Acidos Y Bases

CAPÍTULO

*

Profesor:

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Tema

Julio Oria

ÁCIDOS Y BASES

INTRODUCCIÓN Los ácidos y las bases se encuentran por ejemplo, en los alimentos que ingerimos, en las medicinas que utilizamos, en los limpiadores domésticos, etc.; por ello son muy importantes en la vida diaria, en el laboratorio y a nivel industrial. Algunos ácidos comunes

* - ácido acético, CH COOH, presente en el vinagre (al 5% en masa aproximadamente). 3

*

.

* *

- ácido ascórbico, C6H8O6 (o vitamina C), presente en la naranja, toronja, etc. Su deficiencia produce escorbuto. - ácido cítrico, C6H8O7, presente en manzana, limón, mandarina, naranja, tomate, etc. - ácido oxálico, H2C2O4, presente en ruibarbos y espinacas - ácido sulfúrico (el ácido de mayor consumo a nivel industrial) que está contenido en la batería de los automóviles. - ácido clorhídrico, que forma parte del jugo gástrico el cual permite degradar proteínas y cumple función germicida (mata microbios). - ácido láctico, presente en el yogurt - ácido acetilsalicílico (aspirina), que actúa como analgésico (disminuye la formación de prostaglandinas, causantes del dolor) y antipirético (disminuir la fiebre). Algunas bases comunes - Hidróxido de sodio, presente en la soda cáustica, empleadas como agentes de limpieza y como materia prima para elaborar jabones. - Hidróxido de aluminio y el hidróxido de magnesio forman parte de la mylanta y leche de magnesia, que se emplean para contrarrestar la acidez, el ardor estomacal y por ello cotidianamente se les conoce como antiácidos. - cafeína, presente en las hojas del té y en los granos del café. - cocaína y nicotina, presentes en el mate de coca y en el tabaco respectivamente, son conocidos también como alcaloides. Estas sustancias tienen la propiedad de ser estimulantes del sistema nervioso y su consumo constante puede producir adicción. - carbonato de sodio Na2CO3 y bicarbonato de sodio, NaHCO3, son sustancias básicas muy importantes a escala industrial. Comer en exceso , comer demasiado rápido , comer alimentos picantes o grasosos , el consumo de alcohol y tabaco y otros comportamientos pueden resultar en exceso de gas y ácido. Ese exceso de ácido estomacal , de hecho, que causa la acidez estomacal, malestar estomacal, indigestión ácida, y la sensación de ardor que se conoce como acidez estomacal. Los síntomas de acidez se produce cuando el ácido sube desde su lugar natural en el estómago al esófago. PROPIEDADES GENERALES ÁCIDO

- Sus disoluciones acuosas conducen la electricidad. Ejemplo: la solución acuosa de ácido sulfúrico que esta presente en la batería de los automóviles. ¿Por qué los ácidos disueltos en

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agua conducen la electricidad? Los ácidos al disolverse en agua se ionizan, estos iones por tener movimiento de traslación permiten su conductividad. - Son de sabor ácido (picante y agrio) como por ejemplo: el vinagre que debe su sabor al ácido acético, limón y otros frutos cítricos deben su sabor al ácido cítrico, etc. - Cambian de color a los pigmentos orgánicos.

- Su acción es neutralizada por las bases. - Cuando reaccionan con los metales activos como (Li, K, Ba, Ca, Al, Ni, Na, Fe, Zn, Mg, Pb, etc.) producen hidrógeno gaseoso y producen sustancias cristalizables, de sabor salado, llamadas sales, que en solución acuosa conducen la electricidad. En general: METAL ACTIVO + ACIDO ® SAL + H2 Ejemplos: K(s) + H2SO4(ac) ® K2SO4(ac) + H2(g) Ca(s) + 2HCl(ac)

® CaCl2(ac)

+ H2(g)

