1.- reacciÓn de hidrÓlisis...como reacciones de hidrÓlisis, aunque como hemos visto no son mas...

QUÍMICA. 2º DE BACHILLERATO. ESTUDIOS A DISTANCIA PROFESOR: CARLOS MARTÍN ARTEAGA

UNIDAD DIDÁCTICA 9: REACCIONES ÁCIDO-BASE PARTE 2ª: pH DE LAS DISOLUCIONES DE SALES. REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN.

INDICADORES. En esta segunda parte de la unidad didáctica dedicada a ácidos y bases vamos a introducirnos en el

concepto de hidrólisis, es decir en las reacciones de equilibrio que se producen entre las moléculas de agua y los iones que provienen de la disolución de sales.

En estas reacciones de hidrólisis vamos a tratar cualitativamente los cuatro casos por separado (sales provenientes de ácidos y bases fuertes, de ácidos fuertes y bases débiles, de bases fuertes y ácidos débiles y de ácidos y bases débiles) y los completamos con una introducción al estudio cuantitativo de dicho fenómeno.

En los cálculos estequiométricos de las valoraciones ácido-base no es necesario hacer uso de la normalidad. Ello se debe a que mientras la masa molecular de una sustancia y la molaridad de una disolución son cantidades fijas e independientes del tipo de reacción; el peso equivalente de la sustancia y la normalidad de una disolución dependen de la reacción concreta que se produzca. Por esta razón es preferible realizar los cálculos estequiométricos basados en moles, interpretando estas reacciones como una más y no como algo distinto.

1.- REACCIÓN DE HIDRÓLISIS

ESTUDIA / APRENDE Qué ocurre con los aniones y cationes provenientes de las sales disueltas en

agua según procedan de ácidos fuertes o débiles y de bases fuertes o débiles.

Qué son y cómo se escriben las reacciones de hidrólisis. El pH de las disoluciones de sales provenientes de ácido fuerte y base fuerte. El cálculo de la constante de hidrólisis, el pH y el grado de hidrólisis en las

disoluciones de sales que provienen de: a) ácido fuerte y base débil; b) ácido débil y base fuerte y c) ácido débil y base débil.

En este apartado encontramos los problemas más habituales que suelen entrar sobre ácidos y bases. Tienes que fijarte bien en el hecho de que las disoluciones de sales no tienen porqué ser neutras, puesto que todo va a depender de los iones que la formen y, por tanto, del ácido y de la base de los que procedan dichos iones.

Como vimos en el tema del enlace químico, cuando una sal (compuesto iónico) se disuelve en agua, sus iones se liberan de la red cristalina. En general, al disolver una sal en agua y debido a su disociación tenemos:

BA → B+ + A– Los iones liberados de la red iónica se rodean de moléculas de agua (proceso de solvatación o hidratación). En principio cabría pensar que la disolución de una sal neutra en agua debe dar lugar a disoluciones neutras (pH = 7). Sin embargo, el comportamiento de la disolución respecto a su neutralidad, acidez o basicidad depende de las propiedades de los iones presentes en la disolución. Esto es debido a que en el agua también están presentes, en cantidad pequeñísima, otros iones: el ion hidronio y el ion hidroxilo. Entre los iones presentes en la disolución: A–, B+, H3O+ y OH–; se establecen los siguientes equilibrios:

A– + H2O HA + OH– y B+ + H2O BOH + H3O+

U.D. 9 (2ª parte): “REACCIONES ÁCIDO–BASE” QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA

1

⇒ VEAMOS QUÉ OCURRE CON EL EQUILIBRIO DEL CATIÓN B+: Si la base BOH es una base fuerte, el catión B+, ácido conjugado de BOH, es un ácido más débil que el agua y entonces el equilibrio está totalmente desplazado hacia la izquierda, de forma que:

B+ + H2O → no reacciona Por el contrario, si la base BOH es una base débil, el catión B+ es un ácido más fuerte que el agua y el equilibrio:

B+ + 2H2O BOH + H3O+se desplaza hacia la derecha, proporcionando iones hidronio H3O+ a la disolución, con el consiguiente aumento de la acidez de la misma y la disminución del pH. Un catión cuya base conjugada sea débil reacciona con el agua dando iones hidronio H3O+. Un catión cuya base conjugada sea fuerte, no reacciona con el agua. ⇒ VEAMOS AHORA LO QUE OCURRE CON EL EQUILIBRIO DEL ANIÓN A–: Si el ácido HA es un ácido fuerte, el anión A–, base conjugada del ácido HA, es una base más débil que el agua, y entonces el equilibrio está totalmente desplazado hacia la izquierda, de forma que:

A– + H2O → no reacciona Por el contrario si el ácido HA es un ácido débil, el anión A– es una base más fuerte que el agua y el equilibrio:

A– + H2O HA + OH–se desplaza hacia la derecha, proporcionando iones hidróxido OH– a la disolución, con la consiguiente disminución de la acidez de la misma y el aumento del pH. Un anión cuyo ácido conjugado sea débil, reacciona con el agua dando iones OH–. Un anión cuyo ácido conjugado sea fuerte, no reacciona con el agua. A estas reacciones entre el agua y los distintos tipos de sales se les denomina tradicionalmente como REACCIONES DE HIDRÓLISIS, aunque como hemos visto no son mas que reacciones ácido-base, perfectamente interpretadas según la teoría de Brönsted-Lowry. A veces se contempla una sal pensando en el ácido y la base de los cuales procede. Por ejemplo, el NH4Cl es una sal de ácido fuerte y base débil, ya que se obtiene de la combinación entre el HCl (ácido fuerte) y el NH3 (base débil). Así, se pueden dividir las sales en cuatro tipos: A - SALES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE FUERTE El cloruro de sodio o el nitrato de calcio son ejemplos de este tipo de sales. En estos casos ni el catión ni el anión experimentan hidrólisis, pues provienen del NaOH y del HCI (que son fuertes) en el caso del cloruro de sodio y del Ca(OH)2 y el HNO3 (también fuertes) en el caso del nitrato de calcio. La disociación de este tipo de sales, por tanto, no modifica el pH del agua; son, pues, disoluciones neutras (pH = 7). Las sales que contienen cationes que proceden de bases fuertes y aniones procedentes de ácidos fuertes originan disoluciones neutras. Esto es debido a que ni los cationes ni los aniones experimentan el fenómeno de la hidrólisis con el agua. B - SALES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE FUERTE El cianuro de sodio, el acetato de calcio o el carbonato de potasio son ejemplos de este tipo de sales. El cianuro de sodio proporciona cationes Na+, que no sufren hidrólisis y aniones CN– que si la sufren:

CN– + H2O HCN + OH–Como resultado de la reacción aumenta la concentración de iones hidróxido [OH–] en la disolución, lo que se traduce en un aumento del pH. Lo mismo ocurre con el acetato de calcio Ca(CH3COO)2: los iones calcio, que provienen de una base fuerte, no reaccionan con el agua, pero sí los iones acetato

CH3COO– + H2O CH3COOH + OH–Y con el carbonato de potasio, el K+ no sufre la hidrólisis pero el carbonato sí:

CO3= + H2O HCO3– + OH–Las sales que contienen cationes que proceden de bases fuertes y aniones procedentes de un ácido débil originan disoluciones básicas. Esto es debido a que los cationes no experimentan el fenómeno de la hidrólisis con el agua y los aniones sí. U.D. 9 (2ª parte): “REACCIONES ÁCIDO–BASE” QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA

2

A la constante del equilibrio se le denomina constante de hidrólisis Kh Así, para el cianuro de sodio: CN– + H2O HCN + OH–

[ ] [ ][ ]

[ ] [ ] [ ][ ] [ ] )()( 3

3

HCNKK

OHCNOHOHHCN

CNOHHCNCNK

a

Wh =⋅

⋅⋅=

⋅= +−

+−

−

−−

Para el acetato de calcio: CH3COO– + H2O CH3COOH + OH–

[ ] [ ][ ] )()( 333

3 COOHCHKK

COOCHOHCOOHCHCOOCHK

a

Wh =

⋅= −

−−

Para el carbonato de potasio: CO3= + H2O HCO3– + OH–

[ ] [ ][ ] )()( 33

33 −−

−−= =

⋅=

HCOKK

HCOOHHCOCOK

a

Wh

En general, para cualquier anión A–: A– + H2O HA + OH–

[ ] [ ][ ] )()( HAK

KA

OHHAAKa

Wh =

⋅= −

−−

Llamamos grado de hidrólisis α (dado en tanto por uno) al cociente entre el número de moles hidrolizados y el número de moles de sal presentes inicialmente en la disolución.

saldeinicialesmolesdenºoshidrolizad moles de nº

=α

Para expresar el grado de hidrólisis α en tanto por ciento, tendremos que multiplicar este valor por 100. EJEMPLO


3

C - SALES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE DÉBIL Una sal como el cloruro amónico NH4Cl proporciona aniones CI–, que procede de un ácido fuerte y no reacciona con el agua, y cationes NH4

NH+ que procede de una base débil, el NH3, y sí reacciona:

4+ + H2O NH3 + H3O+

De esta forma se origina un aumento de la concentración de iones hidronio [H3O+] en la disolución, lo que se traduce en una disminución del pH. Las sales que contienen aniones procedentes de un ácido fuerte y cationes que proceden de una base débil originan disoluciones ácidas. Esto es debido a que los aniones no experimentan el fenómeno de la hidrólisis con el agua y los cationes sí. La constante de hidrólisis Kh(NH4+) para el equilibrio es:

[ ] [ ][ ]

[ ] [ ] [ ][ ] [ ] )()( 34

33

4

334 NHK

KOHNH

OHOHNHNH

OHNHNHKb

Wh =⋅

⋅⋅=

⋅=

−+

−+

+

++

En general, para cualquier catión B+: B+ + H2O BOH + H3O+

[ ] [ ][ ] )()(

3

BOHKK

BOHBOHBK

b

Wh =

⋅= +

++

EJEMPLO

Sabiendo que la constante de disociación del amoniaco es Kb(NH3)= 1,8·10–5M, calcula el pH y el % de hidrólisis de una disolución acuosa de cloruro amónico 0,01 M.

Al disolverse el cloruro amónico en agua proporciona aniones cloruro y cationes amonio:

NH4Cl → NH4+ + Cl– En este caso los cationes amonio sí experimentarán el fenómeno de la hidrólisis, puesto que proceden de una base débil (el amoniaco), mientras que los aniones cloruro no lo experimentarán, puesto que proceden de un ácido fuerte (el ácido clorhídrico): NH4+ + H2O NH3 + H3O+Para calcular la constante de este equilibrio, utilizamos la fórmula anteriormente expuesta:

105

14

34 1056,5108,1

10)(

)( −−

−+ ⋅=

⋅==

NHKK

NHKb

Wh

La concentración de las distintas especies son: NH4+ + H2O NH3 + H3O+Concentración antes de la hidrólisis 0,01 – – Concentración final 0,01–x x x

Sustituyendo en la constante de hidrólisis:

[ ] [ ][ ] [ ]

63

61222

10

4

33 1037,21037,2106,501,001,0

106,5 −+−−−++

⋅=⇒⋅=⋅=⇒≈−

=⋅⇒⋅

= OHxxx

xNH

OHNHKh

pH = –log[H3O+] = 5,6 El % de hidrólisis se calcula hallando el valor de α y multiplicándolo por 100:

%1037,21001037,2%

1037,201,01037,2

deNH iniciales moles de nºoshidrolizaddeNH moles de nº

24

46

4

4

−−

−−

+

+

⋅=⋅⋅=⇒

⇒⋅=⋅

==

hidrólisis

α


4

D - SALES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE DÉBIL Sea una sal AB que se forma a partir de un ácido HA débil y de una base BOH también débil. Esta sal, al disolverse en agua proporciona aniones A–, que se hidrolizan, y cationes B+, que también se hidrolizan:

A– + H2O HA + OH–B+ + H2O BOH + H3O+

El carácter ácido o básico de la disolución depende de la naturaleza de los iones: es decir, la disolución será ácida o básica según qué ion se hidrolice en mayor grado. Los equilibrios anteriores tienen que cumplir las siguientes ecuaciones:

[ ] [ ][ ] )()( HAK

KA

OHHAAKa

Wh =

⋅= −

−−

[ ] [ ]

[ ] )()(3

BOHKK

BOHBOHBK

b

Wh =

⋅= +

++

Si la constante de hidrólisis del anión es mayor que la del catión, la disolución será básica (puesto que es el anión el que sufre mayor grado de hidrólisis). Si la constante de hidrólisis del catión es mayor que la del anión, la disolución será ácida, (puesto que es el catión el que sufre mayor grado de hidrólisis). Sumando las dos reacciones anteriores, tenemos la reacción completa de hidrólisis:

A– + B+ + H2O HA + BOH

[ ] [ ][ ] [ ] )()()( BOHKHAK

KBA

BOHHAABKba

Wh ⋅

=⋅⋅

= +−

Si dividimos la constante de disociación del ácido Ka(HA) entre la constante de disociación de la base Kb(BOH), tenemos:

[ ] [ ] [ ][ ] [ ] [ ]−+

+−

⋅⋅⋅⋅

=OHBHABOHOHA

BOHKHAK

b

a 3

)()(

Si el ácido HA y la base BOH son débiles y sus constantes de disociación son parecidas, podemos aproximar que las concentraciones de los iones A– y B+ son iguales y que las concentraciones de las moléculas HA y BOH, también lo son; por lo que nos queda:

[ ][ ]

[ ]Wb

a

KOH

OHOH

BOHKHAK 233

)()( +

−

+

==

Ecuación que permite calcular la concentración de iones hidronio en la disolución, para el caso en que los valores de Ka y Kb sean parecidos:.

[ ])(

)(3 BOHK

HAKKOHb

aW=

+

De la ecuación anterior podemos extraer las conclusiones a las que ya habíamos llegado anteriormente: - Si Ka(HA) > Kb(BOH) ⇒ [H3O+] > 10–7 M, la disolución tiene carácter ácido y su pH < 7. - Si Ka(HA) < Kb(BOH) ⇒ [H3O+] < 10–7 M, la disolución tiene carácter básico y su pH > 7.


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PROBLEMAS RESUELTOS:


6

Calcula las concentraciones de H3O+, OH–, y el pH de una disolución de acetato sódico 0,01M. Ka = 1,75 ⋅ 10–5.

