 16 Utilizando los datos dados de masas atómicas calculamos el peso molecular del ácido benzoico: Peso molecular del ácido benzoico = 122. Determinamos el número de moles iniciales n0 de ácido benzoico:

1,0122

2,120 ==n

y a partir de este valor la concentración inicial del ácido:

Ml

molesVnc 2,0

5,01,00

0 ===

HBz (aq) + H2O (l) Bz– (aq) + H3O+ (aq) Concentración inicial 0,2 – – Cambios –x +x +x Concentración en el equilibrio 0,2 – x x x


[ ] [ ][ ] x

xx

xxHBz

BzOHKa −=

−⋅

=⋅

=−+

2,02,0

23

35222

5 1055,31026,12,02,0

103,6 −−− ⋅=⇒⋅=⇒≈−

=⋅ xxxx

x

[ ] MOH 33 1055,3 −+ ⋅= pH = –log [H3O+] = –log (3,55⋅10–3) = –(–2,45) = 2,45

23

0

1077,12,01055,3

inicial iónconcentracdisociada iónconcentrac −− ⋅=⋅===

cxα

MÁS EJERCICIOS RESUELTOS Calcula el pH y la concentración de todas las especies presentes en una disolución 10–2M de ácido sulfúrico. Suponiendo que la disociación es completa, al disociarse un mol de ácido sulfúrico, se producen un mol de iones sulfato y dos moles de iones H+. Los dos moles de H+ se unen a dos moles de agua para dar dos moles de H3O+:

H2SO4 + 2H2O ⎯→ SO42– + 2H3O+Concentración inicial: 10–2Concentración final: 0 10–2 2·10–2 Las concentraciones finales de las distintas especies son: [H2SO4] = 0; [SO42–] =10–2M ; [H3O+] = 2·10–2M. Por lo que: pH = –log [H3O+] = –log (2·10–2) = 1,7 Y [OH–] = 10–14/2·10–2 = 5·10–13M Calcula el pH y la concentración de todas las especies presentes en una disolución 10–2M de hidróxido de calcio. Suponiendo que el hidróxido está completamente disociado, cada mol que se disocia produce un mol de iones Ca2+ y dos moles de iones OH–:

Ca(OH)2 ⎯→ Ca2+ + 2(OH–)Concentración inicial: 10–2Concentración final: 0 10–2 2·10–2 Las concentraciones finales de las distintas especies son: U.D. 9 (1ª parte): “REACCIONES ÁCIDO–BASE” QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA

14

[Ca(OH)2] = 0; [Ca2+] =10–2M ; [OH–] = 2·10–2M. Y [H3O+] = 10–14/2·10–2 = 5·10–13M Por lo que: pH = –log [H3O+] = –log (5·10–13) = 12,3

CONTESTA Y REPASA Calcula el pH de una disolución 2 10⋅ –2 M de HAc.

Dato: Ka (HAc) = 1,8 ⋅ 10–5. El pH de una disolución 0,1 M de ácido cloroso es 1,2. ¿Cuánto vale la constante de acidez? Un ácido (AH) está disociado al 0,5% en disolución 0,3M. Calcula:

a) La constante de disociación del ácido. b) El pH de la disolución. c) La concentración de iones [OH–]

6.- RELACIÓN ENTRE LA Ka DE UN ÁCIDO Y LA Kb DE SU BASE CONJUGADA

ESTUDIA / APRENDE

A calcular el valor de la constante de basicidad de la base conjugada de un ácido del que se conoce su constante de acidez.

