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GUÍA N°2 DE QUÍMICA :
Objetivos y/o Destrezas:
Reconocer teorías acido base
Calcular pH de ácidos-bases fuertes y débiles
Identificar par acído-base conjugada
CÁLCULOS DE pH EN SOLUCIONES ACUOSAS
Definiciones de Arrhenis para ácidos y bases:
Ácido: sustancia que en agua libera iones hidrógeno (protones). Por ejemplo:
Ácido clorhídrico: HCl, por ionización da iones hidrógeno e iones cloruro:
HCl → H+
+ Cl-
Base: sustancia que por ionización de iones oxidrilo. Por ejemplo: el hidróxido de sodio es una base porque da por ionización:
NaOH → Na+
+ OH-
El pH de las soluciones acuosas:
p es un operador matemático que significa –log. Su utilidad consiste en nuestro caso en expresar concentraciones de ácidos bajo una
forma numérica más simple y práctica.
Teniendo en cuenta que
pH = - log [ H+
]
puede calcularse conociendo la concentración molar en H+
de soluciones de ácidos:
OJO !!
Si se tiene una solución de H2SO4 que tiene una concentración 0,05 M, sabiendo que disocia en:
H2SO4 → 2 H+
+ SO4
-2
a partir de un mol de H2SO4 se obtienen 2 moles de H+
, por lo tanto, a partir de una solución 0,05 M de ácido se obtendrá una
concentración del doble en H+
. Su pH será:
pH = - log [ H+
] = - log (2 . 0,05) = - log 0,1 = 1
Si desea calcular pH de soluciones de bases, aquí no se sabe en forma directa la [ H+
]. Debemos recurrir a la expresión de disociación
del agua o autoprotólisis del agua, en donde:
H2O ↔ H+
+ OH-
El sistema, representado por una doble flecha, expresa un equilibrio entre moléculas de agua y sus iones. Este equilibrio es dinámico,
no estático. En forma permanente moléculas de agua disocian (hacia la derecha) a la vez que iones H+
y OH-
se asocian para formar
moléculas de agua (hacia la izquierda).
Se sabe que a 25 ºC, la concentración de iones H+
y OH-
es de 1 . 10-7
M respectivamente, lo que indica que muy pocas moléculas de
agua estarán disociadas (una de cada 500 millones aprox.), pero las suficientes como para poder contarlas.
El producto de las concentraciones molares de estos iones se define como producto iónico del agua, Kw. Este valor es constante a
esa temperatura.
Kw = [ H+
] . [ OH-
]
10-7
. 10-7
= 1 . 10-14
Si ahora operamos con logaritmos sobre esta expresión se obtiene:
[ H+
] . [ OH-
] = 1 . 10-14
log ([ H+
] . [ OH-
]) = log (1 . 10-14
)
log [ H+
] + log [ OH-
]) = log 10-14
= -14
multiplicando por -1:
- ( log [ H+
] + log [ OH-
] ) = - ( -14)
- log [ H+
] - log [ OH-
] ) = 14
como p = -log :
pH + pOH = 14
De este modo en una solución de un hidróxido podemos calcular primero el pOH conociendo la concentración molar de oxidrilos y
luego calcular el pH por diferencia con 14.
Ejemplo: si se cuenta con una solución de NaOH 1,2 . 10-4
M, ¿qué pH tendrá?
La disociación de la base en agua es:
NaOH → Na+
+ OH-
Por cada mol de NaOH se obtiene un mol de OH-
. Entonces por cada 1,2 . 10-4
M en NaOH, tendremos una concentración de 1,2 . 10-4
M en OH-
. El pOH será:
pOH = - log [ OH-
] = - log (1,2 . 10-4
) = 3,92
como pH + pOH = 14, el pH será:
pH = 14 - pOH = 14 - 3,92 = 10,08
Algunas observaciones acerca de la escala de pH:
 Se piensa que la escala de pH va de 0 a 14. No es así. Supongamos que contamos con una solución concentrada de HCl, que
es 3 M. Su pH será:
pH = - log [ H+
] = - log 3 = - 0,48
El pH es inferior a cero. Lo mismo ocurre con soluciones fuertemente alcalinas, por ejemplo la de la soda cáustica concentrada. En
este caso el pH será superior a 14.
 Así como existe una escala de pH, hay otra de pOH igual pero vista al reverso:
 Esto significa que en una solución ácida tendremos tanto pH como pOH, o sea, tanto H+
como OH-
. ¿De donde provendrán
estos iones OH-
? En una solución de HCl por ejemplo, habrá iones H+
y Cl-
provenientes de la ionización del ácido:
HCl → H+
+ Cl-
Por otro lado, la solución es acuosa, por lo que habrá también ionización de moléculas de agua:
H2O ↔ H+
+ OH-
Es decir: en la solución del ácido habrá: H+
, Cl-
, OH-
y H2O sin ionizarse. Siendo una solución ácida habrá mucha mayor cantidad de
H+
que de OH-
. Para soluciones de pH neutro y por encima de 7, estas relaciones serán:
Soluciones ácidas: [ H+
] > [ OH-
]
Soluciones neutras: [ H+
] = [ OH-
]
Soluciones básicas: [ OH-
] > [ H+
]
Debe tenerse en cuenta que el producto de ambas concentraciones debe dar 10-14
. Puede calcularse cuanto OH-
habrá utilizando el
producto iónico del agua cuando se conoce la molaridad en H+
.
