Examen reacciones de transferencia de protones

I.E.S. Valle del Ambroz
2º Bachillerato Química
2015/2016
Examen reacciones de transferencia de protones
OPCIÓN A
1. Defina ácido y base de Bronsted y Lowry
Clasifique cada una de las siguientes especies como ácido, base o anfótera: NH 3, OH -, NO3-,
HCN
(Hasta 1 punto las definiciones y hasta 1 punto la clasificación)
Ácido: toda sustancia química que puesta en contacto con otra es capaz de ceder protones.
Base: toda sustancia química que puesta en contacto con otra es capaz de aceptar protones.
Para clasificar las sustancias como ácidas, básicas o anfóteras tendremos en cuenta los siguientes
criterios, derivados de las definiciones anteriores:
- para que una sustancia sea ácida debe tener protones que ceder y la especie resultante al ceder
protones debe ser relativamente estable.
- para que una sustancia sea básica debe tener pares de electrones libres o carga negativa para poder
aceptar los protones.
Teniendo en cuenta esos criterios, ácidos serán: NH3 y HCN.
Por otro lado, bases serán: NH3, OH - y NO3Como el amoniaco es ácido y base, se va a comportar como una sustancia anfótera.
2. Cierta sal MX (que contiene los iones M+ y X-) se disuelve en agua y el pH de la disolución
resultante es de 7,00. ¿Qué puede afirmarse respecto de la fortaleza del ácido y la base de
los que deriva la sal?
(El ejercicio correcto son 2 puntos)
Cuando una sal se hidroliza, los iones resultantes pueden o no pueden reaccionar con el agua.
El caso que nos ocupa es cuando no reaccionan con el agua, porque el pH del agua pura, 7, se sigue
manteniendo. Esta situación es debida a que los pares conjugados no tienen fortaleza suficiente para
reaccionar con el agua, son débiles, y eso es consecuencia de que provienen de especies fuertes.
Por lo que podemos afirmar que tanto el ácido (de forma general XH) como la base (MOH) son
fuertes.
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3. Una disolución de ácido fórmico (metanóico) tiene un pH de 2,53. ¿Cuántos gramos de
ácido hay en 100 mL de la disolución?
Datos: Ka del ácido es 1,7·10-4. Masas atómicas: C=12 g/mol; H=1 g/mol; O=16 g/mol
Como el pH es 2,53 podemos calcular la concentración de protones en el equilibrio:
+
+
− pH
pH=−log [ H ]→[ H ]=10
−2,53
=10
−3
=2,95 · 10 M
Si planteamos el equilibrio, vemos que la concentración del ion formiato y la de protones es la
misma, por lo que conociendo el valor de la Ka podemos determinar la concentración de ácido
fórmico en el equilibrio.
inicial
reacciona/se forma
equilibrio
HCOOH (aq)
Co
-x
Co-x
<=> H+ (aq)
0
+x
x
+HCOO - (aq)
0
+x
x
Si aplicamos la fórmula de la constante de equilibrio:
+
K a=
-
[H ]· [HCOO ]
[HCOOH ]
y tenemos en cuenta que en el equilibrio [H +]=[HCOO -]= 2,95·10-3 M, podemos calcular la
concentración del ácido en el equilibrio:
[HCOOH ]=
[ H + ]· [HCOO - ]
[2,95 ·10-3 ]· [2,95 · 10-3 ]
→[ HCOOH ]=
=0,051 M
Ka
1,7 · 10−4
Para calcular los gramos de ácido en el equilibrio tenemos que conocer la masa molecular del
HCOOH:
M M (HCOOH )=1 · 2+ 12+16 · 2=46 g/mol
Y finalmente, a partir de los 100 mL, calculamos los gramos que nos pide el problema:
100 mL·
1L
0,051 moles 46 g
·
·
=0,235 g de HCOOH
1000 mL
1L
1 mol
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4. Considere dos ácidos débiles HX (MM=180 g/mol) y HY (MM=78,0 g/mol). Si una
disolución de 16,9 g/L de HX tiene el mismo pH que el que contiene 9,05 g/L de HY, ¿cuál
es el ácido más fuerte de los dos?
(El ejercicio correcto son 2 puntos)
Primeramente calculamos la molaridad de cada uno de los ácidos, puesto que de ésta y del grado de
disociación dependerá el pH final.
