Orientaciones Ácido-base

Enero 2019

• TIPO DE PROBLEMAS PARA EL EXAMEN DE ENERO

• Escribir equilibrios ácido-base. Pares conjugados. Especies anfóteras

• Comparar fortaleza a partir de Ka y Kb

• Determinar c, Ka o Kb, pH, grado de disociación

• Calcular pH, pOH, concentración de iones

– Ácidos y bases fuertes

– Ácidos y bases débiles

• Ácidos débiles Nº 1, 3, 4, 9, 13

• Bases débiles Nº 5, 10 y 11

– Mezcla de ácidos fuertes. Nº 6 y 8 de la serie

– Mezcla de bases fuertes. Nº 7 de la serie

– Compara una base fuerte y una débil Nº 2

Tipos de problemas

• ácidos fuertes (HClO4, HI, HBr, HCl, HNO3),

• ácidos débiles (CH3COOH, HCN),

• bases fuertes (NaOH, KOH, Ba(OH)2)

• y bases débiles (NH3).

¿Cuál es la base conjugada del ácido ..

¿Cuál es el ácido conjugado de la base…… NH3, OH-

Fuerza de los ácidos.

ÁCIDOS FUERTES aqOHaqCllOHaqHCl 32

Si llamamos c0 a la concentración inicial de ácido:

HA + H2O A-+ H3O+

Inicio c0 0 0

Final 0 c0 c0

HClO4, HI, HBr, HCl,

HNO3

ÁCIDOS DÉBILES

HA + H2O

A-+ H3O+

Inicio c0 0 0

Final c0(1-α)

c0 - x

C0α

x

C0α

x

Ka = [A-][H3O+]

[AH] eq

CH3COOH, HCN

Recuerda: grado de

disociación

El grado de disociación es el tanto por uno de ácido disociado (o ionizado). Cuanto más desplazado esté el equilibrio hacia la derecha mayor será el grado de disociación. (Principio de Le Chatelier)

El grado de disociación de los ácidos fuertes se considera 1 (totalmente disociados)

El grado de disociación de los ácidos débiles depende de la concentración del ácido y de su constante de acidez.

23

1 1

[ ] [ ]

[ ] ( - )a

A H O c c cK

HA c

En el caso de ácidos o bases muy débiles (Ka/c o Kb/c < 10–4), alfa se desprecia

frente a 1 con lo que: Ka = c a2 (o Kb = c a

2 )

aK

c

bK

c

HA + H2O A-+ H3O

+

Inicio c0 0 0

Final c0(1-α) c0α c0α

Ka

3pH log [H O ]

pOH log [OH ]

Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2

Recuerda practicar con la calculadora para no fallar al

calcular logaritmos y antilogaritmos

Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la OH– y el

pOH a la temperatura de 25ºC?

• pH = – log H3O+ = 12,6, de donde se deduce que: H3O+ = 10–pH = 10–12,6 M = 2,5 · 10–

13 M

• Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2

• entonces:

KW 10–14 M2 OH– = ——— = —————— = 0,04 M H3O+ 2,5 · 10–13 M

• pOH = – log OH– = – log 0,04 M = 1,4

• Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14

Ka

pH

C Ka

pH

C

• Se dispone en el laboratorio de 1 ,00 L de disolución acuosa de ácido acético

(CH3COOH) 0,5M (constante de acidez 1,8.10-5

• Calcule el grado de disociación del ácido acético, la concentración de las

especies presentes y el pH de la disolución. (1,50 puntos)

• ii. Otra disolución del laboratorio se obtuvo por dilución de la anterior pero

quien la preparó no recuerda la cantidad de agua que añadió a la disolución

0,5M. Para averiguarlo midió el pH de la disolución diluida que resultó ser 3,00.