Como Kw = [ H+
] . [ OH-
] = 1 . 10-14
[ OH-
] = Kw / [ H+
]
Ácidos y bases fuertes:
Los ejemplos que hemos visto hasta ahora corresponden a ácidos y bases que se disocian totalmente en agua. Estos son los
denominados fuertes. Algunos ejemplos que veremos en clase, son:
Ácidos fuertes Bases fuertes
Ácido clorhídrico HCl Hidróxido de sodio NaOH
Ácido sulfúrico H2SO4 Hidróxido de litio LiOH
Ácido nítrico HNO3 Hidróxido de potasio KOH
Ácido perclórico HClO4 Hidróxido de bario Ba(OH)2
Ácido fosfórico H3PO4
Gran parte de ellos se utilizan comúnmente en la industria como reactivos químicos básicos, de muy extendida aplicación en todas las
ramas. Los llamados ácidos minerales: el clorhídrico, el sulfúrico y el nítrico, y la soda cáustica (NaOH).
Escala de pH
A continuación se muestran los
valores de pH de algunas
soluciones de sustancias y
mezclas conocidas:
Medio Solución pH
Ácido
Disolución de HCl 1 M 0
Jugo gástrico 1
Gaseosas 1,8
Jugo de limón 2,1
Zumo de limón 2,5
Vinagre 2,5
Vino 3,5
Zumo de naranja 4
Zumo de tomate 4
Cerveza 4,1
Tomates 4,2
Café 5
Agua potable 5
Lluvia ácida 5,6
Agua corriente 6
Orina humana 6
Leche de vaca 6,4
Agua de lluvia 6,5
Saliva (reposo) 6,6
Leche 6,9
Neutro Agua pura 7
Básico
Saliva (al comer) 7,2
Sangre humana 7,4
Huevos frescos 7,8
Agua de mar 8,5
Bicarbonato sódico (Sol. Saturada) 8,4
Levadura 9
Pasta de dientes 9,9
leche de magnesia 10,5
Amoníaco (disuelto) 11,8
Lejía 12
Disolución de NaOH 1 M 14
Ácidos Débiles
La mayoría de las sustancias que son ácidas en agua son realmente ácidos débiles. Porque los ácidos débiles
disocian solamente parcialmente en la solución acuosa, un equilibrio se forma entre el ácido y sus iones. El
equilibrio de la ionización se da por la siguiente expresión:
HX(aq) H +
(ac) +X -
(ac)
donde X -
es la base conjugada. Para los propósitos del cálculo, se asume que :
Sin embargo, tenga presente que "antes de la disociación " nunca existe realmente, la solución está siempre en
el equilibrio.
El estado de la izquierda es teórico.
La constante de equilibrio es entonces:
K a = [ H +
] [X -
]
[ HX ]
aqui algunos de K los valores para los ácidos débiles comunes.
Cuanto más pequeño es el valor de K a, más débil es el ácido. Ácidos más débiles disocian menos ( [ H +
] es
más pequeño comparado con [ HX ]) y por lo tanto tienen un efecto menos drástico en el pH.
PUNTO DE ÉNFASIS: No confunda un ácido débil con un ácido diluido. Un ácido débil tiene una
Ka pequeña a , y un ácido diluido tiene una concentración baja. Es posible tener un ácido diluído, fuerte o un
ácido concentrado, débil.
Calcular el pH para las soluciones de ácidos débiles
Objetivo 10
Calcular el pH para una solución de ácido débil en agua, dada la concentración del ácido y la K a ; Calcule la K
adada la concentración del ácido y el pH.
EJEMPLO:
Calcule el pH de una solución 0,10 M del ácido acético. De la tabla tenemos K a = 1,8x 10 -5
.
PASO 1: Escriba el equilibrio ionico para el ácido acético:
HC 2 H 3 O 2 (ac) H +
(ac) + C 2 H 3 O 2
-
(ac)
PASO 2: Cree una tabla de C.I.E., y determine la concentración de la información proporcionada en el
problema:
HC 2 H 3 O 2 (aq) H +
(aq) + C 2 H 3 O 2
-
(aq)
HC 2 H 3 O 2 H +
C 2 H 3 O 2
-
INICIAL Los 0.10M 0 0
CAMBIO - x M + x M + x M
EQUILIBRIO (0,10 - x) M x M x M
PASO 3: Substituya las concentraciones del equilibrio en la expresión de la constante de equilibrio:
La expresión constante de equilibrio es:
K a = { [ H +
][C 2 H 3 O 2
-
] / [ HC 2 H 3 O 2 ] } = ((x)(x)/ 0,10 - x)) = 1,8 x10 -5
Esta ecuación tiene solamente uno incognita y se puede solucionar usando el fórmula cuadrática. Sin embargo,
podemos hacer cosas de forma más fácil:
PASO 4: Puesto que el valor de K a es absolutamente pequeño, podemos conjeturar que el valor de x será muy
pequeño (p.e solamente que una porción pequeña del HC 2 H 3 O 2 disocia realmente). Si asumimos que x es
mucho más pequeño (menos que 5%) que la concentración inicial del ácido, podemos evitar de usar el fórmula
cuadrática, porque cuando un número pequeño se resta de uno mucho más grande, la respuesta será
aproximadamente el más grande. La ecuación se convierte:
1,8 x 10 -5
= { (x)(x) / 0,10 )
y x = 1,3 x 10 -3
M = [ H +
] , que es menos que 5% de los 0.10M, la concentración inicial del ácido.