Al disolverse el acetato de sodio en agua proporciona aniones acetato y cationes sodio:

CH3COONa → CH3COO– + Na+Mientras que los cationes sodio no experimentan el fenómeno de la hidrólisis, los aniones acetato sí: CH3COO– + H2O CH3COOH + OH–Concentración antes de la hidrólisis 0,01 – – Concentración final 0,01–x x x

105

14

33 1071,51075,1

10)(

)( −−

−− ⋅=

⋅==

COOHCHKK

COOCHKa

Wh

[ ] [ ][ ] [ ]

6622

3

310 1039,21039,201,001,0

1071,5 −−−−

−− ⋅=⇒⋅=⇒≈

−=

⋅=⋅ OHxx

xx

COOCHOHCOOHCH

Como [ ] [ ] [ ] 38,81018,41039,2

1010 9614

314

3 =⇒⋅=⋅=⇒=⋅ −−

−+−−+ pHOHOHOH

Calcula la constante de hidrólisis, la concentración de iones H3O+, OH– y el pH de una

disolución de cloruro amónico 0,001 M, en la que la constante de disociación del amoniaco es Kb = 1,8 ⋅ 10–5

Al disolverse el cloruro amónico en agua proporciona aniones cloruro y cationes amonio:

NH4Cl → NH4+ + Cl– En este caso los cationes amonio sí experimentarán el fenómeno de la hidrólisis, mientras que los aniones cloruro no lo experimentarán: NH4+ + H2O NH3 + H3O+Concentración antes de la hidrólisis 0,001 – – Concentración final 0,001–x x x

105

14

34 1056,5108,1

10)(

)( −−

−+ ⋅=

⋅==

NHKK

NHKb

Wh

[ ] [ ][ ] [ ]

73

722

4

3310 1046,71046,7001,0001,0

1056,5 −+−++

− ⋅=⇒⋅=⇒≈−

=⋅

=⋅ OHxxx

xNH

OHNH

El pH será: 6,13 Y la [OH–] = 10–14 / 7,46⋅10–7= 1,34⋅10–8

La constante de disociación del amoniaco vale: 1,8 ⋅ 10–5. Calcula:

1) La concentración de iones H3O+ de una disolución NH4CI, 1,8 M. 2) El grado de hidrólisis. 3) El pH de esta disolución.

Como vimos en el problema anterior, en la disociación: NH4Cl → NH4+ + Cl–

se produce la hidrólisis de los cationes amonio: NH4+ + H2O NH3 + H3O+Concentración antes de la hidrólisis 1,8 – – Concentración final 1,8–x x x

105

14

34 1056,5108,1

10)(

)( −−

−+ ⋅=

⋅==

NHKK

NHKb

Wh

[ ] [ ][ ] [ ] 5,41016,31016,38,18,11056,5

53

522

4

3310 =⇒⋅=⇒⋅=⇒≈−

=⋅

=⋅ −+−++

− pHOHxxx

xNH

OHNH

Para calcular el grado de disociación:

55

1076,18,11016,3

8,1sal de iniciales moles de nºoshidrolizad moles de nº −− ⋅=⋅=== xα


7


8

CONTESTA Y REPASA Razona y pon un ejemplo que explique si al disolver una sal en agua:

a) Se puede obtener una sal de pH básico. b) Se puede obtener una sal de pH ácido. c) Se puede obtener una sal de pH neutro.

Calcula la constante de hidrólisis, el grado de hidrólisis y el pH de una disolución de cloruro amónico 0,1 M, sabiendo que la Kb del hidróxido amónico (o sea el amoniaco) vale 1,8⋅10–5

Calcula la concentración en g/l, el grado de hidrólisis y la constante de hidrólisis de una disolución de NH4Cl de pH = 6,21, siendo Kb = 1,75 ⋅ 10–5.

2.- INDICADORES

ESTUDIA / APRENDE Qué son los indicadores. A qué llamamos zona de viraje. Los nombres de los indicadores más utilizados.

Los INDICADORES son colorantes orgánicos que modifican su color según sea el pH del medio donde se encuentren. Este cambio se debe a que los indicadores son ácidos o bases débiles que tienen diferente color al de su base conjugada o al de su ácido conjugado respectivamente. El cambio de color no se produce a un pH determinado, sino que ocurre a lo largo de un intervalo situado entre dos valores fijos de pH. En este intervalo el color es mezcla de los dos colores que tiene el indicador según se encuentre en la disolución en forma de ácido o en forma de su base conjugada. A este intervalo se le llama ZONA DE VIRAJE. Así, por ejemplo, la FENOLFTALEÍNA es un indicador incoloro en medio ácido y rosa fuerte en medio básico. Su zona de viraje se encuentra en el intervalo de pH que va desde 8,3 a 10. Otros indicadores muy utilizados son: el ROJO DE METILO (ácido: rojo – básico: amarillo – zona de viraje: entre 4,4 y 6,2); el TORNASOL (ácido: rojo – básico: azul – zona de viraje: entre 5,2 y 8,0); y el NARANJA DE METILO (ácido: rojo – básico: amarillo – zona de viraje: entre 3,1 y 4,4). El PAPEL INDICADOR UNIVERSAL consiste en una mezcla de sustancias impregnando un papel, y que al introducirle en una disolución toma diferentes colores según sea el pH de dicha disolución. Permite detectar valores de pH entre 1 y 10. La utilización de indicadores adecuados es un método aproximado de conocer el pH de una disolución, pero sobre todo tienen interés en la determinación del punto final en una valoración ácido-base, como veremos más adelante. 3.- ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES ÁCIDO-BASE

ESTUDIA / APRENDE

La resolución de los cálculos estequiométricos en las reacciones ácido–base. Llamamos reacción de neutralización a la reacción entre un ácido y una base. Los productos que se forman en este tipo de reacción son sal más agua. En la mayoría de los casos las reacciones de neutralización son completas; es decir, el equilibrio está completamente desplazado a la derecha. Los cálculos estequiométricos de las reacciones de neutralización los vamos a hacer tal y como vimos en la unidad didáctica 5 en la primera evaluación. Recuerda que para ajustar estas reacciones tenemos que fijarnos en el número de hidrógenos que posee el ácido. EJEMPLO RESUELTO

En la reacción entre el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio ¿Qué cantidad de ácido sulfúrico se necesita para reaccionar con 225g de hidróxido de sodio? ¿Qué cantidad de sulfato de sodio se produce?


9

REACCIÓN: H2SO4 + NaOH ⎯→ Na2SO4 + H2O REACCIÓN AJUSTADA : H2SO4 + 2NaOH ⎯→ Na2SO4 + 2H2O

↓ ↓ ↓ DATOS ¿a? 225g ¿b?