Nota: Esta es la razón por la cual los ácidos no se almacenan en recipientes que contengan metales activos. Pero no todos los metales reaccionan con los ácidos desprendiendo hidrógeno gaseoso, tal es el caso del cobre, plata, oro, platino, etc. a estos metales se les denomina nobles, debido a su baja reactividad química. Para disolver estos metales se usa el agua regia, que es una mezcla de HCl y HNO3, en una proporción de volumen de 3 a 1 respectivamente. - Los ácidos reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos metálicos como Na2CO3, CaCO3 y NaHCO3, para formar CO2 gaseoso. Esta propiedad de los ácidos se puede aprovechar para eliminar por ejemplo: el sarro de la tetera (esta capa impide la transferencia de calor) adicionándoles gotas de limón, o vinagre, produciendo un burbujeo lo cual indica que se esta liberando el CO2. En forma general: Ácido + Carbonatos o Bicarbonatos metálicos ® sal + CO2 + H2O Ejemplos: CaCO3(s) + HCl(ac) ® CaCl2(ac) + CO2(g) + H2O NaHCO3(s) + HCl(ac ) ® NaCl(ac) + CO2(g) + H2O

- De acuerdo a su liberación protónica (cantidad de H+ o H3O+ liberados), se pueden clasificar en:

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BASE O ÁLCALIS * - Las disoluciones acuosas d las bases conducen la electricidad, ya que al igual que los ácidos se ionizan o disocian. - Poseen sabor cáustico (amargo). Por ejemplo: al consumir té, café o mate de coca hemos sentido un sabor amargo característico de estas sustancias ¿Qué contienen estas sustancias para presentan este sabor? El grano de café y la hoja de té contienen una sustancia básica (alcaloides) llamada cafeína y la hoja de coca contiene cocaína que son responsable se su sabor amargo. - Cambian de color a los pigmentos orgánicos. - Poseen consistencia viscosa y son resbalosas al tacto, como por ejemplo: el jabón, lejía, sosa cáustica, etc. - No dan reacciones con los carbonatos o bicarbonatos. - Poseen poder corrosivo. Neutralizan a los ácidos (antiácidos). - Sus soluciones acuosas son buenas conductoras de la corriente eléctrica. Se comportan como electrolitos cuando están en solución acuosa. Ejemplos: NaOH, Ca(OH)2, KOH, Al(OH)3, etc.

*

ANFOTERO (ANFIPRÓTICA)

Son aquellas sustancias que pueden comportarse a veces como ácidos y a veces como bases, dependiendo con que sustancia reaccionen. Ejemplos: H2O; C2H5OH; HClO, HS , H2PO4 , iones complejos de los metales pesados: Zn, Sn, Sb, Cr; etc. TEORÍAS Son aquellas que tratan de explicar las propiedades de los ácidos y las bases. Entre las principales tenemos: A Teoría de Arrhenius Establecida en 1884, por el químico sueco Svante August Arrhenius, se fundamenta en el comportamiento de las sustancias (generalmente ácidos y bases fuertes) en solución acuosa, las cuales se disocian totalmente, y pueden así conducir la corriente eléctrica. ÁCIDO Sustancia que contiene hidrógeno y en solución acuosa se disocia produciendo iones + + H3O (H ). Fórmula: HnA n= 1, 2, 3,... Ejemplos: HI, HBr, HCl, H2SO4 , HCN, HNO3, HClO4, ..... La ionización es total. ® ® HCl (ac) Cl-(ac) + H+(ac) H2SO4 (ac) SO4-2(ac) + 2H+(ac)

*

*

*

BASE

Sustancia que contiene grupos hidroxilo, y en solución acuosa se disocia liberando iones OH- ( hidroxilo). Fórmula: M(OH)n n= 1, 2, 3,.... Ejemplos: NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Mg(OH)2 ,Ca(OH)2 , Sr(OH)2 , Ba(OH)2 NaOH

(ac)

®

Na+(ac)

+

OH-(ac)

Mg(OH)2 (ac)

®

Mg+2(ac)

+

2OH-(ac)

.

