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QUÍMICA 2º DE BACHILLERATO. IES Ribera de Castilla. TEMA 4 Pág 1

UNIDAD 4

EQUILIBRIOS ÁCIDO–BASE

Disoluciones de compuestos iónicos. Ionización.

Electrólitos

Ácidos y bases. Propiedades generales.

Teoría de Arrhenius.

El ión hidronio.

Neutralización.

Teoría de Brönsted-Lowry.

Pares ácido base conjugados.

Ácidos polipróticos.

Teoría de Lewis.

Producto iónico del agua.

Escala de pH.

Fuerza de los ácidos y de las bases.

Constante de ionización ácida Ka.

Ácidos fuertes y débiles.

Constante de ionización básica Kb.

Bases fuertes y débiles.

Amoníaco y aminas.

Tabla de constantes ácidas y básicas.

Relación entre Ka y Kb para pares ácido/base conjugados.

Cálculo del pH de una disolución.

Ácidos y bases fuertes.

Ácidos y bases débiles.

Grado de ionización o disociación .

Relación entre Ka, C y para ácidos débiles mo-nopróticos.

Relación entre Kb, C y para bases débiles.

Ejemplos de resolución de problemas

Hidrólisis de sales.

Sal de ácido y base fuertes.

Sal de ácido débil y base fuerte (hidrólisis básica)

Sal de ácido fuerte y base débil (hidrólisis ácida)

Sal de ácido y base débiles.

Disoluciones reguladoras.

Reacciones ácido-base. Neutralización.

Volumetrías.

Indicadores.

Construcción de una gráfica de valoración.

OBJETIVOS

Cuando termines de estudiar esta unidad serás capaz de:

Determinar las concentraciones de cada ión cuando se disuelve un compuesto iónico.

Reconocer e identificar los ácidos y las bases por sus propiedades. Conocer las fórmulas de los mas importantes, tanto inorgánicos como orgáni-cos.

Justificar la existencia del ión hidronio.

Aplicar la teoría de Brönsted-Lowry e identificar los pares ácido/base conjugados.

Utilizar, en las disoluciones acuosas el equilibrio de autoprotólisis del agua y calcular el pH, el pOH, [H+] y [OH–] a partir de uno cualquiera de ellos.

Relacionar la fuerza de un ácido o de una base con su constante de ionización. Escribir ésta co-rrectamente.

Calcular el pH de una disolución de un ácido o un base fuertes, considerando la ionización del agua cuando sea necesario.

Resolver problemas de ácidos y bases débiles en los que se relacionen C, , K y las concentracio-nes de todas las especies presentes en la disolu-ción. Justificar las simplificaciones que se realizan en este tipo de problemas.

Definir teóricamente los procesos de hidrólisis y determinar el pH resultante en función de la sus-tancia que se disuelve en agua..

Explicar la composición y el mecanismo de actua-ción de una disolución reguladora. Poner ejem-plos de su importancia, en especial en los proce-sos 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 ácido-base.

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.

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U.D. 4 EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE Tabla 1. Constantes de ionización de algunos ácidos y bases en agua a 25ºC.

Ácido fuerte Ka Kb Base débil

HClO4 HCl

HNO3 H2SO4 H2SO3 HSO4

–

H3PO4 HNO2

HF HCOOH

C6H5NH3+

CH3COOH H2CO3 HSO3

– H2S NH4

+ HCN

HCO3–

CH3NH3+

HS–

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

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

ClO4–

Cl–

NO3–

HSO4–

HSO3–

SO4–2

H2PO4–

NO2–

F–

HCOO– C6H5NH2

CH3COO–

HCO3–

SO32–

HS–

NH3 CN–

CO3–2

CH3NH2 S2– OH−

(hidróxidos)

Ácido débil Ka Kb Base fuerte

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.

Los ácidos cuyas constantes de ionización Ka son muy grandes son ácidos fuertes: se puede considerar que se ionizan completamente.

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 hi-dróxidos (NaOH, KOH, Ca(OH)2 …)

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 ioni-za 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 pro-piedades ácidas ni básicas. Los OH− que se han producido son los que hacen que la disolución sea básica.

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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 ac-túan 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

– + NH3

S= + H2O SH– + OH–

PH4+ + H2O PH3 + 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 + B

HCl + NH3

HNO3 + H2O

NH2– + H2O


6. De los siguientes pares, ¿Cuáles representan un par ácido-base conjugado?.

H3O+/OH– HBr/Br– NH4

+/NH3 HCl/KOH HNO3/NH3 HSO4–/SO4

2–

H3PO4/PO43– CH3NH3

+/CH3NH2 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 ca-rácter 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 3.10–5

[OH–] 10–11 4.10–4

pH 7,2

pOH 2,57

Carácter

Carácter: ácido o básico


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 cons-tante 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, NaOH, HS–, C6H5NH2.

14. Completa la siguiente tabla y ordena según la fuerza relativa los ácidos y las bases

conjugadas que aparecen en ella.

Especie química Ka Kb

Ácido Base

CH3–COOH

HCN

H SO4–

NH3

HCOO–

1,8.10–5

4,9.10–10

1,3.10–2

1,8.10–5

5,6.10–11

Dadas dos disoluciones, de HCl y de HAc (ácido acético), ambas de la misma con-centración, ¿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?


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 disolu-

ción 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


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 obte-nida 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 cons-

tante de basicidad del amoníaco y la de acidez del ión amonio, y escribe los co-rrespondientes equilibrios. S: 1,76.10−5; 5,68.10−10


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


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 constan-te de ionización. S: 0,15 M; 1,83.10−5


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.


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 fi-nal 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.


32. Aplicando la teoría de Brönsted y Lowry, razonar si son ciertas o falsas las siguien-tes afirmaciones:

a) Un ácido reacciona con su base conjugada dando lugar a una disolución neu-tra.

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 disolu-ción básica.

d) La base conjugada de un ácido fuerte reacciona con el agua dando una disolu-ción básica.

e) Un ácido y su base conjugada se diferencian en un protón.


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


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 disolu-ción 0,1 M de ácido clorhídrico. S: 0,43%

PROBLEMAS DE AMPLIACIÓN 36. Determina el porcentaje de moléculas de ácido fórmico disociadas en una disolu-

ción 0,05 M de este ácido. Ka = 1,8.10−4. S: 5,82 %


37. Teniendo en cuenta el valor de la primera constante de ionización del ácido sulfídri-co (Ka = 9,5.10−8), determina el pH y el grado de disociación de una disolución satu-rada 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


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 diso-

lución

[H+]

pH

0,00 10,00 20,00 30,00 40,00 45,00 49,00 49,90 49,99 50,00

Exceso de NaOH

[OH– ] pH

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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