TEMA 6. ACIDOS Y BASES E1B.S2009 Para las especies CN−, HF y CO3

2−, en disolución acuosa: a) Escriba, según corresponda, la fórmula del ácido o de la base conjugados. b) Justifique, mediante la reacción correspondiente, el carácter ácido o básico que es de esperar de cada una de las disoluciones. CN– + H2O ⇄ HCN + OH– Carácter básico base1 ácido2 ácido1 base2 HF + H2O ⇄ F – + H3O

+ Carácter ácido fuerte ácido1 base2 base1 ácido2 CO3

2− + H2O ⇄ HCO3− + OH– Carácter básico

base1 ácido2 ácido1 base2 E6B.S2009 Justifique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) Un ácido puede tener carácter débil y estar concentrado en disolución. b) Un ión negativo puede ser un ácido. c) Existen sustancias que pueden actuar como base y como ácido. a) Verdad. Supongamos el ácido HA

HA ⇄ A− + H+ [ ][ ]

[ ] HA

H AKa

+−

=

Si la constante del ácido es muy pequeña (ácido débil) significa que el equilibrio está muy desplazado hacia la izquierda y que está muy poco disociado. Por tanto, aunque su concentración [HA] sea grande, la concentración de protones [H+] es pequeña y en consecuencia su carácter ácido es débil. b) Verdad. Cuando un ácido poliprótico cede su primer protón, su base conjugada es un ión negativo, que a su vez es un ácido porque puede ceder el segundo o tercer protón, por ejemplo:

H2SO4 + H2O → HSO4− + H3O

+

HSO4– + H2O → SO4

−2 + H3O+

c) Verdad. A esas sustancias se las llama anfóteras. El agua es ejemplo de ello, se comporta como base frente a los ácidos y como ácido frente a las bases. El ion hidrogenocarbonato, HCO3

–, es otro ejemplo típico, que puede ceder su protón y convertirse en carbonato, o aceptarlo de un ácido más fuerte y convertirse en ácido carbónico.

E4B.S2007 Complete las siguientes reacciones e indique, según la teoría de Brönsted−Lowry, las especies que actúan como ácido o como base, así como sus correspondientes pares conjugados: a) HCl + H2O ⇄ _____ b) NH3 + H2O ⇄ _____ c) NH4

+ + H2O ⇄ _____ a) HCl + H2O ⇄ Cl− + H3O

+ ácido1 base2 base1 ácido2 b) NH3 + H2O ⇄ NH4

+ + OH− base1 ácido2 ácido1 base2 b) NH4

+ + H2O ⇄ NH3 + H3O+

ácido1 base2 base1 ácido2 EQUILIBRIOS ACIDO – BASE. pH E1B.S2007 a) ¿Cuál es la concentración de H3O

+ en 200 mL de una disolución acuosa 0’1 M de HCl? b) ¿Cuál es el pH? c) ¿Cuál será el pH de la disolución que resulta al diluir con agua la anterior hasta un litro? a) El ácido clorhídrico es un ácido fuerte y por tanto está totalmente disociado, siendo entones la concentración de protones igual a la inicial del ácido: HCl + H2O ⇄ Cl– + H3O

+ Concentrac. inic co = 0,1M Concentrac. eq. – co co = 0,1M

M1,0]OH[ 3 =+

b) [ ] 11,0logOHlogpH 3 =−=−= +

c) Puesto que el número de moles en ambas disoluciones debe ser el mismo, ya que el agua no contiene ácido:

dil,HCldil,HClconc,HClconc,HCl ´V´MVM ⋅=⋅ → 1´M2,01,0 dil,HCl ⋅=⋅ → M´HCl,dil = 0,02 M

Como es ácido fuerte [HCl] = M02,0]OH[ 3 =+ → [ ] 7,102,0logOHlogpH 3 =−=−= +

E2A.S2007 a) ¿Cuál es el pH de 100 mL de una disolución acuosa de NaOH 0’01 M? b) Si añadimos agua a la disolución anterior hasta un volumen de un litro ¿cuál será su pH? a) El ácido clorhídrico es un ácido fuerte y por tanto está totalmente disociado, siendo entones la concentración de protones igual a la inicial del ácido: NaOH + H2O ⇄ Na+ + H2O + OH– Concentrac. inic co = 0,01M Concentrac. eq. – co co = 0,01M