¿cuál es la concentración de la disolución diluida? (1,00 punto)

Ejemplo PAU

Ejemplo: Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH3

sabiendo que Kb (25ºC) = 1,8 · 10–5 M

• Equilibrio: NH3 + H2O ⇔ NH4+

+ OH– • conc. in.(mol/l): 0,2 0 0 • conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x

• NH4+ x OH– x2

Kb = ——————— = ——— = 1,8 x 10–5 M NH3 0,2 – x

De donde se deduce que x = OH– = 1,9 x 10–3 M

• pOH = – log OH– = – log 1,9 x 10–3 = 2,72

• pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,28

Solo apartado a)

Escribir equilibrios ácido-base. Pares conjugados. Especies anfóteras

• Los valores de las constantes de acidez nos permiten predecir en qué sentido está desplazado el equilibrio

• Un equilibrio ácido-base está desplazado en el sentido en que el ácido más fuerte, (con mayor Ka) sea el que ceda el protón

• Si Ka (ácido1) > > Ka (ácido2) Kc será muy grande

• Si Ka (ácido1) << Ka (ácido2) Kc será muy pequeña

ácido 1 + base 2 base 1 + ácido 2 Kc

Dada la tabla adjunta, complete: a) los pares conjugados, tanto de ácidos

como de bases; b) las siguientes reacciones que tienen lugar

en medio acuoso, justificando si están o no desplazadas a la derecha:

HClO4 + F− → HSO3

− + CO32− →

CH3−COO− + H2O →

A

Ácido

B

Base conjugada

Ka

HClO4 −

H3O+ 55,5

HSO4− 1,5 x 10−2

F− 3,5 x 10−4

CH3−COOH 1,8 x 10−5

HCO3− 4,3 x 10−7

HSO3− 1,0 x 10−7

NH3 5,6 x 10−10

CO32− 5,6 x 10−11

H2O 1,8 x 10−16

Para contestar el apartado b) completa

1º las reacciones y compara la fortaleza

de los ácidos entre sí teniendo en

cuenta los valores de Ka. Haz lo mismo

con las bases

Dada la tabla adjunta, complete: a) los pares conjugados, tanto de ácidos

como de bases; b) las siguientes reacciones que tienen lugar

en medio acuoso, justificando si están o no desplazadas a la derecha:

HClO4 + F− → HSO3

− + CO32− →

CH3−COO− + H2O →

A

Ácido

B

Base conjugada

Ka

HClO4 −

H3O+ 55,5

HSO4− 1,5 x 10−2

F− 3,5 x 10−4

CH3−COOH 1,8 x 10−5

HCO3− 4,3 x 10−7

HSO3− 1,0 x 10−7

NH3 5,6 x 10−10

CO32− 5,6 x 10−11

H2O 1,8 x 10−16 A

Ácido

B

Base conjugada

HClO4 ClO4−

H3O+ H2O

HSO4− SO4

2−

HF F−

CH3−COOH CH3−COO−

H2CO3 HCO3−

HSO3− SO3

2−

NH4+ NH3

HCO3− CO3

2−

H2O OH−

Para contestar el apartado b) completa

1º las reacciones y compara la fortaleza

de los ácidos entre sí teniendo en

cuenta los valores de Ka. Haz lo mismo

con las bases

Dada la tabla adjunta, complete: a) los pares conjugados, tanto de ácidos

como de bases; b) las siguientes reacciones que tienen lugar

en medio acuoso, justificando si están o no desplazadas a la derecha:

HClO4 + F− → HSO3

− + CO32− →

CH3−COO− + H2O →

A

Ácido

B

Base conjugada

Ka

HClO4 −

H3O+ 55,5

HSO4− 1,5 x 10−2

F− 3,5 x 10−4

CH3−COOH 1,8 x 10−5

HCO3− 4,3 x 10−7

HSO3− 1,0 x 10−7

NH3 5,6 x 10−10

CO32− 5,6 x 10−11

H2O 1,8 x 10−16 HClO4 + F− → ClO4− + HF

desplazada hacia la derecha

HSO3− + CO3

2− SO32− + HCO3

−

desplazada hacia la derecha

CH3−COO− + H2O CH3−COOH + OH− desplazada hacia la izquierda.