Nota: - Si hacemos reaccionar un ácido y una base de Arrhenius da lugar a la formación de una sal y agua. Neutralización: ÁCIDO FUERTE + BASE FUERTE ® SAL + H 2O Ejemplo: HCl(ac) + NaOH(ac) ® NaCl(ac) + H2O(l)

*

Limitaciones - Esta teoría es muy limitada, ya que restringe el comportamiento ácido-base de los compuestos solo a soluciones acuosas, además no puede explicar por qué el amoniaco, disuelto en agua genera ion OH , formando una solución básica a pesar que su estructura molecular no tiene ion hidróxido (OH ), por ello fue necesario una definición más general de los ácidos y bases, que incluya otros solventes.

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* Observación: + ¿Por qué a veces se reemplaza H3O+ por H+?; El ion H es un átomo de hidrógeno que perdió su electrón, es decir, es únicamente un protón. El tamaño de un protón es aprox. 10-15m, -10 mientras que el diámetro de un átomo o ion promedio es de 10 m. Con un tamaño tan pequeño, está partícula cargada no puede existir como una entidad aislada en una disolución acuosa debido a su fuerte atracción por el polo negativo del H2O. Por consiguiente, el protón existe en forma hidratada (protón hidratado). + + + + H + H 2 O ® H 3O Por comodidad consideramos: H3O (ac) @ H (ac)

B Teoría de Brönsted y Lowry En 1923 los químicos: Johannes Brönsted (danés) y Thomas Lowry (inglés), idearon de manera independiente y separada, un concepto más amplio de lo que vendría a ser un ácido y una base. + * Ácido, es toda especie química (molécula o ion) capaz de donar protones (H ) a otra especie, por lo que se transforma en una base conjugada. * Base, es toda especie química (molécula o ion) que acepta protones (H+) de otra especie, por lo que se transforma en un ácido conjugado. .

De esta definición surge el concepto par ácido-base (un ácido y una base siempre funcionan juntos en la transferencia de un protón. en otras palabras, una de las especies se comporta como un ácido sólo si la otra especie se comporta simultáneamente como una base, y viceversa. Aun cuando un ácido o una base simplemente se disuelven en agua, una reacción ácido base ocurre porque el agua actúa como ácido o base). Ejemplos: H

HCO3-

+

+

H+

H 2O

«

ÁCIDO

BASE

H2CO3

OH-

+

ÁCIDO CONJUGADO

HNO2

BASE CONJUGADA

ÁCIDO

+

H 2O BASE

«

NO2

-

BASE CONJUGADA

+

+

H 3O

ÁCIDO CONJUGADO

Par Conjugado Par Conjugado

H

NH3 BASE

+

H

+

H 2O ÁCIDO

NH4+

«

+

OH-

+

ÁCIDO CONJUGADO

BASE CONJUGADA

Par Conjugado Par Conjugado

otros: NH3(ac) +

+

HF(ac) « NH4 (ac)

+

-

-

F (ac)

+

CH3COOH(ac) + H2O(l) « CH3COO (ac) + H3O (ac) ácido 1 base 2 base 1 ácido 2

CONCLUSIÓN: - Los ácidos y bases débiles se disocian parcialmente por lo tanto son reacciones reversibles. - Par conjugado ácido-base, se les llama así a un ácido y una base “similares en estructura” que se diferencian en un solo protón. Es decir, todo ácido tiene una base conjugada y viceversa. - Si un ácido es fuerte, entonces su base conjugada es débil y viceversa. - Ácido conjugado, es el ácido que se forma por la adición de un protón a su base. + BASE + H ® ÁCIDO CONJUGADO Ejemplo: NH3 + H+ ® NH4+ Base ácido conjugado - Base conjugada, es la base que se forma cuando el ácido pierde un protón.

