Ácido-base

Química 2º Bach.
Ácido-base
DEPARTAMENTO DE
FÍSICA E QUÍMICA
08/03/06
Nombre:
Problemas
1. Calcula el pH de una disolución de ácido acético (ácido etanoico):
a) 0,500 M
b) 2,0×10-3 M
[1 PUNTO]
[1 PUNTO]
Solución:
a) Llamando x a la concentración de ácido acético que se disocia hasta alcanzar el equilibrio.
concentración
CH3–COOH CH3–COO– + H+
(mol/L)
inicial
0,500
–
–
x
x
x
reacciona
equilibrio
0,500 – x
x
De la expresión de la constante de equilibrio de acidez del ácido acético, queda
K a=
x
[CH 3−COO – ][H + ]
[CH3−COOH]
2
x
0,500− x
Si consideramos que la disociación es muy pequeña, x << 0,500, queda
−5
1,8×10 =
−5
1,8×10 ≈
x≈
x2
0,500
 1,8×10−5 · 0,500
= 3,0×10-3 M
Como el grado de disociación α es la fracción de moles disociados,
=
moles disociados/ L
x
3,0×10−3
=
=
=6,0×10−3 =0,60 %
moles iniciales/ L
0,500
0,500
es inferior al 5%, la aproximación usada es válida.
pH = – log[H+] = –log(3,0×10-3) = 2,5 (ácido)
b) Repitiendo los mismos cálculos para [CH3–COOH] = 2,0×10-3 M
x≈  1,8×10 · 2,00×10 =1,9×10 M
−5
=
−3
−4
1,9×10−4
=0,091=9,1 %
2,0×10−3
Ahora la aproximación anterior no es válida y hay que resolver la ecuación de segundo grado:
x2 + 1,8×10-5 x – 3,6×10-8 = 0
cuya solución es:
x = 1,8×10-4 M
pH = – log[H+] = –log(1,8×10-4) = 3,7 (ácido)
2. A 25 0C, una solución 0,50 mol/dm3 de amoníaco tiene el mismo pH que una solución 1,5×10-3 mol/dm3
de hidróxido de bario. Calcula:
a) El pH de las dos soluciones.
[½ PUNTO]
b) La constante de basicidad del amoníaco.
[1 PUNTO]
c) El grado de ionización del amoníaco.
[½ PUNTO]
Solución:
Datos:
concentración de la disolución de amoníaco:
concentración de la disolución de hidróxido de bario:
producto iónico del agua a 25 0C:
[NH3] = 0,50 mol/dm3
[Ba(OH)2] = 1,5×10-3 mol/dm3
Kw = 1,00×10-14
Incógnitas:
a) pH disolución de Ba(OH)2:
pH
b) constante de basicidad del amoníaco: Kb
c) grado de ionización del amoníaco:
α
Ecuaciones:
pH
y pOH
producto iónico del agua a 25 0C:
grado de ionización:
pH = -log [H+]
pOH = -log [OH–]
+
–
Kw = [H ] [OH ]
⇔
pH + pOH = pKw = 14,0
α = cantidad ionizada / cantidad inicial
Cálculos:
a) El hidróxido de bario es una base fuerte y disuelta en agua, está totalmente disociada:
Ba(OH)2 (aq) → Ba2+ (aq) + 2 OH– (aq)
[OH–] = 1,5×10-3 mol Ba(OH)2 /dm3 · 2 mol OH– / mol Ba(OH)2 = 3,0×10-3 mol OH– /dm3
pOH = -log [OH–] = -log 3,0×10-3 = 2,52
pH = 14,0 – 2,5 = 11,5
que es un pH > 7 básico.
b) El amoníaco disuelto en agua se comporta como una base débil:
NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH– (aq)
Escribiendo las concentraciones iniciales y llamando x a la cantidad de amoníaco que se ioniza, por cada
litro de disolución:
OH–
concentración(M) NH3
NH4+
inicial
0,50
disocia
x
→
equilibrio
0,50 – x
pero como se conoce la concentración de iones hidróxido:
0
~0
x
x
x
x
x = [OH–] = 3,0×10-3 mol OH– /dm3
La constante de basicidad es la constante del equilibrio anterior:
+
K b=
-
[ NH 4 ][OH ] 3,00×10−3 2
−5
=
=1,84×10
[ NH 3 ]
0,497
El grado de ionización del amoníaco es:
α = cantidad ionizada / cantidad inicial = [ionizada] / [inicial] = 3,0×10-3 / 0,50 = 0,0060 = 0,60%
3. Calcula a 25 0C, el pH de una solución obtenida al mezclar 0,50 dm3 de una solución 0,50 mol/dm3 de
ácido clorhídrico con 0,70 dm3 de una solución 0,50 mol/dm3 de hidróxido de sodio. Supón volúmenes
aditivos.
