Tpnº 10

CÁTEDRA: QUIMICA
GUIA DE PROBLEMAS Nº 10
TEMA: pH, NEUTRALIZACIÓN Y EQUILIBRIO ÁCIDO BASE
OBJETIVOS: Clasificar ácidos y bases de acuerdo al potencial de hidrógeno.
PRERREQUISITOS: Tener conocimiento de pH, pOH y equilibrio iónico.
INTRODUCCIÓN TEÓRICA
ÁCIDOS Y BASES
El químico Svante Arrhenius formuló a finales del siglo XIX que un ácido es toda sustancia
que en solución acuosa cede iones hidrógeno o protones (H+) y la base es toda sustancia que en
solución acuosa cede iones hidróxido (OH-).
Ácido
+
Base:
+
Las definiciones de Arrhenius de ácidos y bases son limitadas en el sentido de que sólo se
aplican a disoluciones acuosas. En 1932, el químico danés Johannes Bronsted propuso una
definición más amplia de ácidos y bases que no requiere que estén en solución acuosa.
Los ácidos y las bases nunca actúan de forma aislada sino en reacciones ácido-bases en las que
siempre hay un ácido que cede protones y una base que los capta. Un Ácido de Bronsted es
toda sustancia capaz de ceder protones y una Base de Bronsted es toda sustancia capaz de
captar protones. Esta teoría es aplicable a cualquier solvente.
Un ión hidrógeno, H+, no es más que un protón solitario y no existe por sí mismo en solución
acuosa. En agua, el H+ se combina con ella para formar un ión hidrógeno hidratado, H3O+,
llamado comúnmente ion hidronio. Por simplicidad es común el uso de H+ en lugar de H3O+.
AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA
H2O + H2O ⇔ H3O+ + OH-
[
K w = H 3O +
] [OH ]
−
donde Kw es el producto iónico del agua y a 25º C Kw = 1 x 10-14 M
pH: MEDIDA DE LA ACIDEZ
La concentración de ión hidrógeno de las soluciones acuosas se da convencionalmente en
términos de pH definido como:
pH = -log[H3O+]
Este concepto permite distinguir de forma sencilla entre las soluciones ácidas, neutras y
básicas:
Solución ácida [H3O+] > 10-7 ⇒ pH < 7
Solución neutra [H3O+] = 10-7 ⇒ pH = 7
Solución básica [H3O+] < 10-7 ⇒ pH > 7
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En la práctica se mide utilizando un instrumento electrónico llamado peachímetro.
También podemos definir el pOH = -log [OH-] y pH + pOH = 14
ELECTROLITO
Los electrolitos son sustancias que en solución acuosa conducen la electricidad, sus moléculas
están formadas por dos partículas o iones de signo contrario:
CATIÓN: ión de carga positiva (+). Ejemplos: H+, Na+
ANIÓN: ión de carga negativa (-). Ejemplos: OH-, ClÁCIDOS FUERTES
Son electrolitos fuertes y podemos considerar que en solución acuosa diluida se ionizan
completamente, es decir, están ionizados al 100 %. La mayoría son ácidos inorgánicos como el
ácido clorhídrico, ácido nítrico, ácido perclórico y ácido sulfúrico.
+
→
=
+
=
BASES FUERTES
Estas bases se ionizan totalmente (electrolitos fuertes) y producen concentraciones altas de OH(ion hidróxido). Los hidróxidos de los metales alcalinos y los de algunos metales
alcalinotérreos son bases fuertes.
+
=
=
NEUTRALIZACIÓN
Las reacciones entre ácidos y bases se las ha denominado reacciones de neutralización. Cuando
todo el ácido presente y toda la base reaccionan entre sí y no queda exceso de ninguno de ellos,
la neutralización es completa.
+
→
+
ÁCIDOS Y BASES DÉBILES
La mayor parte de los ácidos y bases son débiles y se ionizan en forma limitada en el agua, es
decir, no se ionizan completamente. En el equilibrio las soluciones acuosas de los ácidos
débiles contienen una mezcla de moléculas del ácido sin ionizar, iones H3O+ y la base
conjugada.
