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1197. Reacciones de transferencia de protones

Reacciones de transferencia de protones

E S Q U E M A D E L A U N I D A D

1. Las primeras ideas sobreácidos y bases

página 227

2. Teoría de Arrhenius sobre ácidos y bases

página 228

3. Teoría de Brönsted y Lowrysobre ácidos y bases

páginas 229/230

4. Ionización del aguapáginas 231/232

5. Fuerza relativa de ácidos y bases

páginas 233/236

6. Cálculo del pHde una disolución

páginas 237/238

7. Hidrólisispáginas 239/244

8. Efecto del ion comúnpáginas 245/247

9. Disoluciones reguladoraspáginas 248/250

10. Indicadores y medidores del pHpágina 251

11. Valoraciones ácido-basepáginas 252/254

12. Ácidos y bases de especialinterés

páginas 255/256

3.1. Ácidos y bases conjugadospágina 229

3.2. Anfóterospágina 230

3.3. Reacciones en medios no acuosospágina 230

3.4. Ácidos y bases de Arrheniusfrente a ácidos y bases de Brönsted

y Lowrypágina 230

4.1. El concepto de pHpágina 232

6.1. Disolución de un ácido fuertepágina 237

6.2. Disolución de un ácido débilpágina 237

6.3. Disolución de una base fuertepágina 238

6.4. Disolución de una base débilpágina 238

8.1. Disolución de un ácido débil alque se añade un ácido fuerte

página 245

8.2. Disolución de una base débil a laque se añade una base fuerte

página 246

8.3. Disolución de una sal ácida a la que se añade un ácido fuerte

página 246

8.4. Disolución de una sal básica a laque se añade una base fuerte

página 246

8.5. Efecto del pH en la solubilidadpágina 247

12.1. Ácidos y bases de interés industrialpáginas 255

12.2. Ácidos y bases en la vida cotidianapáginas 255/256

12.3. El problema de la lluvia ácidapáginas 256

5.1. Fuerza de los ácidos y las bases conjugados

página 234

5.2. Ácidos y bases relativospágina 235

5.3. Ácidos polipróticospágina 235

5.4. La fuerza de los ácidos y su estructura química

página 236

7.1. Sal procedente de un ácidofuerte y de una base fuerte

página 239

7.2. Sal procedente de un ácido débily de una base fuerte

páginas 240/241

7.3. Sal procedente de un ácidofuerte y de una base débil

páginas 242/243

7.4. Sal procedente de un ácido débily de una base débil

página 244

7.5. Resumen de los distintosequilibrios de hidrólisis

página 244

9.1. Disolución reguladora formadapor un ácido débil más una sal de ese

ácido débilpágina 248

9.2. Disolución reguladora formadapor una base débil más una sal de esa

base débilpáginas 249/250

11.1. Curva de valoraciónpáginas 252/254

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120 Reacciones de transferencia

S O L U C I O N E S D E L A S A C T I V I D A D E S D E L L I B R O D E L A L U M N O

Cuestiones previas (página 226)

1. Pon un ejemplo de tres sustancias ácidas y de tres alcalinaso básicas.

Sustancias ácidas: el zumo de fruta, los refrescos y el vinagre.Sustancias alcalinas: el detergente, la lejía y el jabón.

2. Escribe la fórmula del ácido sulfúrico, del ácido clorhídricoy del ácido acético (o etanoico). ¿En qué coinciden?

Ácido sulfúrico: H2SO4; ácido clorhídrico: HCl; ácido acético:CH3COOH. Los tres ácidos coinciden en que todos tienen H ensus moléculas y en que, al disolverse en agua, perderán H�.

3. El hidróxido de sodio, el hidróxido de bario y el amoníacoen disolución son bases. ¿Tienen sus fórmulas algún ele-mento en común?

Hidróxido de sodio: NaOH; hidróxido de bario: Ba(OH)2; amo-níaco: NH3. Aunque las tres sustancias tienen H en su molécu-la, las dos primeras desprenden OH�, mientras que el amoníacono puede desprender iones hidroxilo.

4. Tenemos tres disoluciones, una de pH � 3, otra de pH � 7y otra de pH � 10. ¿Cuál de ellas es ácida, cuál básica y cuálneutra?

Es ácida la de pH � 3, básica la de pH � 10, y neutra la depH � 7.

5. ¿Por qué se utiliza lejía para desatascar los desagües de lasduchas?

Se utiliza porque provoca la descomposición de la materiaorgánica (hidroliza las grasas y las proteínas). Podemos comprobar que, si metemos un mechón de pelo en lejía,desaparece.

Actividades (páginas 227/250)

Teniendo en cuenta lo que acabamos de comentar, buscaen tu casa tres sustancias que tengan carácter ácido y otrastres que tengan carácter básico. Señala en qué te has basa-do para hacer esa clasificación. Si puedes, halla en su eti-queta el valor del pH.

Ácidos: zumos, vinagre, champú, limpiador antical, refrescos,etc. Las bebidas ácidas se identifican por su sabor; en gene-ral, los ácidos dan coloración roja al agua de cocción de lalombarda.

Bases: lejía, detergente de lavadora o lavavajillas, líquido desengrasante, etc. Dan coloración verde al agua de cocerlombarda.

A continuación, se indica la entalpía estándar deneutralización, a 25 °C, de una serie de compuestos. Justifi-ca esos valores:

� HCl � NaOH � NaCl �H° � �57,1 kJ

� HCl � KOH � KCl �H° � �57,2 kJ

� 2 HCl � Ba(OH)2 � 2 BaCl2 �H° � �116,4 kJ

Cada vez que 1 mol de H� (H3O�) reacciona con 1 mol de OH�

para dar H2O se liberan 57,1 kJ. Por esta razón, la variación deentalpía de los dos primeros procesos de neutralización esprácticamente la misma.

En el tercer proceso, la estequiometría determina que reac-cionen 2 mol de H� y 2 mol de OH�; por eso, la variación deentalpía es aproximadamente el doble que en los dos prime-ros procesos.

PAU2

1

Señala cuáles son las bases conjugadas de los ácidos HCl,H2O, H3O�, NH4

� y HCO3�. A continuación, indica cuáles son los

ácidos conjugados de las bases Cl�, H2O, CO32�, OH� y NH3.

Las bases conjugadas son las especies que resultan de queun ácido pierda un protón.

Los ácidos conjugados son las especies que resultan de queuna base capte un protón.

¿En qué unidades se mide Kw?

Kw no tiene unidades.

A un recipiente con agua se le añade NaOH hasta que laconcentración de iones OH� es de 0,1 M. Calcula [H3O�] eindica si se trata de una disolución ácida o básica.

Sabemos que:

[H3O�] [OH�] � 10�14

Por tanto:

[H3O�] � 10�1 � 10�14; [H3O�] � 10�13

Sería una disolución básica, ya que [H3O�] � 10�7.

Justifica si es posible la existencia de una disolución acuosaen la que no existan iones oxidrilo.

No es posible. En cambio, sí lo es que su cantidad tienda a 0.Siempre se cumplirá que [H3O�] [OH�] � 10�14.

A un recipiente con agua se le añade NaOH hastaque la concentración de iones OH� es 0,1 M. Calcula su pHe indica si se trata de una disolución ácida o básica.

Sabemos que pOH � �log [OH�], luego:

pOH � �log 0,1 � 1

Por otro lado, sabemos que:

pH � pOH � 14 ⇒ pH � 14 � pOH

pH � 13

Justifica si es posible que exista una disolución cuyo pH seanulo.

Matemáticamente, esto sucede cuando [H3O�] � 1.

Los pH del zumo de limón y de las lágrimas son, res-pectivamente, 2,4 y 7,4. Calcula [H3O�] en ambos casos.

Para el zumo de limón: pH � 2,4 � [H3O�] � 3,98 � 10�3.

Para las lágrimas: pH � 7,4 � [H3O�] � 3,98 � 10�8.

Se ha medido el pH del agua de lluvia en una zonapróxima a una gran ciudad industrial y ha resultado valer 3.¿Qué conclusiones puedes extraer?

Esa agua de lluvia es ácida, ya que su pH � 7.

¿Puede el ion HCO3� ceder su protón al ion CH3COO�? ¿Y el

ion HSO4�?

El HCO3� es un ácido mucho más débil que el CH3COOH; el

proceso por medio del cual cede su protón al ion CH3COO�

tiene una constante de equilibrio muy pequeña. Es decir, elanión HCO3

� no cede su protón al ion CH3COO�:

A: HCO3� � H2O �� CO3

2� � H3O�

KaA � 5,6 � 10�11

11

PAU10

PAU9

8

PAU7

6

5

4

3

Ácido HCl H2O H3O� NH4� HCO3

�

Base conjugada Cl� OH� H2O NH3 CO32�

Base

Ácido conjugado

Cl�

HCl

H2O

H3O�

CO32�

HCO3�

OH�

H2O

NH3

NH4�

0B2QUSOL.07 18/5/09 09:59 Página 120

B: CH3COOH � H2O �� CH3COO� � H3O�

KaB � 1,8 � 10�5

El proceso inverso de B es:

�B: CH3COO� � H3O� �� CH3COOH � H2OKaB’ � 1/KaB � 5,56 � 104

El proceso A � (�B) es:

HCO3� � CH3COO� �� CO3

2� � CH3COOHK � KaA · KaB’ � 5,6 � 10�11 � 5,56 � 104 � 3,1 � 10�6

El HSO4� es un ácido más fuerte que el CH3COOH; el proceso

por medio del cual cede su protón al ion CH3COO� tiene unaconstante de equilibrio considerable. Podemos decir que elHSO4

� cede su protón al ion CH3COO�:

A: HSO4� � H2O �� SO4

2� � H3O�

KaA � 1,3 � 10�2

B: CH3COOH � H2O �� CH3COO� � H3O�

KaB � 1,8 � 10�5

El proceso inverso de B es:

�B: CH3COO� � H3O� �� CH3COOH � H2OKaB’ � 1/KaB � 5,56 � 104

El proceso A � (�B) es:

HSO4� � CH3COO� �� SO4

2� � CH3COOHK � KaA � KaB’ � 1,3 � 10�2 � 5,56 � 104 � 7,2 � 102

A partir de los valores de Ka que se recogen en la tabla 7.4,escribe los equilibrios de ionización del ácido carbónico.Ordena de mayor a menor concentración los distintos iones que hay en un medio acuoso en el que se ha disueltoese ácido.

Los equilibrios de ionización son:

H2CO3 � H2O �� HCO3� � H3O�

Ka � 4,3 � 10�7

HCO3� � H2O �� CO3

2� � H3O�

Ka � 5,6 � 10�11

El orden de la concentración de los iones en la disolución esel siguiente:

[H2CO3] � [H3O�] � [HCO3�] � [CO3

2�]

Repite el ejemplo del CH3COOH sin despreciar el valor de xfrente al de [HA]. ¿Qué error se cometió al hacer tal simplifi-cación? Compáralo con los que se pueden cometer al pre-parar la disolución del ácido.

A partir de los datos que tenemos, Ka � 1,8 � 10�5 a 25 °C y 0,5 M de CH3COOH, operamos del siguiente modo:

1,8 � 10�5 ��0,5

x

�

2

x�; 9 � 10�6 � 1,8 � 10�5x � x2

x2 � 1,8 � 10�5x � 9 � 10�6 � 0; x � �0,9 � 10�5 � 3 � 10�3 �� 2,99 · 10�3

Error � � 100 � 0,3 %

Los principales errores habrán tenido lugar en la preparaciónde la disolución. Es probable que hayamos medido la canti-dad de ácido con una pipeta graduada en décimas de mL; sihemos medido una cantidad del orden de 10 mL, se habrácometido un error del 1 %.

También nos habremos equivocado al medir el volumen de ladisolución preparada. Si se ha utilizado un matraz aforado de100 mL, es fácil que cometamos un error de entre 0,5 % y 1 %.