Como las dos disoluciones tienen el mismo pH, tienen también la misma concentración de protones
en disolución. El ácido con la menor concentración (HX) tiene que tener el mayor grado de
disociación para igualar la concentración de protones del otro ácido, por lo que el HX va a ser el
más disociado y por lo tanto el más fuerte de los 2.
5. Una muestra de 1,294 g de un carbonato metálico (MCO 3) reacciona con 500 mL de una
disolución de HCl 0,100 M. El exceso de ácido se neutraliza por medio de NaOH 0,588 M
consumiéndose 32,80 mL. Identifica el metal M.
Datos: Masas atómicas: C=12 g/mol; O=16 g/mol
(El ejercicio correcto son 2 puntos)
Las ecuaciones ajustadas para las dos reacciones son:
MC O 3 +2 HCl → MCl 2+ CO2 + H 2 O
HCl+ NaOH → NaCl+ H 2 O
El ácido carbónico es inestable y se descompone en dióxido de carbono y agua.
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Primeramente calcularemos el número de moles del exceso de ácido clorhídrico mediante la
valoración con hidróxido sódico.
Si calculamos la cantidad inicial de moles de HCl y se lo restamos al exceso que se ha valorado,
podremos conocer los moles de HCl que han reaccionado:
Moles totales de HCl:
Moles que han reaccionado con el carbonato metálico:
Conocidos esos moles, podemos calcular los que han reaccionado de MCO3:
Con esos moles podemos calcular la masa molecular del compuesto. Si al valor obtenido le
restamos la masa del carbonato CO32-, obtenemos la masa del metal y a partir de ella, podemos
determinar el elemento del que se trata:
M M (MCO 3 )=
1,294 g MCO3
=84,3 g /mol
0,01535 moles MCO 3
Como la masa del carbonato es:
2-
M M (CO 3 )=12+16 ·3=60 g/mol
La masa del elemento metálico que estamos buscando es:
M M (M )=84,3−60,0=24,3 g/mol
Si nos fijamos en la tabla periódica, el elemento químico con esa masa atómica es el Mg.
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Examen reacciones de transferencia de protones
OPCIÓN B
1. Defina ácido y base según Arrhenius.
Identifique los pares conjugados ácido-base en cada una de las siguientes reacciones:
CH3COO - + HCN <=> CH3COOH + CN HCO3- + HCO3- <=> H2CO3 + CO32H2PO4- + NH3 <=> HPO42- + NH4+
(Hasta 1 punto las definiciones y hasta 1 punto la clasificación)
Ácido de Arrhenius es aquella sustancia química que en disolución acuosa libera protones.
Base de Arrhenius es aquella sustancia química que en disolución acuosa libera grupos hidroxilo.
Los pares conjugados de las reacciones son:
CH3COO - + HCN <=> CH3COOH + CN -→ CH3COO - base, cuyo ácido conjugado es CH3COOH
→ HCN ácido, cuya base conjugada es CN HCO3- + HCO3- <=> H2CO3 + CO32-
→ HCO3- ácido, cuya base conjugada es CO32→ HCO3- base, cuyo ácido conjugado es H2CO3
H2PO4- + NH3 <=> HPO42- + NH4+
→ H2PO4- ácido, cuya base conjugada es HPO42→ NH3 base, cuyo ácido conjugado es NH4+
Para identificar a los ácidos se ha seguido el criterio de Brönsted y Lowry: sustancia que en
contacto con otra es capaz de liberar protones y para las bases: sustancia que en contacto con otra es
capaz de aceptar protones.
2. Prediga como será el pH de una disolución de NaHCO3.
Dato: Ka(H2CO3) = 4,3·10-7
(El ejercicio correcto son 2 puntos)
La sal, al ponerla en disolución acuosa se disocia en los iones: NaHCO 3 →Na+ + HCO -3
Esos iones son pares conjugados de ácidos y bases y, dependiendo de la fortaleza de los compuestos
de origen se deduce la de la especies en disolución:
➢ El Na+ es un ácido conjugado que puede provenir, por ejemplo, de la base fuerte NaOH.
Como procede de una base fuerte, esta especie conjugada es débil, es decir, no va a tener
fortaleza suficiente para reaccionar con el agua.