M01,0]OH[ =− [ ] 201,0logOHlogpOH =−=−−= → pH = 14 – pOH = 12 b) Puesto que el número de moles en ambas disoluciones debe ser el mismo, ya que el agua no contiene NaOH:

dil,NaOHdil,NaOHconc,NaOHconc,NaOH ´V´MVM ⋅=⋅ → 1´M1,001,0 dil,NaOH ⋅=⋅

M´NaOH,dil = 0,001 M y como es una base fuerte [NaOH] = M001,0]OH[ =−

[ ] 3001,0logOHlogpOH =−=−= − → pH = 14 – pOH = 11 E2A.S2010 a) El pH de una disolución acuosa de un ácido monoprótico (HA) de concentración 5·10–3 M es 2’3. Razone si se trata de un ácido fuerte o débil. b) Justifique si el pH de una disolución acuosa de NH4Cl es mayor, menor o igual a 7. a) Si el pH=2,3 → [H+] = antilog(–2,3) = 5.10−3M. Al tener una concentración de protones igual a la concentración inicial de ácido quiere decir que el ácido está totalmente disociado (HA→A–+H+). Por tanto se trata de un ácido fuerte. b) El cloruro amónico es una sal de ácido fuerte y base débil por tanto al hidrolizarse da pH ácido, ya que la sal es muy soluble y da como resultado sus iones:

NH4Cl → NH4+ + Cl−

El ion Cl− no reacciona con el agua al ser una base más débil que el agua. Sin embargo el ion NH4

+ es un ácido más fuerte que el agua, así que le cede un protón al agua que se comporta como base, teniendo lugar una reacción ácido−base de Brönsted−Lowry, que se llama de hidrólisis:

NH4+ + H2O ⇄ NH3 + H3O

+

el resultado final es que aumenta la concentración de protones y por eso la disolución es ácida y su pH será menor de 7. La LAM a reacción de hidrólisis es

[ ][ ][ ] 3NH4

33

,Kb

Kw

]OH[

]OH[

NH

OH NH Kh =⋅= −

−

+

+

E6A.S2010 Disponemos de dos matraces: uno contiene 50 mL de una disolución acuosa de HCl 0’10 M, y el otro, 50 mL de una disolución acuosa de HCOOH diez veces más concentrado que el primero. Calcule: a) El pH de cada una de las disoluciones. b) El volumen de agua que se debe añadir a la disolución más ácida para que el pH de las dos sea el mismo. Dato: Ka (HCOOH) = 1’8·10−4. a) El ácido clorhídrico es un ácido fuerte y por tanto está totalmente disociado, siendo entones la concentración de protones igual a la inicial del ácido: HCl + H2O ⇄ Cl– + H3O

+ Concentrac. inic co = 0,1M Concentrac. eq. – co co = 0,1M

M1,0]OH[ 3 =+ → [ ] 11,0logOHlogpH 3 =−=−= +

El ácido metanoico (ácido fórmico) por el contrario es un ácido débil y en consecuencia no se disocia completamente, llegando a un equilibrio donde existen todas las especies: HCOOH + H2O ⇄ HCOO– + H3O

+ Concentrac. inic co = 1M Concentrac. eq. co–x x x

[ ][ ][ ]

42

o

2

108,1x1

x

xc

x

HCOOH

H HCOOKa −

+−

⋅=−

=−

== → x = 0,0133M

M0133,0]OH[ 3 =+ → [ ] 88,10133,0logOHlogpH 3 =−=−= +

b) Vemos que el ácido clorhídrico, aun estando 10 veces más diluido, tiene un pH menor, es decir, es más ácido. Habrá que diluirlo aun más para que el pH sea de 1,88, es decir para que su concentración de protones sea 0,0133M, que como hemos razonado antes coincide con la que inicialmente debe tener el ácido. El problema sería tal como: ¿qué volumen de agua hemos de agregar a 50 mL de HCl 0,1M para que su concentración sea 0,0133M?. Puesto que el número de moles en ambas disoluciones debe ser el mismo, ya que el agua no contiene ácido:

´V´MVM ⋅=⋅ → ´V0133,0501,0 ⋅=⋅ → V´ = 375,9 mL Como la disolución ya tenía 50 mL, lo que hemos debido agregar de agua es el resto, así que 325,9 mL H2O

E2A.S2009 En el laboratorio se tienen dos recipientes: uno contiene 15 mL de una disolución acuosa de HCl de concentración 0,05M y otro 15 mL de una disolución acuosa 0,05M de CH3COOH. Calcule: a) El pH de cada una de las disoluciones. b) La cantidad de agua que se deberá añadir a la disolución más ácida para que el pH de ambas sea el mismo. Suponga que los volúmenes son aditivos. Datos: Ka(CH3COOH) = 1,8.10−5. a) pHHCl = 1,3; [H+]Acético = 9,5.10−4M → pHAcético = 3,02 b) [H+]HCl = [HCl] = 9,5.10−4M; VH2O = 789–15 = 774 mL H2O E3B.S2010 Se preparan 100 mL de una disolución acuosa de amoniaco 0’2 M. a) Calcule el grado de disociación del amoniaco y el pH de la disolución. b) Si a 50 mL de la disolución anterior se le añaden 50 mL de agua, calcule el grado de disociación del amoniaco y el valor del pH de la disolución resultante. Suponga que los volúmenes son aditivos. Dato: Kb (NH3) = 1’8·10−5. a) NH3 + H2O ⇄ NH4

+ + OH− Concentrac. inic co = 0,2M Concentrac. eq. co – coα coα coα

[ ][ ][ ]

52

o

2o

3

4 108,1)1(2,0

)2,0(

)1(c

)c(

NH

OH NH Kb −

−+

⋅=α−

α⋅=α−

α== → 31044,9 −⋅=α

En aquellos casos en los que la constante del ácido o de la base es del orden de 10−5 o menor, puesto que están muy poco disociados, puede hacerse la aproximación de que

11 ≈α− con lo que la ecuación se resuelve más fácilmente sin cometer un error significativo como podemos comprobar:

5222

108,12,02,0

)2,0(

)1(2,0

)2,0( −⋅=α⋅=α⋅≈α−

α⋅ → 31048,9 −⋅=α

[OH–] = coα = 0,2.9,44.10−3 = 1,89.10–3M → pOH = –log[OH–] = 2,72 pH = 14 – pOH = 11,28 b) Si a 50 mL de la disolución se le agrega la misma cantidad de agua el resultado es una disolución diluida a la mitad (MV=M´V´), así que 0,1M.

Al variar la concentración varía el grado de disociación, pero la constante de equilibrio permanece constante porque solo depende de la temperatura. No tienes más que repetir exactamente el mismo razonamiento. Haciendo la aproximación mencionada debes obtener 3104,13 −⋅=α y pH=12,12. (Como ves al disminuir la concentración aumenta

el grado de disociación, ya que en este caso 2ocK α= y la concentración es

inversamente proporcional al cuadrado del grado de disociación.) E5A.S2008 El ácido cloroacético es un ácido monoprótico. En una disolución acuosa de concentración 0’01M se encuentra disociado en un 31 %. Calcule: a) La constante de disociación del ácido. b) El pH de la disolución. a) ClCH2–COOH + H2O ⇄ ClCH3–COO− + H3O

+ Concentrac. inic co = 0,01M Concentrac. eq. co – coα coα coα

[ ][ ][ ]

32

o

2o

2

2 1039,1)31,01(01,0

)31,001,0(

)1(c

)c(

COOHClCH

H COOClCHKa −

+−

⋅=−

⋅=α−

α==

b) M101,3c]OH[ 3

o3−+ ⋅=α=

[ ] 5,2101,3logOHlogpH 33 =⋅−=−= −+

Como observación, fíjate que el ácido cloro acético tiene una constante 100 veces mayor que la del ácido acético y que por tanto es un ácido más fuerte. Eso se debe a que la electronegatividad del cloro hace que tire hacia sí del par de electrones del enlace provocando un corrimiento de todos los electrones y dejando el hidrógeno ácido más suelto, con lo que se libera con más facilidad.