Calcula el pH y el grado de ionización de una disolu-ción de ácido acético que sea 0,1 M, 0,05 M y 0,005 M. ¿Quérelación podemos establecer entre el grado de ionización yla concentración inicial del ácido? Dato: Ka � 1,8 � 10�5

PAU14

3 � 10�3 � 2,99 � 10�3

��3 � 10�3

13

12

CH3COOH � H2O �� CH3COO� � H3O�

Inicial c 0 0

Ioniza �x x x

Equilibrio c � x x x

Ka � 1,8 � 10�5 � �c �

x2

x�

� Para c � 0,1 M:

1,8 � 10�5 ��0,1

x

�

2

x��

0

x

,

2

1�

x � 1,34 � 10�3; pH � 2,87

� ��1,34

0

�

,1

10�3

�� 1,34 � 10�2

� Para c � 0,05 M:

1,8 � 10�5 ��0,05

x2

� x� � �

0

x

,0

2

5�

x � 9,5 � 10�4; pH � 3,02; � � 1,90 � 10�2

� Para c � 0,005 M:

1,8 � 10�5 ��0,00

x

5

2

� x�; 9 � 10�8 � 1,8 � 10�5 x � x2

x2 � 1,8 � 10�5x � 9 � 10�8 � 0; x � 2,91 � 10�4

pH � 3,54

� � 5,82 � 10�2

Se puede concluir que, cuanto menor es la concentración delácido, mayor es su pH (la disolución es menos ácida) y mayorsu grado de disociación.

¿Es lo mismo un ácido fuerte que un ácido concentrado?

No es lo mismo un ácido fuerte que uno concentrado. El pri-mero es un ácido que tiene una Ka muy grande (con respectoal agua, está completamente disociado). Un ácido concentra-do, por su parte, es aquel que se encuentra en una disoluciónacuosa en la que hay una elevada proporción de moles deácido en comparación con la cantidad de disolución. Un áci-do débil puede ser un ácido concentrado, y un ácido fuertepuede ser un ácido diluido. Por ejemplo, el HCl de concentra-ción 10�5 M es un ácido fuerte, pero menos concentrado queel CH3COOH, 2 M, que es un ácido débil.

Determina cuál debe ser la concentración de una di-solución de NaOH para que su pH sea 11,48. Compáralocon la disolución de amoníaco que presenta el mismo valorde pH.

El NaOH es una base fuerte; en agua estará completamentedisociado. Por su parte, el NH3 es una base débil; su equilibriode disociación vendrá determinado por su Kb.

En cualquiera de los dos casos, el valor del pH se determinapor su relación con el pOH.

NaOH � H2O � Na� (aq) � OH� (aq)

pH � pOH � 14; pOH � 14 � 11,48 � 2,52

Por tanto, [OH�] � 3 � 10�3 M y [NaOH] � 3 � 10�3 M.

NH3 � H2O �� NH4� � OH�

Inicial c 0 0

Ioniza �x x x

Equilibrio c � x x x � 3 � 10�3 M

Kb � 1,8 � 10�5 ��c

(

�

3 �

3

1

�

0

1

�

0

3)�

2

3�; c � 0,5 M

Calcula el pH de una disolución de NaOH de concen-tración 1 � 10�9 M. ¿Sería útil emplear disoluciones muy diluidas de este compuesto para preparar disoluciones moderadamente ácidas?

PAU17

PAU16

15


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El NaOH es una base fuerte y estará totalmente disociado:


La [OH�], que procede de la disociación del NaOH, coincidecon la concentración de esta base, es decir, 1 � 10�9 M.

El pOH de la disolución se obtiene a partir de la concentra-ción de todos los iones OH� presentes en ella, es decir, losque proceden de la base y los que resultan de la ionizacióndel agua que, en este caso, no se pueden despreciar, ya quela [OH�] de la disolución de NaOH es muy pequeña.

[OH�] � [OH�]base � [OH�]agua � 1 � 10�9 � 1 � 10�7 � 10�7

pOH � 7 � pH

Con una disolución muy diluida de este compuesto conse-guiremos un medio neutro, con un pH que en la práctica esigual a 7, pero ligeramente por encima; luego no será posiblepreparar una disolución moderadamente ácida.

Tomando los datos de la tabla 7.4, calcula la constan-te Kh de los aniones procedentes de varios ácidos débiles(CH2ClCOO�, IO3

�, CN�, HSO3�, HCOO� y HS�) y compárala

con las Kb de las bases consideradas débiles que aparecenen la tabla 7.5.

Sabemos que Kh � Kw/Ka, donde Ka es la constante de acidezdel ácido conjugado del ion presente en la disolución.

Suponiendo que se disuelven en agua sales de sodiode cada uno de los aniones que se recogen en la actividadanterior, hasta tener disoluciones 0,5 M, ordénalas en fun-ción de su pH (empezando por la de pH más bajo).

La reacción de hidrólisis de estos aniones supone un compor-tamiento básico. Las bases más fuertes serán las que tenganuna Kh mayor; estas proporcionarán un medio más básico y,por tanto, de pH mayor. Ordenadas de menor a mayor pH,serán:

NaIO3 � NaHSO3� NaCH2ClCOO � NaHCOO �� NaHS � NaCN

Utilizando los datos de las tablas 7.4 y 7.5, localiza una base que proporcione un medio de pH comparable al queresulta de disolver NaBrO en agua.

Debemos buscar una base cuya Kb sea comparable a la Kh delion BrO�.

Para el ion BrO�:

Kh � �K

Kw

a

� ��2

1

�

0

1

�

0

1

�

4

9�� 5 � 10�6

Una base de fortaleza similar es la hidracina NH2NH2, cuyaKb � 1,7 � 10�6.

Queremos obtener una disolución básica. Indica qué serámás rentable, si disolver una base, o bien una sal de un áci-do débil. Para apoyar tu respuesta, calcula la concentraciónque deberá tener una disolución de NaOH, una de NH3 yuna de NaCH3COO a fin de que su pH sea 10.

Lo más rentable es siempre disolver una base fuerte. Entreuna base débil y la sal que procede de un ácido débil, la ren-tabilidad viene determinada por la debilidad del ácido: cuan-to más débil sea este, mayor será su constante de hidrólisis ymayor el pH que se obtenga.

En el ejemplo que se propone, en el que la base es tan débilcomo el ácido del que procede la sal que va a sufrir hidróli-sis, es más rentable disolver la base débil:

21

20

PAU19

PAU18


pH � 10; pOH � 4; [OH�] � 10�4 M; [NaOH] � 10�4 M

El NH3 es una base débil, por lo que está parcialmente diso-ciado:

NH3 � H2O �� NH4� (aq) � OH� (aq)

Inicial c 0 0

Reacciona �x x x

Equilibrio c � x x x � 10�4 M

Kb � 1,8 � 10�5 ��c

(

�

10

1

�

0

4)�

2

4�; c � 6,56 � 10�4 M � [NH3]

NaCH3COO (aq) � Na� (aq) � CH3COO� (aq)

El ion que sufre hidrólisis es la base conjugada que procededel ácido débil:

Kh

CH3COO� (aq) � H2O �� CH3COOH (aq) � OH� (aq)

Inicial c 0 0

Reacciona �x x x


Kh � �K

Kw

a

� � 5,56 � 10�10; 5,56 � 10�10 � �c �

x2

x� � �

c

(

�

10

1

�

0

4)�

2

4�;

c � 10�4 � 17,99;

c � [NaCH3COO] � 17,99 M

A partir de los datos de la tabla 7.5, calcula la cons-tante Kh de los siguientes cationes, procedentes de basesdébiles: C2H5NH3

�, NH3OH�, NH4� y (C2H5)3NH�. Compárala

con las constantes Ka de los ácidos considerados débilesque aparecen en la tabla 7.4.

Kh � Kw/Kb, donde Kb es la constante de basicidad de la baseconjugada del ion presente en la disolución:

Determina los gramos de cloruro de amonio que debes utili-zar para preparar 250 mL de una disolución cuyo pH sea 4,5.

Dato: Kb (NH3) �1,8 � 10�5

El cloruro de amonio se disocia en agua dando el ion cloruro,que no sufre hidrólisis por ser la base conjugada de un ácidofuerte (HCl), y el ion amonio, que es el ácido conjugado deuna base débil y sí da hidrólisis. Estudiamos este equilibrio:

NH4Cl (aq) � Cl� (aq) � NH4� (aq)

Llamamos c a la concentración inicial de cloruro de amonio,que será la concentración del ion amonio:

Kh

NH4� � H2O �� NH3 � H3O�

Inicial c 0 0

Reacciona �x x x


pH � �log x � 4,5 � x � 3,16 � 10�5

Kh ��[NH3

[N

] �

H

[H

4�]

3O�]��

K

Kw

b

� ��1,8

10

�

�

1

1

0

4

�5�� 5,56 � 10�10

5,56 � 10�10 � �c

(

�

3,1

3

6

,1

�

6

1

�

0

1

�

0

5)�

2

5��(3,16 �

c

10�5)2

�� c � 1,8 M

M � �V

n� � �

m/

V

Mm� � m � M � V � Mm

MNH4Cl � 14 � 4 � 1 � 35,5 � 53,5 g/mol

m � 1,8 � 0,25 � 53,5 � 24 g de NH4Cl

23

PAU22CH2ClCOO� IO3

� CN� HSO3� HCOO� HS�

Ácido CH2ClCOOH HIO3 HCN H2SO3 HCOOH H2S

Kh 7,1 � 10�12 5,9 � 10�14 2,0 � 10�5 6,7 � 10�13 5,6 � 10�11 1,1 � 10�7

C2H5NH3� NH3OH� NH4

� (C2H5)3NH�

Base C2H5NH2 NH2OH NH3 (C2H5)3N

Kh 1,5 � 10�11 9,1 � 10�7 5,6 � 10�10 1,0 � 10�11

0B2QUSOL.07 18/5/09 09:59 Página 122

Queremos obtener una disolución ácida. Indica quéserá más rentable, si disolver un ácido, o bien una sal deuna base débil. Para apoyar tu respuesta, calcula la concen-tración que deberá tener una disolución de HCl, una deCH3COOH y una de NH4Cl a fin de que su pH sea 5.

Lo más rentable es siempre disolver un ácido fuerte. Entre unácido débil y la sal que procede de una base débil, la rentabi-lidad viene determinada por la debilidad de la base: cuantomás débil sea esta, mayor será su constante de hidrólisis ymenor el pH que se obtenga.

En el ejemplo que se propone, en el que el ácido es tan débilcomo la base de la que procede la sal que va a sufrir hidróli-sis, es más rentable disolver el ácido débil.

Como el pH � 5, entonces [H3O�] � 10�5.

El HCl es un ácido fuerte, por lo que estará totalmente diso-ciado:

HCl � H2O � H3O� � Cl�

La concentración será:

[HCl] � 10�5 M

El ácido acético es débil, por lo que estará parcialmente diso-ciado:

CH3COOH �� CH3COO� � H3O�

Inicial c 0 0

Reacciona �x x x


Ka � 1,8 � 10�5 � �c �

x2

x� ��

c

(

�

10

1

�

0

5)�

2

5�

Por tanto:c � 1,56 � 10�5 M � [CH3COOH]

En la disociación de la sal, sufrirá hidrólisis el ácido conjugadoque proviene de una base débil:

NH4Cl (aq) �� NH4� (aq) � Cl� (aq)

Kh

NH4� � H2O �� NH3 � H3O�

Inicial c 0 0

Reacciona �x x x


Kh � �K

Kw

b

� � 5,56 � 10�10; 5,56 � 10�10 � �c �

x2

x� ��

c

(

�

10

1

�

0

5)�

2

5�

Por tanto:c � 0,18 M � [NH4Cl]

Determina el pH y el grado de hidrólisis de una diso-lución que se prepara disolviendo 5 g de formiato de cal-cio, Ca(HCOO)2, en agua hasta tener 100 mL de disolución.Toma los datos que precises de la tabla 7.4.