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Química ÁCIDO ® BASE CONJUGADA + H+

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HCl ® Cl- + H+ ácido base conj. - Una reacción ácido-base de B-L puede ocurrir entre gases, en soluciones no acuosas y en mezclas heterogéneas, como también en soluciones acuosas. - Todos los ácidos y bases de Ahrrenius son ácidos y bases de Brönsted y Lowry, porque los compuestos que se disocian para dar H3O+ son donadores de protones y los compuestos que se disocian para dar OH- son aceptores de protones. C Teoría de Lewis: En 1923, el químico estadounidense, Gilbert Newton Lewis, propone una teoría más amplia y generalizada que las anteriores, su definición esta basada en la formación del enlace covalente. * Ácido: es la especie química (ión o molécula) capaz de aceptar pares de electrones y así formar enlaces covalentes. * Base: es la especie química (ión o molécula) que puede donar pares de electrones, y así formar enlaces covalentes. La reacción acido-base de Lewis implica la formación de un compuesto de coordinación (posee enlace dativo) llamado aducto. ácido + base ® aducto Ejemplos: BF3 + NH3 ® BF3-NH3 Ejemplo:

Conclusiones: Son ácidos de Lewis: +3 +1 +2 +1 2+ 2+ - Los cationes (Fe , Ag , Cd , H , Cu , Zn , etc) - Moléculas que contiene un doble enlace polar (CO2 , SO2, ) - Moléculas cuyo átomo central tenga octeto incompleto (H3BO3, BF3, AlCl3, etc) - Moléculas cuyo átomo central tenga un orbital vacío en la capa de valencia para aceptar el par electrónico. Son bases de Lewis: -1 -1 - Los aniones (Cl , OH , etc) - Los óxidos metálicos. - Moléculas cuyo átomo central posee al menos un par de e- libres (NH3, H2O, C2H5OC2H5, etc) .

Nota: - La teoría ácido-base de Lewis, permite explicar la formación de cationes hidratados, como: Cu(H2O)62+ ; Ag(NH3)2+ ; Ni(H2O)62+ ; etc. - La teoría de Lewis, analiza el carácter ácido-base de sustancias que no necesariamente contienen “H” y que no pueden ser explicados por las teorías de Arrhenius y de BrönstedLowry.

*

AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA :

Una de las propiedades especiales del agua es su capacidad para actuar como ácido o como base. Es un electrólito muy débil y, por tanto, un mal conductor de la electricidad, pero experimenta una ligera autoionización:

.

Ionización, según Bronsted - Lowry:

H2O ácido 1

Ionización, según Arrhenius: Proceso Endotérmico.

+ H 2O base 2 H2O(l)

+

« H 3O ácido 2 +

+ OH base 1

-

-

« H (ac) + OH (ac)

Producto iónico del agua (Kw) : En el estudio de las reacciones ácido-base, la * concentración del ion hidrógeno es muy importante, ya que indica la acidez o basicidad de una disolución. Ya que sólo una fracción muy pequeña de moléculas del agua se ioniza, la concentración del agua, [H2O], permanece virtualmente sin cambios. Por consiguiente, la

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+ – + – constante de equilibrio para la autoionización del agua es: Kc = [H3O ][OH ] = [H ][OH ] * Para indicar que la constante de equilibrio se refiere a la autoionización del agua, se reemplaza Kc con Kw. Kw = [H3O+][OH–] = [H+][OH–] , donde Kw se denomina constante del producto iónico del agua a una temperatura en particular. Independientemente de que se trate de agua pura o de una disolución acuosa de especies disueltas, la siguiente relación siempre se cumple a 25°C : Kw = [H+][OH–] = 1.0×10–14

*

Potencial de hidrógeno (pH) :

Establecida por el bioquímico danés, Soren Sorensen en 1909. Es una cantidad adimensional que nos indica cuantitativamente el grado de acidez de una disolución.

