Actividades

UNIDAD 4
EQUILIBRIOS ÁCIDO–BASE
OBJETIVOS
Disoluciones de compuestos iónicos. Ionización.
Cuando termines de estudiar esta unidad serás capaz
de:
Electrólitos
 Determinar las concentraciones de cada ión
Ácidos y bases. Propiedades generales.
cuando se disuelve un compuesto iónico.
Teoría de Arrhenius.
 Reconocer e identificar los ácidos y las bases por
El ión hidronio.
sus propiedades. Conocer las fórmulas de los
mas importantes, tanto inorgánicos como orgánicos.
Neutralización.
LL
A
Teoría de Brönsted-Lowry.
 Justificar la existencia del ión hidronio.
 Aplicar la teoría de Brönsted-Lowry e identificar
Pares ácido base conjugados.
Ácidos polipróticos.
los pares ácido/base conjugados.
Teoría de Lewis.
 Utilizar, en las disoluciones acuosas el equilibrio
Producto iónico del agua.
Constante de ionización ácida Ka.
 Relacionar la fuerza de un ácido o de una base
TI
Fuerza de los ácidos y de las bases.
de autoprotólisis del agua y calcular el pH, el
+
–
pOH, [H ] y [OH ] a partir de uno cualquiera de
ellos.
AS
Escala de pH.
con su constante de ionización. Escribir ésta correctamente.
Ácidos fuertes y débiles.
Constante de ionización básica Kb.
 Calcular el pH de una disolución de un ácido o un
Bases fuertes y débiles.
C
base fuertes, considerando la ionización del agua
cuando sea necesario.
Amoníaco y aminas.
 Resolver problemas de ácidos y bases débiles en
los que se relacionen C, , K y las concentraciones de todas las especies presentes en la disolución. Justificar las simplificaciones que se realizan
en este tipo de problemas.
E
Tabla de constantes ácidas y básicas.
D
Relación entre Ka y Kb para pares ácido/base
conjugados.
Cálculo del pH de una disolución.
Ácidos y bases débiles.
A
Ácidos y bases fuertes.
ER
Grado de ionización o disociación .
Relación entre Ka, C y  para ácidos débiles monopróticos.
Relación entre Kb, C y  para bases débiles.
IB
Ejemplos de resolución de problemas
Hidrólisis de sales.
R
Sal de ácido y base fuertes.
Sal de ácido débil y base fuerte (hidrólisis básica)
Sal de ácido fuerte y base débil (hidrólisis ácida)
S
Sal de ácido y base débiles.
IE
Disoluciones reguladoras.
Reacciones ácido-base. Neutralización.
Volumetrías.
Indicadores.
Construcción de una gráfica de valoración.
QUÍMICA 2º DE BACHILLERATO. IES Ribera de Castilla.
 Definir teóricamente los procesos de hidrólisis y
determinar el pH resultante en función de la sustancia que se disuelve en agua..
 Explicar la composición y el mecanismo de actua-
ción de una disolución reguladora. Poner ejemplos de su importancia, en especial en los procesos biológicos.
 Resolver problemas de cálculo químico con reac-
ciones de neutralización. Determinar el punto de
equivalencia.
 Comprender el importante papel de los indicado-
res en las reacciones ácido base, en especial las
de neutralización.
 Realizar experimentalmente una valoración ácidobase.
 Construir e interpretar las curvas de valoración
ácido base. Elegir el indicador adecuado.
 Aplicar los conceptos de ácido base a procesos
de la naturaleza, del medio ambiente, biológicos,
domésticos e industriales.
TEMA 4
Pág 1
U.D. 4 EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE
Tabla 1. Constantes de ionización de algunos ácidos y bases en agua a 25ºC.
muy pequeña
muy pequeña
muy pequeña
muy pequeña
6,7·10–13
7,7·10–13
1,3·10–13
2,3·10–11
2,8·10–11
5,6·10–11
4,3·10–10
5,6·10–10
2,3·10–8
1,0·10–7
1,1·10–7
1,8·10–5
2,0·10–5
1,8·10–4
2,1·10–4
9,1·10–2
muy grande
Ka
C
Kb
Base fuerte
D
Ácido débil
ClO4–
Cl–
NO3–
HSO4–
HSO3–
SO4–2
H2PO4–
NO2–
F–
HCOO–
C6H5NH2
CH3COO–
HCO3–
SO32–
HS–
NH3
CN–
CO3–2
CH3NH2
S2–
OH−
(hidróxidos)
LL
A
muy grande
muy grande
muy grande
muy grande
1,5·10–2
1,3·10–2
7,6·10–3
4,3·10–4
3,5·10–4
1,8·10–4
2,3·10–5
1,8·10–5
4,3·10–7
1,0·10–7
9,1·10–8
5,6·10–10
4,9·10–10
5,6·10–11
4,8·10–11
1,1·10–13
muy pequeña
E
HClO4
HCl
HNO3
H2SO4
H2SO3
HSO4–
H3PO4
HNO2
HF
HCOOH
C6H5NH3+
CH3COOH
H2CO3
HSO3–
H2S
NH4+
HCN
HCO3–
CH3NH3+
HS–
Base débil
TI
Kb
AS
Ka
Ácido fuerte
ER
A
Todas las especies de la tabla anterior, son independientes, es decir HCl o NH4+ son ácidos y
pueden actuar como tales y CH3COO– y CO3–2 son bases. Cuando son iones, necesitan un ión
de signo contrario, por ejemplo, acetato de sodio o cloruro de amonio. Cuando se disuelven y
reaccionan con el agua, siempre producen su correspondiente ácido o base conjugado.
IB
Los ácidos cuyas constantes de ionización Ka son muy grandes son ácidos fuertes: se puede
considerar que se ionizan completamente.
R
Las bases cuyas constantes de ionización Kb son muy grandes son bases fuertes: se puede
considerar que se ionizan completamente. En este grupo se encuentran la mayoría de los hidróxidos (NaOH, KOH, Ca(OH)2 …)
IE
S
El amoníaco gas, NH3, cuando se disuelve en agua se puede considerar como una disolución
de hidróxido amónico: NH3 + H2O  NH4OH  NH4+ + OH− Es una base débil y sólo se ioniza una pequeña proporción de sus moléculas. En los problemas, siempre escribiremos este
proceso de la forma: NH3 + H2O  NH4+ + OH−
Las aminas son compuestos orgánicos derivados del amoniaco, de fórmula R – NH2
Son bases débiles, y su proceso de ionización es:
R – NH2 + H2O  R – NH3+ + OH−
El resto de bases débiles, cuando reaccionan con el agua aceptan un protón de ésta y se libera
un OH− (que procede de la molécula de agua). Ej:
CH3COO− + H2O  CH3COOH + OH− En este último caso (y en todos los demás) el
ácido acético que se forma CH3COOH se queda en la disolución sin ionizarse, y no tiene propiedades ácidas ni básicas. Los OH− que se han producido son los que hacen que la disolución
sea básica.
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TEMA 4
Pág 2
ÁCIDOS Y BASES. TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY
1. Escribe las reacciones de disociación de las siguientes sustancias. ¿Cuáles de
ellas son ácidos o bases?