E3B.S2009 La codeína es un compuesto monobásico de carácter débil cuya constante Kb es 9.10−7. Calcule: a) El pH de una disolución acuosa 0,02M de codeína. b) El valor de la constante de acidez del ácido conjugado de la codeína. b) Si la codeína se comporta como una mono−base, de acuerdo con la teoría de Brönsted−Lowry, quiere decir que aceptará 1−protón de 1−molécula de agua, por tanto:

Cod + H2O ⇄ CodH+ + OH– Concentrac. inic co =0,02M Concentrac. eq. co–x x x

[ ][ ][ ]

722

o

2

1092,0

x

x2,0

x

xc

x

Cod

OH CodHKb −

−+

⋅=≈−

=−

== → x = 4,24.10−4M

M1024,4]OH[ 4−− ⋅= → [ ] 37,3OHlogpOH =−= − → pH =14–3,37 = 10,62

b) El ácido conjugado de la codeína sería el CodH+ . Como ácido, de acuerdo con la teoría de Brönsted−Lowry, reacciona con el agua cediéndole un protón, según: CodH+ + H2O ⇄ Cod + H3O

+

[ ][ ][ ]+

+

=CodH

OH CodKa 3

Para encontrar una relación entre la anterior constante de la base y esta de su ácido conjugado no hay más que multiplicar arriba y abajo por [OH–] tendremos que:

[ ][ ][ ]

87

143 101,1

109

10

Kb

Kw

]OH[

]OH[

CodH

OH CodKa −

−

−

−

−

+

+

⋅=⋅

==⋅=

E2B.S2007 Se tiene una disolución acuosa de CH3COOH 0’05 M. Calcule: a) El grado de disociación del ácido acético. b) El pH de la disolución. Dato: Ka = 1’8·10−5. a) α = 0,019 (1,9%); b) pH = 3 E4A.S2007 En una disolución de un ácido monoprótico, HA, de concentración 0’1 M, el ácido se encuentra disociado en un 1’3 %. Calcule: a) El pH de la disolución. b) El valor de la constante Ka del ácido. a) [H+]=0,1.0,013=1,3.10−3M; pH=2,89; b) Ka=1,7.10−5

PREPARACION DE DISOLUCIONES. pH E5A.S2010 Se dispone de una disolución acuosa de hidróxido de bario de pH = 12. Calcule: a) Los gramos de hidróxido de bario disueltos en 650 mL de esa disolución. b) El volumen de ácido clorhídrico 0’2 M que es necesario para neutralizar los 650 mL de la disolución anterior. Masas atómicas: O = 16; H = 1; Ba = 137. a) El Ba(OH)2 es una base fuerte y por tanto podemos considerar que está totalmente disociada, es decir:

Ba(OH)2 → Ba2+ +2 OH– Concentrac. inic co Concentrac. final – co 2 co

pH=12 → pOH=14−2=2 → [OH–]=antilog(–2) = 0,01M = 2co por tanto la concentración inicial de de Ba(OH)2 es co = 0,005M

2LM105,L650,0)OH(Ba g 56,0171650,0005,0PmVMPmmolesºngºn 3 =⋅⋅=⋅⋅=⋅=−⋅

b) Teniendo en cuenta que el LitrosLitros V en VMmolesºn ⋅=

2 HCl + Ba(OH)2 → BaCl2 + 2 H2O 2 molesHCl −−− 1 molBa(OH)2 0,2*V −−− 0,005*0,650 → V = 0,0325 LHCl = 32,5 mLHCl E6A.S2007 El pH de un litro de una disolución acuosa de hidróxido de sodio es 13. Calcule: a) Los gramos de hidróxido sódico utilizados para prepararla. b) El volumen de agua que hay que añadir a un litro de la disolución anterior para que su pH sea 12. Masas atómicas: Na = 23; O = 16; H= 1. a) Si el pH=13 → pOH = 14–pH = 1 → [OH–] = antilog(–1) = 0,1M como el NaOH es una base fuerte que se disocia completamente la concentración de OH– es igual a la concentración de NaOH, por tanto [NaOH] = 0,1M