Ya hemos visto que existe una relación inversa entre la fuerza de un ácido, AH, y la de su base conjugada, A–. Dicha relación se puede expresar cuantitativamente considerando las expresiones de Ka y Kb:

HA (aq) + H2O (l) A– (aq) + H3O+ (aq)

[ ] [ ][ ]HA

AOHKa−+ ⋅

= 3

A– (aq) + H2O (l) HA (aq) + OH– (aq)

[ ] [ ]

[ ]−−⋅

=A

OHHAKb

Multiplicando ambas expresiones y simplificando, obtenemos:

[ ] [ ][ ]

[ ] [ ][ ] [ ] [ ]

143

3 10−−+−−−+

==⋅=⋅

⋅⋅

=⋅ Wba KOHOHAOHHA

HAAOHKK

Ka · Kb = Kw = 10–14

Por tanto, conocido el valor de Kb para una base, se puede calcular el valor de Ka de su ácido conjugado, y viceversa:

bb

Wa KK

KK1410−

== aa

Wb KK

KK1410−

==

EJERCICIOS RESUELTOS 1.- Halla la constante Kb del amoniaco y su grado de disociación en una disolución acuosa 0,1M, utilizando el dato de la constante de ionización del ion amonio: Ka=5,7·10–10M La reacción del amoníaco con el agua es:

NH3 (aq) + H2O(l) NH4+ (aq) + OH– (aq) Concentración inicial: c – – Cambios: − cα +cα +cα Concentraciones equilibrio: c (1–α) cα cα

El valor de Kb lo calculamos a partir del valor de Ka de su ácido conjugado (ion amonio):


15

510

14

4

108,1107,5

10)(

−−

−

+ ⋅=⋅==

NHKKK

a

Wb

Despejando ahora en la expresión de su constante de basicidad:

[ ] [ ][ ]

52

3

4 108,11)1(

−−+

⋅=−

=−⋅

=⋅

=α

αααα c

ccc

NHOHNHKb

Como es una base que está poco disociada, se puede hacer la aproximación: 1-α ≈ 1, por lo que

25

2 1034,11,0108,1 −− ⋅=⇒⋅==⇒⋅= ααα

cKcK bb

Escrito en tanto por ciento podemos poner: α = 1,34%; es decir, de cada 100 moles de amoniaco, 1,34 están disociados. 2.- Calcula el pH, el grado de ionización de una disolución de ácido acético de concentración 0,01M y las concentraciones de las demás especies presentes en la disolución, si su constante de ionización Ka es igual a 1,8·10–5 a la temperatura de 25ºC. Aunque el ácido acético tiene la fórmula CH3COOH, para simplificar se suele escribir como HAc, y el ion acetato CH3COO– se expresa como Ac–, de esta forma:

HAc (aq) + H2O (l) Ac– (aq) + H3O+ (aq) [ ] [ ]

[ ]HAcAcOHKa

−+ ⋅= 3

Y haciendo la tabla de equilibrio ácido – base:

HAc (aq) + H2O (l) Ac– (aq) + H3O+ (aq) Concentración inicial: 0,01 – – Cambios: − 0,01α +0,01α +0,01α Concentraciones equilibrio: 0,01–0,01α=0,01(1–α) 0,01α 0,01α Sustituyendo en la expresión de Ka:

[ ] [ ][ ]

25

22

3 102,401,0108,1

01,001,0

101,0

)1(01,001,001,0 −−−+ ⋅=⋅==⇒≈

−=

−⋅

=⋅

= aaK

HAcAcOHK αα

αα

ααα

α lo escribimos en tanto por uno. Si lo expresáramos en %, habría que multiplicar el valor obtenido por 100 y nos quedaría: α = 4,2%. [H3O+] = 0,01·4,2·10–2 = 4,2·10–4M pH = –log [H3O+] = –log (4,2·10–4) = 3,4 [Ac–]=[H3O+] = 4,2·10–4M [OH–] = 10–14/4,2·10–4 = 2,5·10–11M 3.- Para una disolución de ácido acético de concentración 10–4M, calcula: a) el pH b) el grado de ionización sabiendo que Ka es igual a 1,8·10–5 a la temperatura de 25ºC. a)

HAc (aq) + H2O (l) Ac– (aq) + H3O+ (aq) Concentración inicial: 10–4 – – Cambios: –x +x +x Concentraciones equilibrio: 10–4–x x x

[ ] [ ][ ] Mx

xxHAc

AcOHKa5

43 108,1

10−

−

−+

⋅=−⋅

=⋅

=


16

En este caso no podemos hacer la aproximación 10–4–x ≈ 10–4 puesto que la concentración de HAc es demasiado pequeña (10–4) y, en estos casos, el valor de x no lo podemos considerar despreciable frente a un valor tan pequeño. Por tanto hay que resolver la ecuación de segundo grado:

0108,1)108,1( 952 =⋅−⋅+ −− xx cuya resolución proporciona los valores:

x1 = 3,44·10–5M x2 = –5,24·10–5M, valor absurdo, por ser negativo, que despreciamos.