NaCl
H ClO4
K2 SO4 
Mg (OH)2

Al Cl3

H3 PO3

 (tres pasos)
2. Indica cuál es la base conjugada de las siguientes sustancias, que actúan como
ácidos: H2O
HCl,
H2S,
HNO3,
H2SO4,
H2PO4–,
NH3.
3. Indica cuál es al ácido conjugado de las siguientes especies químicas cuando actúan como base:
H2O,
NH3,
CO3=,
OH–,
H2PO4–.
4. Coloca debajo de cada especie la palabra ácido a base, con su subíndice (1 o 2),
según corresponda:
NH3
+ H2O
NH4+ +

OH–
CO3= + NH4+  CO3H– +
S=
H2O  SH–
+
PH4+ +
H2O

PH3
+
NH3
OH–
+
H3O+
5. Completa las siguientes reacciones ácido base, indicando qué especies químicas
son el ácido 1 y la base 2 y cuáles sus conjugados:
HA
+
HCl
+
HNO3
NH2–
B

NH3 
+
+
H2O
H2O


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6. De los siguientes pares, ¿Cuáles representan un par ácido-base conjugado?.
H3O+/OH–
HBr/Br–
H3PO4/PO43–
NH4+/NH3
CH3NH3+/CH3NH2
HCl/KOH
HNO3/NH3
HSO4–/SO42–
OH–/O2–
7. De acuerdo con la teoría de Brönsted-Lowry, ¿cuáles de las siguientes especies
pueden actuar sólo como ácidos, sólo como bases y como ácidos y bases?
SO42–, H2SO4, HSO4–, HClO4, ClO4–, H2O, H3O+, OH–, S2–, H2S, HS–, NH3, NH4+,
CO32–, HCO3–, H2CO3.
Como ácidos:
Como bases:
Como ácidos y bases:
8. Completa y ajusta las siguientes reacciones indicando cuáles son de neutralización:
NaOH + HCl

