2BCN_QUI_24_acido_base_problemas_PAU

IES POLITÉCNICO – SORIA - (Dep. de Física y Química)
PAU CyL J2003 ácido y base conjugada
1. Aplicando la teoría de Brönsted y Lowry razona si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) Un ácido fuerte reacciona con su base conjugada dando una disolución neutra.
b) La base conjugada de un ácido débil (Ka =1,8 · 10-5) es una base fuerte.
c) Un ácido y su base conjugada se diferencian en un protón.
a) La base conjugada de un ácido fuerte es una base débil y no tiene tendencia a aceptar protones. Por tanto, el medio
es ácido.
b) Sea el ácido débil AH y su base conjugada A-. Al disolver el ácido en agua se tiene:
-
+
HA + H2O A + H3O
[A − ]·[H 3O + ]
Ka =
= 1,8 ·10 −5
[HA]
Para la base conjugada en agua y como Kw = [H3O+] · [OH-] = 10-14, resulta que:
A- + H2O HA + OH-
Kb =
[HA]·[OH − ] [HA]·[OH − ]·[H 3 O + ] K w
10 −14
=
=
=
= 5,6 ·10 −10
−
−
+
−5
[A ]
[ A ] ·[ H 3 O ]
K a 1,8 ·10
Por lo que la base conjugada del ácido débil también es una base débil.
c) Verdadero: HA + H2O A- + H3O+
PAU CyL S2002 masa de NaOH para un pH y dilución
2. El pH de 1 litro de disolución de hidróxido sódico es 12.
a) Calcular los gramos del álcali que se utilizan en la preparación de esta disolución.
b) ¿Qué volumen de agua hay que añadir a la disolución anterior para que el pH sea 11?
a) Aplicando la definición de pH y el valor del producto iónico del agua, resulta:
pH = 12 = - log [H+] ⇒ [H+] = 10-12 mol/L
[H+] · [OH-] = 10-14 mol/L; 10-12 mol/L · [OH-] = 10-14 mol/L ⇒ [OH-] = 10-2 mol/L
El NaOH es una base fuerte totalmente disociada en agua: NaOH → Na+ + OHPor tanto [NaOH] = [OH-] = 10-2 mol/L
La masa de álcali necesaria para preparar la disolución es:
m = 10-2 mol/L · 1 L · 40 g/mol = 0,40 g
b) De igual forma que en caso anterior cuando el pH = 11, se tiene:
pH = 11 = - log [H+] ⇒ [H+] = 10-11 mol/L
[H+] · [OH-] = 10-14 mol/L; 10-11 mol/L · [OH-] = 10-14 mol/L ⇒ [OH-] = 10-3 mol/L
Ahora hay que pasar de 1 L de disolución con una concentración 0,01 mol/L a un volumen V de una disolución de
concentración 0,001 mol/L. Aplicando la definición de molaridad y como los moles de soluto son los mismos en
ambas disoluciones, se tiene:
ndisolución 1 = ndisolución 2; 0,01 mol/L · 1 L = 0,001 mol/L · V ⇒ V = 10 L
Por lo que la cantidad de agua que hay que añadir es: Vagua = 10 L – 1 L = 9 L
PAU CyL J2004 pH clorhídrico y anilina
3. Se dispone de las siguientes disoluciones: I) ácido clorhídrico 10-3 M, y
II) anilina (C6H5 NH2) 0,1 M.
Calcular:
a) El grado de disociación de cada una.
b) El pH de cada una.
Dato: La constante de disociación básica de la anilina, Kb = 4,6.10-10.
a) Para el HCl
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Los ácidos fuertes como el HCl están totalmente disociados en agua, luego su grado de disociación es del 100 % (α =
1).
En este caso, la concentración de iones hidronio (H3O+) procedentes de la disociación del agua 10-7 mol/L es
muchísimo menor que los que proporciona el ácido, por lo que aplicando la definición de pH.
[H3O+] = [Cl-] = [HCl]inicial = 10-3 mol/L ⇒ pH = - log [H3O+] = - log 10-3 = 3
b) Para la anilina
La anilina es una base débil que está parcialmente disociada en agua, según la reacción:
C6H5 NH2 + H2O Ξ C6H5 NH3+ + OHComo Kb >> K (H2O) la única fuente de iones hidroxilo (OH-) a considerar son los que provienen de la reacción de la
anilina con el agua, ya que los provenientes de la autoprotólisis del agua se pueden despreciar.