Cualquier tipo de sal que se disuelva en agua se disocia ensus iones. Hay que analizar la posibilidad de que algún ionsufra hidrólisis. En este ejemplo:

� El Ca2� es el ion que resulta de la base Ca(OH)2, una basefuerte que, por tanto, no sufrirá hidrólisis.

� HCOO� es la base conjugada de un ácido débil, el HCOOH,y sí sufrirá hidrólisis.

A partir de los datos del enunciado se calcula la concen-tración inicial del ion formiato y se estudia su equilibrio de hidrólisis:

MCa(HCOO)2� 40 � 2 (1 � 12 � 16 � 2) � 130 g/mol

�5 g

1

d

3

e

0

C

g

a

/

(H

m

C

o

O

l

O)2�� 0,038 mol; M � �

0,

0

0

,

3

1

8� � 0,38 M

Ca(HCOO)2 (aq) � Ca2� (aq) � 2 HCOO� (aq)0,38 M 2 � 0,38 M � 0,76 M

PAU25

PAU24 Kh

HCOO� � H2O �� HCOOH � OH�

Inicial 0,76 0 0

Reacciona �x x x

Equilibrio 0,76 � x x x

Kh � �K

Kw

a

� ��1,8

10

�

�

1

1

0

4

�4�� 5,56 � 10�11

5,56 � 10�11 ��0,76

x2

� x��

0

x

,7

2

6�; x � 6,5 � 10�6 M � [OH�]

pOH � 5,19 � pH � 14 � 5,19 � 8,81

� � �0,

x

76� ��

6,5

0

�

,7

1

6

0�6

�� 8,55 � 10�6

Calcula los gramos de cloruro de metilamonio(CH3NH3Cl) que necesitamos para preparar 500 mL de diso-lución de pH � 6. Dato: pKb � 3,44

El CH3NH3Cl es una sal que procede de un ácido fuerte (HCl) yuna base débil (CH3NH2). Sufrirá hidrólisis el ion CH3NH3

�, quees el ácido conjugado de la base débil:

CH3NH3Cl (aq) � CH3NH3� (aq) � Cl� (aq)

Estudiaremos el equilibrio de hidrólisis del ion metilamoniocon objeto de determinar cuál debe ser su concentración para obtener la disolución de pH � 6:

Kh

CH3NH3� � H2O �� CH3NH2 � H3O�

Inicial c 0 0

Reacciona �x x x


Kh � �K

Kw

b

� � 2,75 � 10�11 � �c �

x2

x� ��

c

(

�

10

1

�

0

6)�

2

6�

2,75 � 10�11c � 2,75 � 10�17 � 10�12

c � 0,036 M

La concentración de este ion permite conocer los gramos decloruro de metilamonio que debemos disolver en los 500 mLde disolución:

M � n/V; n � 0,036 � 0,5 � 0,018 mol

MCH3NH3Cl � 35,5 � 12 � 3 � 14 � 3 � 67,5 g/mol

0,018 mol � 67,5 g/mol � 1,22 g de CH3NH3Cl

Utilizando los datos de las tablas 7.4 y 7.5, determinael carácter (ácido, básico o neutro) de una disolución de lassiguientes sustancias en agua: CH3NH3NO2, NH3OHClO2 yC2H5NH3CN.

Tenemos una disolución acuosa de ácido fórmico.Discute cómo afecta a su pH la adición de:

a) Ácido clorhídrico.

b) Formiato de sodio.

c) Cloruro de sodio.

PAU28

PAU27

PAU26


CH3NH3NO2

Sal

NH3OHClO2

C2H5NH3CN

HNO2,Ka � 4,3 � 10�4

Ácido que origina el anión

HClO2,Ka � 1,0 � 10�2

HCN,Ka � 4,9 � 10�10

CH3NH2,Kb � 3,6 � 10�4

Base que origina el catión

NH2OH,Kb � 1,1 � 10�8

C2H5NH2,Kb � 6,5 � 10�4

Neutra. Los dos iones se hidrolizan en lamisma extensión.

Disolución

Ácida. Sufrirá hidrólisisel catión que procede de la base más débil.

Básica. Sufrirá hidrólisisel anión que procede del ácido más débil.

0B2QUSOL.07 18/5/09 09:59 Página 123


El ácido fórmico es un ácido débil cuya disociación en aguapodemos escribir así:

HCOOH � H2O �� HCOO� � H3O�

a) El HCl es un ácido fuerte cuya disociación en agua aportaiones hidronio:

HCl � H2O � Cl� � H3O�

Al añadir HCl al medio, el equilibrio de disociación del áci-do fórmico se desplaza hacia la izquierda. En consecuen-cia, disminuye su grado de disociación, aunque se reduzcael pH del medio por efecto del HCl.

b) El formiato de sodio es una sal que, al disolverse en agua,origina:

NaHCOO (aq) � HCOO� � Na�

El ion formiato desplaza el equilibrio de disociación delácido fórmico hacia la izquierda. En consecuencia, dismi-nuye su grado de disociación y aumenta el pH, ya que nohay ninguna otra sustancia que aporte iones hidronio.

c) Al disolver NaCl aparecerán en el medio iones Na� y Cl�,que no influyen en el equilibrio de disociación del ácidofórmico. Esta adición no altera el pH ni el grado de disocia-ción del HCOOH.

Tenemos una disolución acuosa de benzoato de sodio. Discute cómo afecta a su pH la adición de:

a) Hidróxido de potasio.

b) Benzoato de potasio.

c) Cloruro de potasio.

El benzoato de sodio (NaC6H5COO) es una sal procedente deun ácido débil (C6H5COOH, Ka � 6,5 � 10�5) y una base fuerte(NaOH). Cuando se disuelve en agua, sufrirá hidrólisis elanión procedente del ácido:

NaC6H5COO (aq) � Na�(aq) � C6H5COO� (aq)

C6H5COO� � H2O �� C6H5COOH � OH�

a) Al adicionar hidróxido de potasio, KOH, aumenta la pro-porción de iones OH� en el medio, lo que hace que elequilibrio de hidrólisis se desplace hacia la izquierda. Dis-minuye el grado de hidrólisis y aumenta el pH, por losOH� aportados por el KOH.

b) Al adicionar benzoato de potasio, KC6H5COO (aq), aumen-ta la proporción de iones C6H5COO� en el medio, lo quehace que el equilibrio de hidrólisis se desplace hacia la de-recha. Por tanto, aumenta la concentración de OH� y elpH.

En cambio, el grado de hidrólisis es menor, debido a quedisminuye con el aumento de la concentración de la espe-cie que sufre el proceso (véase la actividad 14).

c) Al adicionar cloruro de potasio, KCl (aq), el equilibrio de hi-drólisis no se ve afectado; por tanto, no varía ni el gradode hidrólisis ni el pH.

El mármol es, desde el punto de vista químico, CaCO3. Deacuerdo con los datos de la tabla 7.4, indica qué otros áci-dos, además del HCl, podrías utilizar para disolverlo.

Cualquier ácido que sea más fuerte que el ácido conjugadodel CO3

2� hará que el carbonato se convierta en bicarbonato,habitualmente más soluble (ácidos con Ka � 5,6 � 10�11). Si elácido es más fuerte que el H2CO3 (ácidos con Ka � 4,3 � 10�7),se formará este ácido, que, además, se descompone en CO2 yH2O, lo que desplaza el equilibrio de solubilidad y favorece ladisolución del carbonato de calcio.

Utiliza los datos de la tabla 7.4 para justificar por qué el fosfato de calcio es insoluble en agua, pero, en cambio, sepuede disolver en ácido acético.

31

30

PAU29

El ácido fosfórico es un ácido poliprótico, cuyas constantes deacidez se muestran en la tabla 7.6 de la página 235 del Librodel alumno. Las dos últimas constantes de ionización de esteácido son menores que la Ka del ácido acético; por esta razón,cuando se pone fosfato de calcio en ácido acético, se convier-te en el ion dihidrogenofostato, cuya sal cálcica es soluble enagua.

Limpia el hueso de una zanca de pollo (puede estar cocina-do) e introdúcelo en vinagre. Al cabo de unos días se habrávuelto flexible —lo podrás doblar— y elástico —si lo dejascaer desde cierta altura, rebotará—. Explica por qué suce-de esto.

Huesos saltarines.

Lo que da rigidez a los huesos es el fosfato de calcio, que seconvierte en el dihidrógeno fosfato —una sustancia solu-ble— cuando se disuelve en vinagre, que es una disoluciónde ácido acético. Esto explica que los huesos se vuelvan flexi-bles cuando se sumergen en vinagre.

Calcula en qué proporción hay que mezclar el amoníaco yel cloruro de amonio para que el pH de la disolución regu-ladora sea de 8,5.

Se plantea el equilibrio ácido-base del amoníaco y de disocia-ción del cloruro de amonio.

NH3 � H2O �� NH4� � OH�

NH4Cl (aq) � NH4� (aq) � Cl� (aq)

El valor del pH permite conocer la [OH�]:

pH � 8,5 � pOH � 5,5 � [OH�] � 3,16 � 10�6

Las concentraciones de la base y de la sal en estado deequilibrio son prácticamente las mismas que en el inicio de la reacción:

Kb ��[NH

[4�

N

]

H

[O

3]

H�]�; 1,8 � 10�5 ��

[NH4�] �

[N

3

H

,1

3

6

]

� 10�6

�

�[

[

N

N

H

H4�

3]

]� = 5,7

Comprueba que, si se añade a una disolución reguladorauna cantidad de ácido fuerte o de base fuerte que reduzcaa la mitad la cantidad de su especie básica o de su especieácida, el pH del medio no llega a cambiar en una unidad.Calcula el pH de una disolución acuosa formada por esacantidad de ácido fuerte o de base fuerte.

Nota: en el problema 3 del apartado Cuestiones y problemasresueltos (página 258) encontrarás una justificación deta-llada de la actividad aquí planteada.

Supongamos una disolución que es 0,5 M en NH3 y 0,4 M enNH4Cl.

Calculamos el pH resultante:

NH3 � H2O �� NH4� � OH�

Inicial 0,5 M 0,4 M 0

Reacciona �x x x

Equilibrio 0,5 � x 0,4 � x x

34

33

32

0B2QUSOL.07 18/5/09 09:59 Página 124

NH4Cl (aq) �� NH4� (aq) � Cl� (aq)

0,4 M 0,4 M

Kb ��[NH

[4�

N

]

H

[O

3]

H�]�; 1,8 � 10�5 ��

(0

0

,4

,5

�

�

x

x

) x��

0

0

,

,

4

5� x

x � 2,25 � 10�5; pOH � 4,65 � pH � 9,35

� Se añade HCl:

HCl � NH3�� NH4

� � Cl�

Para que el NH3 se reduzca a la mitad, hay que añadir HCl has-ta que su concentración sea 0,25 M. La concentración de NH4

�

aumenta en 0,25 M:

NH3 � H2O �� NH4� � OH�

Inicial 0,5 � 0,25 0,4 � 0,25 0

Reacciona �x x x


Kb ��[NH

[4�

N

]

H

[O

3]

H�]�

1,8 � 10�5 ��(0

0

,6

,2

5

5

�

�

x

x

) x� � �

0

0

,

,

6

2

5

5� x

x � 6,92 � 10�6

pOH � 5,16 � pH � 8,84

� Se añade NaOH:

NaOH �NH4� � NH3 � H2O � Na�

Para que NH4� se reduzca a la mitad, hay que añadir NaOH

hasta que su concentración sea 0,2 M. La concentración delNH3 aumenta en 0,2 M:

NH3 � H2O �� NH4� � OH�

Inicial 0,5 � 0,2 0,4 � 0,2 0

Reacciona �x x x


Kb ��[NH

[4�

N

]

H

[O

3]

H�]�; 1,8 � 10�5 ��

(0

0

,2

,7

�

�

x

x

) x� � �

0

0

,

,

2

7� x

x � 6,3 � 10�5; pOH � 4,20 � pH � 9,80

� Se añade HCl al agua hasta que la concentración sea 0,25 M:


0,25 M 0,25 M

pH � �log 0,25 � 0,6

� Se añade NaOH al agua hasta que la concentración sea 0,2 M:

NaOH (aq) � Na� (aq) � OH� (aq)0,2 M 0,2 M

pOH � �log 0,2 � 0,7 � pH � 13,3

Técnicas experimentales (página 257)

Valoración ácido-base

¿Por qué es necesario medir con exactitud los 20 mL de ladisolución de NaOH, mientras que el agua que se añade semide solo aproximadamente?