Pm

L/gM = → L/g 4401,0PmML/g =⋅=⋅=

b) pH=12 → pOH = 12–pH = 2 → [OH–] = antilog(–2) = 0,01M

dil,NaOHdil,NaOHconc,NaOHconc,NaOH ´V´MVM ⋅=⋅ → dil,NaOHV01,011,0 ⋅=⋅ → V=10L

Como la disolución original ya tenía 1 L, habrá que añadir 10−1 = 9 L H2O

E6B.S2007 a) Describa el procedimiento e indique el material necesario para preparar 500 mL de una disolución acuosa de hidróxido de sodio 0’001 M a partir de otra 0’1 M. b) ¿Cuál es el pH de la disolución preparada? a) Puesto que el número de moles de NaOH en la disolución concentrada y diluida de NaOH es el mismo:

dil,NaOHdil,NaOHconc,NaOHconc,NaOH ´V´MVM ⋅=⋅ → 5,0001,0´V1,0 conc.NaOH ⋅=⋅

V´NaOH,conc =0,005 L = 5 mL Material: Pipeta, matraz aforado de 500 mL, embudo, vaso de precipitados y agua destilada Procedimiento: Se toman 5 mL de NaOH concentrada 0,1M y se vierten en el matraz aforado de 500 mL. A continuación se añade agua destilada hasta casi llegar al nivel de aforo. En un vaso de precipitados se vierte un podo de agua y se llena la pipeta limpia. Se deja gotear lentamente sobre el matraz aforado hasta completar los 500 mL, es decir, hasta que la base del menisco esté sobre el aforo. b) Como NaOH es una base fuerte [NaOH] = M001,0]OH[ =−

[ ] 3001,0logOHlogpOH =−=−= − → pH = 14 – pOH = 11 HIDRÓLISIS E1A.S2008 Escriba las ecuaciones químicas correspondientes a la disolución en agua de las siguientes sales y clasifíquelas en ácidas, básicas o neutras: a) KNO3 b) NH4Cl c) Na2CO3 a) KNO3 → K+ + NO3

– El KNO3 es un electrolito fuerte, muy soluble, y se disocia totalmente. El ion K+ es muy estable y no reacciona con el agua porque es el ácido conjugado del KOH que es una fase muy fuerte. Tampoco se hidroliza el NO3

– porque es una base más débil que el agua al tratarse de la base conjugada del ácido nítrico que es muy fuerte. El resultado es que el KNO3 se disocia completamente pero no se hidroliza, así que da lugar a pH neutro.

b) NH4Cl ⇄ NH4+ + Cl–

El NH4Cl , muy soluble, se disocia completamente. El Cl– es la base conjugada de un ácido fuerte y no reacciona con el agua, porque es una base más débil que el agua. En cambio el ion amonio sí que reacciona con el agua. Si miras la tabla de la fuerza de los ácidos verás que el NH4

+ está por encima del H2O, lo que quiere decir que es un ácido más fuerte y por tanto reacciona con el agua cediéndole un protón, es decir, se hidroliza:

NH4+ + H2O ⇄ NH3 + H3O

+ el resultado final es que aumenta la concentración de protones y por eso la disolución es ácida. En general, una sal de ácido fuerte y base débil da lugar a pH ácido. c) Na2CO3 → 2 Na+ + CO3

2− El ion Na+ no reacciona con el agua porque proviene de una base fuerte. El CO3

2− es la base conjugada del ácido carbónico. Fíjate en la columna de la derecha (que mide hacia abajo la fuerza de las bases) que el CO3

2− está mas abajo que el H2O, lo que quiere decir que es una base más fuerte que el agua y puede aceptar un protón de ella:

CO32− + H2O ⇄ HCO3

− + OH− el resultado final es que aumenta la concentración de OH– y la disolución será básica. En general, una sal de base fuerte y ácido débil da lugar a pH básico E6B.S2010 a) Ordene de menor a mayor acidez las disoluciones acuosas de igual concentración de HNO3, NaOH y KNO3. Razone su respuesta. b) Se tiene un ácido fuerte HA en disolución acuosa. Justifique qué le sucederá al pH de la disolución al añadir agua. a) De acuerdo con la teoría de Brönsted−Lowry, ácido es la especie que cede protones, así el más ácido es el HNO3 → NO3