Por lo que:

x = 3,44·10–5M pH = –log [H3O+] = –log x = –log (3,44·10–5) = 4,46

b) 34,010

1044,34

5

=⋅

== −−

MM

cxα

o, en tanto por ciento: α = 34%

CONTESTA Y REPASA

Se preparan 500 mL de una disolución que contiene 0,2 moles de un ácido orgánico monoprótico cuyo pH es 5,7. Calcula: a) La constante de disociación del ácido. b) El grado de disociación del ácido en la disolución. c) La constante Kb de la base conjugada.

7.- ÁCIDOS POLIPRÓTICOS

ESTUDIA / APRENDE El concepto de ácido poliprótico y los ejemplos que se mencionan.

Como hemos visto, algunos ácidos pueden ceder más de un protón. A tales ácidos se les denomina polipróticos. El H2CO3 y el H2SO4 son ejemplos de ácidos dipróticos, ya que pueden ceder dos protones. El ácido fosfórico H3PO4 es un ejemplo de ácido triprótico, pues puede ceder hasta tres protones. 8.- pKa Y pKb

ESTUDIA / APRENDE Qué es el pKa y el pKb.

En algunas ocasiones en vez de darse como dato el valor de Ka o el de Kb nos dan el de pKa o el de pKb. El significado que tienen estas expresiones es el mismo que posee la expresión pH: pKa = –log Ka ⇒ Ka = 10–pKa

pKb = –log Kb ⇒ Kb = 10–pKb Es decir que si pKa = 3,5 ⇒ Ka = 10–3,5 = 3,16⋅10–4

Y que si pKb = 5 ⇒ Kb = 10–5 Por otra parte, teniendo en cuenta que para un ácido y su base conjugada Ka⋅Kb = 10–14, en este caso se tiene que

pKa + pKb = 14


17

EJERCICIOS RESUELTOS Disponemos de una disolución de ácido acético de concentración 0,2M, determina: a) La concentración de todos los iones presentes en ella b) el pH c) el grado de ionización sabiendo que el pKa del ácido acético es 4,74. a)

HAc (aq) + H2O (l) Ac– (aq) + H3O+ (aq) Concentración inicial: 0,2 – – Cambios: –x +x +x Concentraciones equilibrio: 0,2–x x x Al ser pKa = 4,74 ⇒ Ka = 10–pKa = 10–4,74 = 1,8·10–5M

[ ] [ ][ ] MxM

xx

xxHAc

AcOHKa35

23 1090,1108,1

2,02,0−−

−+

⋅=⇒⋅=≈−⋅

=⋅

=

[HAc] = 0,2 – x ≈ 0,2M [H3O+] = x = 1,90·10–3M [Ac–]=[H3O+] = 1,90·10–3M [OH–] = 10–14/1,90·10–3 = 5,26·10–12M b) pH = –log [H3O+] = –log (1,90·10–3) = 2,72

c) 33

0

105,92,01090,1

inicial iónconcentracdisociada iónconcentrac −− ⋅=⋅===

cxα

Si se expresa en tanto por ciento: α = 0,95% (de cada 100 moles de ácido acético se disocian 0,945)


18

MÁS PROBLEMAS RESUELTOS

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19

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⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯


20

RESPUESTAS A LOS APARTADOS CONTESTA Y REPASA

APARTADO 1 – TEORÍA DE ARRHENIUS DE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES

Selecciona qué ácido y qué base se neutralizan para dar lugar a las siguientes sales en disolución: a) KBr; b) Ba(NO2)2; c) Ca(CN)2; d) K3PO4.

a) El catión potasio provendrá de su hidróxido, KOH, y el anión bromuro, del ácido HBr: 2KOH ( ) HBr ( ) KBr ( ) H O ( )+ → +ac ac ac l

b) El catión bario proviene de su hidróxido, Ba(OH)2, y el anión nitrito del ácido nitroso, ( ) ( )2 2 22 2HNO : Ba OH ( ) 2 HNO ( ) Ba NO ( ) 2 H O ( )+ → +ac ac ac l2

c) El catión calcio proviene del hidróxido, Ca(OH)2, y el anión cianuro, del cianuro de ( ) ( ) 22 2hidrógeno, HCN: Ca OH ( ) 2 HCN ( ) Ca CN ( ) 2 H O ( )+ → +ac ac ac l

d) El catión potasio proviene del hidróxido, KOH, y el anión fosfato, del ácido fosfórico, 3 4 3 4 3 4 2H PO : 3 KOH ( ) H PO ( ) K PO ( ) 3 H O+ → +ac ac ac

APARTADO 2 – TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY

Identifica como ácido o base las sustancias siguientes: a) Zn(OH)2 (ac); b) C6H5COOH (ac); c) HCOOH (ac); d) HClO3 (ac). a) El hidróxido de cinc se comporta en agua como una base, pues produce iones OH−, que aceptan

un protón cada uno: Zn(OH)2 (ac) → Zn++ + 2OH–

b) El ácido benzoico en agua se comporta como ácido, pues cede un protón al agua: +− +→+ OHCOOHCOHCOOHHC 356256

c) El ácido fórmico en agua actúa como ácido, pues cede un protón al agua: +− +→+ OHHCOOOHHCOOH 32

d) El ácido clórico actúa como ácido, pues cede un protón al agua:

3 2 3 3HClO H O HClO H O− ++ → +

Indica las bases conjugadas de las siguientes sustancias: HBr, H2Se, CH3COOH, H2SO3, HPO4= ácidos: HBr H2Se CH3COOH H2SO3 HPO4=

bases conjugadas: Br– HSe– CH3COO– HSO3– PO4≡

APARTADO 3 – FORTALEZA DE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES Escribe la expresión de la constante de acidez del ácido benzoico.

La fórmula del ácido benzoico es C6H5COOH. Es pues un ácido orgánico débil: C6H5COOH (aq) + H2O (l) C6H5COO– (aq) + H3O+ (aq)

Su constante de acidez corresponde a la expresión:

[ ] [ ][ ]COOHHC

COOHCOHKa56

563−+ ⋅

=

Escribe la expresión de la constante de basicidad de la anilina. Como ha quedado indicado en el texto, la anilina es una base débil. Su disociación en agua queda representada por el equilibrio:

C6H5NH2 (aq) + H2O(l) C6H5NH3+ (aq) + OH– (aq)

Por lo que su constante de basicidad es: [ ] [ ]

[ ]256356

NHHCOHNHHCKb

−+ ⋅=


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Se tienen dos disoluciones acuosas, una de ácido salicílico HA (Ka = 1·10–3) y otra de ácido benzoico HB (Ka = 6,6·10–5). Si la concentración de los dos ácidos es la misma, contesta razonadamente a las siguientes preguntas:

a) ¿Cuál de los dos ácidos es más débil? b) ¿Cuál de los dos ácidos tiene un grado de disociación mayor? c) ¿Cuál de las dos disoluciones da un valor menor de pH? d) ¿Cuál de las dos bases conjugadas es más débil?

a) El ácido más débil es el que deja menos protones en disolución acuosa y por lo tanto el de menor valor de Ka por lo que será el ácido benzoico.

b) Por la misma razón expuesta antes el más disociado será el ácido más fuerte, puesto que deja mayor número de protones [H3O+] en disolución acuosa; en este caso será el ácido salicílico.

c) Un menor valor de pH corresponde a una mayor concentración de H3O+ en disolución por lo que vuelve a ser el ácido salicílico.

d) La base conjugada más débil es la que corresponde al ácido más fuerte; por lo tanto será el salicilato.