Hay que medir con exactitud los 20 mL de NaOH porque con-tienen la base que vamos a neutralizar. En cuanto al agua quese añade, basta con medirla de forma aproximada, ya que solotiene la función de hacer que aumente el volumen del líqui-do de modo que resulte más cómodo manejarlo; su cantidadno altera los moles de NaOH presentes en la disolución.

¿La cantidad de fenolftaleína que añadimos tendrá algunainfluencia en la concentración de la base que pretendemosdeterminar?

No tendrá ninguna influencia. La fenolftaleína es una basemuy débil y se echa una cantidad muy pequeña. Su presenciano provoca cambios apreciables en el pH del medio.

2

1

¿Se podría realizar esta práctica colocando la base en la bureta?

Lo más habitual es medir la cantidad de ácido (cuya concen-tración se conoce con exactitud) que se requiere para neutra-lizar una determinada cantidad de base (cuya concentraciónno se conoce con exactitud). Podría hacerse al revés y medir lacantidad de base (de concentración exacta desconocida) quese necesita para neutralizar una determinada cantidad de áci-do (de concentración conocida con exactitud). Si utilizásemoseste segundo procedimiento, el punto de equivalencia ten-dría lugar al aparecer el color fucsia del indicador.

Supón que has obtenido los mismos resultados experimen-tales, pero teniendo como base el Ca(OH)2. ¿Cuál sería laconcentración de la base?

Hay que tener en cuenta la estequiometría de la reacción:

2 HCl � Ca(OH)2 � CaCl2 � 2 H2O

n.º de moles de HCl � 2 � n.º de moles de Ca(OH)2

n.º de moles de HCl � MHClVgastado

[Ca(OH)2] �V (20 mL)

Nota: se aconseja completar esta práctica obteniendo la cur-va de valoración. Se puede, por ejemplo, repetir el proceso devaloración, pero midiendo el pH del medio después de cadaadición de ácido. Se hace luego la representación del pH enrelación con la cantidad de ácido añadido. (Debe obtenerseuna gráfica similar a la que resulta en el problema 43.)

En la toma de datos, estos deben ser más frecuentes, en tor-no al punto de viraje que se detecta en el procedimiento dela técnica experimental; un posible ejemplo sería el siguiente:

Cuestiones y problemas (páginas 261/263)

Concepto de ácido y base

Haz un esquema con las similitudes y diferencias entre elconcepto de ácido y base de Arrhenius y el de Brönsted yLowry.

Véase la tabla 7.1 de la página 230 del Libro del alumno.

Explica por qué las reacciones ácido-base se llaman reac-ciones de transferencia de protones.

Para que un ácido manifieste su comportamiento, debe cederprotones a una base que los acepte. Así pues, se produce unatransferencia de protones desde la especie ácida a la básica.

Clasifica las siguientes sustancias como ácidos o comobases. Indica la teoría en la que te has basado para ello: HI,NaOH, HClO, HCO3

�, NH4�, CH3NH2, H2O, CH3OH y HCOOH.

� HI: ácido según la teoría de Arrhenius y la de Brönsted yLowry.

� NaOH: base según la teoría de Arrhenius. Según la teoríade Brönsted y Lowry, la base es OH�.

� HClO: ácido según la teoría de Arrhenius y la de Brönsted yLowry.

� HCO3�: ácido según la teoría de Brönsted y Lowry.

PAU3

2

1

n.º de moles de HCl��

2

4

3


0 5 10 13 15 16 16,5mL ácido añadido

pH

17 17,5 18 20 23 25 30mL ácido añadido

pH

0B2QUSOL.07 18/5/09 09:59 Página 125


� NH4�: ácido según la teoría de Brönsted y Lowry.

� CH3NH2: base según la teoría de Brönsted y Lowry.

� H2O: ácido o base según la teoría de Brönsted y Lowry.

� CH3OH: base según la teoría de Brönsted y Lowry.

� HCOOH: ácido según la teoría de Arrhenius y la de Brönstedy Lowry.

Nota: aunque en determinadas condiciones se podrían formarlas especies CH3NH� y CH3O�, no nos ha parecido oportuno eneste nivel considerar su comportamiento ácido. Dejamos a criterio del profesorado si interesa o no ese nivel de precisión.

En los siguientes procesos, identifica los pares ácido-baseconjugados e indica, en cada caso, qué especie se compor-ta como ácido y cuál como base:

a) HF � NH3 → NH4�F�

b) CO32� � H2O → HCO3

� � OH�

c) 2 HCO3� → CO3

2� � H2CO3

d) NaHCO3� � NaOH → Na2CO3 � H2O

e) NH4Cl � NaNH2 → 2 NH3 � NaCl

f) NaHCO3 � HCl → H2CO3 � NaCl

Indica cuál es la base conjugada de las siguientes es-pecies cuando actúan como ácido en un medio acuoso:HCO3

�, H2O y CH3COO�.

La base conjugada es la especie en que se convierten cuandopierden su protón:

Teniendo en cuenta los valores de la constante Ka

de la tabla 7.4, indica cuáles serán los productos de las siguientes reacciones:

a) HSO4� � HSO3

� →b) HS� � HCN →c) HS� � HCO3

� → Se comportará como ácido la especie que tiene el Ka más alto.

a) HSO4� � HSO3

� � SO42� � H2SO3

Ka HSO4� � 1,3 � 10�2 y Ka HSO3

� � 1,0 � 10�7

b) HS� � HCN � H2S � CN�

Ka HS� � 1,1 � 10�13 y Ka HCN � 4,9 � 10�10

c) HS� � HCO3� � H2S � CO3

2�

Ka HS� � 1,1 � 10�13 y Ka HCO3� � 5,6 � 10�11

Mezcla en un vaso vinagre y bicarbonato. Observarás quese produce un gas. Escribe la reacción y justifícala a partirde las constantes de acidez que se recogen en la tabla 7.4.¿Qué sustancia es el gas?

7

PAU6

PAU5

4

Se comportará como ácido la especie que tiene el Ka más alto:

CH3COOH � HCO3� � CH3COO� � H2CO3

Ka CH3COOH � 1,8 � 10�5 y Ka HCO3� � 5,6 � 10�11

El ácido carbónico se descompone según la siguiente reacción:

H2CO3 � CO2 � H2O

El gas que se forma es CO2.

Disoluciones de ácidos y bases. Cálculo de pH

Basándote en el principio de Le Châtelier, razona si el número de moléculas ionizadas en un recipiente que con-tiene agua pura es mayor, menor o igual que el que hay en una disolución ácida o básica.

En una disolución ácida, la [H3O�] es mayor que la que hay enagua pura, mientras que, en una disolución básica, la [OH�]es mayor que la que hay en agua pura. Estos dos iones sonlos resultantes de la ionización del agua. De acuerdo con elprincipio de Le Châtelier, si aumenta la concentración de losproductos, el equilibrio se desplaza hacia los reactivos; enconsecuencia, el número de moléculas de agua ionizadas esmenor que si el recipiente contuviese agua pura.

Calcula [H3O�] y el pH del medio para: a) Una disolu-ción de HClO4 0,05 M; b) Una disolución de HCl 10�9 M.

a) Como es un ácido fuerte, estará totalmente disociado:

HClO4 � H2O � ClO4� � H3O�

[HClO4] � [H3O�] � 0,05; pH � �log 0,05 � 1,3

b) El HCl es un ácido fuerte y está totalmente disociado. Co-mo la concentración que presenta en este caso es muybaja, para calcular el pH del medio habrá que sumar a losprotones que proceden del ácido los que resultan de laautoionización del agua:

[H3O�] �[H3O�]ácido � [H3O�]agua � 10�9 � 10�7 � 10�7

pH � �log 10�7 � 7

Calcula [OH�] y el pH del medio para: a) Una disolu-ción de Ba(OH)2 0,05 M; b) Una disolución de Ba(OH)2 10�9 M.

a) Como es una base fuerte, estará totalmente disociada:

Ba(OH)2 � Ba2� � 2 OH�

[OH�] � 2 [Ba(OH)2] � 0,1 M

pOH � �log 10�1� 1

pH � pOH � 14 � pH � 13

b) Como la disolución de Ba(OH)2 es muy baja, para calcular elpOH del medio se deberá sumar a los oxidrilos que procedende la base los que resultan de la autoionización del agua:

[OH�] � [OH�]base � [OH�]agua � 2 � 10�9 � 10�7 � 10�7

pOH � �log 10�7� 7

pH � pOH � 14 � pH � 7

Ordena, de la más ácida a la más básica, las siguien-tes disoluciones: [H3O�] � 10�3; pOH � 2,7; [OH�] � 10�4;[H3O�] � 10�8; [OH�] � 10�6; pH � 3,5; [OH�] � 10�2;pH � 7; [H3O�] � 10�13.

Son más ácidas las disoluciones que tienen mayor [H3O�] omenor pH:

[H3O�] � 10�3 � pH � 3,5 � pH � 7 � [H3O�] � 10�8 �� [OH�] � 10�6 � [OH�] � 10�4 � pOH � 2,7 �

� [OH�] � 10�2 � [H3O�] � 10�13

Tenemos una disolución de C6H5COOH (ácido benzoi-co) 0,05 M. Calcula [H3O�], el pH del medio y el grado de ionización del ácido.

Dato: Ka � 6,5 � 10�5

PAU12

PAU11

PAU10

PAU9

8

HF

Ácido 1

H2O

HCO3�

HCO3�

NH4�

HCl

NH3

Base 1

CO32�

HCO3�

OH�

NH2�

HCO3�

F�

Base (conjugada) 2

OH�

CO32�

CO32�

NH3

Cl�

NH4�

Ácido(conjugado) 2

HCO3�

H2CO3

H2O

NH3

H2CO3

Base conjugada

Especie

CO32�

HCO3�

OH�

No tiene hidrógenos ácidos, por lo que no presenta comportamiento ácido frenteal agua. Este anión es la base conjugadadel ácido acético.

H2O CH3COO�

0B2QUSOL.07 18/5/09 09:59 Página 126

Se plantea el equilibrio de disociación del ácido benzoico.

Obsérvese la diferencia que existe entre despreciar la can-tidad de ácido que se ioniza con respecto a la cantidad deácido inicial y no hacer esa simplificación:

C6H5COOH � H2O �� C6H5COO� � H3O�

Inicial 0,05 M 0 0

Ioniza �x x x


Ka � �c �

x2

x�; 6,5 � 10�5 ��

0,05

x2

� x��

0

x

,0

2

5�

x � 1,80 � 10�3 M

pH � �log (1,8 � 10�3) � 2,74

� ��1,8

0

�

,0

1

5

0�3

�� 0,036

Si no se hace la simplificación:

x � 1,77 � 10�3 M

pH � 2,75

� � 0,035

Calcula el pH y el porcentaje de ionización del HF alas siguientes concentraciones: 1 M, 0,1 M y 10�4 M. ¿Quéconclusión puedes extraer de los resultados?

Dato: Ka � 3,5 � 10�4

Se plantea el equilibrio de disociación del HF y se resuelve enlos casos propuestos.

HF � H2O �� F� � H3O�

Inicial c 0 0

Ioniza �x x x


Ka � �c �

x2

x� � 3,5 � 10�4

� Para c � 1:

3,5 � 10�4 � �1 �

x2

x�; x � 0,018 5

pH � 1,73; % disociación � �x

c� � 100 � 1,85 %

� Para c � 0,1:

3,5 � 10�4 ��0,1

x

�

2

x�; x � 5,74 � 10�3

pH � 2,24; % disociación � 5,74 %

� Para c � 10�4:

3,5 � 10�4 ��10�

x4

2

� x�; x � 8,12 � 10�5

pH � 4,09; % disociación � �x

c� � 100 � 81,17 %

Obsérvese que cuanto menor es la concentración del ácido,mayor es el pH (el medio es menos ácido) y mayor es el por-centaje de disociación.