Si se disuelve un ácido débil monoprótico (un solo proton) en agua se forman iones hidronio en
una reacción que llega rápidamente al equilibrio:
HA +
H2O
⇔
H3O+
+
La expresión para la constante de equilibrio para esta reacción es: A-
=
!
En soluciones acuosas diluidas la concentración de agua [H2O] puede considerarse constante e
incluirla en la constante de equilibrio:
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"
=
!
=
HA: forma genérica de expresar a un ácido monoprótico.
Ka: constante de ionización del ácido e indica la fuerza del ácido.
Ejemplos de ácidos débiles: ácido fluorhídrico, ácido nitroso, ácido fórmico (HCOOH), ácido
acético (CH3COOH).
En el caso de las bases débiles en disoluciones acuosas vemos por ejemplo para amoníaco:
NH3 + H2O
=
#
⇔ NH4+ + OH-
$
=
=
#
Kb: constante de ionización de una base en solución acuosa.
Ejemplos de bases débiles: amoníaco, metil amina (CH3NH2), urea ((NH2)2CO).
PORCENTAJE DE IONIZACIÓN
La fuerza de un ácido también podemos medirla de forma cuantitativa por el porcentaje de
ionización que presenta cuanto se encuentra disuelto en agua. Cuanto más fuerte es un ácido,
mayor será su porcentaje de ionización.
(+ )+/& *ó+') á *'(*(+*, '()+) )12* *3&*(
%& '(')*(+*, *ó+ = . =
(+ )+/& *ó+*+* * ') á *'(
4(& )+/ 5)')*(+*,
*ó+ = .. 100
PROBLEMAS RESUELTOS
1.- En una solución la concentración de iones hidronio es 5.10-5 mol/L
Calcular: a) el pH b) el pOH c) [OH-]
Solución:
a) pH = -log[H3O+] = -log 5.10-5 = 4,3
b) pOH = 14 – pH = 14 – 4,3 = 9,70
c) pOH = -log [OH-]
[OH-] = 10-pOH = 10-9,7 = 2.10-10 mol/L
2.- Calcular el porcentaje de ionización del ácido acético 0,1 M utilizando el valor de Ka =
1,8.10-5
Solución:
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El ácido acético en disolución acuosa se disocia según el siguiente equilibrio:
CH3COOH + H2O ⇔ CH3COO- + H3O+
Inicial
Disociación
Equilibrio
0,1
-x
0,1 - x
0
x
x
0
x
x
9
La expresión de Ka para el ácido acético es: " = 9
!
9
9
=
:
;,= :
= 1,8.10
Deberemos resolver la siguiente ecuación de segundo grado: @ + 1,8.10 ? @ − 1,8.10
?
B
Aplicamos Bascara:
@ = $±√$
"
%')*(+*,
#"E
=
=,F.=;!G ±H =,F.=;!G
#.=.=,F.=;!I
.=
*ó+ = %. =
(+ )+/&
%')*(+*,
= 1,33.10
*ó+') á *'(*(+*, '()+) )12* *3&*(
@100
(+ )+/& *ó+*+* * ') á *'(
*ó+ =
1,33.10
0,1
@100 = 1,33%
3.- La neutralización completa de una muestra de 20 mL de hidróxido de potasio de
concentración desconocida requirió 50 mL de ácido sulfúrico 0,3M. Calcular la concentración
molar del hidróxido de potasio. Escriba la ecuación de neutralización correspondiente.