Todos los equilibrios están desplazados hacia el lado de las especies más fuertes.

El ácido más fuerte en cada equilibrio figura en rojo, será la especia con más tendencia a ceder el

protón, y el más débil en azul.

Observa que en cada caso, la base más fuerte (la conjugada del ácido más debil) es la que acepta el

protón.

EJ −Se tienen dos disoluciones acuosas, una de ácido salicílico: HA (Ka = 1 x 10−3)

y otra de ácido benzoico: HC (Ka = 2 x 10−5). Si la concentración de los dos

ácidos es la misma, conteste razonadamente a las siguientes preguntas:

a) ¿Cuál de los dos ácidos es más débil?.

b) ¿Cuál de los dos ácidos tiene un grado de disociación mayor?.

c) ¿Cuál de las dos disoluciones da un valor menor de pH?.

d) ¿Cuál de las dos bases conjugadas es más débil?.

5 −Se tienen dos disoluciones acuosas, una de ácido salicílico: HA (Ka = 1 x 10−3) y otra de ácido benzoico: HC (Ka = 2 x

10−5). Si la concentración de los dos ácidos es la misma, conteste razonadamente a las siguientes preguntas:

a) ¿Cuál de los dos ácidos es más débil?.

b) ¿Cuál de los dos ácidos tiene un grado de disociación mayor?.

c) ¿Cuál de las dos disoluciones da un valor menor de pH?.

d) ¿Cuál de las dos bases conjugadas es más débil?.

AH (aq) + H2O (l) A- (aq) + H3O+ (aq)

Ka = [A-][H3O+]

[AH] eq

a) La Ka es una medida de la fuerza de un ácido. Cuanto mayor es la constante de un ácido más desplazado está el equilibrio hacia la derecha y cuanto menor es, más desplazado está el equilibrio hacia la izquierda, dado que 10−3 es mayor que 10−5 el ácido benzoico es el más débil

b) Si la concentración es la misma en los dos ácidos, dado que el grado de disociación es el tanto por uno de ácido disociado, el ácido más fuerte será el más disociado (a igual concentración).

c) También el ácido más fuerte será el de MENOR pH puesto que será mayor la concentración de H3O+ y dado pH es el –log de la concentración de H3O+ a mayor concentración de H3O+ menor será el pH.

d) La base más débil será la base conjugada del ácido más fuerte ya que Ka(AH).Kb(A-) = KW= 10-14

HA + H2O

A-+ H3O

+

Inicio c0 0 0

Final c0(1-α) c0α c0α

Solución: a)Ácido benzoico. b) , c) Ácido salicílico. d) la base conjugada del ácido salicílico

Ejemplos de la serie de problemas

5.- En una disolución acuosa de amoniaco (NH3) se observa

que: pH = 5 x pOH. Calcule:

i. El valor de [H3O+] en la disolución. (1,0 punto)

ii. El valor de la concentración inicial de amoniaco en la

disolución. (1,5 puntos)

Dato: Kb(NH3) = 1,8 x 10-5(2,5 puntos) FE Julio 2012

10.- Una disolución acuosa de NH3 tiene un pH = 10,6.

i. Calcule la concentración inicial de NH3, en moles/L. (2,0

puntos)

ii. Calcule el volumen, en litros, de una disolución acuosa

de NH3 0,1 M necesario para preparar, por dilución,

500 mL de la disolución del apartado anterior. Datos:

Kb(NH3) = 1,8 x 10-5 (0,5 puntos) 2010 SE

13.- A 25ºC, una disolución acuosa 0,10M de ácido acético

(etanoico) presenta un pH = 2,85.