– + H+. La disolución será ácida, pH<7 El KNO3 es una sal de ácido fuerte (HNO3) y base fuerte (KOH) que por lo tanto se ioniza: KNO3 → K+ + NO3

– , pero no se hidroliza ninguno de los iones a los que da lugar, por tanto la disolución será neutra, pH=7. El NaOH es una base fuerte que se disocia completamente NaOH → Na+ + OH–. Puesto que en el agua debe mantenerse constante la relación [H+][OH–]=10−14, al aumentar la concentración de OH– debe disminuir la de H+, con lo que el pH>7, básico. b) Al añadir agua simple y llanamente estamos diluyéndolo y por tanto disminuyendo la concentración de H+. En consecuencia aumenta el pH.

E4B.S2008 Justifique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) Las disoluciones acuosas de acetato de sodio dan un pH inferior a 7. b) Un ácido débil es aquél cuyas disoluciones son diluidas. c) La disociación de un ácido fuerte en una disolución diluida es prácticamente total. a) Falso. Es una sal de ácido débil y base fuerte y por hidrólisis dará lugar a disoluciones básicas, así que de pH mayor que 7: CH3COONa → CH3COO− + Na+

CH3COO− + H2O ⇄ CH3COOH + OH− b) Falso. Un ácido débil es aquel que tiene poca tendencia a ceder protones, es decir que tiene una constante ácido muy pequeña, lo que precisamente indica que el equilibrio está poco desplazado hacia su disociación. En otras palabras, aunque un ácido débil esté muy concentrado, al estar muy poco disociado dará lugar a muy pocos protones, y será poco ácido. c) Verdad. Precisamente, como hemos razonado anteriormente, por eso un ácido fuerte lo es, porque está muy disociado, y si es muy fuerte su disociación es prácticamente total. E5B.S2007 Justifique, mediante la formulación de las ecuaciones correspondientes, el carácter ácido, básico o neutro que presentarían las disoluciones acuosas de las siguientes sustancias: a) Cloruro de sodio. b) Cloruro de amonio. c) Acetato de sodio. a) neutro, b) ácido (se hidroliza NH4

+) c) básico (se hidroliza CH3COO−) E3A.S2007 Utilizando la teoría de Brönsted−Lowry, justifique el carácter ácido, básico o neutro de las disoluciones acuosas de las siguientes especies: a) CO3

2− b) Cl− c) NH4

+ a) El ión carbonato es la base conjugada de un ácido débil, el ácido carbónico H2CO3. Como es una base más débil que el agua acepta un protón de ella, dando lugar a pH básico:

CO32− + H2O ⇄ HCO3

− + OH−

b) El Cl– es la base conjugada de un ácido fuerte, el HCl y no se hidroliza porque es una base más débil que el agua. La disolución será neutra. c) El NH4

+ es el ácido conjugado del NH3 que es una base débil. Como el NH4+ es más ácido que el agua cede un protón a ella dando lugar a pH ácido:

NH4+ + H2O ⇄ NH3 + H3O

+ E6B.S2008 a) Explique por qué el NH4Cl genera un pH ácido en disolución acuosa. b) Indique cuál es el ácido conjugado de las siguientes especies cuando actúan como base en medio acuoso: CO3

2−, H2O y NH3 a) Igual al E1A.S2008 b) De acuerdo con la teoría de Brönsted−Lowry, una base es aquella especie que acepta protones, por tanto y al aceptarlos da lugar a su ácido conjugado, por tanto:

CO32− + H2O ⇄ HCO3

– + OH–

H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH–

NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH–

E3A.S2009 Para las siguientes sales: NaCl, NH4NO3 y K2CO3 a) Escriba las ecuaciones químicas correspondientes a su disolución en agua. b) Clasifique las disoluciones en ácidas, básicas o neutras. a) Neutra; b) ácida (se hidroliza NH4