Ba Cl2 + H2 SO4 
Ca (OH)2 + H3 PO4 
H NO3
+ Ba (OH)2 
9. ¿Por qué la gasolina no presenta carácter ácido a pesar de poseer numerosos
átomos de hidrógeno en sus moléculas?. ¿Por qué los alcoholes no presentan carácter básico a pesar de que sus moléculas contienen grupos hidroxilo?.
ESCALA DE pH.
10. Se tienen tres disoluciones de las siguientes características:
a) [H3O+] = 10–9 M
b) pH = 8,5
c) [OH–] = 10–8 M
Ordénalas por orden creciente de acidez.
11. Completa los datos de la siguiente tabla:
[H3O+]
1.10–9
[OH–]
3.10–5
10–11
4.10–4
7,2
pH
2,57
pOH
Carácter
Carácter: ácido o básico
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FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y DE LAS BASES
12. Escribe la ecuación química que representa el comportamiento de la anilina
C6H5NH2 cuando se encuentra en medio acuoso. Escribe la expresión de la constante de este proceso. ¿Se trata de un ácido o una base? ¿Fuerte o débil?.
13. a) Ordena de acuerdo con su acidez creciente las especies químicas:
HCOOH, NH4+, HCl, H2SO3 y HS–.
b) Haz lo mismo en función de su basicidad creciente: NO2–, CH3NH2,
HS–, C6H5NH2.
NaOH,
14. Completa la siguiente tabla y ordena según la fuerza relativa los ácidos y las bases
conjugadas que aparecen en ella.
Especie química
Ácido
Ka
Kb
Base
1,8.10–5
CH3–COOH
1,8.10–5
NH3
4,9.10–10
1,3.10–2
HCN
H SO4–
HCOO–
5,6.10–11
Dadas dos disoluciones, de HCl y de HAc (ácido acético), ambas de la misma concentración, ¿en cuál de ellas es mayor el valor del pH?
Dadas dos disoluciones, de NaOH y de NH3, ambas de la misma concentración,
¿en cuál de ellas es mayor el valor del pH?
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ÁCIDOS Y BASES FUERTES.
15. Calcular el pH de una disolución 2.10−3 M de hidróxido de bario.
S: 11,6
16. Calcular el pH y la concentración de todas las especies presentes en una disolución 10−2 de ácido clorhídrico.
S: [HCl] = 0; [Cl−] = [H3O]+ = 10−2 M; [OH−] = 10−12 M; pH = 2
17. Si el pH de la sangre es 7,4 determina la concentración de iones hidronio en ella.
S: 3,98.10−8 mol/L
18. Escribe las ecuaciones de ionización y calcula el pH de las siguientes disoluciones
de ácidos y bases fuertes:
a) 0,3 moles de ácido clorhídrico en 3 litros de disolución acuosa.
b) 35 gramos de ácido nítrico en 2,5 litros de disolución acuosa.
c) 0,4 moles de hidróxido potásico en 2 litros de disolución acuosa.
d) 25 gramos de hidróxido de bario en 3 litros de disolución acuosa.
S: 1; 0,65; 13,3; 13
19. A 10 mL de disolución de ácido clorhídrico de pH = 2,5 se le añaden 25 mL de
agua. ¿Cuál será el pH de la disolución resultante?
S: 3
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ÁCIDOS Y BASES DÉBILES.
20. La aspirina, ácido acetilsalicílico, de fórmula C9O4H8 es un ácido monoprótico débil
de constante de acidez Ka = 2,64.10−5 mol L−1. Calcula el pH de la disolución obtenida al disolver 0,5 g de aspirina en 100 mL de agua.
S: 3,06
21. A 25ºC una disolución 0,1 M de amoniaco tiene un pH de 11,12. Determina la constante de basicidad del amoníaco y la de acidez del ión amonio, y escribe los correspondientes equilibrios.
S: 1,76.10−5; 5,68.10−10
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Pág 7
22. Una disolución 0,1 M de un ácido monoprótico débil tiene un grado de ionización
del 2,7%. Determinar la constante de ionización del ácido, el pH de la disolución y
la concentración de ácido en forma molecular presente en la disolución.
S: 7,5.10−5; 2,57; 0,0973 M
23. Determina la concentración de una disolución acuosa de amoníaco que presenta
un valor del pH igual a 12. Kb = 1,8.10−5.
S: 5,56 M
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Pág 8
24. 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 y la constante de disociación
ácida Ka = 1,8.10−5.
S: 1,34%; 0,1 M
25. Una disolución de un ácido monoprótico débil tiene un pH de 2,78 y su porcentaje
de ionización es del 1,1%. Determinar la concentración de éste ácido y su constante de ionización.
S: 0,15 M; 1,83.10−5
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Pág 9
26. En una disolución de ácido nitroso (Ka = 7,1.10−4), el 4% de las moléculas están
disociadas. Determina el pH y la concentración.
S: 1,77; 0,426 M
REACCIONES DE HIDRÓLISIS
27. Escribe las reacciones que tienen lugar e indica si el pH resultante es ácido, básico
o neutro:
a) Cloruro potásico 0,1 M en agua.
b) Nitrato amónico 0,1 M en agua.
c) Nitrito potásico 0,1 M en agua.