APARTADO 4 – DISOCIACIÓN IÓNICA DEL AGUA

Calcula la concentración de iones hidróxido en una disolución acuosa en la que la concentración de iones hidronio es 3⋅10–6M ¿Es ácida, básica o neutra? Razona la respuesta.

En cualquier disolución acuosa a 25 ºC el producto de la [H3O+] por el de la [OH–] es 10–14; es lo que llamamos producto iónico del agua:

KW = [H3O+] ⋅ [OH–] = 10–14Por tanto

[OH–] = 10–14/[H3O+] = 10–14/3⋅10–6 = 3,33⋅10–9Como [H3O+] > [OH–], la disolución es ácida.

Calcula la concentración de iones hidronio en una disolución acuosa en la que la concentración de iones hidróxido es 2⋅10–2M ¿Es ácida, básica o neutra? Razona la respuesta.

KW = [H3O+] ⋅ [OH–] = 10–14Por tanto

[H3O+] = 10–14/ [OH–] = 10–14/2⋅10–2 = 5⋅10–13Como [H3O+] < [OH–], la disolución es básica.

APARTADO 5 – ESCALA pH

Calcula el pH de una disolución 2 10⋅ –2 M de HAc.

Dato: Ka (HAc) = 1,8 ⋅ 10–5. Inicialmente existen en la disolución algunos iones H3O+ procedentes de la disociación del agua, pero pueden despreciarse frente a los que se forman en la disociación del ácido acético. Este es un ácido débil que se disocia parcialmente en agua:

CH3COOH (aq) + H2O (l) CH3COO– (aq) + H3O+ (aq) Llamemos x a los moles/litro de HAc que se disocian:

HAc (aq) + H2O (l) Ac– (aq) + H3O+ (aq) Concentración inicial 2⋅10–2 – – Se disocian/se forman –x +x +x Concentración equilibrio 2⋅10–2 – x x x


[ ] [ ][ ]

52

3 108,1102

−−

−+

⋅=−⋅

⋅=

⋅=

xxx

HAcAcOHKa

Dado que Ka es muy pequeña, el HAc está muy poco disociado, y x debe ser muy pequeña comparada con la concentración inicial. Podemos aproximar 2⋅10–2 – x ≈ 2⋅10–2 , y la expresión queda:

Mxxx

xx 452

2

2 106108,1102102−−

−− ⋅=⇒⋅=⋅≈

−⋅⋅

pH = –log [H3O+] = –log (6⋅10–4) = –(–3,22) = 3,22


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El pH de una disolución 0,1 M de ácido cloroso es 1,2. ¿Cuánto vale la constante de acidez?

El equilibrio que mantiene el ácido cloroso en agua es: HClO2 + H2O ClO2– (ac) + H3O+ (ac)

Concentración inicial: 0,1 – – Cambios: –x +x +x Concentración equilibrio: 0,1 − x x x

[ ]3

2

HClO H OLa constante de acidez es:

0,1HClO

− +⎡ ⎤ ⎡ ⎤⋅ ⋅⎣ ⎦ ⎣ ⎦= =−a

x xKx

Como conocemos el pH, conocemos la concentración de hidronio, es decir, x:

1,2 23 3pH 1,2 log H O 1,2 H O 10 6,3 10

+ + −⎡ ⎤ ⎡ ⎤ −= ⇒ − = ⇒ = = ⋅ =⎣ ⎦ ⎣ ⎦ x Ahora ya podemos, fácilmente, calcular la constante:

2 2

2

6,3 10 6,3 10 0,10790,1 0,1 6,3 10

− −

−

⋅ ⋅ ⋅ ⋅= = =

− − ⋅ax xK

x

Un ácido (AH) está disociado al 0,5% en disolución 0,3M. Calcula: a) La constante de disociación del ácido. b) El pH de la disolución. c) La concentración de iones [OH ] –

a) Si el ácido está disociado al 0,5% significa que:

005,0100

5,0==α

Podemos escribir: HA (aq) + H2O (l) A– (aq) + H3O+ (aq)

Concentración inicial 0,3 – – Cambio –cα=–0,3⋅0,005 +cα=0,3⋅0,005 +cα=0,3⋅0,005 Concentración equilibrio 0,3–cα=0,3–0,3⋅0,005 1,5⋅10–3 1,5⋅10–3


[ ] [ ][ ]

623

3 105,7)005,01(3,0

)105,1( −−−+ ⋅=−⋅

=⋅

=HA

AOHKa

b) pH = –log [H3O+] = –log (1,5⋅10–3) = –(–2,8) = 2,8 c) KW = [H3O+] ⋅ [OH–] = 10–14 Por tanto

[OH–] = 10–14/[H3O+] = 10–14/1,5⋅10–3 = 6,7⋅10–12M

APARTADO 6 – RELACIÓN ENTRE LA Ka DE UN ÁCIDO Y LA Kb DE SU BASE CONJUGADA

Se preparan 500 mL de una disolución que contiene 0,2 moles de un ácido orgánico monoprótico cuyo pH es 5,7. Calcula: a) La constante de disociación del ácido. b) El grado de disociación del ácido en la disolución. c) La constante Kb de la base conjugada.

DATOS CONOCIDOS: V = 500ml = 0,5L; nHA = 0,2; [HA] = 0,2moles/0,5litros = 0,4M; pH = 5,7 a) Cálculo de la constante de disociación Ka:

HA (aq) + H2O (l) A– (aq) + H3O+ (aq) Concent. inicial 0,4 – – Cambios –x +x +x Concent. en el equilibrio 0,4 – x x x


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[ ] 67,53 1021010 −−−+ ⋅===⇒= pHxOHx


[ ] [ ][ ]

( ) 1126223 104,0

1024,04,0

−−−+

=⋅

=≈−

=⋅

=x

xx

HAAOHKa

b) Cálculo del grado de disociación α:

66

0

1054,0

102 −− ⋅=⋅==cxα

c) Cálculo de Kb:

311

1414 10

101010 −

−

−− ===⇒==⋅

a

wbwba K

KKKKK

ACTIVIDADES DE AUTOEVALUACIÓN

1.- Según la teoría de Brönsted–Lowry, justifica el comportamiento ácido o básico de las

siguientes sustancias: HSO4–, SO42–, H3O+, HClO4, S2–, HS–, HCO3–, CO32–. 2.- Calcula el pH y la concentración de todas las especies presentes en una disolución 10–2M de

ácido clorhídrico. 3.- Calcula el pH y el porcentaje de disociación del ácido cianhídrico en una disolución 0,02M. (La

constante de acidez del HCN es 6,2x10–10mol/litro). 4.- Determina la constante de disociación de un ácido monoprótico, sabiendo que en una

disolución acuosa 0,2M, están disociadas el 1% de sus moléculas. Calcula también el pH de la disolución.

5.- Determina la concentración de una disolución acuosa de amoniaco que tiene un valor de pH

igual a 12. [Kb(NH3) = 1,8x10–5mol/litro]

ACTIVIDADES PARA ENVIAR AL TUTOR 1.- Si el pH de la sangre es de 7,4, determina su concentración en iones hidronio. 2.- Determina el % de moléculas de ácido fórmico disociadas en una disolución 0,05M.

[Ka(HCOOH) = 1,8x10–4mol/litro] 3.- Determina la constante de disociación de un ácido monoprótico, sabiendo que en una

disolución acuosa 0,07M, el grado de disociación es 0,002. Calcula el pH de la disolución.


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RESPUESTAS DE LAS ACTIVIDADES DE AUTOEVALUACIÓN


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1.- TEORÍA DE ARRHENIUS DE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES...Esta primera parte nos servirá para medir con...

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