RELACIÓN ENTRE MOLES

2 moles de NaOH → 1 mol de H2SO4CÁLCULO EN MOLES de la sustancia conocida (NaOH)

NaOH: 1 Na = 23 1 O = 16 ⇒ P.m. NaOH = 40 ⇒ 1 mol NaOH = 40g 1 H = 1

gg

xmol

225401

=

X = 5,625 moles de NaOH

a) CÁLCULO EN MOLES de la sustancia problema (H2SO4)

ySOmolH

molesNaOHmolesNaOH 421

625,52

=

Y = 2,814 moles de H2SO4 CÁLCULO EN GRAMOS de la sustancia problema (H2SO4) H2SO4: 2 H = 1x2 = 2

1S = 32 ⇒ P.m. H2SO4 = 98 ⇒ 1 mol H2SO4 = 98g 4 O = 16x4 = 64

zg

SOmolesHSOmolH 98

814,21

42

42 =

Z = 275,77 g de H2SO4

SOLUCIÓN: 275,77g H2SO4 b) CÁLCULO EN MOLES de la sustancia problema (Na2SO4)

ySOmolNa

molesNaOHmolesNaOH 421

625,52

=

Y = 2,814 moles de Na2SO4

CÁLCULO EN GRAMOS de la sustancia problema (Na2SO4) Na2SO4: 2 Na = 23x2 = 46

1S = 32 ⇒ P.m. Na2SO4 = 142 ⇒ 1 mol Na2SO4 = 142g 4 O = 16x4 = 64

wg

SOmolesNaSOmolNa 142

814,21

42

42 =

W = 399,59 g de Na2SO4

SOLUCIÓN: 399,59g Na2SO4 En general, las reacciones ácido-base se llevan a cabo en disolución, por lo que las cantidades de dichas sustancias se dan en volumen de disoluciones en las que nos indican las concentraciones de las mismas: EJEMPLO RESUELTO

Determina el volumen, expresado en mililitros, que se precisan de una disolución 0,21M de NaOH para que reaccionen completamente 10 ml de ácido fosfórico 0,1M.

REACCIÓN: H3PO4 + NaOH ⎯→ Na3PO4 + H2O REACCIÓN AJUSTADA : H3PO4 + 3NaOH ⎯→ Na3PO4 + 3H2O

↓ ↓ DATOS 10ml, 0,1M ¿V, 0,21M?


10

RELACIÓN ENTRE MOLES 1 mol de H3PO4 → 3 moles de NaOH

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia conocida (H3PO4)

[ ] [ ] moleslitrolitromolVMn

VnM dd

31001,01,0 −=⋅=⋅=⇒=

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia problema (NaOH)

xmolesNaOH

POmolesHPOmolH 3

101

433

43 =−

x = 3⋅10–3 moles de NaOH CÁLCULO EN LITROS de la sustancia problema (NaOH)

[ ] [ ] mllitroslitromolesmoles

MnV

VnM dd

3,140143,021,0

103 3==

⋅==⇒=

−

SOLUCIÓN: 14,3 ml de NaOH

EJEMPLO RESUELTO

¿Qué volumen de ácido sulfúrico 2,5M se necesita para neutralizar una disolución que contiene 2,3 gramos de hidróxido de calcio? ¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico puro se necesitan?

REACCIÓN: H2SO4 + Ca(OH)2 ⎯→ CaSO4 + H2O REACCIÓN AJUSTADA : H2SO4 + Ca(OH)2 ⎯→ CaSO4 + 2H2O

↓ ↓ DATOS ¿V, 2,5M? 2,3g


1 mol de H2SO4 → 1 mol de Ca(OH)2 CÁLCULO EN MOLES de la sustancia conocida (Ca(OH)2)

Ca(OH)2 1 Ca = 40 2 O = 16x2 = 32 ⇒ P.m. Ca(OH)2 = 74 ⇒ 1 mol Ca(OH)2 = 74g 2 H = 1x2 = 2

gg

xmol

3,2741

=

X = 0,031 moles de Ca(OH)2 CÁLCULO EN MOLES de la sustancia problema (H2SO4)

Y = 0,031 moles de H2SO4 a) CÁLCULO EN LITROS de la sustancia problema (H2SO4)


MnV

VnM dd

4,120124,05,2

031,0====⇒=

SOLUCIÓN: 12,4 ml de H2SO4 b) CÁLCULO EN GRAMOS de la sustancia problema (H2SO4)

H2SO4: 2 H = 1x2 = 2 1S = 32 ⇒ P.m. H2SO4 = 98 ⇒ 1 mol H2SO4 = 98g 4 O = 16x4 = 64

zg

SOmolesHSOmolH 98

031,01

42

42 =

Z = 3,038g de H2SO4

SOLUCIÓN: 3,038g H2SO4


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CONTESTA Y REPASA Calcula cuántos ml de una disolución 1M de hidróxido sódico serían necesarios para neutralizar 50ml de una disolución 2M de ácido benzoico y cuántos gramos de hidróxido sódico existen en ese volumen de disolución.

4.- VALORACIONES ÁCIDO – BASE

ESTUDIA / APRENDE

En qué consiste una valoración ácido–base. A qué llamamos punto de equivalencia. A qué valores de pH se produce la equivalencia según sean los ácidos y las bases

fuertes o débiles. La resolución de problemas de valoraciones de ácido fuerte con base fuerte y de

ácido débil con base fuerte sin ser necesario en este último caso determinar el pH de la disolución en el punto de equivalencia.

La reacción de neutralización entre la disolución de un ácido y la disolución de una base permite calcular la concentración de una de ellas si se conoce la de la otra. A este procedimiento que permite calcular la concentración de un ácido o una base se le llama VALORACIÓN o VOLUMETRÍA ÁCIDO – BASE. Para determinar la concentración de una disolución de un ácido procederemos de la siguiente forma. En un matraz erlenmeyer ponemos una cierta cantidad de la disolución problema a la que le añadimos unas gotas de indicador. Llenamos una bureta con una disolución de una base de concentración conocida. A continuación vertemos gota a gota, lentamente y agitando, la disolución de base sobre el ácido. El final de la operación se reconoce por el cambio que experimenta el color del indicador. A partir de la cantidad de base utilizada se puede calcular la cantidad de ácido presente en la disolución y de aquí la concentración del mismo. A la valoración de un ácido se le denomina ACIDIMETRÍA. A la valoración de una base mediante una disolución de un ácido de concentración conocida se le denomina ALCALIMETRÍA. Llamamos PUNTO DE EQUIVALENCIA, al instante en el que la cantidad de valorante añadido es igual a la cantidad que se necesita para que reaccione completamente la disolución problema. En este punto se han mezclado cantidades químicamente equivalentes de los dos reaccionantes, que son las que indica la estequiometría de la reacción. Por tanto, el número de moles de ion hidróxido OH– añadidos es igual al número de moles de iones hidronio H3O+ presentes en la disolución que valoramos, o viceversa. En el punto de equivalencia, el pH de la disolución no tiene por qué ser necesariamente igual a 7. Esto se debe a que los iones aportados por el ácido o por la base pueden sufrir el fenómeno de la hidrólisis. En virtud de ello distinguimos cuatro casos: a) Equivalencia entre un ácido fuerte y una base fuerte. Ninguno de los iones sufre la reacción de hidrólisis, por lo que el punto de equivalencia se produce a pH = 7. b) Equivalencia entre un ácido débil y una base fuerte. El anión aportado por el ácido reacciona con el agua: A– + H2O HA + OH– y el punto de equivalencia se produce a pH > 7. c) Equivalencia entre un ácido fuerte y una base débil. El catión aportado por la base sufre el fenómeno de la hidrólisis: B+ + H2O BOH + H3O+ y el punto de equivalencia se produce a pH < 7.