Solución:
Para realizar los cálculos, lo primero que necesitamos es conocer la ecuación química del
proceso que tiene lugar. Como sabemos que se trata de una reacción entre un ácido y una base,
nos es muy fácil predecir la reacción que tiene lugar porque sabemos que los productos van a
ser agua y sal. Por lo tanto, la ecuación molecular será:
2 KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2 H2O
A partir del volumen de solución de H2SO4 y su molaridad, podemos calcular el número de
moles de ácido que reaccinan:
NºdemolesdeH SO4 = 0,050Lx
;, [\]^ _`a
=b
= 0,015mol
El número de moles de KOH que reaccionan con 0,015 moles de H2SO4 podemos conocerlo a
partir de la información que nos proporciona la ecuación del proceso:
2moldeKOH
nºmolesdeKOH = 0,015molH SO# x
= 0,030molKOH
1molH SO#
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Conociendo las moles de base que reaccionan y el volumen colocado, podemos conocer su
concentración:
0,030i(
f$"gh = = 1,5f
0,020j
PREGUNTAS DE REPASO
1.- Señale cuál de las siguientes afirmaciones es correcta:
a) Según Bronsted, las bases son sustancias capaces de ceder un protón.
b) Una solución 0,1 M de un ácido débil tiene un pH igual a 1.
c) Una solución acuosa neutra, por definición es aquella en la que [H+] = [OH-]
d) En las soluciones ácidas el pH es mayor que el pOH.
2.- Defina pOH, escriba la ecuación que lo relaciona con el pH.
3.- A. ¿Cómo puede medirse de forma cuantitativa la fuerza de un ácido débil? ¿Cómo se
interpreta cada una de ellas?
B. Ordene los siguientes ácidos débiles en orden creciente de fuerza de acidez:
•
Ácido acético; Ka = 1,8 x 10-5
•
Ácido fórmico; Ka = 1,7 x 10-4
•
Ácido fluorhídrico; Ka = 7,1 x 10-4
•
Ácido nitroso; Ka = 4,5 x 10-4
EJERCITACIÓN
1.- La concentración de iones H+ en una botella de vino de mesa, justo después de que se le
quitara el corcho, era de 3,2 x 10-4 M. Sólo se consumió media botella de vino. La otra mitad,
después de haber estado abierta y en contacto con el aire durante un mes, se encontró que tenía
una concentración de ion H+ igual a 1,0 x 10-3 M. Calcule el pH del vino en estas dos
ocasiones.
2.- Calcular el pH de una solución cuando la concentración de ion hidrógeno es:
a) 3 x 10-2 M
b) 4,8 x 10-6 M
c) 4,8 x 10-13 M
3.- A. Clasificar las siguientes soluciones de acuerdo a su valor de pH, y calcular la
concentración de ion hidrógeno para cada una: a) 4,00
b) 13,00
c) 7,00
B. Ordenar las soluciones siguientes de acuerdo a su acidez creciente:
a) pH = 2 b) [H3O+] = 1,0x10-10 c) pOH = 1 d) [OH-] = 1x10-8
4.- Calcular la concentración de iones hidrógeno y el pH del agua neutra a la temperatura
normal del cuerpo humano (37ºC) si el valor de Kw es 2,5x10-14.
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5.- Escribir la ecuación de ionización y calcular la concentración de los iones, para las
siguientes soluciones:
a) Ácido nítrico 56,9% (en masa), d = 1,35 g/mL.
b) 3 g de hidróxido de calcio en 500 mL de solución.
6.- Complete los siguientes valores para cada solución de ácidos y bases fuertes. Escribir la
ecuación de ionización.
Solución
0,1 L que contiene 0,0628
moles de ácido nítrico
Hidróxido de bario
3,86 x 10-3 M
Ácido clorhídrico 0,235 M
[H3O+]
[OH-]
pH
pOH
0,150 g de Hidróxido de
potasio en 25 ml.