• a) Calcular el valor de la constante de ionización, Ka, de dicho

ácido débil a 25ºC. (1,25 puntos)

• b) Razonar si las moléculas de ácido acético estarán más o

menos ionizadas cuando la disolución anterior se diluya con

agua hasta que la concentración final de ácido sea 0,01M.

(1,25 puntos) s-01 B-3

CH3COOH + H2O ⇔ CH3COO- +H3O+

Mezcla de dos disoluciones

Mezcla de ácidos fuertes. Nº 6 y 8 de la serie

Mezcla de bases fuertes. Nº 7 de la serie

Mezclamos 400 ml de una disolución 0,5 M de amoniaco con 100 ml de una disolución 2M de la misma sustancia. ¿Qué concentración en molaridad tendrá la disolución restante? Sol.: 0,8 M

Puesto que las dos disoluciones son del mismo soluto, estamos seguros que no se producirá una reacción química.

Para calcular la molaridad de la disolución final debemos

•Calcular los moles de soluto que contiene (serán los que tenía la disolución A más los de la disolución B)

•Determinar el volumen final de la disolución en litros. En este caso puesto que no nos dice el volumen final de la disolución, y tampoco tenemos la densidad, debemos suponer que los volúmenes son aditivos (es decir que el volumen final es la suma de los volúmenes de las disoluciones mezcladas)

M = Nº moles de soluto (NH3)

litro de disolución

400 ml dis. A

0,5 moles de NH3

= 0,2 moles de NH3 1000 ml 100 ml dis. B

2 moles de NH3 = 0,2 moles de NH3

1000 ml

M = (0,2 + 0,2) moles de soluto (NH3)

0,8 M 0,5 litro de disolución

8.-

Calcular el pH Mezcla de dos ácido fuertes

Preparar disoluciones de determina concentración

Repaso de 1º

Preparar disoluciones a partir de sólidos (ej NaOH) o a partir de disoluciones de ácidos comerciales (concentrados):

a) 250 ml de disolución 1 M de NaOH (97% en masa) Quiero tengo

b) 100 cm3 de HCl 0,3 M a partir del ácido comercial (37% en masa y d= 1,19 g/cm3)

• Matraz aforado • Pipeta • Vaso de precipitados

QUIERO TENGO

Preparar disoluciones a partir de sólidos (ej NaOH)

a) 250 ml de disolución 1 M de NaOH (97% en masa)

1º calculo el soluto que necesito para los 250 ml de disolución 1M

2º calculo cuál es la masa de ese soluto.

3º tengo en cuenta que me lo venden con ciertas impurezas. (cada 100 g del bote sólo 97 g son NaOH

250 ml disol 1 mol 40 g de NaOH 100 g de lentejas (bote Estos son los gramos de lentejas que cogemos del bote

1000 ml dis 1 mol NaOH 99 g de NaOH

QUIERO TENGO Preparar disoluciones a partir de disoluciones de ácidos comerciales (concentrados):

b) 100 cm3 de HCl 0,3 M a partir del ácido comercial (35% en masa y d= 1,18 g/cm3)

En 100 g de ácido comercial (el de la botella hay 35 g de HCl

1,18 g de ácido comercial ocupan 1 cm3

1º calculo el soluto que necesito para los 100 ml de disolución 0,3 M 2º calculo cuál es la masa de ese soluto. 3º tengo en cuenta que me lo venden con agua (37% en masa) 4º cuando sé la masa que tengo que coger de la botella con ayuda de la densidad, calculo el volumen ya que al tratarse de un líquido se mide mejor el volumen y lo cogemos con una pipeta

100 cm3 dis. diluida

0,3 moles de HCl

36,5 g de HCl 100 g dis concentrada

1 cm3 dis concentrada

Este es el volumen de ácido comercial que tenemos que coger para preparar la disolución diluida 1000 cm3 1 mol de HCl 35 g de HCl 1,18 g concentrada