+) c) básica (se hidroliza CO32–)

DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS E5B.S2010 Justifique, mediante las reacciones correspondientes: a) Qué le ocurre al equilibrio de hidrólisis que experimenta el NH4Cl en disolución acuosa, cuando se añade NH3 b) El comportamiento anfótero del HCO3

− en disolución acuosa. c) El carácter ácido o básico del NH3 y del SO3

2− en disolución acuosa. a) El NH4Cl después de inozarse se hidroliza, ya que el ión NH4

+ es un ácido más fuerte que el agua, dando lugar a: NH4

+ + H2O ⇄ NH3 + H3O+

Al añadir NH3 , de acuerdo con el principio de Le Chatelier el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, disminuyendo la [H3O

+] y aumentando el pH. La mezcla de NH3, que es una base débil, con su ácido conjugado, el NH4

+, constituye una disolución reguladora. b) El ion bicarbonato o hidrógenocarbonato, es anfótero porque puede comportarse como un ácido y ceder el protón que le queda, o bien puede comportarse como una base aceptando un protón. El comportamiento dependerá de a quien se enfrente, así si se enfrenta a un ácido más fuerte (que esté por encima en la tabla de acidez) actuará como base y viceversa.

HCO3− + H2O ⇄ CO3

2− + H3O+

ácido1 base2 base1 ácido2

HCO3− + H2O ⇄ H2CO3 + OH–

base1 ácido2 ácido1 base1 c) Ambas especies se comportan como bases, ya que aceptan un protón del agua:

NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH–

SO32– + H2O ⇄ HSO3

– + OH– E4B.S2010 Justifique, mediante las reacciones correspondientes, el comportamiento de una disolución amortiguadora formada por ácido acético y acetato de sodio, cuando se le añaden pequeñas cantidades de: a) Un ácido fuerte, como HCl. b) Una base fuerte, como KOH. Explicado en la teoría

NEUTRALIZACIÓN E3B.S2008 a) ¿Qué volumen de disolución de NaOH 0’1 M se necesitaría para neutralizar 10 mL de disolución acuosa de HCl 0’2 M? b) ¿Cuál es el pH en el punto de equivalencia? c) Describa el procedimiento experimental y nombre el material necesario para llevar a cabo la valoración. a) HCl + NaOH → NaCl + H2O como vemos en la estequiometría de la reacción 1 mol de HCl reacciona con 1 mol de NaOH, por tanto los moles de NaOH necesarios para la neutralización serán los mismos que hay de HCl, así:

NaOHNaOHHClHCl VMVM ⋅=⋅ → NaOHV1,0102,0 ⋅=⋅ → VNaOH = 20 mL NaOH

b) El pH del punto de equivalencia es 7 porque al tratarse deun un ácido fuerte y base fuerte ninguno de los iones que se forman se hidroliza. c) Teoría. E1A.S2010 Una disolución acuosa A contiene 3’65 g de HCl en un litro de disolución. Otra disolución acuosa B contiene 20 g de NaOH en un litro de disolución. Calcule: a) El pH de cada una de las disoluciones. b) El pH final después de mezclar 50 mL de la disolución A con 50 mL de la disolución B. Suponga que los volúmenes son aditivos. Masas atómicas: Cl = 35’5; Na = 23; O = 16; H = 1. a) Las concentraciones molares de cada especie son: MHCl = nºgr/Pm = 3,65/36,5= 0,1M MNaOH = nºgr/Pm = 20/40= 0,5M Como tanto el HCl como el NaOH son fuertes se disocian completamente, de manera que la concentración de H+ y de OH– son respectivamente iguales a las de HCl (al ser monoprótico) y a la de NaOH (al se monohidróxido), así que: para la disolución de HCl, [H+] = 0,1M → pH = 1 para la disolución de NaOH, [OH–] = 0,5M → pOH = 0,3 → pH = 14−0,3 = 13,7 b) Escribimos la reacción de neutralización HCl + NaOH → NaCl + H2O vemos que cada mol de HCl consume uno de NaOH (lógico, puesto que el ácido tiene un solo protón y la base un solo OH–). Calculamos los moles de cada especie: nºMoles=M.V