. +

pH = -log [H+] = - log [H3O+]

Por consiguiente : [H ] = 10

-pH

* Se usa para soluciones diluidas en donde la concentración molar del soluto es £1M. Nota: * Un pH negativo simplemente significa que la concentración de H+ es mayor que 1M. * Puesto que las concentraciones de los iones H+ y OH- en soluciones acuosas puede variar en -14 intervalos extremadamente amplios, desde 1M o mayor hasta 10 M o menor. Construir una + gráfica de concentración de H contra alguna variable sería muy difícil si la concentración -1 -3 cambiara, por ejemplo, de 10 a 10 M. Este intervalo es muy común en una titulación. pOH= - Log [OH ]

-pOH Por consiguiente : [ OH ] = 10

De: Kw = [OH-][H+] Tomando logaritmo negativo a ambos miembros + + -logKw = -log[OH ][H ] = -log[OH ] - log[H ] ® pKw = pH + pOH Analizando valores en soluciones acuosas a 25ºC: 1. Se cumplen: [OH-]x[H+] = 10-14 mol/L pH + pOH = 14 2. En solución neutra: [OH-] = [H+] = 10-7 mol/L

* *

pH = pOH = 7

3. En solución ácida: + + -7 [OH ] < [H ] ; [H ] > 10 mol/L

pH < 7

4. En solución básica: [OH-] > [H+] ; [H+] < 10-7 mol/L

pH > 7

FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES : ÁCIDOS FUERTES : son electrólitos fuertes que, para fines prácticos, se supone que se

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ionizan completamente en agua. Poseen altos valores de Ka (ka >>> 1) HClO Ejemplos: hidrácidos (HCl, HBr, HI), oxiácidos (HNO3 , H2SO4, HClO4)--> #O - #H ³ 2 HI HBr HCl(ac) + H2O(l) ® H3O+(ac) + Cl–(ac) HCl ácido fuerte base conjugada débil H SO + HNO3(l) + H2O(l) ® H3O (ac) + NO3 (ac) HNO HClO4(ac) + H2O(l) ® H3O+(ac) + ClO4-(ac) El ácido sulfúrico, es un caso especial. Es un ácido diprótico que se ioniza en dos etapas + H2SO4(ac) + H2O(l) ® H3O (ac) + HSO4 (ac) (1ra etapa, ionización completa) HSO4-(ac) + H2O(l) « H3O+(ac) + SO4-2(ac) (2da etapa, ionización parcial) 2

4

ACIDEZ

4

.

3

FUERTES : Son electrolitos fuertes, se ionizan completamente en agua. Ejemplo: * * BASES Hidróxidos de los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs) y de algunos metales alcalinos térreos (Ca, Sr, Ba). Todos los hidróxidos de los metales alcalinos son solubles. En el caso de los hidróxidos de los metales alcalinos térreos, el Be(OH)2 y el Mg(OH)2 son insolubles; Ca(OH)2 y Sr(OH)2 son ligeramente solubles, y el Ba(OH)2 es soluble. + – 2+ – NaOH(s) + H2O ® Na (ac) + OH (ac) Ba(OH)2(s) + H2O ® Ba (ac) + 2OH (ac) .

En sentido estricto, los hidróxidos de estos metales no son bases de Brönsted porque son incapaces de aceptar un protón. Sin embargo, el ion hidróxido (OH–), que se forma cuando se ionizan, es una base de Brönsted porque puede aceptar un protón: H3O+(ac) + OH–(ac) ® 2H2O(l) Entonces, cuando decimos que el NaOH o cualquier otro hidróxido metálico es una base, en realidad hacemos referencia a la especie OH– que se deriva del hidróxido.

*

ÁCIDOS DÉBILES : Son electrolitos débiles, se ionizan en forma limitada en el agua, es decir, forman un equilibrio químico. (Ka << 1) + Ejm: HF, HCN, H2S, HNO2, H3PO3, HCOOH, CH3COOH, NH4 , etc.