PASO 5: Ahora encontramos el pH:
pH = - log (1,3 x 10 -3
M)
pH = 2,89
Objetivo 11
Calcular el porcentaje de ionización para un ácido o una base, sabiendo su concentración en la solución, y el
valor de K a o de K b .
Se define el por ciento de ionización o el por ciento de disociación como:
El porcentaje de disociación de un ácido varía con la concentración del ácido. Mientras mas diluido un ácido,
mayor es el porcentaje de ionización
Miremos el equilibrio de un ácido débil otra vez:
HX(ac) + H 2 O H 3 O +
(ac) + X -
(ac)
De el principio de Le Chatelier, la adición de agua al equilibrio causaría que el equilibrio se inclinara a la
derecha. Una temdemcia a la derecha implica que más ácido estaría en forma disociada, y por consiguiente el
porcentaje de ionización.
EJEMPLO:
Calculeel porcentaje de moléculas del HF ionizadas en una solución del HF de 0,10 M. La K a para el HF es
6,8 x 10 -4
.
PASO 1: Ecuación de la ionización:
HF (ac) H +
(ac) + F -
(ac)
PASO 2: Tabla deC.I.E.:
HF (ac) H +
(ac) + F -
(ac)
HF H +
F -
INICIAL Los 0.10M 0 0
CAMBIO - x M + x M + x M
EQUILIBRIO (0,10 - x )m x M x M
PASO 3: Expresión constante de equilibrio:
K a = { [ H +
][F -
] / [ HF ] } = {(x)(x)/ (0,10 - x) } = 6,8x 10 -4
PASO 4: Solucione la ecuación, si se asume que x<< 0.10:
6,8 x 10 -4
= { x 2
/ 0,10 }
x = 8,2 x 10 -3
M
Sin embargo,
{ 8,2 x 10 -3
M / los 0.1M } x 100 = 8,2%,
lo cuál es mayor que 5% de la concentración inicial del ácido, así que x no es << 0.10M!
PASO 5: Uso de la ecuación cuadrática :
6,8 x 10 -4
= { x 2
/ (0,10 - x) }
x 2
+ (6,8 x 10 -4
) x - 6,8 x 10 -5
= 0
x = 7,9 x 10 -3
M = [ H +
]
Por lo tanto, por ciento de ionización = { [ ionizado ] / [ inicial ] } x 100 :
{ 7,9 x 10 -3
M / los 0.10M } x100 = 7,9%
EJERCICIOS:
1) Calcular el pH de las siguientes soluciones:
a) HCl 10-4
M b) H2SO4 0,045 % m/m δ= 1,84 c) H3PO4 25 % m/v d) NaOH 3,25 x 10-4
M
e) HCl 2,5 x10-5
M f) KOH 3x 10-3
% m/v g) Ca(OH)2 2x 10-2
M h) Al(OH)3 3 x10-3
M
Considerar a todas las sustancias como totalmente ionizadas.
2) Calcular las concentraciones molares de las soluciones cuyos valores de pH son:
a) HCl pH = 5 b) NaOH pH = 10.4 c) Ca(OH)2 pH = 8,7
d) H2SO4 pH = 2 e) HNO3 pH = 1,5 f) KOH pH = 12,9
Considerar a todas las sustancias como totalmente ionizadas.
3) Completar el siguiente cuadro:
Solución Conc. molar [ H+
] [ OH-
] pH pOH
HNO3 2,5 x 10-4
H2SO4 3,75x 100
Ba(OH)2 3,8
NaOH 5,8 x10-9
4)Escribir la ecuación correspondiente a la reacción con agua, de cada una de las siguientes especies:
a) Cloruro de hidrógeno.
b) Acido acético (CH3-COOH o simplemente HAc)
c) Ion amonio (NH4
+
).
d) Amoníaco (NH3)
e) Metilamina (CH3-NH2)
f) Ion acetato (Ac-
)
5)Indicar en cada caso los pares ácido-base conjugados. Generalizar los resultados obtenidos para un ácido HA
y una base B.
6)Calcular el pH de las soluciones que poseen las siguientes concentraciones iónicas:
a) [H3O+
] = 0,0010 M
b) [H3O+
] = 1,40 x 10-11
M
c) [OH-
] = 1,00 x 10-3
M
d) [OH-
] = 7,80 x 10-4
M
6)La orina es un sistema acuoso en el cual se encuentran partículas coloidales, macromoléculas como las
proteínas y partículas disueltas como los iones Na+
, Ca2+
, Cl-
, Mg2+
, etc, y moléculas tales como glucosa,
aminoácidos, urea, ácido úrico, etc. Calcular la [OH-] de una muestra de orina cuyo pH es 5,80.