➢ Por el contrario, el HCO-3 es una base conjugada que proviene del ácido carbónico. Como
éste ácido es débil (el problema nos da la Ka del ácido) la especie conjugada que genera
tiene fortaleza suficiente para reaccionar con el agua.
Va a ser esta reacción la que genere el pH en la hidrólisis de la sal:
HCO -3 + H 2 O <=> H 2 CO 3+OH Como se liberan OH – el pH resultante va a ser básico.
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3. Una disolución de amoniaco tiene un pH de 10,64. ¿Cuántos gramos de amoniaco hay en
100,0 mL de la disolución?
Dato: Kb =1,8·10-5 Masas atómicas: N=14 g/mol; H=1 g/mol
(El ejercicio correcto son 2 puntos)
Como el pH es 2,53 podemos calcular el pOH y a partir de éste la concentración de los OH – en el
equilibrio:
pH + pOH =14 → pOH =14− pH=14−10,64=3,36
−pOH
−3,36
−4
pOH=−log[OH ]→[OH ]=10
=10
=4,37 · 10 M
Si planteamos el equilibrio, vemos que la concentración del ion amonio y la de OH – es la misma,
por lo que conociendo el valor de la Kb podemos determinar la concentración de amoniaco en el
equilibrio.
NH3 (aq)
Co
-x
Co-x
inicial
reacciona/se forma
equilibrio
<=> NH4+ (aq)
0
+x
x
OH - (aq)
0
+x
x
Si aplicamos la fórmula de la constante de equilibrio:
[NH +4 ]·[OH - ]
K b=
[NH 3 ]
y tenemos en cuenta que en el equilibrio [NH 4+]=[OH -]= 4,37·10-4 M, podemos calcular la
concentración del amoniaco en el equilibrio:
+
-
[ NH 4 ]·[OH ]
[4,37 · 10-4 ]·[4,37 · 10-4 ]
[NH 3 ]=
→[ NH 3 ]=
=0,011 M
Kb
1,8 · 10−5
Para calcular los gramos de amoniaco en el equilibrio tenemos que conocer su masa molecular
M M (NH 3 )=14+1 · 3=17 g/mol
Y finalmente, a partir de los 100 mL, calculamos los gramos que nos pide el problema:
100 mL·
1L
0,011moles 17 g
·
·
=0,0187 g de amoniaco
1000 mL
1L
1 mol
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4. ¿En cual de los siguientes casos la adición de un volumen igual de NaOH 0,60 M produciría
una disolución con menor pH?
Agua; HCl 0,30 M; KOH 0,70 M; NaNO3 0,40 M
Partimos de la premisa que añadimos el mismo volumen de sosa que el que tenemos de la otra
disolución y queremos saber en cuál de las 4 posibilidades el pH final de la mezcla es inferior al que
tenía la disolución departida.
➢ Agua: se formaría una disolución básica (diluiríamos el NaOH) y por lo tanto con pH mayor
que 7.
➢ HCl: como la concentración del ácido es la mitad de la base, al añadir el mismo volumen de
NaOH que hay de HCl estamos adicionando un exceso de moles de base, por lo que el pH
va a volver a ser básico y por lo tanto mayor que el dela disolución de partida.
➢ KOH: en este caso partimos de una disolución básica que al ser más concentrada que la de
NaOH a mismo volumen tendrá mayor pH. Si adicionamos el mismo volumen de NaOH que
hay de KOH los moles totales de OH – serían: 0,70·V + 0,60·V =0,130V moles de OH (moles del KOH y moles del NaOH). Si calculamos la concentración resultante teniendo en
0,130V
=0,65 M ,
cuenta que el volumen total es 2V, obtenemos un valor de: [OH ]=
2V
menor concentración que la inicial y por tanto menor pH.
➢ NaNO3: sal que en la hidrólisis genera un pH neutro, por lo que estaremos en una situación
similar a la primera.
Como hemos visto, la respuesta correcta es la disolución de KOH.
5. Una muestra de 1,294 g de un carbonato metálico (MCO 3)reacciona con 500 mL de una
disolución de HCl 0,100 M. El exceso de ácido se neutraliza por medio de NaOH 0,588 M
consumiéndose 32,80 mL. Identifica el metal M.
Masas atómicas: C=12 g/mol; O=16 g/mol
(El ejercicio correcto son 2 puntos)
Ver resolución de la opción A.