.

BASES DÉBILES : Son electrólitos débiles, se ionizan en forma limitada en el agua, es decir, * forman un equilibrio químico. (Kb << 1) Ejm: Aminas: CH3CH2NH2, (CH3)2NH, (C3H7)3N, C5H5N, etc. – NH3(ac) + H2O(l) « NH4(ac) + OH (ac) * Fuerza de Acidez, Es la capacidad que tienen los ácidos de reaccionar con el agua y aumentar la concentración de los iones hidronio, es decir de producir más iones H3O+. Nota: La fuerza de acidez de los ácidos fuertes no se mide con el agua porque éste ejerce un “efecto nivelador” ya que los ioniza completamente, para ello elegimos al ácido acético glacial y según esto:

*

PROPIEDADES MOLECULARES Y FUERZA ÁCIDA : La fuerza de acidez depende de algunos factores como las propiedades del disolvente, la temperatura y la estructura molecular del ácido. Cuando comparamos la fuerza entre dos ácidos en un mismo solvente y a la misma temperatura entonces la variable

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a analizar se enfoca a la estructura de los ácidos (fuerza de enlace, polaridad de enlace). - Variación de la fuerza ácida en hidruros. ¿Qué factor (fuerza del enlace o polaridad del enlace) es el predominante para determinar la fuerza de los ácidos binarios? * Considere en primer lugar la fuerza del enlace H-X en cada uno de estos ácidos. Que pertenecen al mismo grupo Ejemplo: Grupo 6A Grupo 7A HF Disminución de H2O H 2S HCl la Fuerza de enlace, H2Se HBr aumenta la H2Te HI acidez

Con base en la entalpía de enlace, HI debe ser el ácido más fuerte debido a que su enlace es el más fácil de romper y de formar iones H+ y I–. * Considere en segundo lugar la polaridad del enlace H-X. En esta serie de ácidos, la polaridad del enlace disminuye desde HF hacia HI porque F es el más electronegativo de los halógenos. Con base en la polaridad de enlace, HF debe ser el ácido más fuerte debido a la mayor acumulación de cargas positivas y negativas en los átomos de H y F Por tanto, tenemos dos factores en competencia a considerar para determinar la fuerza de los ácidos binarios. El hecho de que HI sea un ácido fuerte y que HF sea un ácido débil indica que la entalpía de enlace es el factor predominante en la determinación de la fuerza del ácido en los ácidos binarios. En esta serie de ácidos binarios, cuanto más débil sea el enlace, más fuerte será el ácido, de manera que la fuerza de los ácidos se incrementa como sigue: HF << HCl < HBr < HI Ejemplo: Periodo 2: CH4 NH3 H2O HF * Para hidruros que pertenecen al mismo periodo: - Variación de la fuerza ácida en ácidos oxácidos.

Aumento de la electronegatividad, aumenta la acidez

* Oxiácidos que tienen diferentes átomos centrales que pertenecen al mismo grupo de la tabla periódica y que tienen el mismo número de oxidación. Dentro de este grupo, aumenta la fuerza de los ácidos a medida que se incrementa la electronegatividad del átomo central, ejemplo: HClO3 , HBrO3 , HIO3 Cl ,Br y I tienen el mismo número de oxidación, +5. Sin embargo, como el Cl es más electronegativo que el I y Br, atrae el par electrónico que comparte con el oxígeno (en el grupo Cl-O-H) en mayor medida. En consecuencia, el enlace O-H es más polar en el ácido clórico que en el ácido bórico y yódico, es decir, se ioniza más fácilmente. Así la fuerza relativa de los ácidos es: HClO3 > HBrO3 > HIO3 * Oxiácidos que tienen el mismo átomo central pero diferente número de grupos unidos a él. Dentro de este grupo, la fuerza del ácido se incrementa a medida que aumenta el número de oxidación del átomo central. Considere los oxiácidos del cloro. En esta serie, la capacidad del cloro para atraer electrones del grupo OH (haciendo más polar el enlace O-H) aumenta con el número de átomos de O electronegativos unidos al Cl. Así el HClO4 es el ácido