7)a)Ordenar las siguientes soluciones según su acidez creciente:
A: pH = 2 B: [H3O+
] = 10-10
M C: pOH = 1
b)Ordenar las siguientes soluciones según su basicidad creciente:
A: pH = 2 B: pOH = 11 C: [H3O+
] = 10-6
M
Respuesta:
8)
a) Calcular las concentraciones de H3O+
y de OH-
en agua a 50° C.
b) Definir una solución neutra ácido-base a 50 °C.
c) Calcular el pH de neutralidad a 50 °C y comparar con el de 25° C. Explicar.
Datos: KW25ºC = 1,00 x 10-14
; KW50ºC = 5,46 x 10-14
9) Calcular el pH y el pOH de las siguientes soluciones acuosas:
a) Acido perclórico 0,010 M.
b) Acido Clorhídrico 0,50 M.
c) Hidróxido de sodio 0,40 M.
d) Hidróxido de calcio 1,00 x 10-3
M.
Dato: pKW = 14,0
10) La [OH-] de una solución de HCl es 4,0 x 10-12
M. Calcular
a) el pH de la solución.
b) la masa de ácido que hay disuelta en 2,50 dm3 de esa solución.
Datos: KW = 1,00 x 10-14
11) El hidróxido de sodio, conocido en la industria como soda cáustica, es utilizado en la fabricación de jabón,
detergentes, etc. La [H3O+
] de una solución de NaOH es 3,20 x 10-12
M. Calcular
a) el pOH de la solución.
b) la masa de base que hay disuelta en 7,50 dm3 de la solución.
Dato: pKW = 14,0
12) Dadas dos soluciones acuosas A: 150 cm3
HNO3 0,10 M B: 300 cm3
HCl 0,050 M se cumple que:
a) pHA = pHB
b) pOHA < pOHB .
c) pOHB < pOHA
d) pHA > pHB
e) ninguna-de las respuestas es correcta.
13) ¿A qué volumen habrá que diluir 50,0 cm3
de solución de HNO3 0,10 M para que el pH sea 2,77?
V1xC1 = V2xC2
V1x1,7x10-3
M = 0,05 lt x 0,1M
14) El ácido benzoico (C6H5COOH) es un ácido débil usado para la conservación de jugos de frutas. Se
disuelven 1,20 moles del ácido en agua hasta obtener 1500 cm3
de solución. Calcular el pH de la misma. Dato:
pKa = 4,21
15) La anilina (C6H5NH2) es una base débil que da origen a un sinnúmero de colorantes orgánicos. Calcular el
pH de una solución 0,40 M de anilina. Datos: Kb = 4,20 x 10-10
; pKW = 14,0
16.- Se tiene una solución de ácido nitroso 0,0391 % m/V, de pH 2,74.
a) Determinar la Ka del ácido.
b) Calcular la concentración de HNO2 en el equilibrio.
17) Se tiene una solución de metilamina 5,00 x 10-3
M. Calcular
a) el pH de la solución.
b) la concentración de metilamina en el equilibrio,
Datos: pKb = 3,38 ; KW, = 1,00 x 10-14
18) Escribir la expresión de la constante de acidez o basicidad correspondiente a la reacción ácido-base de cada
una de las siguientes especies:
a) HAc b) HCN c) NH4
+
d) NH3 e) CH3NH2 f) F-
19) Indicar si cada una de las siguientes proposiciones es verdadera o falsa, justificando en cada caso la
respuesta:
a) Si una solución de nitrato (V) de hidrógeno al 31,5 % m/V se diluye 100 veces, su pH final es 1,30
b) En el proceso de ionización del amoníaco en agua, esta se comporta corno un ácido.
c) Una solución de (CH3)2NH (dimetilamina) es menos alcalina que una solución acuosa de
(CH3)2N(trimetilamina), de igual molaridad. .Datos: Kb(CH3)2NH = 7,40 x 10-4
Kb (CH3)3N = 7,40 x10-5
d) El pH de una solución de una base débil es siempre mayor que 7,00.
e) El pH de una solución de HCI 10-8
M es 8,00..
f) El pH de una solución de una base fuerte nunca puede ser igual al de una solución de una base débil.
g) Cuanto mayor es el pKa de un ácido, más fuerte es el mismo.
h) El pOH dé una solución de un ácido débil es menor que el de una solución de un ácido fuerte de igual
concentración molar.
20) Calcular el pH de las siguientes soluciones de ácido propiónico (HPr):
a) 0,60 M
b) 1,00 x 10-4
M Dato: Ka = 1,40 x 10-5
21) El vinagre puede considerarse como una solución acuosa de ácido acético (CH3COOH, ácido etanoico) al
5,00 % m/V. Se obtiene por la oxidación de alcohol etílico (etanol) puro o del alcohol contenido en ciertas
bebidas (vino, sidra, etc.) en presencia de determinados microorganismos.
Calcular el pH del vinagre.
Dato: Ka = 1,80 x 10-5
22) Se preparan 250 cm3 de solución disolviendo 0,425 g de NH3 en agua. El pH de la solución resultante es
11,13. Calcular
a) el valor de Kb.