De la ecuación de disociación de la anilina se construye la siguiente tabla de valores:
Ecuación reacción
Concentración inicial (mol/L)
Concentración equilibrio (mol/L)
C6H5 NH2 + H2O C6H5 NH3+ + OH0,1
0
0
0,1 (1 – α)
0,1 · α
0,1 · α
Aplicando la ley de acción de masas al equilibrio y sustituyendo, resulta que:
+
[C 6 H 5 NH 3 ]·[OH − ]
0,1· α · 0,1· α 0,1· α 2
−10
Kb =
; 4.6 ·10 =
=
[C 6 H 5 NH 2 ]
0,1(1 − α )
1− α
Como la concentración inicial de anilina es más grande que Kb, [C6H5 NH2]0 >> Kb, se puede realizar la
aproximación: 1 – α = 1, por lo que, el grado de disociación es:
4,6 · 10-10 = 0,1 · α2 ⇒ α = 6,78 · 10-5
Para calcular el pH, hay que calcular la concentración de iones hidronio en la disolución. Para ello se calcula la
concentración de iones hidroxido y después utilizando la constante de autoprotólisis del agua.
[OH-] = 0,1 · α = 0,1 mol/L · 6,78 · 10-5 = 6,78 · 10-6 mol/L
K(H2O) = [H3O+] · [OH-]; 10-14 mol2/L2 = [H3O+] · 6,78 · 10-6 mol/L
Por tanto: [H3O+] = 1,47 · 10-9 mol/L ⇒ pH = - log [H3O+] = - log 1,47 · 10-9 = 8,83
PAU CyL J2002molaridad y α de una disolución de acético
4. Calcular el grado de disociación y la molaridad de una disolución de ácido acético en agua cuya
concentración de protones es 1,34 · 10-3 M y la constante de disociación ácida Ka = 1,8 · 10-5.
El ácido acético es un ácido débil que está parcialmente disociado en agua. Para el equilibrio se tiene la siguiente tabla
de valores, siendo ci la concentración inicial del ácido.
HAc + H2O H3O+ + Acinicial
ci
equilibrio
ci - x
x
x
Con lo que se tiene que: [H3O+] = [Ac-] = x = 1,34 · 10-3 mol/L
Sustituyendo en la ecuación de la constante de equilibrio, resulta que la molaridad de la disolución de acético es:
Ka =
[H 3 O + ]·[Ac − ]
x2
(1,34 ·10 −3 ) 2
=
; 1,85 ·10 −5 =
⇒ ci = 0,1 mol/L
[HAc]
ci − x
c i − 1,34 ·10 −3
El grado de disociación del acético es:
moles disociados x 1,34 ·10 −3 mol / L
α=
= =
= 1,34 ·10 −2 = 1,34 %
moles totales
ci
0,1mol / L
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PAU CyL J2000 pH anilina e hidróxido sódico
5. Calcule el pH de cada una de las siguientes disoluciones:
a) Anilina (C6H5NH2) 0,2 M.
b) Disolución de 0,30 g de hidróxido sódico en 135 ml de agua (considérese despreciable el volumen de soluto).
Datos: Constante de ionización básica de la anilina a 25ºC, Kb = 4,27·10-10
b) Para la anilina
La anilina es una base débil que está parcialmente disociada en agua, según la reacción:
C6H5 NH2 + H2O C6H5 NH3+ + OHComo Kb >> K (H2O) la única fuente de iones hidroxilo (OH-) a considerar son los que provienen de la reacción de la
anilina con el agua, ya que los provenientes de la autoprotólisis del agua se pueden despreciar.