Calcula la cantidad (en gramos) de ácido fórmico(HCOOH) que necesitamos para preparar 200 mL de disolu-ción de pH � 2.

Dato: Ka � 1,8 � 10�4

Se plantea el equilibrio de disociación del ácido fórmico. Eneste caso, el pH nos permitirá conocer la [H3O�] en estado deequilibrio; a partir de ahí, determinaremos la concentracióninicial del ácido:

pH � 2

[H3O�] � 10�2

PAU14

PAU13


Inicial c 0 0

Ioniza �x x x

Equilibrio c � x x x � 10�2

Ka � �c �

x2

x�; 1,8 � 10�4 ��

c

(

�

10

1

�

0

2)�

2

2�; c � 0,566 M

M � n/V; n � 0,566 � 0,2 � 0,113 mol

MHCOOH � 2 � 12 � 16 � 2 � 46 g/mol

m � nMHCOOH � 0,113 � 46 � 5,21 g de HCOOH

Si HA tiene pKa � 3,45 y HB tiene pKa � 6, ¿cuál delos dos ácidos es más fuerte?

Para HA, Ka � 3,55 � 10�4, mientras que para HB, Ka � 10�6. Portanto, es más fuerte el ácido HA.

El ácido láctico es el responsable de las agujetas quepadecemos después de realizar un ejercicio físico intenso sinestar acostumbrados a ello. Desde el punto de vista químico,se trata de un ácido débil que podemos indicar como HL. Almedir el pH de una disolución 0,05 M de este ácido, se obtie-ne un valor de 2,59. Calcula: a) la concentración de H� de ladisolución; b) el valor de su constante de acidez; c) la con-centración de OH� de la disolución.

Llamamos HL al ácido láctico. Estudiamos su equilibrio de disociación:

HF � H2O �� L� � H3O�

Inicial 0,05 0 0

Reacciona �x x x


a) pH � 2,59 � [H3O�] � 2,57 � 10�3 � x

b) Ka ��0,0

x

5

�

�

x

x��

0,0

(

5

2,

�

57

2

�

,5

1

7

0�

�

3

1

)

0

2

�3�� 1,39 � 10�4

c) [OH�] � �[H

10

3O

�1

�

4

]��

2,5

1

7

0

�

�

1

14

0�3�� 3,89 � 10�12 M

A 25 °C la constante de disociación del NH4OH vale1,8 � 10�5. Si se tiene una disolución de NH4OH 0,1 M, calcu-la su grado de disociación y la concentración de una disolu-ción de NaOH que tuviera el mismo pH.

Estudiamos el equilibrio de disociación:

NH4OH (aq) �� NH4� � OH�

Inicial 0,1 0 0

Reacciona �x x x


Ka ��0,

x

1

�

�

x

x�� 1,8 � 10�5

x � �1,8 � 10��5 � 0,1�� 1,34 � 10�3

� � �x

c� ��

1,34

0

�

,1

10�3

�� 1,34 � 10�2

La disolución de NaOH que tenga el mismo pH deberá tenerla misma concentración de oxidrilos:

NaOH (aq) � Na� (aq) � OH� (aq)

[OH�] � [NaOH] � 1,34 � 10�3 M

Una disolución 0,5 M de anilina (C6H5NH2) tiene unpH � 11,2. Determina su Kb y el grado de disociación.

Se plantea el equilibrio de disociación de la anilina. El pH nos permitirá conocer el pOH, y este, a su vez, la [OH�] en elequilibrio; a partir de ahí, estableceremos la constante de basicidad:

pH � 11,2 � pOH � 2,8 � [OH�] � 1,58 � 10�3

PAU18

PAU17

PAU16

PAU15


0B2QUSOL.07 18/5/09 09:59 Página 127


C6H5NH2 � H2O �� C6H5NH3� � OH�

Inicial 0,5 0 0

Ioniza �x x x

Equilibrio 0,5 � x x x � 1,58 � 10�3 M

Kb ��0,5

x

�

2

x��

0,5

(1

�

,58

1,

�

5

1

8

0

�

�

1

3)

0

2

�3�� 5 � 10�6

� � �x

c� ��

1,58

0

�

,5

10�3

�� 3,17 � 10�3

Se disuelven 20 g de trietilamina, (C2H5)3N, en aguahasta conseguir un volumen de 100 mL. Cuando se alcanzael equilibrio, la amina se ha ionizado en un 2,2 %. Calcula elpH de la disolución y la Kb de la amina.

Se plantea el equilibrio de disociación de la trietilamina. Elporcentaje de disociación nos permite conocer la concentra-ción de las especies en estado de equilibrio; a partir de ahí,podrá establecerse la constante de basicidad:

M(C2H5)3N � (12 � 2 � 5) � 3 � 14 � 101 g/mol

M = �20 g/1

0

0

,1

1

L

g/mol� = 2 M

(C2H5)3N � H2O �� (C2H5)3NH� � OH�

Inicial 2 0 0

Ioniza �x x x

Equilibrio 2 � x x x

x � c � � � �2

1

�

0

2

0

,2� � 0,044

Kb � �c �

x2

x� ��

2 �

0,0

0

4

,0

4

4

2

4�� 9,9 � 10�4

pOH � �log 0,044 � 1,36 � pH � 14 � 1,36 � 12,64

Una disolución acuosa de amoníaco de uso domésti-co tiene de densidad 0,85 g/cm3 y el 8 % de NH3 en masa.

a) Calcula la concentración molar de amoníaco en dicha di-solución.

b) Si la disolución anterior se diluye diez veces, calcula elpH de la disolución resultante.

c) Determina las concentraciones de todas las especies(NH3, NH4

�, H� y OH�) en la disolución diluida diez veces.

Datos. Masas atómicas: N � 14, H � 1; Kb (NH3) � 1,8 � 10�5

a) Tomamos como base de cálculo 1 L de disolución. Calcula-mos la masa de amoníaco que contiene:

1 L disolución � 850 g disolución ��100 g

8

d

g

is

N

o

H

lu3

ción��

� 68 g NH3 puro

MNH3� 14 � 3 � 17 g/mol

M � � 4 M

b) Estudiamos el equilibrio de disociación del amoníaco. Suconcentración, una vez diluido, es 0,4 M:

NH3 � H2O �� NH4� � OH�

Inicial 0,4 M 0 0

Reacciona �x x x


Kb ��0,

x

4

�

�

x

x�� 1,8 � 10�5

x � �1,8 � 10��5 � 0,4�� 2,68 � 10�3

2,68 � 10�3 � [OH�] � pOH � 2,57

pH � 14 � pOH � 11,43

�17

6

g

8

/m

g

ol�

��1 L

PAU20

PAU19

c) Las concentraciones son:

2,68 � 10�3 � [NH4�] � [OH�]

[NH3] � 0,4 �2,68 � 10�3 � 0,397

[H�] � �[

1

O

0

H

�

�

14

]� � 3,73 � 10�12 M

Hidrólisis

Se mide el pH de dos disoluciones acuosas, A y B; ladisolución A tiene pH básico y la disolución B tiene pH neu-tro. Indica, escribiendo las reacciones correspondientes,cuál corresponderá a una disolución de acetato de sodio y cuál a una disolución de cloruro de sodio.

La disolución A corresponde al acetato de sodio. Es una sal queprocede de un ácido débil y una base fuerte; en consecuencia,el anión sufre hidrólisis provocando un medio alcalino:

NaCH3COO (aq) → Na� (aq) � CH3COO� (aq)

CH3COO� � H2O �� CH3COOH � OH�

El cloruro de sodio es una sal que procede de un ácido fuertey una base fuerte. Ninguno de sus iones sufrirá hidrólisis; portanto, su disolución acuosa proporciona un medio neutro.

Escribe las ecuaciones iónicas para la reacción en disolución acuosa, en caso de haberla, de cada uno de lossiguientes iones e indica si la disolución final será ácida,básica o neutra: a) NH4

�; b) Cl�; c) K�; d) CH3COO�.

a) NH4� � H2O �� NH3 � H3O�

Será, por tanto, una disolución ácida.

b) El ion Cl� procede de un ácido fuerte; por tanto, no sufrehidrólisis y la disolución será neutra.

c) El ion K� procede de una base fuerte; por tanto, no sufrehidrólisis y la disolución será neutra.

d) CH3COO� � H2O �� CH3COOH � OH�

Será, por tanto, una disolución básica.

Razona cualitativamente el carácter ácido o básicode las siguientes disoluciones acuosas 1 M: a) hidróxido de sodio; b) amoníaco, c) cianuro de sodio, d) cianuro deamonio.

Datos: Ka cianhídrico � 4,9 � 10�10; Kb amoníaco � 1,8 � 10�5

a) El hidróxido de sodio es una base fuerte. Su disolución esbásica:

NaOH (aq) � Na� � OH�

b) El amoníaco es una base débil. Su disolución es básica:

NH3 � H2O �� NH4� � OH�

c) El cianuro de sodio es una sal que procede de un ácido débil y una base fuerte. Sufrirá hidrólisis el anión, dandolugar a una disolución de carácter básico:

CN� � H2O �� HCN � OH�

d) El cianuro de amonio es una sal cuyo anión procede de unácido débil y cuyo catión procede de una base débil. Am-bos iones sufren hidrólisis. Por ser la Ka del ácido cianhídri-co mucho menor que la Kb del amoníaco, la hidrólisis delion cianuro tendrá una constante mucho mayor, como seve a continuación; en consecuencia, la disolución acuosatendrá carácter básico:

CN� � H2O �� HCN � OH�

Kh � �K

Kw

a

� ��4,9

1

�

0

1

�

0

14

�10�� 2,04 � 10�5

NH4� � H2O �� NH3 � H3O�

Kh � �K

Kw

b

� ��1,8

10

�

�

1

1

0

4

�5�� 5,56 � 10�10

PAU23

PAU22

PAU21

0B2QUSOL.07 18/5/09 09:59 Página 128

Haciendo uso de los valores de Ka y Kb que se reco-gen en las tablas 7.4 y 7.5, indica el carácter ácido, básico oneutro de una disolución acuosa de las siguientes sales:NaNO2, NaNO3, CaHPO4, Na2SO4, CH3NH3Cl y LiIO3.

Las disoluciones 1 M de las sales NaA, NaB y NaC tie-nen, respectivamente, pH � 11, pH � 9 y pH � 7. Ordena,en función de su fortaleza, los ácidos HA, HB y HC.

En estas sales sufre hidrólisis el anión:

X� � H2O �� HX � OH� Kh � �K

Kw

a

�

La constante Kh será mayor cuanto más débil sea el ácido. Portanto, el pH más alto se corresponde con el anión del ácidomás débil.

El ácido más fuerte es HC, seguido de HB y, a continuación,de HA.

Calcula el pH y el grado de hidrólisis de una disolu-ción 0,5 M de (NH4)2SO4. Dato: Kb (NH3) � 1,8 � 10�5

Se hidroliza el catión que procede de la base débil.

Analizamos la disociación de la sal para conocer la concentra-ción del ion amonio y luego estudiamos su equilibrio de hidrólisis.

(NH4)2SO4 (aq) � 2 NH4� � SO4

2�

0,5 M 2 � 0,5 M � 1 M

Kh

NH4� � H2O �� NH3 � H3O�

Inicial 1 0 0

Reacciona �x x x


Kh � �K

Kw

b

� ��1,8

10

�

�

1

1

0

4

�5�� 5,56 � 10�10

Kh � �1 �

x2

x�; 5,56 � 10�10 � �

1 �

x2

x� � �

x

1

2

�

x � 2,5 � 10�5; pH � �log [H3O�] � 4,6

� � �x

c� � 2,5 � 10�5

PAU26

PAU25

PAU24 Se disuelven 35,75 g de hipoclorito de calcio en aguahasta tener 500 mL de disolución. Cuando se alcanza elequilibrio, la sal presenta un grado de hidrólisis de 1 � 10�3.Calcula el pH de la disolución y la Ka del ácido hipocloroso.