Datos: P.M.(NH3) = 17,0 KW = 1,00 x 10-14
23) Calcular la molaridad de una solución de la base débil hidracina (H2N-NH2), cuyo pH es 11,1.
Datos: pKb = 5,52 ; Kw, = 1,00 x 10-14
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Ejercicios acido base

  • 1. GUÍA N°2 DE QUÍMICA : Objetivos y/o Destrezas: Reconocer teorías acido base Calcular pH de ácidos-bases fuertes y débiles Identificar par acído-base conjugada CÁLCULOS DE pH EN SOLUCIONES ACUOSAS Definiciones de Arrhenis para ácidos y bases: Ácido: sustancia que en agua libera iones hidrógeno (protones). Por ejemplo: Ácido clorhídrico: HCl, por ionización da iones hidrógeno e iones cloruro: HCl → H+ + Cl- Base: sustancia que por ionización de iones oxidrilo. Por ejemplo: el hidróxido de sodio es una base porque da por ionización: NaOH → Na+ + OH- El pH de las soluciones acuosas: p es un operador matemático que significa –log. Su utilidad consiste en nuestro caso en expresar concentraciones de ácidos bajo una forma numérica más simple y práctica. Teniendo en cuenta que pH = - log [ H+ ] puede calcularse conociendo la concentración molar en H+ de soluciones de ácidos: OJO !! Si se tiene una solución de H2SO4 que tiene una concentración 0,05 M, sabiendo que disocia en: H2SO4 → 2 H+ + SO4 -2 a partir de un mol de H2SO4 se obtienen 2 moles de H+ , por lo tanto, a partir de una solución 0,05 M de ácido se obtendrá una concentración del doble en H+ . Su pH será: pH = - log [ H+ ] = - log (2 . 0,05) = - log 0,1 = 1 Si desea calcular pH de soluciones de bases, aquí no se sabe en forma directa la [ H+ ]. Debemos recurrir a la expresión de disociación del agua o autoprotólisis del agua, en donde: H2O ↔ H+ + OH- El sistema, representado por una doble flecha, expresa un equilibrio entre moléculas de agua y sus iones. Este equilibrio es dinámico, no estático. En forma permanente moléculas de agua disocian (hacia la derecha) a la vez que iones H+ y OH- se asocian para formar moléculas de agua (hacia la izquierda). Se sabe que a 25 ºC, la concentración de iones H+ y OH- es de 1 . 10-7 M respectivamente, lo que indica que muy pocas moléculas de agua estarán disociadas (una de cada 500 millones aprox.), pero las suficientes como para poder contarlas.
  • 2. El producto de las concentraciones molares de estos iones se define como producto iónico del agua, Kw. Este valor es constante a esa temperatura. Kw = [ H+ ] . [ OH- ] 10-7 . 10-7 = 1 . 10-14 Si ahora operamos con logaritmos sobre esta expresión se obtiene: [ H+ ] . [ OH- ] = 1 . 10-14 log ([ H+ ] . [ OH- ]) = log (1 . 10-14 ) log [ H+ ] + log [ OH- ]) = log 10-14 = -14 multiplicando por -1: - ( log [ H+ ] + log [ OH- ] ) = - ( -14) - log [ H+ ] - log [ OH- ] ) = 14 como p = -log : pH + pOH = 14 De este modo en una solución de un hidróxido podemos calcular primero el pOH conociendo la concentración molar de oxidrilos y luego calcular el pH por diferencia con 14. Ejemplo: si se cuenta con una solución de NaOH 1,2 . 10-4 M, ¿qué pH tendrá? La disociación de la base en agua es: NaOH → Na+ + OH- Por cada mol de NaOH se obtiene un mol de OH- . Entonces por cada 1,2 . 10-4 M en NaOH, tendremos una concentración de 1,2 . 10-4 M en OH- . El pOH será: pOH = - log [ OH- ] = - log (1,2 . 10-4 ) = 3,92 como pH + pOH = 14, el pH será: pH = 14 - pOH = 14 - 3,92 = 10,08 Algunas observaciones acerca de la escala de pH:  Se piensa que la escala de pH va de 0 a 14. No es así. Supongamos que contamos con una solución concentrada de HCl, que es 3 M. Su pH será: pH = - log [ H+ ] = - log 3 = - 0,48 El pH es inferior a cero. Lo mismo ocurre con soluciones fuertemente alcalinas, por ejemplo la de la soda cáustica concentrada. En este caso el pH será superior a 14.  Así como existe una escala de pH, hay otra de pOH igual pero vista al reverso:  Esto significa que en una solución ácida tendremos tanto pH como pOH, o sea, tanto H+ como OH- . ¿De donde provendrán estos iones OH- ? En una solución de HCl por ejemplo, habrá iones H+ y Cl- provenientes de la ionización del ácido:
  • 3. HCl → H+ + Cl- Por otro lado, la solución es acuosa, por lo que habrá también ionización de moléculas de agua: H2O ↔ H+ + OH- Es decir: en la solución del ácido habrá: H+ , Cl- , OH- y H2O sin ionizarse. Siendo una solución ácida habrá mucha mayor cantidad de H+ que de OH- . Para soluciones de pH neutro y por encima de 7, estas relaciones serán: Soluciones ácidas: [ H+ ] > [ OH- ] Soluciones neutras: [ H+ ] = [ OH- ] Soluciones básicas: [ OH- ] > [ H+ ] Debe tenerse en cuenta que el producto de ambas concentraciones debe dar 10-14 . Puede calcularse cuanto OH- habrá utilizando el producto iónico del agua cuando se conoce la molaridad en H+ . Como Kw = [ H+ ] . [ OH- ] = 1 . 10-14 [ OH- ] = Kw / [ H+ ] Ácidos y bases fuertes: Los ejemplos que hemos visto hasta ahora corresponden a ácidos y bases que se disocian totalmente en agua. Estos son los denominados fuertes. Algunos ejemplos que veremos en clase, son: Ácidos fuertes Bases fuertes Ácido clorhídrico HCl Hidróxido de sodio NaOH Ácido sulfúrico H2SO4 Hidróxido de litio LiOH Ácido nítrico HNO3 Hidróxido de potasio KOH Ácido perclórico HClO4 Hidróxido de bario Ba(OH)2 Ácido fosfórico H3PO4 Gran parte de ellos se utilizan comúnmente en la industria como reactivos químicos básicos, de muy extendida aplicación en todas las ramas. Los llamados ácidos minerales: el clorhídrico, el sulfúrico y el nítrico, y la soda cáustica (NaOH). Escala de pH A continuación se muestran los valores de pH de algunas soluciones de sustancias y mezclas conocidas: Medio Solución pH Ácido Disolución de HCl 1 M 0 Jugo gástrico 1 Gaseosas 1,8 Jugo de limón 2,1 Zumo de limón 2,5 Vinagre 2,5 Vino 3,5 Zumo de naranja 4 Zumo de tomate 4 Cerveza 4,1
  • 4. Tomates 4,2 Café 5 Agua potable 5 Lluvia ácida 5,6 Agua corriente 6 Orina humana 6 Leche de vaca 6,4 Agua de lluvia 6,5 Saliva (reposo) 6,6 Leche 6,9 Neutro Agua pura 7 Básico Saliva (al comer) 7,2 Sangre humana 7,4 Huevos frescos 7,8 Agua de mar 8,5 Bicarbonato sódico (Sol. Saturada) 8,4 Levadura 9 Pasta de dientes 9,9 leche de magnesia 10,5 Amoníaco (disuelto) 11,8 Lejía 12 Disolución de NaOH 1 M 14 Ácidos Débiles La mayoría de las sustancias que son ácidas en agua son realmente ácidos débiles. Porque los ácidos débiles disocian solamente parcialmente en la solución acuosa, un equilibrio se forma entre el ácido y sus iones. El equilibrio de la ionización se da por la siguiente expresión: HX(aq) H + (ac) +X - (ac) donde X - es la base conjugada. Para los propósitos del cálculo, se asume que : Sin embargo, tenga presente que "antes de la disociación " nunca existe realmente, la solución está siempre en el equilibrio. El estado de la izquierda es teórico. La constante de equilibrio es entonces: K a = [ H + ] [X - ] [ HX ] aqui algunos de K los valores para los ácidos débiles comunes.
  • 5. Cuanto más pequeño es el valor de K a, más débil es el ácido. Ácidos más débiles disocian menos ( [ H + ] es más pequeño comparado con [ HX ]) y por lo tanto tienen un efecto menos drástico en el pH. PUNTO DE ÉNFASIS: No confunda un ácido débil con un ácido diluido. Un ácido débil tiene una Ka pequeña a , y un ácido diluido tiene una concentración baja. Es posible tener un ácido diluído, fuerte o un ácido concentrado, débil. Calcular el pH para las soluciones de ácidos débiles Objetivo 10 Calcular el pH para una solución de ácido débil en agua, dada la concentración del ácido y la K a ; Calcule la K adada la concentración del ácido y el pH. EJEMPLO: Calcule el pH de una solución 0,10 M del ácido acético. De la tabla tenemos K a = 1,8x 10 -5 . PASO 1: Escriba el equilibrio ionico para el ácido acético: HC 2 H 3 O 2 (ac) H + (ac) + C 2 H 3 O 2 - (ac) PASO 2: Cree una tabla de C.I.E., y determine la concentración de la información proporcionada en el problema: HC 2 H 3 O 2 (aq) H + (aq) + C 2 H 3 O 2 - (aq) HC 2 H 3 O 2 H + C 2 H 3 O 2 - INICIAL Los 0.10M 0 0 CAMBIO - x M + x M + x M EQUILIBRIO (0,10 - x) M x M x M PASO 3: Substituya las concentraciones del equilibrio en la expresión de la constante de equilibrio: La expresión constante de equilibrio es: K a = { [ H + ][C 2 H 3 O 2 - ] / [ HC 2 H 3 O 2 ] } = ((x)(x)/ 0,10 - x)) = 1,8 x10 -5 Esta ecuación tiene solamente uno incognita y se puede solucionar usando el fórmula cuadrática. Sin embargo, podemos hacer cosas de forma más fácil: PASO 4: Puesto que el valor de K a es absolutamente pequeño, podemos conjeturar que el valor de x será muy pequeño (p.e solamente que una porción pequeña del HC 2 H 3 O 2 disocia realmente). Si asumimos que x es mucho más pequeño (menos que 5%) que la concentración inicial del ácido, podemos evitar de usar el fórmula