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d) Equivalencia entre un ácido débil y una base débil. Tanto el catión como el anión se hidrolizan. El pH del punto de equivalencia depende de la relación entre las constantes de ionización del ácido y de la base. Generalmente el punto final de la reacción suele estar próximo a un pH igual a 7. En los problemas numéricos que vamos a realizar no es necesario calcular el pH final de las valoraciones. A continuación vamos a observar cómo va variando el pH en las valoraciones de un ácido fuerte con una base fuerte y en la de un ácido débil con una base fuerte. A) VALORACION DE UN ACIDO FUERTE CON UNA BASE FUERTE Supongamos que tenemos un volumen Va = 10 cm3 de una disolución de ácido clorhídrico de concentración ca = 0,1 M, a la que le añadimos lentamente un volumen Vb de una disolución de hidróxido de sodio de concentración cb = 0,1 M. Veamos cómo evoluciona el valor del pH según añadimos el hidróxido de sodio a la disolución de ácido clorhídrico. Antes de añadir la base y como el ácido está totalmente ionizado tenemos: [H3O+] = 0,1 M ⇒ pH = –log [H3O+] =–log 0,1 = 1 Al añadir un cierto volumen de base y como la sal no sufre la reacción de hidrólisis tenemos que la concentración de iones hidronio es:

[ ]litromol

VVcVcVOH

ba

bbaa

+−

=+3

El punto de equivalencia se alcanza cuando el número de moles de base añadidos es igual al número de moles de ácido presentes en la disolución. [H3O+] = [OH–] = 10–7M ⇒ pH = 7 Una vez alcanzado ese punto, si se sigue añadiendo agente valorante hay un exceso de base en la disolución y la concentración de iones hidróxido es:

[ ]litromol

VVcVcVOH

ba

aabb

+−

=−

y como [H3O+]⋅[OH–] = 10–14M Entonces:

[ ] [ ]( )

aabb

ba

cVcVVV

OHOH

−+

==−

−

−+

1414

31010

Las ecuaciones anteriores permiten construir la siguiente tabla:

Observamos que al comenzar a añadir NaOH el pH varía muy lentamente hasta que llegamos al punto de equivalencia en el que se produce un salto muy brusco. Al sobrepasar el punto de equivalencia el pH vuelve a evolucionar con lentitud.


13

Puedes observar que cuando queda 0,1 cm3 de ácido sin neutralizar el pH es 3,3, que pasa a ser 10,7 cuando hay un exceso de 0,1 cm3 de base. Cualquier indicador que vire en el intervalo de pH de 3,3 a 10,7 es adecuado para el seguimiento de la valoración. De la misma forma se realiza la valoración de una base fuerte con un ácido fuerte. B) VALORACIÓN DE ÁCIDO DÉBIL CON BASE FUERTE Supongamos que se quiere valorar una disolución de ácido acético con otra de hidróxido sódico. La disolución inicial del ácido acético tiene un pH mayor que el que corresponde a una disolución de ácido fuerte de la misma molaridad. Al ir añadiendo la base se realiza la reacción de neutralización del ácido:

HAc + OH– → Ac– + H2O Antes de llegar al punto de equivalencia coexisten en la disolución moléculas de ácido sin disociar HAc e iones acetato Ac–, por lo que la disolución se comporta como una disolución reguladora. Es decir, su pH varía poco con las sucesivas aportaciones de hidróxido sódico. Una vez alcanzado el punto de equivalencia, de todos los iones presentes en la disolución, solamente los iones acetato sufren la reacción de hidrólisis:

Ac– + H2O HAc + OH– La disolución en este punto es básica, por lo que el indicador utilizado debe virar en la zona de pH ligeramente básico (fenolftaleína). Si el indicador vira a pH ácido (como es el rojo de metilo), no observaríamos cambio brusco de color, a pesar de la adición de un volumen considerable de base.

En el caso de disoluciones muy diluidas o de ácidos muy débiles, como el HCN, no se puede determinar con precisión la molaridad de sus disoluciones mediante el uso de indicadores y valoraciones con bases fuertes. Si se valora una base débil, como el amoniaco, con un ácido fuerte, como el ácido clorhídrico, de todos los iones presentes en la disolución solamente los cationes amonio NH4+ sufren la reacción de hidrólisis.

NH4+ + H2O NH3 + H3O+


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En el punto de equivalencia la disolución ácida, por lo que se utiliza un indicador que vire a pH ligeramente ácido. (Con un indicador que vira a pH básico no observaríamos el cambio brusco de color a pesar de la adición de un volumen considerable de ácido.

EJEMPLOS:

3. Una muestra de 25,0 cm3 de un vinagre fue valorada con una disolución de NaOH 0,60M.

En el momento del viraje del indicador se habían utilizado 30,9ml de la disolución de la base. Escribe la reacción de neutralización y calcula la concentración de ácido acético de la muestra de vinagre en molaridad. Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1.

DATOS: VVINAGRE=25cm3; VVALORACIÓN = 30,9cm3; [NaOH] = 0,60M REACCIÓN AJUSTADA: CH3COOH + NaOH ⎯→ CH3COONa + H2O

↓ ↓ DATOS ¿ ? 30,9ml, 0,60M


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1 mol de CH3COOH → 1 mol de NaOH CÁLCULO EN MOLES de la sustancia conocida (NaOH)

nNaOH= 0,60 ⋅ 0,0309 = 1,854⋅10–2 CÁLCULO EN MOLES de la sustancia problema (CH3COOH)

x = 1,854⋅10–2 MOLARIDAD de la sustancia problema (CH3COOH )

[ ] Mlmoles

VnMd

74,0025,0

10854,1 2=

⋅==

−

PROBLEMAS RESUELTOS:


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En un matraz ponemos 25 ml de una determinada disolución de ácido clorhídrico. La siguiente figura muestra como cambia el pH al ir añadiendo una disolución 0,05M de NaOH

a) ¿Cuál era la concentración de la disolución de HCl? b) ¿Cuál de los tres indicadores es el mejor para valorar el HCl con NaOH? c) ¿Cuántos moles de NaOH se deben gastar para valorar los 25 ml de la disolución de HCl dada?

a) En la figura podemos ver que el punto de equivalencia, en el que se produce el cambio brusco de pH, se

alcanza cuando se han añadido 50ml de la disolución 0,05M de NaOH. Como la reacción de neutralización nos indica que se precisa un mol de base para valorar a un mol de ácido:

HCl + NaOH → NaCl + H2O Por tanto:

Nº moles de ácido = Nº moles de base

Nº moles de base = VbaseMbase Nº moles de ácido = VácidoMácido VbaseMbase = VácidoMácido 50ml ⋅0,05M = 25ml ⋅ Mácido Mácido = 0,10M

b) Un indicador adecuado es el azul de bromotimol, ya que cambia de color en las inmediaciones del punto de

equivalencia. c) Nº moles de base = VbaseMbase = 50ml⋅0,05M = 0,050L⋅0,05moles/L=2,5⋅10–3moles


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CONTESTA Y REPASA Una muestra de ácido benzoico de masa 1,847 g, se neutraliza exactamente con 20ml de una disolución de hidróxido sódico. ¿Cuá1 es la molaridad de esta última? Masas atómicas: C = 12; H = 1; O = 16.

Para valorar el ácido acético de una muestra de 10,13g de vinagre se necesitaron 67,43ml de una disolución de hidróxido sódico 0,103M. Determina la riqueza de la muestra en ácido acético.


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5.- ÁCIDOS Y BASES MÁS IMPORTANTES: PROPIEDADES Y

OBTENCIÓN ESTUDIA / APRENDE

Las principales propiedades y los métodos de obtención del ácido sulfúrico, del ácido nítrico, del ácido clorhídrico y del amoniaco.