Como el Ca2� procede de una base fuerte, se hidrolizará elanión del ácido débil.

Se calcula la concentración molar de la sal que se disuelve yluego la concentración del anión. A continuación, se estudiasu equilibrio de hidrólisis.

Ca(ClO)2 (aq) � Ca2� � 2 ClO�

MCa(ClO)2� 40 � 2 (35,5 � 16) � 143 g/mol

37,75 g de Ca(ClO)2 � (1 mol/143 g) �� 0,264 mol de Ca(ClO)2

2 � 0,264 mol de Ca(ClO)2 � 0,528 mol de ClO�

[ClO�] � �0,

0

5

,

2

5

8� � 1,061 M

ClO� � H2O �� HClO � OH�

Inicial 1,06 0 0

Reacciona �x x x


� � x/c � x � c� � 1,06 � 10�3

Kh � �K

Kw

a

� ��1,06

x2

� x�

Kh � �10

K

�

a

14

� ��1,0

(

6

1,

�

06

1

�

,0

1

6

0�

�

3

1

)

0

2

�3�; Ka � 9,42 � 10�9

pOH � �log 1,06 � 10�3 � 3 � pH � 14 � 3 � 11

Efecto del ion común

Determina el pH y el porcentaje de disociación en una diso-lución 1 M de NH3 si Kb � 1,8 � 10�5. A 100 mL de esa disolución se añaden 10 mL de disolución 1 M de NH4Cl.Suponiendo que los volúmenes son aditivos, calcula el pHy el porcentaje de disociación del amoníaco en esas condiciones. ¿Es coherente el resultado con el principio de Le Châtelier?

Inicialmente estudiamos el equilibrio ácido-base del NH3 paradeterminar el pH y el porcentaje de disociación:

NH3 � H2O �� NH4� � OH�

Inicial 1 0 0

Reacciona �x x x


Kb � �1 �

x2

x�

1,8 � 10�5 � �1 �

x2

x� � �

x

1

2

�

x � 4,24 � 10�3; pOH � 2,37 � pH � 11,63

� � x/c � 4,24 � 10�3 � % � � 0,42 %

NH4Cl (aq) � NH4� � Cl�

100 mL disolución � 1 M de NH3 � 1 � 0,1 � 0,1 mol de NH3

10 mL disolución � 1 M de NH4� � 1 � 0,01 � 0,01 mol de NH4

�

� En la mezcla:

[NH3] ��0,1 �

0,1

0,01�� 0,91 M

[NH4�] ��

0,1

0

�

,0

0

1

,01�� 0,091 M

Al añadir NH4Cl, cambiarán las concentraciones de las espe-cies presentes en la disolución. Determinamos las nuevasconcentraciones iniciales y recalculamos el pH y el porcentajede disociación en el nuevo equilibrio.

28D

PAU27D


NaNO2

Sal

NaNO3

CaHPO4

Na2SO4

CH3NH3Cl

LiIO3

HNO2;Ka � 4,3 � 10�4

Ácido que origina el anión

HNO3;Ka muy grande.

H2PO4�;

Ka � 6,2 � 10�8

H2SO4;Ka1 muy grande,Ka2 � 1,3 � 10�2

HCl;Ka muy grande.

HIO3;Ka � 1,7 � 10�1

NaOH;Kb muy grande.

Base que origina el catión

NaOH;Kb muy grande.

Ca(OH)2;Kb muy grande.

NaOH;Kb muy grande.

CH3NH2;Kb � 3,6 � 10�4

LiOH;Kb muy grande.


Disolución

Neutra. Ninguno de los dos iones sufrehidrólisis.


Ligeramente básica.Sufrirá hidrólisis el anión del ácido, hastaconvertirse en el ionHSO4

�aunque su Kh � 7,7 � 10�13.

Ácida. Sufrirá hidrólisisel catión que procede de la base más débil.

Ligeramente básica.Sufrirá hidrólisis el anióndel ácido, aunque su Kh � 5,9 � 10�14.

0B2QUSOL.07 18/5/09 09:59 Página 129


� En el nuevo equilibrio:

NH3 � H2O �� NH4� � OH�

Inicial 0,91 0,091 0

Reacciona �x x x


Kb ��(0,

0

0

,

9

9

1

1

�

�

x

x

) x�� 1,8 � 10�5; x � 1,80 � 10�4

pOH � �log (1,80 � 10�4) � 3,74; pH � 10,26

� � �x

c� ��

1,80

0,

�

9

1

1

0�4

�� 1,98 � 10�4; % � � 1,98 � 10�2 %

De acuerdo con el principio de Le Châtelier, al añadir al medio una especie que hace que aumente la concentración dealguno de los productos de un sistema en equilibrio, el sistemaevoluciona haciendo que aumente la proporción de reactivos.En este caso, se reduce la disociación del NH3 y el pH dismi-nuye, ya que el medio es menos básico.

Justifica si el grado de disociación de un ácido es una cons-tante o si depende de las condiciones en las que se encuen-tre. Valora la posibilidad de que dependa de la concentra-ción del ácido o de la presencia de otras sustancias en ladisolución. Como ejemplo, explica la influencia que tendráen el grado de disociación del ácido fórmico la disoluciónen el medio de ácido clorhídrico, formiato de calcio o cloru-ro de calcio. Dato: Ka (HCOOH) � 1,8 � 10�4

El grado de disociación de una sustancia depende de su con-centración; cuanto menor sea esta, mayor será su grado dedisociación (véase la actividad 14 de la página 237 del Librodel alumno). El grado de disociación también disminuye si sedisuelve en el medio otra sustancia que aporte un ion comúna los que resultan de la disociación de la sustancia cuyo gra-do de disociación estamos considerando.

Por ejemplo, el ácido fórmico (HCOOH) es un ácido débil,cuyo equilibrio de disociación es:


� Al disolver ácido clorhídrico:


Es decir, aumentan las concentraciones de iones H3O�, y elequilibrio se desplaza hacia la izquierda. El grado de diso-ciación del ácido fórmico disminuye.

� Al disolver formiato de calcio:

Ca(HCOO)2 (aq) � Ca2� � 2 HCOO�

Es decir, aumentan las concentraciones de iones HCOO�,y el equilibrio se desplaza hacia la izquierda. El grado dedisociación del ácido fórmico disminuye.

� Al disolver cloruro de calcio:

CaCl2 (aq) � Ca2� � 2 Cl�

Ninguno de estos iones influye en el equilibrio de diso-ciación del ácido fórmico, por lo que no se modifica sugrado de disociación.

Determina el pH de una disolución 0,1 M de ácido benzoico(C6H5COOH). ¿Cuántos moles de HCl debemos añadir a 1 Lde esta disolución para que el pH del medio sea 1,5? (Se supone que la adición de HCl no modifica el volumen de ladisolución.) Dato: Ka (C6H5COOH) � 6,5 � 10�5

Inicialmente estudiamos el equilibrio de disociación del ácido benzoico:


Inicial 0,1 0 0

Ioniza �x x x


30D

29D

Ka ��0,1

x

�

2

x�; 6,5 � 10�5 ��

0,1

x

�

2

x�

x � 2,52 � 10�3; pH � 2,6

Al añadir ácido clorhídrico:


Es decir, se altera el equilibrio de:


Inicial 0,1 0 c

Ioniza �x x x

Equilibrio 0,1 � x x c � x

pH � 1,5 � [H3O�] � c � x � 0,032

Ka ��(

0

c

,

�

1 �

x)

x

x�

6,5 � 10�5 ��0

0

,

,

1

03

�

2x

x� ⇒ x � 2,03 � 10�4

0,032 � c � 2,03 � 10�4; c � 0,032 mol/L

El AgCl es una sal poco soluble. Estudia los datos que semuestran en la tabla 7.4 e indica si podrías utilizar algúnácido para disolverla.

Habría que utilizar un ácido más fuerte que el HCl, que captu-rase los iones cloruro y disolviese la sal. De acuerdo con la tabla 7.4, ese ácido podría ser el HI o el HClO4.

Disoluciones amortiguadoras

Explica qué es y cómo funciona una disolución regu-ladora. Razona si una disolución reguladora puede en algún momento dejar de serlo.

Véanse las páginas 248 y 249 del Libro del alumno. Una disolu-ción reguladora deja de serlo cuando se añade una cantidadde ácido fuerte que reacciona totalmente con la especie bási-ca de la disolución reguladora o una cantidad de base fuerteque reacciona por completo con la especie ácida de la disolu-ción reguladora.

Normalmente, se considera que una disolución deja de serreguladora cuando la adición de un ácido o una base a lamisma provoca un cambio de pH superior a una unidad.

Supón que dispones de 1 L de disolución 1 M de cada una de las siguientes sustancias: HCOOH, NaCl, HCl,NaOH, HCOONa, CH3COOH y C2H5NH2. Indica cuáles utiliza-rías para preparar una disolución reguladora y especifica sisu pH será ácido o básico.

HCOOH � HCOONa, disolución reguladora ácida.

a) Determina el pH de una disolución acuosa que es0,4 M en ácido acético y 0,4 M en acetato de sodio. Para elácido acético: Ka � 1,8 � 10�5.

b) Determina el pH de una disolución acuosa que es 0,4 Men cloruro de amonio. Dato: Kb amoníaco � 1,8 � 10�5.

a) Planteamos el equilibrio de disolución del ácido débil:

AcH � H2O �� Ac� � H3O�

Como hemos visto al estudiar las disoluciones reguladorasformadas por un ácido débil más una sal de ese ácido débil(página 248 del Libro del alumno), se puede establecer que:

Ka ��[Ac�

[

s

A

a

c

l]

H

[H

]3O�]

�; 1,8 �10�5 ��0,4 �

0

[H

,43O

�]� � pH � 4,74

b) La disolución del cloruro de amonio da el ión cloruro, queno sufre hidrólisis, y el ion amonio, que sufre hidrólisis porser el amoníaco una base débil. Estudiamos el equilibriode hidrólisis:

NH4Cl (aq) � Cl� (aq) � NH4� (aq)

PAU34

PAU33

PAU32

31

0B2QUSOL.07 18/5/09 09:59 Página 130

Kh

NH4� � H2O �� NH3 � H3O�

Inicial 0,4 0 0

Reacciona �x x x


Kh ��[NH

[3

N

] �

H

[H

4�]

3O�]��

K

Kw

b

� ��1,8

10

�

�

1

1

0

4

�5� � 5,56 � 10�10

5,56 � 10�10 � �0,4

x

�

2

x��

0

x

,

2

4�

x � 1,49 � 10�5 � [H3O�] � pH � 4,83

Preparamos una disolución amortiguadora mezclando 50 mL de una disolución de HNO2 (ácido nitroso) 0,5 M con 40 mL de una disolución de NaNO2 (nitrito de sodio)0,5 M. Calcula el pH de la disolución resultante y el que ten-dremos tras añadir:

a) 10 mL de HCl 0,1 M a la mezcla inicial.

b) 10 mL de NaOH 0,1 M a la mezcla inicial.

c) 10 mL de HCl 0,1 M a 90 mL de agua.

d) 10 mL de NaOH 0,1 M a 90 mL de agua.