[1 PUNTO]
Solución:
Datos:
volumen de la disolución de ácido clorhídrico:
concentración de la disolución de ácido clorhídrico:
volumen de la disolución de hidróxido de sodio:
concentración de la disolución de hidróxido de sodio:
producto iónico del agua a 25 0C:
Incógnitas:
pH mezcla:
Va = 0,50 dm3
[HCl] = 0,50 mol/dm3
Vb = 0,70 dm3
[Na(OH)] = 0,50 mol/dm3
Kw = 1,00×10-14
pH
Ecuaciones:
pH
y pOH
producto iónico del agua a 25 0C:
pH = -log [H+]
Kw = [H+] [OH–]
pOH = -log [OH–]
⇔
pH + pOH = pKw = 14,0
Cálculos:
La reacción entre el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio es:
HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l)
Las cantidades de los reactivos son:
n (HCl) = 0,50 dm3 D HCl · 0,50 mol HCl / dm3 D = 0,25 mol HCl iniciales
n (NaOH) = 0,70 dm3 D NaOH · 0,50 mol NaOH / dm3 D = 0,35 mol NaOH iniciales
El reactivo limitante es el HCl.
Reaccionan
n'(NaOH) = 0,25 mol HCl · 1 mol NaOH / mol HCl = 0,25 mol NaOH que reaccionan.
Quedan
n''(NaOH) = 0,35 mol NaOH iniciales – 0,25 mol NaOH reaccionan = 0,10 mol NaOH sobran
disueltos en:
VT = 0,50 dm3 + 0,70 dm3 = 1,20 dm3 D
La concentración del NaOH que queda es:
[NaOH] = 0,10 mol NaOH / 1,20 dm3 D = 0,083 M
Como el NaOH es una base fuerte, está totalmente disociado:
NaOH (aq) → Na+ (aq) + OH– (aq)
y la concentración del ión hidróxido será la misma:
[OH–] = 0,083 mol NaOH /dm3 · 1 mol OH– / mol NaOH = 0,083 mol OH– /dm3
pOH = -log [OH–] = -log 0,083 = 1,1
pH = 14,0 – 1,1 = 12,9
que es un pH > 7 básico.
DATOS: Ka (acético) = 1,8×10-5
KW = 1,00×10-14 a 25 0C.
Teoría
[1 PUNTO / UNO]
1. Demuestra la relación entre la constante de acidez de un ácido y la constante de basicidad de su base
conjugada.
Solución:
Si es un ácido HA débil monoprótico, su constante de acidez es la constante del equilibrio de disociación.
HA (aq) H+ (aq) + A– (aq)
K a=
[H + ][A – ]
[HA]
El equilibrio de ionización de su base conjugada A– en agua es:
A– (aq) + H2O (l) HA (aq) + OH– (aq)
-
K b=
[OH ][ HA ]
–
[A ]
Multiplicando ambas ecuaciones:
K a K b=
[H + ][A – ] [OH – ][HA]
+
–
=[H ][OH ]=K w
·
–
[HA]
[A ]
2. Define brevemente el concepto de disolución reguladora y elige entre los siguientes pares de sustancias,
el o los que formarán una disolución reguladora:
Ácido clorhídrico / cloruro de sodio.
Ácido cianhídrico / cianuro de potasio.
Ácido nítrico / nitrato de amonio.
Hidróxido de amonio / cloruro de amonio.
Justifica brevemente la respuesta
Solución:
Una disolución reguladora es aquella en la que el pH se mantiene prácticamente constante frente a la adición
de cantidades pequeñas de un ácido o una base.
Consta de una especie débil (un ácido o una base débil) y de la sal de su especie conjugada.
Elijo dos de las respuestas:
El ácido cianhídrico es un ácido débil y el cianuro de potasio es una sal de su base conjugada (ión cianuro)
El hidróxido de amonio es una base débil y el cloruro de amonio es una sal de su ácido conjugado (ión
amonio).
Tanto el ácido nítrico como el clorhídrico son ácidos fuertes y no sirven para preparar disoluciones
reguladoras.
3. Dispones de tres tubos sin etiquetar que corresponden a tres disoluciones acuosas: sulfato de amonio [tetraoxosulfato(VI) de amonio], nitrato de potasio [trioxonitrato(V) de potasio] e hipobromito de sodio
[oxobromato(I) de sodio]. ¿Cómo podrías distinguirlas con tintura de tornasol (rojo 6 – 8 azul)?
Solución:
El indicador tintura de tornasol permite determinar su carácter ácido, básico o neutro, a partir del color: rojo
para el ácido, azul para el básico y violeta (mezcla de rojo y azul) para el neutro.