ÁCIDO SULFÚRICO (H2SO4) El ácido sulfúrico es un ácido fuerte. Su base conjugada (HSO4–) es, por tanto, una base débil. Es el ácido más empleado por la industria química. Es un líquido viscoso, incoloro que se puede mezclar con el agua en todas las proporciones. Reacciona con las bases con producción de sulfatos (reacción de neutralización). Un ejemplo es la reacción con amoniaco con formación de sulfato de amonio, muy empleado como fertilizante. Reacciona con algunos metales, como el hierro o el magnesio y produce hidrógeno:

Fe(s) + H2SO4(aq) → FeSO4 + H2(g). En la actualidad el ácido sulfúrico se obtiene de una forma relativamente barata mediante un proceso industrial denominado método de contacto. Se trata de una síntesis que consta de varias etapas: 1- Obtención de SO2 a partir de azufre natural a 1000ºC:

S(l) + O2(g) → SO2(g) 2- Oxidación de SO2 a SO3:

Es una reacción muy lenta en condiciones ambientales por lo que se lleva a cabo a 400ºC y en presencia de un catalizador:

2 SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g) 3- Absorción de SO3 sobre H2SO4 previamente preparado y posterior dilución con agua:

SO3(g) + H2SO4(aq) → H2S2O7(l) H2S2O7(l) + H2O(l) → 2H2SO4(l) Por lo que la reacción global de este último paso es: SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(l)

ÁCIDO NÍTRICO (HNO3) El ácido nítrico, después del ácido sulfúrico y del ácido fosfórico, es el tercer ácido más empleado por la industria química. Es un ácido fuerte. Su base conjugada (NO3–) es, por tanto, una base débil. Es líquido a temperatura ordinaria e incoloro. En la actualidad, todo el ácido nítrico se obtiene mediante el proceso Ostwald, que consta de tres etapas: 1- Oxidación del amoniaco en presencia de un catalizador a altas temperaturas:

4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4 NO(g) + 6 H2O(g) 2- Oxidación del NO producido a NO2 (g):

2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g) 3- Reacción del NO2 con agua:

3 NO2(g) + H2O(l) → 2 HNO3(aq) + NO(g) ÁCIDO CLORHÍDRICO (HCl(d)) El ácido clorhídrico es la disolución acuosa del cloruro de hidrógeno. El cloruro de hidrógeno es un gas incoloro e irritante que actúa como ácido fuerte. En el comercio se vende en disoluciones acuosas con el nombre de salfumán. Después del ácido sulfúrico es el ácido más importante. Se obtiene mediante la reacción entre el ácido sulfúrico y el cloruro de sodio:

2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl.


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La reacción con amoniaco produce una nube blanca y densa de partículas sólidas de cloruro amónico:

HCl + NH3 → NH4Cl AMONIACO (NH3) A la temperatura ordinaria el amoniaco es un gas (aunque fácilmente licuable por descenso moderado de la temperatura o aumento de la presión). Es incoloro y tiene un olor picante característico. Es muy soluble en agua. En disolución acuosa esta sustancia es una base débil, ya que en la misma el amoniaco se encuentra parcialmente ionizado (las disoluciones acuosas de NH3 son básicas pH > 7): Este comportamiento básico hace que reaccione con los ácidos con formación de sales amónicas (ácido + base = sal + agua). Muchas de estas sales se utilizan como abonos. Un ejemplo es el sulfato de amonio:

2 NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 El método más importante para la obtención de amoniaco fue desarrollado en Alemania a principios del siglo XX; es el método de Haber-Bosch. La reacción global final del mismo es:

N2 + 3H2 2NH3Reacción que, al ser reversible y exotérmica, hay que lograr que se desplace lo máximo posible a la derecha, es decir, a la obtención de amoniaco. Para ello, y según el principio de Le Châtelier, es necesario realizarla a una presión muy elevada. Además se necesita un catalizador adecuado y una temperatura entre 400 y 500ºC. Para conseguir llegar a ella se necesita obtener N2 y H2. El N2 es nitrógeno del aire (fuente que es evidentemente inagotable), y para la obtención de H2 se realizan una serie de reacciones a partir del propio N2 atmosférico, del carbón de coque (C) y vapor de agua (fuentes también prácticamente inagotables):

4 N2 + O2 + 2 C → 2 CO + 4 N2C + H2O → CO + H2

CO + H2O → CO2 + H2 LECTURA: LA LLUVIA ÁCIDA

Formación de la lluvia ácida En muchos lugares, el pH de la lluvia es bastante ácido debido a la presencia de ácido sulfúrico y ácido nítrico, entre muchas otras sustancias de carácter ácido. El ácido sulfúrico presente en el aire contaminado procede, en gran parte, del azufre que contiene el carbón utilizado en las centrales térmicas. Algunos carbones llegan a contener hasta un 4% de azufre, principalmente en forma del mineral pirita, FeS2. Durante la combustión del carbón, el azufre se transforma en SO2:

4 FeS2(s) + 11 O2(g) → 2 Fe2O3 (s) + 8 SO2 (g) También se producen cantidades apreciables de SO2 en algunos procesos metalúrgicos que utilizan menas de sulfuros metálicos, como ocurre en la metalurgia del níquel:

2 NiS (s) + 3 O2 (g) → 2 NiO (s) + 2 SO2 (g) El SO2 formado en estas combustiones se transforma, con el oxígeno del aire, en SO3. Este último reacciona con el agua atmosférica formando pequeñas gotas de ácido sulfúrico, que los vientos pueden transportar hasta 1500 km de distancia.

SO2 (g) + 1/2 O2 (g) → SO3(g) SO3 (g) + H2O (l) → H2SO4 (l)

Por su parte, los óxidos de nitrógeno (NO y NO2), formados a partir del N2 y O2 del aire, durante los procesos de combustión, se disuelven en el agua dando ácido nítrico, HNO3, que contribuye también a la lluvia ácida.

2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g) 3 NO2(g) + H2O(l) → 2 HNO3(aq) + NO(g)

Los efectos de la lluvia ácida La lluvia ácida tiene su origen, principalmente, por las actividades del ser humano; altera la calidad del aire, del agua y del suelo donde se deposita y modifica, en ocasiones muy sensiblemente, los ecosistemas en los que se localiza. Incluso en ausencia completa de contaminación, el agua de lluvia es ligeramente ácida debido a la


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presencia de ácido carbónico, un ácido débil formado por disolución del CO2 atmosférico: CO2 + H2O H2C03

H2CO3 + H2O HCO3– + H3O+

HCO3– + H2O CO3= + H3O+

Debido a esto el agua de lluvia ha sido siempre ligeramente ácida. De hecho, hace unos doscientos años atrás, la lluvia tenía un pH entre 6 y 7. Pero hoy día, en muchas zonas el agua de lluvia tiene un pH entre 4 y 4,5. En ciudades muy contaminadas se ha llegado a medir un pH de lluvia de 2,5. De los varios efectos nocivos atribuidos a la lluvia ácida, podemos mencionar los siguientes: La alteración química del suelo: Los efectos de la lluvia ácida son especialmente dañinos en zonas donde la roca base es poco básica, como por ejemplo el granito. Parece ser que el principal daño causado por la lluvia ácida se debe a los cationes metálicos tóxicos que los iones H3O+ «disuelven» del suelo. Por ejemplo, los iones hidronio presentes en la lluvia ácida pueden reaccionar con compuestos insolubles de aluminio en el suelo, formándose iones Al3+, que al ser solubles en agua son absorbidos por las raíces de los árboles y las plantas, donde pueden ejercer un efecto letal. Al(OH)3 (s) + 3 H3O+ (aq) → Al3+ (aq) + 6 H2O(l) Lo mismo ocurre con iones cadmio, cinc, plomo o magnesio. La acción directa sobre la vegetación: Las gotas ácidas de las nubes bajas, sobre todo en parajes de elevada altitud, actúan directamente sobre las plantas. El ecosistema forestal es, con diferencia, el más atacado por la lluvia ácida. La alteración de edificios, esculturas…: El ácido sulfúrico ataca a materiales de construcción, tales como la piedra caliza o el mármol, formados por carbonato de calcio:

CaCO3 (s) + H2SO4 (aq) → CaSO4 (s) + CO2 (g) + H2O (l) El sulfato de calcio formado es suficientemente soluble y, poco a poco, va desapareciendo, arrastrado por el agua de lluvia que lo disuelve. Este proceso es responsable del deterioro de las ruinas griegas en la Acrópolis de Atenas. Estas estructuras han sufrido más daño en el siglo XX que en los dos mil años anteriores. El deterioro de la salud: Se irritan mucosas conjuntivas y respiratorias, haciendo más frecuentes e intensos los episodios de asma.


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RESPUESTAS A LOS APARTADOS CONTESTA Y REPASA

APARTADO 1 – REACCIÓN DE HIDRÓLISIS

Razona y pon un ejemplo que explique si al disolver una sal en agua: a) Se puede obtener una sal de pH básico. b) Se puede obtener una sal de pH ácido. c) Se puede obtener una sal de pH neutro.

a) Para que el pH sea básico, el anión debe proceder de un ácido débil y el catión de una base fuerte. Esto hace que en el anión se produzca la reacción de hidrólisis y en el catión no. Ejemplo: CH3COONa. Al disolverse el acetato de sodio en agua proporciona aniones acetato y cationes sodio:

CH3COONa → CH3COO– + Na+Los cationes Na+ no experimentan el fenómeno de la hidrólisis, pues proceden del NaOH que es una base fuerte. Los aniones acetato sí experimentan dicha reacción pues el ácido acético es un ácido débil; de esta manera se forman iones OH– que producen un pH básico: CH3COO– + H2O CH3COOH + OH– b) Para que el pH sea ácido, el anión debe proceder de un ácido fuerte y el catión de una base débil. En este caso el anión no sufre la reacción de hidrólisis pero el catión sí. Ejemplo: NH4Cl Esta sal proporciona aniones CI–, que proceden de un ácido fuerte y no reaccionan con el agua, y cationes NH4+ que proceden de una base débil, el NH3, y sí reacciona:

NH4+ + H2O NH3 + H3O+De esta forma se origina un aumento de la concentración de iones hidronio [H3O+] en la disolución, lo que se traduce en un pH ácido. c) Si el catión y el anión de la sal proceden de una base fuerte y de un ácido fuerte respectivamente, ninguno sufrirá la reacción de hidrólisis y el pH se mantendrá neutro. Ejemplo: NaCl NaCl (s) → Na+(d) + Cl – (d) No hay hidrólisis de ninguno, luego el pH es neutro.

Calcula la constante de hidrólisis, el grado de hidrólisis y el pH de una disolución de cloruro amónico 0,1 M, sabiendo que la Kb del hidróxido amónico (o sea el amoniaco) vale 1,8⋅10–5

Al disolverse el cloruro amónico en agua proporciona aniones cloruro y cationes amonio: NH4Cl → NH4+ + Cl–

En este caso los cationes amonio sí experimentarán el fenómeno de la hidrólisis, mientras que los aniones cloruro no lo experimentarán: NH4+ + H2O NH3 + H3O+Concentración antes de la hidrólisis 0,1 – – Cambios –x +x +x Concentración final 0,1–x x x

105

14

34 1056,5108,1

10)(

)( −−

−+ ⋅=

⋅==

NHKK

NHKb

Wh

[ ] [ ][ ] [ ]

63

622

4

3310 1046,71046,71,01,0

1056,5 −+−++

− ⋅=⇒⋅=⇒≈−

=⋅

=⋅ OHxxx

xNH

OHNH

El pH será: 5,13 Y el grado de hidrólisis:

[ ][ ]

[ ][ ]

56

4

3

4

3 1046,71,01046,7

1,0sal de iniciales moles de nºoshidrolizad moles de nº −−

++ ⋅=⋅

===⋅⋅

==x

NHNH

VNHVNHα


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Calcula la concentración en g/l, el grado de hidrólisis y la constante de hidrólisis de una disolución de NH4Cl de pH = 6,21, siendo Kb = 1,8 ⋅ 10–5.

NH4Cl → NH4+ + Cl–

pH = 6,21 ⇒ [H3O+] = 10–6,21 = 6,17⋅10–7 NH4+ + H2O NH3 + H3O+Concentración antes de la hidrólisis C – – Cambios –6,17⋅10–7 +6,17⋅10–7 +6,17⋅10–7

Concentración final C–6,17⋅10–7 6,17⋅10–7 6,17⋅10–7

105

14

34 1056,5108,1

10)(

)( −−

−+ ⋅=

⋅==

NHKK

NHKb

Wh

[ ] [ ][ ]

( ) ( ) MCCCNH

OHNH 427

7´

27

4

3310 1085,61017,61017,6

1017,61056,5 −−

−

−

+

+− ⋅=⇒

⋅≈

⋅−⋅

=⋅

=⋅

1 mol NH4Cl = 53,5g

lglitro

glitro

molesC 244

1066,31

5,531085,611085,6 −−− ⋅=⋅⋅=⋅=

[ ][ ]

[ ][ ]

52

7

4

3

4

3 1069,11066,31017,6

sal de iniciales moles de nºoshidrolizad moles de nº −

−

−

++ ⋅=⋅⋅

==⋅⋅

==NHNH

VNHVNHα

APARTADO 3 – ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES ÁCIDO-BASE

Calcula cuántos ml de una disolución 1M de hidróxido sódico serían necesarios para neutralizar 50ml de una disolución 2M de ácido benzoico y cuántos gramos de hidróxido sódico existen en ese volumen de disolución.

REACCIÓN AJUSTADA: C6H5COOH + NaOH ⎯→ C6H5COONa + H2O ↓ ↓

DATOS 50ml, 2M ¿V, 1M? RELACIÓN ENTRE MOLES

1 mol de C6H5COOH → 1 mol de NaOH CÁLCULO EN MOLES de la sustancia conocida (C6H5COOH)

[ ] [ ] moleslitrolitromolVMn

VnM dd

1,005,02 =⋅=⋅=⇒=

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia problema (NaOH)

x = 0,1 moles de NaOH CÁLCULO EN GRAMOS de la sustancia problema (NaOH)

1 mol NaOH = 40g y = 0,1 moles ⋅ 40g = 4g de NaOH

CÁLCULO EN LITROS de la sustancia problema (NaOH)


MnV

VnM dd

1001,01

1,0====⇒=

APARTADO 4 – VALORACIONES ÁCIDO-BASE

Una muestra de ácido benzoico de masa 1,847 g, se neutraliza exactamente con 20ml de una disolución de hidróxido sódico. ¿Cuá1 es la molaridad de esta última? Masas atómicas: C = 12; H = 1; O = 16.

