Orientaciones Ácido-base · 2018-12-31 · • TIPO DE PROBLEMAS PARA EL EXAMEN DE ENERO •...
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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