  • 6. cuadrática, porque cuando un número pequeño se resta de uno mucho más grande, la respuesta será aproximadamente el más grande. La ecuación se convierte: 1,8 x 10 -5 = { (x)(x) / 0,10 ) y x = 1,3 x 10 -3 M = [ H + ] , que es menos que 5% de los 0.10M, la concentración inicial del ácido. PASO 5: Ahora encontramos el pH: pH = - log (1,3 x 10 -3 M) pH = 2,89 Objetivo 11 Calcular el porcentaje de ionización para un ácido o una base, sabiendo su concentración en la solución, y el valor de K a o de K b . Se define el por ciento de ionización o el por ciento de disociación como: El porcentaje de disociación de un ácido varía con la concentración del ácido. Mientras mas diluido un ácido, mayor es el porcentaje de ionización Miremos el equilibrio de un ácido débil otra vez: HX(ac) + H 2 O H 3 O + (ac) + X - (ac) De el principio de Le Chatelier, la adición de agua al equilibrio causaría que el equilibrio se inclinara a la derecha. Una temdemcia a la derecha implica que más ácido estaría en forma disociada, y por consiguiente el porcentaje de ionización. EJEMPLO: Calculeel porcentaje de moléculas del HF ionizadas en una solución del HF de 0,10 M. La K a para el HF es 6,8 x 10 -4 . PASO 1: Ecuación de la ionización: HF (ac) H + (ac) + F - (ac) PASO 2: Tabla deC.I.E.: HF (ac) H + (ac) + F - (ac)
  • 7. HF H + F - INICIAL Los 0.10M 0 0 CAMBIO - x M + x M + x M EQUILIBRIO (0,10 - x )m x M x M PASO 3: Expresión constante de equilibrio: K a = { [ H + ][F - ] / [ HF ] } = {(x)(x)/ (0,10 - x) } = 6,8x 10 -4 PASO 4: Solucione la ecuación, si se asume que x<< 0.10: 6,8 x 10 -4 = { x 2 / 0,10 } x = 8,2 x 10 -3 M Sin embargo, { 8,2 x 10 -3 M / los 0.1M } x 100 = 8,2%, lo cuál es mayor que 5% de la concentración inicial del ácido, así que x no es << 0.10M! PASO 5: Uso de la ecuación cuadrática : 6,8 x 10 -4 = { x 2 / (0,10 - x) } x 2 + (6,8 x 10 -4 ) x - 6,8 x 10 -5 = 0 x = 7,9 x 10 -3 M = [ H + ] Por lo tanto, por ciento de ionización = { [ ionizado ] / [ inicial ] } x 100 : { 7,9 x 10 -3 M / los 0.10M } x100 = 7,9% EJERCICIOS: 1) Calcular el pH de las siguientes soluciones: a) HCl 10-4 M b) H2SO4 0,045 % m/m δ= 1,84 c) H3PO4 25 % m/v d) NaOH 3,25 x 10-4 M
  • 8. e) HCl 2,5 x10-5 M f) KOH 3x 10-3 % m/v g) Ca(OH)2 2x 10-2 M h) Al(OH)3 3 x10-3 M Considerar a todas las sustancias como totalmente ionizadas. 2) Calcular las concentraciones molares de las soluciones cuyos valores de pH son: a) HCl pH = 5 b) NaOH pH = 10.4 c) Ca(OH)2 pH = 8,7 d) H2SO4 pH = 2 e) HNO3 pH = 1,5 f) KOH pH = 12,9 Considerar a todas las sustancias como totalmente ionizadas. 3) Completar el siguiente cuadro: Solución Conc. molar [ H+ ] [ OH- ] pH pOH HNO3 2,5 x 10-4 H2SO4 3,75x 100 Ba(OH)2 3,8 NaOH 5,8 x10-9 4)Escribir la ecuación correspondiente a la reacción con agua, de cada una de las siguientes especies: a) Cloruro de hidrógeno. b) Acido acético (CH3-COOH o simplemente HAc) c) Ion amonio (NH4 + ). d) Amoníaco (NH3) e) Metilamina (CH3-NH2) f) Ion acetato (Ac- ) 5)Indicar en cada caso los pares ácido-base conjugados. Generalizar los resultados obtenidos para un ácido HA y una base B. 6)Calcular el pH de las soluciones que poseen las siguientes concentraciones iónicas: a) [H3O+ ] = 0,0010 M b) [H3O+ ] = 1,40 x 10-11 M c) [OH- ] = 1,00 x 10-3 M d) [OH- ] = 7,80 x 10-4 M 6)La orina es un sistema acuoso en el cual se encuentran partículas coloidales, macromoléculas como las proteínas y partículas disueltas como los iones Na+ , Ca2+ , Cl- , Mg2+ , etc, y moléculas tales como glucosa, aminoácidos, urea, ácido úrico, etc. Calcular la [OH-] de una muestra de orina cuyo pH es 5,80. 7)a)Ordenar las siguientes soluciones según su acidez creciente:
  • 9. A: pH = 2 B: [H3O+ ] = 10-10 M C: pOH = 1 b)Ordenar las siguientes soluciones según su basicidad creciente: A: pH = 2 B: pOH = 11 C: [H3O+ ] = 10-6 M Respuesta: 8) a) Calcular las concentraciones de H3O+ y de OH- en agua a 50° C. b) Definir una solución neutra ácido-base a 50 °C. c) Calcular el pH de neutralidad a 50 °C y comparar con el de 25° C. Explicar. Datos: KW25ºC = 1,00 x 10-14 ; KW50ºC = 5,46 x 10-14 9) Calcular el pH y el pOH de las siguientes soluciones acuosas: a) Acido perclórico 0,010 M. b) Acido Clorhídrico 0,50 M. c) Hidróxido de sodio 0,40 M. d) Hidróxido de calcio 1,00 x 10-3 M. Dato: pKW = 14,0 10) La [OH-] de una solución de HCl es 4,0 x 10-12 M. Calcular a) el pH de la solución. b) la masa de ácido que hay disuelta en 2,50 dm3 de esa solución. Datos: KW = 1,00 x 10-14 11) El hidróxido de sodio, conocido en la industria como soda cáustica, es utilizado en la fabricación de jabón, detergentes, etc. La [H3O+ ] de una solución de NaOH es 3,20 x 10-12 M. Calcular a) el pOH de la solución. b) la masa de base que hay disuelta en 7,50 dm3 de la solución. Dato: pKW = 14,0 12) Dadas dos soluciones acuosas A: 150 cm3 HNO3 0,10 M B: 300 cm3 HCl 0,050 M se cumple que: a) pHA = pHB b) pOHA < pOHB . c) pOHB < pOHA d) pHA > pHB e) ninguna-de las respuestas es correcta.
  • 10. 13) ¿A qué volumen habrá que diluir 50,0 cm3 de solución de HNO3 0,10 M para que el pH sea 2,77? V1xC1 = V2xC2 V1x1,7x10-3 M = 0,05 lt x 0,1M 14) El ácido benzoico (C6H5COOH) es un ácido débil usado para la conservación de jugos de frutas. Se disuelven 1,20 moles del ácido en agua hasta obtener 1500 cm3 de solución. Calcular el pH de la misma. Dato: pKa = 4,21 15) La anilina (C6H5NH2) es una base débil que da origen a un sinnúmero de colorantes orgánicos. Calcular el pH de una solución 0,40 M de anilina. Datos: Kb = 4,20 x 10-10 ; pKW = 14,0 16.- Se tiene una solución de ácido nitroso 0,0391 % m/V, de pH 2,74. a) Determinar la Ka del ácido. b) Calcular la concentración de HNO2 en el equilibrio. 17) Se tiene una solución de metilamina 5,00 x 10-3 M. Calcular a) el pH de la solución. b) la concentración de metilamina en el equilibrio, Datos: pKb = 3,38 ; KW, = 1,00 x 10-14 18) Escribir la expresión de la constante de acidez o basicidad correspondiente a la reacción ácido-base de cada una de las siguientes especies: a) HAc b) HCN c) NH4 + d) NH3 e) CH3NH2 f) F- 19) Indicar si cada una de las siguientes proposiciones es verdadera o falsa, justificando en cada caso la respuesta: a) Si una solución de nitrato (V) de hidrógeno al 31,5 % m/V se diluye 100 veces, su pH final es 1,30 b) En el proceso de ionización del amoníaco en agua, esta se comporta corno un ácido. c) Una solución de (CH3)2NH (dimetilamina) es menos alcalina que una solución acuosa de (CH3)2N(trimetilamina), de igual molaridad. .Datos: Kb(CH3)2NH = 7,40 x 10-4 Kb (CH3)3N = 7,40 x10-5 d) El pH de una solución de una base débil es siempre mayor que 7,00. e) El pH de una solución de HCI 10-8 M es 8,00.. f) El pH de una solución de una base fuerte nunca puede ser igual al de una solución de una base débil. g) Cuanto mayor es el pKa de un ácido, más fuerte es el mismo. h) El pOH dé una solución de un ácido débil es menor que el de una solución de un ácido fuerte de igual concentración molar. 20) Calcular el pH de las siguientes soluciones de ácido propiónico (HPr): a) 0,60 M
  • 11. b) 1,00 x 10-4 M Dato: Ka = 1,40 x 10-5 21) El vinagre puede considerarse como una solución acuosa de ácido acético (CH3COOH, ácido etanoico) al 5,00 % m/V. Se obtiene por la oxidación de alcohol etílico (etanol) puro o del alcohol contenido en ciertas bebidas (vino, sidra, etc.) en presencia de determinados microorganismos. Calcular el pH del vinagre. Dato: Ka = 1,80 x 10-5 22) Se preparan 250 cm3 de solución disolviendo 0,425 g de NH3 en agua. El pH de la solución resultante es 11,13. Calcular a) el valor de Kb. Datos: P.M.(NH3) = 17,0 KW = 1,00 x 10-14 23) Calcular la molaridad de una solución de la base débil hidracina (H2N-NH2), cuyo pH es 11,1. Datos: pKb = 5,52 ; Kw, = 1,00 x 10-14