REACCIÓN AJUSTADA: C6H5COOH + NaOH ⎯→ C6H5COONa + H2O ↓ ↓

DATOS 1,847g 20ml, ¿M? RELACIÓN ENTRE MOLES

1 mol de C6H5COOH → 1 mol de NaOH CÁLCULO EN MOLES de la sustancia conocida (C6H5COOH)


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1 mol de C6H5COOH = 122g ⇒ 1,847g = 1,51⋅10–2 moles CÁLCULO EN MOLES de la sustancia problema (NaOH)

x = 1,51⋅10–2 moles de NaOH MOLARIDAD de la sustancia problema (NaOH)

[ ] Mlmoles

VnMd

755,002,0

1051,1 2=

⋅==

−

Para valorar el ácido acético de una muestra de 10,13g de vinagre se necesitaron 67,43ml de una disolución de hidróxido sódico 0,103M. Determina la riqueza de la muestra en ácido acético. La reacción de neutralización nos indica que se precisa un mol de base para valorar a un mol de ácido:

HAc + NaOH → NaAc + H2O Por tanto: Nº moles de ácido = Nº moles de base Nº moles de base = VbaseMbase = 67,43 ⋅10–3 L ⋅ 0,103 mol/L = 6,95⋅10–3moles Nº moles de ácido = 6,95⋅10–3moles La cantidad de ácido acético presente en la muestra es: Masa de ácido = Nº moles de ácido ⋅ Mácido = 6,95⋅10–3moles ⋅ 60 g/mol = 0,417 g de ácido. Y la riqueza de la muestra es:

%11,410013,10

417,0% ==

En la muestra de vinagre hay un 4,11% de ácido acético.

Se valoran 30 ml de ácido acético 0,10M con NaOH. a) ¿Cuál es el pH de la disolución de ácido acético antes de la valoración? b) ¿Cuántos moles de NaOH reaccionarán con el ácido acético? Dato: Ka (acético) = 1,8⋅10–5.

a) El ácido acético es un ácido débil que se disocia parcialmente en agua: CH3COOH (aq) + H2O (l) CH3COO– (aq) + H3O+ (aq)

Llamamos x a los moles/litro de HAc que se disocian:

HAc (aq) + H2O (l) Ac– (aq) + H3O+ (aq)

Concentración inicial 10–1 – – Concentración equilibrio 10–1 – x x x

Aplicando la ley del equilibrio químico:

[ ] [ ][ ]

51

3 108,110

−−

−+

⋅=−⋅

=⋅

=x

xxHAc

AcOHKa

Dado que Ka es muy pequeña, el HAc está muy poco disociado, y x debe ser muy pequeña comparada con la concentración inicial. Podemos aproximar 10–1 – x ≈ 10–1, y la expresión queda:

Mxxx

xx 351

2

1 1034,1108,11010−−

−− ⋅=⇒⋅=≈−⋅

pH = –log [H3O+] = –log (1,34⋅10–3) = –(–2,87) = 2,87

b) HAc + NaOH → NaAc + H2O

Como la reacción ocurre mol a mol, el número de moles de NaOH que reaccionan será igual al número de moles que había de ácido acético. Nº moles de ácido = Nº moles de base Nº moles de ácido = VácidoMácido = 0,03L⋅0,1mol/L = 3⋅10–3moles

Nº moles de base = 3⋅10–3moles U.D. 9 (2ª parte): “REACCIONES ÁCIDO–BASE” QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA

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ACTIVIDADES DE AUTOEVALUACIÓN 1.- Calcula el pH de una disolución 0,1M de acetato de sodio. [Ka(HAc)=1,8x10–5mol/l] 2.- Determina la cantidad de hidróxido de sodio presente en 100cc de una disolución, si para

su neutralización total se utilizaron 80cc de ácido sulfúrico 0,1M. 3.- Para valorar 20cc de una disolución de ácido acético se precisaron 32cc de hidróxido de

sodio 0,145M. Determina la concentración de la disolución de ácido acético. 4.- A partir de los valores de Ka suministrados, deduce si el pH de las disoluciones acuosas de las siguientes sales es neutro, ácido o básico:

a) NaF; b) NH4CN; c) NH4F; d) NH4Cl DATOS: Valores de Ka: HCN = 6,2⋅10–10; NH4+ = 5,5⋅10–10; HF = 6,7⋅10–4

ACTIVIDADES PARA ENVIAR AL TUTOR

1.- Al disolver una sal en agua, ¿podemos obtener un pH básico? En caso afirmativo, razona

la respuesta y pon un ejemplo. 2.- ¿Qué volumen de ácido sulfúrico 2,5M se necesita para neutralizar una disolución que

contiene 2,3g de hidróxido de calcio? ¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico puro se necesitan?

3.- Calcula la constante de hidrólisis, el grado de hidrólisis y el pH de una disolución de

nitrato amónico 0,05 M, sabiendo que la Kb del amoniaco es 1,8⋅10–5M.


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RESPUESTAS DE LAS ACTIVIDADES DE AUTOEVALUACIÓN


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4.- A partir de los valores de Ka suministrados, deduce si el pH de las disoluciones acuosas de las siguientes sales es neutro, ácido o básico:

a) NaF; b) NH4CN; c) NH4F; d) NH4Cl DATOS: Valores de Ka: HCN = 6,2⋅10–10; NH4+ = 5,5⋅10–10; HF = 6,7⋅10–4 a) NaF: Al disolverse en agua NaF (s) → Na+(d) + F – (d) El ion Na+ procede de una base fuerte, luego no se produce hidrólisis. El ion F– procede de un ácido débil: F– + H2O HF + OH–Al producirse iones OH– el pH será básico. b) NH4CN Esta sal proporciona aniones CN–, que proceden de un ácido débil y cationes NH4+ que proceden de una base débil, el NH3; luego los dos iones sufren la reacción de hidrólisis:

NH4+ + H2O NH3 + H3O+ Ka = 5,5⋅10–10

CN– + H2O HCN + OH– Kb = KW / Ka = 10–14 / 6,2⋅10–10 = 1,6⋅10–5Al ser la Kb del CN– mayor que la Ka del NH4+, se producirá más cantidad de OH–, luego el pH será básico. c) NH4F Esta sal proporciona aniones F–, que proceden de un ácido débil y cationes NH4+ que proceden de una base débil, el NH3; luego los dos iones sufren la reacción de hidrólisis:

NH4+ + H2O NH3 + H3O+ Ka = 5,5⋅10–10

F– + H2O HF + OH– Kb = KW / Ka = 10–14 / 6,7⋅10–4 = 1,5⋅10–11Al ser la Ka del NH4+ mayor que la Kb del F–, se producirá más cantidad de iones hidronio [H3O+] en la disolución, lo que se traduce en un pH ácido. d) NH4Cl Esta sal proporciona aniones CI–, que proceden de un ácido fuerte y no reaccionan con el agua, y cationes NH4+ que proceden de una base débil, el NH3, y sí reacciona:

NH4+ + H2O NH3 + H3O+De esta forma se origina un aumento de la concentración de iones hidronio [H3O+] en la disolución, por lo que la disolución tendrá un pH ácido.


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1.- reacciÓn de hidrÓlisis...como reacciones de hidrÓlisis, aunque como hemos visto no son mas...

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