De la ecuación de disociación de la anilina se construye la siguiente tabla de valores:
Ecuación reacción
C6H5 NH2 + H2O Ξ C6H5 NH3+ + OHConcentración inicial (mol/L)
0,2
0
0
Concentración equilibrio (mol/L)
0,2 - x
x
x
Aplicando la ley de acción de masas al equilibrio y sustituyendo, resulta que:
Kb =
+
[C 6 H 5 NH 3 ]·[OH − ]
x2
; 4,27 ·10 −10 =
[C 6 H 5 NH 2 ]
0,2 − x
Resolviendo la ecuación de segunda grado o como la concentración inicial de anilina es más grande que Kb, [C6H5
NH2]0 >> Kb, se puede realizar la siguiente aproximación: 0,2 – x = 0,2 por lo que:
x = 9,24 · 10-6 mol/L = [OH-]
Para calcular el pH, hay que calcular la concentración de iones hidronio en la disolución. Para ello se calcula la
concentración de iones hidroxido y después utilizando la constante de autoprotólisis del agua.
K(H2O) = [H3O+] · [OH-]; 10-14 mol2/L2 = [H3O+] · 9,24 · 10-6 mol/L
Por tanto: [H3O+] = 1,08 · 10-9 mol/L ⇒ pH = - log [H3O+] = - log 1,08 · 10-9 = 8,97
b) El hidróxido sódico es una base fuerte que está totalmente disociada en agua.
NaOH → Na+ + OH-
m
0,30 g
M NaOH 40 g / mol
[OH-] = [NaOH]inicial =
=
= 0,056 mol / L
V en L
0,135 L
El pOH de la disolución es: pOH = - log [OH-] = - log 0,056 = 1,26
Por lo que el pH es: pH = 14 – pOH = 14 – 1,26 = 12,74
PAU CyL S2000 hidrólisis de diversas sales
6. Indique, razonadamente, si la disolución que se obtiene al disolver cada uno de los siguientes compuestos en
agua tiene carácter ácido, básico o neutro:
a) Cianuro sódico.
b) Cloruro potásico.
c) Acetato sódico.
d) Sulfato amónico.
DATOS: Constantes de ionización ácida a 25ºC, ácido cianhídrico (4,0·10-10), ácido
acético (1,8·10-5); constante de ionización básica del amoníaco a 25ºC (1,8·10-5)
Todos los compuestos dados son sales solubles, luego en disolución se encuentran totalmente disociadas en sus iones.
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IES POLITÉCNICO – SORIA - (Dep. de Física y Química)
a) Cianuro sódico
NaCN → CN- + Na+
El catión Na+ es un ácido más débil que el agua y no reacciona. El anión CN- es una base más fuerte que el agua, el
HCN es un ácido débil, y reacciona con ella.
CN- + H2O HCN + OHLo que se traduce en el carácter básico de la disolución, pH > 7.
Las sales que contienen aniones que son la base conjugada de un ácido débil experimentan el fenómeno de la hidrólisis con
el agua y originan disoluciones básicas.
b) Cloruro de potasio
KCl → K+ + ClUna sal que proporciona cationes y aniones, que son ácidos y bases más débiles que el agua, es decir, provienen de
bases y ácidos que son fuertes no experimentan el fenómeno de la hidrólisis. La disociación de este tipo de sales no
modifica el pH de la disolución, la disolución es neutra, pH = 7.
c) Acetato sódico.
AcNa → Ac- + Na+
El catión Na+ es un ácido más débil que el agua y no reacciona. El anión Ac- es una base más fuerte que el agua, el
HAc es un ácido débil, y reacciona con ella.
Ac- + H2O HAc + OHLo que se traduce en el carácter básico de la disolución, pH > 7.
d) Sulfato amónico
(NH4)2SO4 → 2 NH4+ + SO42El anión SO42- es una base más débil que el agua y no reacciona. El catión NH4+ es un ácido más fuerte que el agua, el
NH3 es una base débil, y reacciona con ella.
NH4+ + H2O NH3 + H3O+
Lo que se traduce en el carácter ácido de la disolución, pH < 7.
Las sales que contienen cationes que son él ácido conjugado de una base débil experimentan el fenómeno de la hidrólisis
con el agua y originan disoluciones ácidas.
1.
Acidos y bases. Propiedades. Evolución de los conceptos de ácido
y base.
REACCIONES DE
TRANSFERENCIA DE PROTONES
(ÁCIDO - BASE)
2.
Fuerza relativa de ácidos y bases. Ka y Kb.
3.
La autoionización del agua. Concepto de pH.
Indicadores.
4.
Hidrólisis.
5.
Neutralización. Valoraciones ácido-base
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