Dato: pKa ácido nitroso � 3,37

Se calcula las concentraciones de ambas sustancias en lamezcla: M � n/V.

nHNO2� 0,5 � 50 � 10�3 � 0,025 mol

[HNO2] � 0,025/[(40 � 50) � 10�3] � 0,28 M

nNaNO2� 0,5 � 40 � 10�3 � 0,020 mol

[NaNO2] � 0,020/[(40 � 50) � 10�3] � 0,22 M

NaNO2 (aq) � NO2� � Na�

0,22 M 0,22 M

HNO2 � H2O �� NO2� � H3O�

Inicial 0,28 0,22 0

Reacciona �x x x


pKa � 3,37 � Ka � 4,27 � 10�4

Ka ��[NO

[H2�]

N

[

O

H

2

3

]

O�]�

4,27 � 10�4 ��(0

0

,2

,2

2

8

�

�

x

x

) x��

0

0

,2

,2

2

8

x�

x � 5,43 � 10�4; pH � 3,26

a) 10 mL de HCl 0,1 M � nHCl � 0,1 � 10 � 10�3 � 10�3 mol

HCl �NO2� � HNO2 � Cl�

Desaparece el NO2� y se forma HNO2:

nNO2� � 0,02 � 10�3 � 0,019 mol

[NO2�] � � 0,19 M

nHNO2� 0,025 � 10�3 � 0,026 mol

[HNO2] � � 0,26 M

HNO2 � H2O �� NO2� � H3O�

Inicial 0,26 0,19 0

Reacciona �x x x


Ka ��[NO

[H2�]

N

[

O

H

2

3

]

O�]�

4,27 � 10�4 ��(0

0

,1

,2

9

6

�

�

x

x

) x��

0

0

,1

,2

9

6

x�

x � 5,84 � 10�4 � pH � 3,23

0,026��(40 � 50 � 10) � 10�3

0,019��(40 � 50 � 10) � 10�3

35D

b) 10 mL de NaOH 0,1 M � nNaOH � 0,1 � 10 � 10�3 � 10�3 mol

NaOH � HNO2 � Na� � NO2� � H2O

Desaparece el HNO2 y se forma NO2�:

nNO2� � 0,02 � 10�3 � 0,021 mol

MNO2� � � 0,21 M

nHNO2� 0,025 � 10�3 � 0,024 mol

MHNO2� � 0,24 M

HNO2 � H2O �� NO2� � H3O�

Inicial 0,24 0,21 0

Reacciona �x x x


Ka ��[NO

[H2�]

N

[

O

H

2

3

]

O�]�

4,27 � 10�4 ��(0

0

,2

,2

1

4

�

�

x

x

) x��

0

0

,2

,2

1

4

x�

x � 4,88 � 10�4; pH � 3,31

c) El HCl es un ácido fuerte y está totalmente ionizado:


nH3O� � 10�3 mol; [H3O

�]�10�3/[(90 � 10) � 10�3] � 10�2 M

pH � 2

d) El NaOH es una base fuerte y está totalmente disociada,luego:


nOH� � 10�3 mol � [OH�]�10�3/[(90�10)�10�3]�10�2M

pOH � 2 � pH � 12

¿En qué proporción hay que mezclar una disolución 0,5 Mde metilamina (CH3NH2) y una disolución 1 M de cloruro demetilamonio (CH3NH3Cl) para obtener una disoluciónamortiguadora de pH 10,5? Dato: pKb metilamina � 3,44

Como la constante de disociación es muy pequeña, podemossuponer que la concentración de la base y la de la sal en equi-librio son las mismas que las iniciales:

CH3NH3Cl � CH3NH3� � Cl�

pKb � 3,44 � Kb � 3,63 � 10�4

Puesto que pH � 10,5, pOH � 3,5, de donde se deduce que[OH�] � 3,16 � 10�4.

CH3NH2 � H2O �� CH3NH3� � OH�

Inicial 0,5 1 0

Kb ��[CH

[3

C

N

H

H

3

3�

N

]

H

[O

2]

H�]�

3,63 � 10�4 � �[b

[s

a

a

s

l

e

]

]� � 3,16 � 10�4; �

[b

[s

a

a

s

l

e

]

]� � 1,15

�[b

[s

a

a

s

l

e

]

]� � ��

0,

1

5

�

�

V

Vs

b

a

a

l

se

�� 1,15;

�V

V

b

s

a

a

s

l

e

� � 1,15 � 0,5 � 0,575

Valoraciones ácido-base

En una valoración ácido-base, explica la diferenciaentre el punto de neutralización y el punto de equivalencia.Justifica por qué coinciden solo en algunos casos.

Punto de neutralización es aquel punto de una valoraciónácido-base en el que el pH � 7.

PAU37

�Vsal �

nsa

Vl

base

�

��

�Vsal

n

�bas

Ve

base

�

36

0,024��(40 � 50 � 10) � 10�3

0,021��(40 � 50 � 10) � 10�3


0B2QUSOL.07 18/5/09 09:59 Página 131


Punto de equivalencia es aquel en el que tenemos el mismonúmero de iones OH� procedentes de la base que de H3O�

procedentes del ácido.

El punto de neutralización y el punto de equivalencia solocoinciden cuando se valora un ácido fuerte con una basefuerte, pues en los demás casos el ion procedente del ácido ode la base débil sufre hidrólisis, haciendo que el pH del puntode equivalencia sea distinto de 7.

¿Influye la cantidad de indicador que se emplea enuna valoración en la determinación de la concentración dela sustancia que se quiere valorar? Explica por qué no sirvecualquier indicador para determinar el punto final.

No influye, ya que los indicadores son ácidos o bases muydébiles y se emplea una cantidad muy pequeña de ellos.

El punto final de una valoración ácido-base tiene un pH quedepende del ácido y la base que se utilicen. El intervalo de viraje del indicador tiene que incluir el pH del punto de equiva-lencia de la valoración.

Para valorar 50 mL de una disolución de NaOH sehan utilizado 47 mL de una disolución de HCl 0,5 M.

a) Determina la concentración de la base.

b) Calcula el pH del punto final de la valoración.

c) Razona qué indicador se podrá utilizar.

Se plantea la ecuación química del proceso y se analiza su estequiometría.

NaOH � HCl � NaCl � H2O

nHCl � 0,5 � 47 � 10�3 � 0,023 5 mol

nNaOH � nHCl � 0,023 5 mol

MNaOH ��5

0

0

,0

�

2

1

3

0�

53�� 0,47 M

Como son una base fuerte y un ácido fuerte, el pH en el pun-to final de la valoración es 7. Se podría utilizar fenolftaleína.

Calcula el pH resultante al mezclar 18 mL de KOH0,15 M con 12 mL de H2SO4 0,1 M.

Entre el ácido y la base se produce la siguiente reacción:

2 KOH � H2SO4 � K2SO4 � 2 H2O

nKOH � 0,15 � 18 � 10�3 � 2,7 � 10�3

nH2SO4� 0,1 � 12 � 10�3 � 1,2 � 10�3

Puesto que 1 mol de ácido reacciona con 2 mol de base, los1,2 � 10�3 mol de sulfúrico reaccionarán con 2,4 � 10�3 mol deKOH. Estos moles se consumen en la neutralización, luego sobran 0,3 � 10�3 mol de KOH.

Como es una base fuerte, se disociará íntegramente:

KOH � K� � OH�

[OH] ��(18

0

�

,3

1

�

2

1

)

0

�

�

1

3

0�3� � 0,01 � pOH � 2 � pH � 12

¿Cómo se puede determinar en el laboratorio la con-centración de una disolución de ácido clorhídrico utilizan-do una disolución de hidróxido de sodio 0,01 M? Indica elmaterial, procedimiento y formulación de los cálculos.

Se trata de determinar la cantidad de NaOH de concentraciónconocida que neutraliza una cantidad prefijada de HCl.

Medimos una cierta cantidad de la disolución de HCl que va-mos a valorar y la colocamos en un erlenmeyer. Añadimosunas gotas de indicador, que puede ser fenolftaleína; la diso-lución permanecerá incolora. Llenamos la bureta con la diso-lución de NaOH de concentración conocida. Vamos añadien-do poco a poco la base sobre el ácido, hasta que se produzcael viraje del indicador (a color fucsia). En ese momento se habrá completado la valoración.

PAU41

PAU40

PAU39

PAU38

La reacción que se produce es:


En el punto de equivalencia, habrá tantos moles de ácido como de base, luego Mbase � Vbase � Mácido � Vácido.

El ácido acetilsalicílico, HC9H7O7, es un ácido débil cuya constante de ionización es 3 � 10�5.

a) Calcula los gramos de dicho ácido que hay que disolveren 200 mL de agua para que el pH de la disolución sea 3.

b) Calcula los gramos de NaOH, del 92 % de riqueza, nece-sarios para neutralizar 250 mL de la disolución anterior.

c) Justifica (sin hacer cálculos numéricos pero haciendouso de los equilibrios necesarios) el pH en el punto deequivalencia.

Datos: Masas atómicas: C � 12; H � 1; Na � 23; O � 16.

Representamos el ácido salicílico como HA y estudiamos suequilibrio de ionización:

HA � H2O �� A� � H3O�

Inicial c 0 0

Reacciona �x x x


a) Si el pH � 3, la concentración de iones hidronio será[H3O]� � 10�3 � x.

Ka � �c

x

�

� x

x�; 3 � 10�5 ��

c

(

�

10

1

�

0

3)�

2

3� � �(10

c

�3)2

� �

� c ��3

1

�

0

1

�

0

6

�5�� 0,033 M

MHC9H7O7� 12 � 9 � 8 � 1 � 7 � 16 � 228 g/mol

M � �V

n� � �

m/

V

Mm� � �

Mm

m

� V�

m � M � Mm � V � 0,033 � 228 � 0,2 � 1,5 g

b) Escribimos la reacción de neutralización:

HC9H7O7 � NaOH � NaC9H7O7 � H2O

De acuerdo con la estequiometría:

nácido � nbase

nácido � M � V � 0,033 � 0,25 � 8,25 � 10�3 mol

MNaOH � 23 �16 � 1 � 40 g/mol

8,25 � 10�3 mol � 40 g/mol �

� 0,33 g NaOH puro ��1

9

0

2

0

g

g

N

N

a

a

O

O

H

H

p

c

u

o

r

m

o�� 0,36 g NaOH com

c) En el punto de equivalencia tendremos la sal disociada. Elanión procede de un ácido débil; por tanto, sufrirá proce-so de hidrólisis:

NaC9H7O7 (aq) → Na� � C9H7O7�

C9H7O7� � H2O → HC9H7O7 � OH�

En el punto de equivalencia, el medio es básico; por tanto,pH � 7.

Se desea realizar la curva de valoración de una disoluciónde NaOH 0,5 M frente a HCl 0,5 M. En un vaso se colocan20 mL de la disolución de base y se van añadiendo distin-tas cantidades de ácido. Completa la tabla siguiente y hazla representación del pH en función de los mililitros de ácido añadido.