d) Formiato sódico 0,1 M en agua.
La constante de ionización ácida del ácido fórmico a 25ºC es 1,77.10–4.
La constante de ionización ácida del ácido nitroso a 25ºC es 5,1.10–4.
La constante de ionización básica del amoniaco a 25ºC es 1,8.10–5.
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28. Indica el carácter ácido, básico o neutro de las disoluciones acuosas de: cloruro de
sodio, hidróxido de sodio, acetato de sodio, cloruro de amonio.
29. ¿Por qué las disoluciones de acetato de amonio son neutras?
30. Escribe las ecuaciones iónicas igualadas para la reacción en disolución acuosa, en
caso de haberla, de cada uno de los siguientes iones, indicando si la disolución final será ácida, básica o neutra.
a) NH4+
b) Cl–
c) K+
d) CH3 – COO–
31. Indicar si alguna de las siguientes mezclas es una disolución reguladora:
a) ácido cianhídrico − cianuro de potasio.
b) ácido nítrico − nitrato de amonio.
c) hidróxido de amonio − cloruro de amonio.
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32. Aplicando la teoría de Brönsted y Lowry, razonar si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) Un ácido reacciona con su base conjugada dando lugar a una disolución neutra.
b) Un ácido reacciona con su base conjugada formando la sal correspondiente y
agua.
c) La base conjugada de un ácido débil reacciona con el agua dando una disolución básica.
d) La base conjugada de un ácido fuerte reacciona con el agua dando una disolución básica.
e) Un ácido y su base conjugada se diferencian en un protón.
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REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN
33. Determina la cantidad de hidróxido de sodio presente en 100 cm3 de una disolución
si para su neutralización total se utilizaron 80 cm3 de ácido sulfúrico 0,1 M.
S: 0,64 g
34. Calcula el pH de la disolución resultante de mezclar 40 mL de una disolución 0,2 M
de ácido nítrico con 60 mL de una disolución 0,2 M de hidróxido de sodio.
S: 12,6
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35. Determinar la riqueza en % en masa de una disolución de hidróxido de calcio de
densidad 1,02 g/mL, si para neutralizar 25 mL se precisaron 30 mL de una disolución 0,1 M de ácido clorhídrico.
S: 0,43%
PROBLEMAS DE AMPLIACIÓN
36. Determina el porcentaje de moléculas de ácido fórmico disociadas en una disolución 0,05 M de este ácido. Ka = 1,8.10−4.
S: 5,82 %
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TEMA 4
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37. Teniendo en cuenta el valor de la primera constante de ionización del ácido sulfídrico (Ka = 9,5.10−8), determina el pH y el grado de disociación de una disolución saturada de este ácido en agua, sabiendo que un litro de agua es capaz de disolver
2,47 litros de sulfuro de hidrógeno en condiciones normales.
S: 3.99; 9,29.10−4
38. Calcular el pH y el grado de ionización del ácido acético en una disolución formada
por un litro de ácido acético 0,5 M a la que se han añadido 2.10−3 moles de ácido
nítrico. Ka (ácido acético) = 1,8 · 10–5
S: 2,38; 4,3.10−3
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CONSTRUCCIÓN DE UNA GRÁFICA DE VALORACIÓN.
Valoración de 50,00 mL de HCl 0,1000M con NaOH 0,1000M.
Se ponen 50,00 mL de HCl en un vaso de precipitados o en un matraz erlenmeyer.
Se llena la bureta con la disolución de NaOH.



Dibuja el montaje experimental necesario.
Se vierte la disolución de la bureta sobre el ácido. En la proximidad del punto de
equivalencia (cuando el indicador va a cambiar de color), debe verterse gota a gota.
Completa la siguiente tabla:
mL
NaOH
añadidos
mL
HCl sin
neutralizar
Volumen
total de disolución
[H+]
pH
[OH– ]
pH
0,00
10,00
20,00
30,00
40,00
45,00
49,00
49,90
49,99
50,00
Exceso de
NaOH
50,01
50,10
51,00
55,00
60,00





Representa en papel milimetrado los valores del pH obtenidos (eje y) frente a los
valores del NaOH añadido, en mL. (Eje x).
Determina dónde se encuentra el punto de equivalencia y describe lo que ocurre en
sus proximidades.
Utilizando la tabla de virajes de los indicadores, enumera tres que puedan servir
para determinar el punto de equivalencia en esta valoración.
¿Cuál es la diferencia entre una acidimetría y una alcalimetría?.
Describe casos prácticos donde pueda ser útil la técnica de valorar un ácido con
una base.
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TEMA 4
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