Solución: Serie problemas para entregar

1.- El ácido metanoico, HCOOH, es un ácido débil porque en disolución acuosa no está totalmente disociado. Al disolver 4,6 g de ácido metanoico en 1 litro de agua, se obtiene una disolución de pH = 2,3. Calcula:

La constante de disociación de dicho ácido.

Su grado de disociación.

2.- Completa la siguiente tabla, indicando las especies y constantes que faltan, y ordena, según la fuerza relativa, los ácidos y las bases conjugadas que aparecen:….

3.- Razona si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones referidas a una disolución acuosa de ácido acético:

• el grado de disociación del ácido acético es independiente de la concentración inicial del ácido.

• Si se añade una pequeña cantidad de ácido clorhídrico a la disolución, el grado de disociación del ácido aumenta.

• Si se añade acetato de sodio a la disolución, su pH aumenta.

4.(AMP)- Se tiene una disolución que contiene 2,45 g de NaCN en 0,5 litros de disolución. Halla:

El pH de la disolución

Los moles de sal hidrolizados

El tanto por ciento de sal hidrolizada

Pka del HCN = 9,31

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?. 6 − 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

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

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

RELACIÓN ENTRE Ka Y Kb CONJUGADA.

• Equilibrio de disociación de un ácido:

HA + H2O A– + H3O+

• Reacción de la base conjugada con el agua:

A– + H2O AH + OH–

[ ] [ ] [ ] [ ]

; [ ] [ ]

3

a b

A H O HA OHK K

HA A

[ ] [ ] [ ] [ ][ ] [ ]

[ ] [ ]a b W

A H O HA OHK K H O OH K

HA A

3

3

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.