El sulfato de amonio tendrá carácter ácido porque proviene de un ácido fuerte (ácido sulfúrico) y de una base
débil (amoníaco).
La sal es un electrolito fuerte y se disocia totalmente.
(NH4)2SO4 (aq) → 2 NH4+ (aq) + SO42– (aq)
El ión amonio es el ácido conjugado de una base débil (el amoníaco) y reaccionará con el agua:
NH4+ (aq) + H2O (l) NH3 (aq) + H3O+ (aq)
dando una disolución de carácter ácido (pH < 7) y dará color rojo con la tintura de tornasol.
El nitrato de potasio tendrá carácter neutro porque proviene de un ácido fuerte (ácido nítrico) y de una base
fuerte (hidróxido de potasio).
La sal es un electrolito fuerte y se disocia totalmente.
KNO3 (aq) → K+ (aq) + NO3– (aq)
El ión potasio no reacciona con el agua (la base fuerte es el ión hidróxido) y el ión nitrato es la base conjugada
de un ácido fuerte (el ácido nítrico) y tampoco reaccionará con el agua:
La disolución resultante tendrá carácter neutro (pH = 7) y dará color violeta con la tintura de tornasol.
El hipobromito de sodio tendrá carácter básico porque proviene de un ácido débil (ácido hipobromoso) y de
una base fuerte (hidróxido de sodio).
La sal es un electrolito fuerte y se disocia totalmente.
NaBrO (aq) → Na+ (aq) + BrO– (aq)
El ión hipobromito es la base conjugada de un ácido débil (ácido hipobromoso) y reaccionará con el agua:
BrO– (aq) + H2O (l) HBrO (aq) + OH– (aq)
dando una disolución de carácter básico (pH > 7) y dará color azul con la tintura de tornasol.
Laboratorio
[2 PUNTOS]
Explica el procedimiento que seguirías para valorar una base fuerte con un ácido fuerte. Indica el material
utilizado, justifica el indicador usado y dibuja la curva de pH obtenida.
Solución:
Procedimiento:
Se mide con una pipeta de 10 mL, 10,0 mL de disolución de la base fuerte (p. ej. hidróxido de sodio NaOH).
Se vierten en un matraz erlenmeyer de 100 mL y se añaden 2 gotas de fenolftaleína. La disolución se pone de
color rosa.
Se llena una bureta de 25 mL con ácido fuerte de concentración conocida (p. ej. ácido clorhídrico HCl
0,100 M) por encima del cero y se abre la llave para que se llene el pico de la bureta, hasta que el nivel de
ácido en la bureta quede en 0.
Se coloca el matraz erlenmeyer bajo la bureta y se abre la llave dejando caer el ácido a chorros mientras se
imprime un movimiento de rotación al erlenmeyer, hasta que el color rosa desaparezca. (Es aconsejable
colocar debajo un papel blanco para ver mejor la pérdida de color).
Se anota el volumen gastado, (p. ej.: 9,6 mL) aunque sólo es un valor aproximado.
Se tira el contenido del matraz erlenmeyer y se lava.
Se repite el proceso, pero en vez de dejar caer el ácido a chorros, se deja caer hasta un mL menos que la vez
anterior (8,6 mL). A partir de entonces se deja caer gota a gota hasta que el color desaparezca.
Se anota el volumen (p. ej.: 9,4 mL)
Se repite la valoración. Si el volumen de ácido gastado es el mismo (9,4 mL) se da por válido. En caso
contrario se repite otra vez. Se toma como correcto los dos valores que coincidan (o la media de los tres
valores).
La concentración de la base se calcula por estequiometría. Con los valores supuestos:
HCl (aq) + NaOH (aq) → Cl– (aq) + Na+ (aq) + H2O (l)
9,4×10−3 L D HCl 0,100 mol HCl 1 mol NaOH
[NaOH]=
·
·
=0,094 M
−3
1 L D HCl
1 mol HCl
10,0×10 L D NaOH
Material:
Pipeta de 10 ml con aspirador.
Bureta de 25 ml
Base y varilla soporte, nuez y pinzas para la bureta.
Matraz erlenmeyer.
Vaso de precipitados (para contener el ácido para
rellenar la bureta)
Curva de valoración
pH
Indicador:
Se utiliza fenolftaleína porque la variación de color
(rosa 10-8 incoloro) se aprecia muy bien, sobre todo si
se coloca debajo un papel blanco. Aunque el intervalo
de variación del pH está fuera del punto de
equivalencia (pH = 7), la rápida variación del pH en la
zona de neutralización hace que el error sea como
máximo de una gota (0,05 ml).
Valoración ácido-base
14
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20
V (ml) HCl añadidos