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más fuerte porque tiene el mayor número de átomos de O unidos al Cl, y la fuerza de los ácidos disminuye como sigue: HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO

*

ÁCIDOS DÉBILES Y LA CONSTANTE DE IONIZACIÓN (Ka) : Considere un ácido monoprótico débil, HA. Su ionización en agua se representa como: HA(ac) + H2O(l) « H3O+(ac) + A–(ac) o en forma simple HA(ac) « H+(ac) + A–(ac) Ejemplo: Se desea calcular el pH de una disolución de HF 0.50 M a 25°C. La ionización del HF + – -4 esta dada por: HF(ac) « H (ac) + F (ac) Ka = 7.1x10

*

PORCENTAJE DE IONIZACIÓN :

*

BASES DÉBILES Y LA CONSTANTE DE IONIZACIÓN (Kb) :

*

Relación entre Ka y Kb de los ácidos y bases conjugadas :

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Química 07. Relacionar: I. Solución ácida II. Solución neutra III. Solución básica A) IA, IIB, IIIC C) IB, IIC, IIIA E) IA, IIC, IIIB

Reforzando lo aprendido * Preguntas de autoevaluación: NIVEL I 01. Según Arrhenius un ácido es aquella: A) Sustancia capaz de ceder protones B) Sustancia capaz de aceptar protones C) Sustancia que posee átomos de hidrógeno y que en solución acuosa + libera H D) Sustancia que acepta electrones E) Sustancia que acepta un par de electrones

Julio Oria A. pH > 7 B. pH < 7 C. pH = 7 B) IC, IIB, IIIA D) IB, IIA, IIIC

08. Con respecto a las propiedades generales de ácidos y bases, asigne verdadero (V) o falso (F) a las siguientes proposiciones según corresponda: I. Productos tales como el jabón y la leche de magnesia presentan características ácidas. II. Una infusión de té reacciona con el limón. El té tiene características básicas. III. Las reacciones ácido-base son de poca importancia en los procesos químicos. A) VVV B) VFF C) VVF D) FVF E) VFV

02. Cuando una sustancia acepta protones se comporta como un(a).......y cuando cede protones se comporta como un(a)....; según Bronsted - Lowry. A) ácido - base B) oxisal - hidróxido C) hidrácido - hidróxido D) base - ácido E) oxácido - base

09. Identifique los pares conjugados ácidobase en las siguientes reacciones: NH3(ac) + HF(ac) « NH4(ac) + F–(ac) CN– + H2O « HCN + OH– H2SO4(aq) + NH3(aq) « NH4+(aq) + HSO4-

03. Son aquellas sustancias que pueden actuar como un ácido o una base según las circunstancias : a) Anfóteros b) Metaloides c) Hidróxidos d) Sales e) Ácidos Hidrácidos

(aq)

HCO3-(aq) + SO4 -(aq) « HSO4-(aq) + CO3 -(aq) CH3COO– + HCN « CH3COOH + CN– HCO3– + HCO3– « H2CO3 + CO3 – H PO4– + NH3 « HPO4 – + NH4+ HClO + CH3NH2 « CH3NH3+ + ClO– CO3 – + H2O « HCO3– + OH–

04. Indique las proposiciones correctas respecto a las propiedades generales de ácido-bases. I. Los ácidos son dulces. II. Las soluciones de bases son untuosas al tacto. III. Las bases colorean el papel de tornasol de azul a rojo. A) solo I B) I y II C) solo II D) I, II y III E) solo III