43D

PAU42

mL de ácido añadido

mL de ácido añadido

pH

0

20,5

pH

10

21

15

22

18

25

19

30

19,5

40

20

50

0B2QUSOL.07 18/5/09 09:59 Página 132

Se plantea el proceso de neutralización. En cada caso, se determina los moles de ácido y de base y, según la estequio-metría, la sustancia que queda en exceso y su concentración;como será un ácido o una base fuerte, el cálculo del pH se hacede forma inmediata:

� 20 mL de NaOH � 0 mL de HCl:


Inicial 0,01 0

nNaOH inicial � 0,5 � 20 � 10�3 � 0,01 mol; nHCl inicial � 0 mol


[OH�] � 0,5; pOH � 0,3; pH � 14 � 0,3 � 13,7



Inicial 0,01 0,005

Final 5 � 10�3 0

nNaOH inicial � 0,5 � 20 � 10�3 � 0,01 mol

nHCl inicial � 0,5 � 10 � 10�3 � 0,005 mol

nNaOH final � 10�2 � 5 � 10�3 � 5 � 10�3 mol

nHCl final � 0 mol


[NaOH] � [OH�] � 5 � 10�3/[(20 � 10) � 10�3] � 0,17 M

pOH � 0,78; pH � 14 � 0,78 � 13,22



Inicial 0,01 7,5 � 10�3

Final 2,5 � 10�3 0

nNaOH inicial � 0,5 � 20 � 10�3 � 0,01 mol

nHCl inicial � 0,5 � 15 � 10�3 � 7,5 � 10�3 mol

nNaOH final � 10�2 � 7,5 � 10�3 � 2,5 � 10�3 mol



[NaOH] � [OH�] � 2,5 � 10�3/[(20 � 15) � 10�3] � 0,07 M

pOH � 1,15; pH � 14 � 1,15 � 12,85



Inicial 0,01 9 � 10�3

Final 1 � 10�3 0

nNaOH inicial � 0,01 mol

nHCl inicial � 0,5 � 18 � 10�3 � 9 � 10�3 mol

nNaOH final � 10�2 � 9 � 10�3 � 1 � 10�3 mol



[NaOH] � [OH�] � 1 � 10�3/[(20 � 18) � 10�3] � 0,026 M

pOH � 1,58; pH � 14 � 1,58 � 12,42



Inicial 0,01 9,5 � 10�3

Final 5 � 10�3 0


nHCl inicial � 0,5 � 19 � 10�3 � 9,5 � 10�3 mol

nNaOH final � 10�2 � 9,5 � 10�3 � 5 � 10�4 mol



[NaOH] � [OH�] � 5 � 10�4/[(20 � 19) � 10�3] � 0,013 M

pOH � 1,89; pH � 14 � 1, 89 � 12,10

� 20 mL de NaOH � 19,5 mL de HCl:


Inicial 0,01 9,75 � 10�3

Final 2,5 � 10�3 0


nHCl inicial � 0,5 � 19,5 � 10�3 � 9,75 � 10�3 mol

nNaOH final � 10�2 � 9,75 � 10�3 � 2,5 � 10�4 mol



[NaOH] � [OH�] � 2,5 � 10�4/[(20 � 19,5) � 10�3] �� 6,33 � 10�3 M

pOH � 2,20; pH � 14 � 2,20 � 11,80



Inicial 0,01 0,01

Final 0 0


nHCl inicial � 0,01 mol

nNaOH final � 0 mol


pH � 7

� 20 mL de NaOH � 20,5 mL de HCl:


Inicial 0,01 0,010 25

Final 0 2,5 � 10�4


nHCl inicial � 0,5 � 20,5 � 10�3 � 0,010 25 mol


nHCl final � 0,010 25 � 10�2 � 2,5 � 10�4 mol


[HCl] � [H3O�] � 2,5 � 10�4/[(20 � 20,5) � 10�3] �� 6,17 � 10�3 M

pH � 2,21



Inicial 0,01 0,010 5

Final 0 5 � 10�4


nHCl inicial � 0,5 � 21 � 10�3 � 0,010 5 mol


nHCl final � 0,010 5 � 10�2 � 5 � 10�4 mol


[HCl] � [H3O�] � 5 � 10�4/[(20 � 21) � 10�3] � 0,012 M

pH � 1,91



Inicial 0,01 0,011

Final 0 0,001


nHCl inicial � 0,5 � 22 � 10�3 � 0,011 mol


nHCl final � 0,011 � 10�2 � 0,001 mol


[HCl] � [H3O�] � 1 � 10�3/[(20 � 22) � 10�3] � 0,024 M; pH � 1,62


0B2QUSOL.07 18/5/09 09:59 Página 133




Inicial 0,01 0,012 5

Final 0 2,5 � 10�3


nHCl inicial � 0,5 � 25 � 10�3 � 0,012 5 mol


nHCl final � 0,012 5 � 10�2 � 2,5 � 10�3 mol


[HCl] � [H3O�] � 2,5 � 10�3/[(20 � 25) � 10�3] � 0,056 M

pH � 1,26



Inicial 0,01 0,015

Final 0 5 � 10�3


nHCl inicial � 0,5 � 30 � 10�3 � 0,015 mol


nHCl final � 0,015 � 10�2 � 5 � 10�3 mol


[HCl] � [H3O�] � 5 � 10�3/[(20 � 30) � 10�3] � 0,1 M; pH � 1,0



Inicial 0,01 0,02

Final 0 0,01


nHCl inicial � 0,5 � 40 � 10�3 � 0,02 mol


nHCl final � 0,02 � 10�2 � 0,01 mol


[HCl] � [H3O�] � 10�2/[(20 � 40) � 10�3] � 0,167 M; pH � 0,78

Nota: Este problema proporcio-na al profesor una buena opor-tunidad para que encargue acada alumno o grupo de alum-nos la resolución de uno de loscasos planteados. La tabla secompleta con los datos queaportan los alumnos y se elabo-ra la gráfica, que resulta ser laque se muestra a la derecha.

Se valoran 5 mL de una disolución de amoníaco conuna disolución de HCl 0,114 M y la curva de valoración obtenida es la que se representa en la siguiente figura:

12

10

8

6

4

2

0

mL de disolución de HCl4030200

14pH

10

PAU44

a) A partir de la curva de valoración, indica el pH inicial dela disolución de amoníaco y razona el valor del pH en elpunto de equivalencia.

b) Calcula la concentración de la disolución de amoníaco.

c) Calcula el pH inicial y establece las coordenadas delpunto de equivalencia que corresponderán a la curva devaloración de 5 mL de una disolución de NaOH 0,456 Mcon la disolución de HCl 0,114 M.

Dato: Kb amoníaco � 1,8 � 10�5

a) En la gráfica se lee que el pH inicial es 11,5. En el punto deequivalencia, el pH es ácido. Al valorar una base débil conun ácido fuerte, se forma una sal cuyo anión no sufre hidrólisis en el punto de equivalencia, pero su catión sí:

NH4� � H2O �� NH3 � H3O�

b) Se estudia el equilibrio de disociación del amoníaco:

NH3 � H2O �� NH4� � OH�

Inicial c 0 0

Reacciona �x x x


pH � 11,5 � pOH � 2,5 � [OH�] � 3,16 � 10�3 � [NH4�] � x

Kb � �c

x

�

� x

x� � 1,8 � 10�5

1,8 � 10�5 ��c

(

�

3,1

3

6

,1

�

6

1

�

0

1

�

0

3)�

2

3� � c � 0,55 M

c) En este caso, el pH inicial sería el correspondiente a la disolución de NaOH 0,456 M:


0,456 M 0,456 M

pOH � �log [OH�] � �log 0,456 � 0,34 � pH � 13,66

En este caso, la reacción de neutralización sería:


De acuerdo con la estequiometría:

nácido � nbase � Mácido � Vácido � Mbase � Vbase

5 � 10�3 � 0,456 � x � 10�3 � 0,114 � x � 20 mL

En el punto de equivalencia el pH es 7, ya que la sal proce-de de un ácido fuerte y de una base fuerte, con lo que nin-guno de sus iones sufre hidrólisis.

Para valorar 50 mL de una disolución de Ba(OH)2 sehan utilizado 47 mL de una disolución de HCl 0,5 M. Calculala concentración de la base.

Se plantea la ecuación química del proceso y se analiza su estequiometría. Hay que tener en cuenta que, por cada molde base, reaccionan 2 mol de ácido.

Ba(OH)2 � 2 HCl � BaCl2 � 2 H2O

M � n/V; nHCl � 0,5 � 47 � 10�3 � 2,35 � 10�2 mol de HCl

2,35 � 10�2 mol de HCl ��1 m

2

o

m

l

o

d

l

e

d

B

e

a

H

(O

C

H

l

)2��

� 1,175 � 10�2 mol de Ba(OH)2

MBa(OH)2� n/V � 1,175 � 10�2/50 � 10�3 � 0,235 M

Para valorar 50 mL de una disolución de NaOH sehan utilizado 47 mL de una disolución de CH3COOH (ácidoacético) 0,5 M. Dato: Ka acético � 1,8 � 10�5

a) Calcula la concentración de la base.

b) Determina el pH del punto final de la valoración.

c) Señala, de forma razonada, qué indicador se puede utili-zar para esta valoración.

a) Se plantea la ecuación química del proceso y se analizasu estequiometría:

PAU46D

PAU45

40200

pH

mL ácido

141210

86420

16

0B2QUSOL.07 18/5/09 09:59 Página 134

NaOH � CH3COOH � NaCH3COO � H2O

M � n/V; nCH3COOH � 0,5 � 47 � 10�3 � 2,35 � 10�2 mol

nNaOH � nCH3COOH � 2,35 � 10�2 mol; MNaOH � 0,47 M

b) La sal que se forma sufre hidrólisis por parte del anión,que procede de un ácido débil. En consecuencia, el pH enel punto de equivalencia no es 7.

NaCH3COO (aq) � Na� (aq) � CH3COO� (aq)

[NaCH3COO] � n/V � 2,35 � 10�2/(50 � 47) � 10�3 � 0,24 M

CH3COO� � H2O �� CH3COOH � OH�

Inicial 0,24 M 0 0

Reacciona �x x x


Kh � �K

Kw

a

� ��1,8

10

�

�

1

1

0

4

�5�� 5,56 � 10�10

Kh ��[CH

[3

C

C

H

O

3

O

C

H

O

]

O

[�

O

]

H�]�; 5,56 � 10�10 ��

0,24

x2

� x��

0

x

,2

2

4�

x � 1,15 � 10�5

pOH � �log x � 4,94; pH � 9,06

c) Debemos utilizar un indicador cuyo rango incluya el valordel pH en el punto de equivalencia, que es 9,06. Si obser-vamos en la figura 7.16 del Libro del alumno, concluimosque los dos indicadores adecuados son la fenolftaleína yel azul de timol (en su intervalo básico).

Actividades de respuesta múltipleElige y razona la respuesta correcta en cada caso:

En una disolución acuosa de un ácido:

a) El pH de la disolución es elevado.

b) El producto [H�][OH�] es 10�14 M.

c) La concentración de protones en disolución es mayor de10�7 M.

d) El pOH es menor que el pH.

La respuesta correcta es la c). La respuesta b) es válida concarácter general, para cualquier disolución acuosa de un áci-do, una base o una sal. Las respuestas a) y d) son erróneas.

En un erlenmeyer tenemos 25 mL de una disolución 0,5 Mde HCN (ácido cianhídrico), cuya constante es 4 � 10�10.

48

PAU47

a) Al añadir unas gotas de fenolftaleína, se vuelve de colorfucsia.

b) Al añadir 25 mL de una disolución 0,5 M de NaOH, obte-nemos un medio neutro.

c) Al añadir HCl, el grado de disociación del ácido cianhí-drico disminuye.

d) Al añadir HCl, la acidez del medio disminuye.

La respuesta correcta es la c): el HCN es un ácido débil, mien-tras que el HCl es un ácido fuerte que estará totalmente diso-ciado. Los protones que aporta al medio el HCl desplazan elequilibrio de ionización del HCN hacia la izquierda, haciendoque disminuya su grado de disociación.

En disoluciones de la misma concentración de dosácidos débiles monopróticos, HA y HB, se comprueba que[A�] es mayor que [B�].

a) El ácido HA es más fuerte que el ácido HB.

b) El valor de la constante de disociación del ácido HA esmenor que el de HB.

c) El pH de la disolución del ácido HA es mayor que el delácido HB.

d) En el caso de dos disoluciones con la misma concentra-ción de la sal que resulta de combinar HA y HB con NaOH, la disolución de NaA es más básica que la de NaB.

La respuesta correcta es a): el ión A� procede de la diso-ciación del ácido. Si su concentración es mayor es porque elácido HA es más fuerte que el HB. Las otras respuestas seríancorrectas si el ácido HB fuese más fuerte.

Razona en este caso la respuesta incorrecta:

a) A igual molaridad, cuanto más débil es un ácido,menor es el pH de sus disoluciones.

b) A un ácido fuerte le corresponde una base conjugadadébil.

c) Una disolución de un ácido fuerte siempre tendrá un pHmenor que la de un ácido débil.

d) El ácido sulfúrico es un ácido fuerte porque tiene dos hidrógenos en la estructura molecular.

Solución: La respuesta errónea es la c). A igual molaridad,cuanto más débil es un ácido menor es la concentración deprotones del medio y, por tanto, mayor es su pH.

PAU50

PAU49


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reacciones de transferencia de protonesfisicayquimicaiesmoraima.wikispaces.com/file/view/...a que se...

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