HCl + NaOH → NaCl + H2O moles iniciales 0,005 0,025 moles al final – 0,02 0,005 0,005 concentración final 0,02/0,1

La concentración del NaOH en exceso es el número de moles en exceso, 0,02 moles, dividido por el volumen de la disolución que ha resultado al mezclar 50 mL+50 mL, por tanto la MNaOH,exceso = 0,02/0,1 = 0,2M. Como razonamos en el primer apartado, al tratarse de una base fuerse y estar completamente disociada, esta concentración coincide con la concentración de OH–, así que:

[OH–] = 0,2M → pOH = 0,7 → pH = 14−0,3 = 13,3 E1B.S2010 a) ¿Qué volumen de disolución acuosa de NaOH 2 M es necesario para neutralizar 25 mL de una disolución 0’5 M de HNO3? b) Justifique cuál será el pH en el punto de equivalencia. c) Describa el procedimiento experimental e indique el material y productos necesarios para llevar a cabo la valoración anterior. a) Escribimos la reacción de neutralización HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O vemos que cada mol de HNO3 consume uno de NaOH (lógico, puesto que el ácido tiene un solo protón y la base un solo OH–), por tanto, para llegar al punto de equivalencia se necesitan los mismos moles de ácido que de base, así que:

NaOHNaOH3HNO3HNO VMVM ⋅=⋅ → NaOHV2255,0 ⋅=⋅ → VNaOH = 6,25 mL NaOH

b) El pH del punto de equivalencia es 7 porque al tratarse de un un ácido fuerte y base fuerte ninguno de los iones que se forman se hidroliza. c) Teoría E2B.S2008 Se prepara una disolución tomando 10 mL de una disolución de ácido sulfúrico del 24% de riqueza en peso y densidad 1’17 g/mL, y añadiendo agua destilada hasta un volumen de 100 mL. Calcule: a) El pH de la disolución diluida. b) El volumen de la disolución preparada que se necesita para neutralizar 10 mL de disolución de KOH de densidad 1’05 g/mL y 15 % de riqueza en peso. Masas atómicas: K = 39; S = 32; O = 16; H = 1. a) [H+]=0,57M; pH=0,24 b) 5 mL disolución H2SO4.

E4A.S2008 a) ¿Qué volumen de una disolución 0’03 M de HClO4 se necesita para neutralizar 50 mL de una disolución 0’05 M de NaOH? b) Calcule el pH de la disolución obtenida al mezclar 50 mL de cada una de las disoluciones anteriores. Suponga que los volúmenes son aditivos. a) HClO4 + NaOH → NaClO4 + H2O. De la estequiometría de la reacción se deduce que 1 mol de ácido reacciona con un mol de base: MHClO4VHClO4 = MNaOHVNaOH → VHClO4 = 83,3 mL HClO4. b) Como la reacción es mol a mol, simplemente calculamos los moles de cada una de las especies y restamos para calcular los moles en exceso.

molesácido = MV = 0,03.0,050 = 1,5.10–3 moles HClO4

molesbase = MV = 0,05.0,050 = 2,5.10–3 moles NaH Restando, tenemos que quedan en exceso 10–3 moles de NaOH pero ahora hay que tener en cuenta que (si los volúmenes son aditivos) se encontrarán en 100 mL, por tanto la concentración de NaOH en exceso es:

MNaOH = moles/V = 10–3/0,100 = 0,01M Como el hidróxido de sodio es una base fuerte y se disocia totalmente la concentración final de OH– será igual a la inicial de hidróxido: NaOH → Na+ + OH–

[OH–] = [NaOH] = 0,01M de donde:

pOH= –log[OH–] = 2 → pH = 14 – pOH = 12 E5A.S2007 a) Calcule el volumen de agua que hay que añadir a 100 mL de una disolución 0’5 M de NaOH para que sea 0’3 M. b) Si a 50 mL de una disolución 0’3 M de NaOH añadimos 50 mL de otra de HCl 0’1 M, ¿qué pH tendrá la disolución resultante? Suponga que los volúmenes son aditivos. a) 66,7 mL de H2O b) pH = 11.