7.- Calcular la molaridad de los iones presentes en cada una de las siguientes soluciones de
sales. Considerar que son electrolitos fuertes. Escribir la ecuación de ionización.
a) Cloruro de sodio 0,015 M
b) Bromuro de zinc 0,75 M
c) 22 g de yoduro de potasio en 500 mL de solución
d) sulfato de aluminio 1,65 M
8.-. Calcular la masa de hidróxido de sodio necesaria para preparar 546 mL de solución de pH
10
9.- La neutralización completa de una muestra de 25,00 mL de una solución de ácido sulfúrico
de concentración desconocida requirió 14,26 mL de hidróxido de sodio 0,224 M. Calcular la
concentración molar del ácido sulfúrico. Escriba la ecuación correspondiente a esta
neutralización
10.- ¿Qué volumen de una solución de ácido clorhídrico 0,500 M se necesita para neutralizar
por completo cada una de las siguientes disoluciones?
a) 10,0 mL de una solución de hidróxido de sodio 0,300 M.
b) 10,0 mL de una solución de hidróxido de bario 0,200 M.
11.- En una valoración, 20,4 mL de ácido fórmico (HCOOH) 0,883 M neutralizan a 19,3 mL
de hidróxido de bario. ¿Cuál es la concentración molar de la solución de hidróxido de bario?
Escriba la ecuación correspondiente a esta neutralización.
12.- Escribir la ecuación de ionización y calcular el pH de las siguientes soluciones:
a) Ácido nitroso 0,150 M; Ka = 4,5 x 10-4
b) 2,48 g de amoníaco en 1L; Kb = 1,81 x 10-5
13.-. ¿Qué molaridad debe tener una solución de hidróxido de amonio para obtener un pH de
12,00 si su Kb = 1,81 x 10-5? Escribir la ecuación de ionización.
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14.- ¿Cuál es la molaridad inicial de una solución de ácido fluorhídrico cuyo pH en el
equilibrio es 3,26? Ka = 3,5 x 10-4. Escribir la ecuación de ionización
15.- Una solución 0,1 M de ácido etanoico o acético (CH3COOH), tiene un porcentaje de
ionización de 1,3%. Calcular el valor de la constante de ionización del ácido
16.- Calcular el grado de ionización y la concentración de iones nitroso en una solución 0,5 M
de ácido nitrosoo (Ka = 7,2 x 10-4).
17.- Si se disuelve 1,08 g de ácido hipocloroso en agua suficiente para obtener un volumen de
427 mL de solución ¿cuáles serán las concentraciones de H+, ClO- y HClO en el equilibrio?
Ka = 3,2 x 10-8
Problemas propuestos
1.- ¿Cuántos mL de solución de ácido clorhídrico concentrado (36% p/p, δ=1,18 g/mL) se
necesitan para producir 10 L de una solución de pH=2,05?
2.- El volumen del estómago de un adulto varía desde 50 mL cuando está vacío hasta 1L
cuando está lleno. Si el volumen del estómago es de 400 mL y su contenido tiene un pH= 2
Asumiendo que todos los H+ provienen del ácido clorhídrico, cuántos moles de H+ tiene el
estómago?
3.- ¿Cuál de las soluciones siguientes tiene el pH más alto? Justifique
a) Una solución 0,1M de un ácido fuerte o una solución 0,1M de un ácido débil.
b) Una solución 0,1 M de un ácido con Ka= 2x 10-3 o una con Ka= 8x10-6
4.- La cocaína es una base orgánica débil cuya fórmula molecular es C17H21NO4, al disolverse
en agua libera un solo ion hidróxido. Se determina que una solución acuosa de cocaína tiene un
pH= 8,53 y una presión osmótica de 52,7 torr a 15°C. Calcular Kb de la cocaína.
5.- Para neutralizar 10,1 mL de vinagre se necesitaron 50 mL de hidróxido de sodio 0,2 M.
Calcular:
a) La molaridad del ácido acético (CH3COOH, ácido monoprótico) en el vinagre
b) El % m/v y comparar con el valor que figura en el rótulo de la botella de 5% m/v.
6.- Una solución 1M de ácido benzoico (C6H5COOH, ácido monoprótico) tiene una
concentración de ión hidrógeno de 8x10-3M.
Calcular:
a) La constante de ionización del ácido benzoico.
b) La concentración de ácido benzoico necesaria para que su grado de ionización sea de 0,1
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