10. Determine el pOH de una solución si: + -1.5 [H ] = 10 A) 1,5 B) 12,5 C) 14 D) 13,5 E) 7

05. El pH igual a 4.5 para la cerveza nos indica que es: a) ácida b) neutra c) básica d) no se sabe e) anfolita

11. Hallar la concentración de OH- de una solución de pH= 4 a) 10-1 b) 10-4 c) 10-12 -10 -14 d) 10 e) 10

06. Si el pOH de una solución es 8,3 entonces la solución es: a) alcalina b) básica c) ácida d) neutra e) anfótera

12. Calcular el pH de una solución de: * HCl 0,01 M Rpta: 2 * HCl 0,001M Rpta: 3 * KOH 0.76M (log 76= 1.88) * NaOH 0,02M. (Log2 = 0,30) Rpta: 12.3

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Química * H2SO4 0,04M * Ba(OH)2 0,020M * HNO3 10-⁴M

C) Potenciómetro D) fenolftaleina E) anaranjado de metilo 21. En una reacción ácido - base, cuando se mezclan cantidades equivalentes de un ácido y una base la solución resultante será: A) Ácida B) Básica C) ni ácida ni básica D) No se puede predecir E) No dependen si son equivalentes

Rpta: 12.6

13. La concentración de iones OH– en cierta disolución limpiadora para el hogar a base de amoniaco es de 0.0025 M. Calcule la concentración de iones H+. Rpta: 4 x 10- M 14. Calcule la concentración de iones OH– en una disolución de HCl cuya concentración de iones hidrógeno es 1.3 M Rpta: 7.69 x 10- ⁵M

22. De la siguiente reacción; indique un par conjugado ácido - base de Bronsted lowry: HSO41- + Cl1- « SO42- + HCl A) HSO41- y HCl B) Cl1- y SO421121C) HSO4 y Cl D) SO4 y HSO4 21E) SO4 y Cl

15. Determine la proposición incorrecta para una solución de pH= 4 + -4 a) [H ] = 10 b) [OH ] = 10-10 c) [H+] > [OH-] d) Solución ácida e) Solución básica

23. Calcule la concentración de iones OH– en una disolución de HCl 1.4 × 10– M.

16. ¿Cuál de las siguientes sustancias es un indicador ácido-base? a) acetona b) fenol c) fenolftaleína d) naftaleno e) nitrobenceno

24. Calcule la concentración de iones H+ en una disolución de NaOH 0.65 M. 25. Calcule la concentración de ion hidrógeno, en mol/L, para las disoluciones con los siguientes valores de pH: a) 2.42 , b) 11.21, c) 6.96, d ) 15.00.

17. Al sumergir una tira de papel tornasol en una solución ácida, éste toma el color: a) amarillo b) azul c) marrón d) verde e) rojo

26. Calcule la concentración de ion hidrógeno, en mol/L, para cada una de las siguientes disoluciones: a) una disolución cuyo pH es de 5.20 b) una disolución cuyo pH es de 16.00 c) una disolución cuya concentración de hidróxido es de 3.7 × 10–⁹ M.

18. Cuando una solución acuosa tiene un pH=7, ¿cuál es la concentración de sus iones H+ y de sus iones OH-? A) [H+] = 10-9 ; [OH-1] = 10-5 B) [H+] = 10-7 ; [OH-1] = 10-7 C) [H+] = 10-3 ; [OH-1] = 10-11 + +7 -1 +7 D) [H ] = 10 ; [OH ] = 10 + +12 -1 +2 E) [H ] = 10 ; [OH ] = 10

27. Complete la siguiente una es: pH [H+] tabla La para disolución disolución: <7 < 10-⁷ M

19. Se llama anfótero a la sustancia que: A) Puede tomar diferentes números de moléculas de agua. B) Puede emitir radiaciones alfa o beta. C) Puede absorber o dar calor. D) Puede actuar como un ácido o como una base según las circunstancias. E) Puede variar de color desde violeta al verde.

neutra

28. Complete con la palabra ácida, básica o neutra, para las siguientes disoluciones: a) pOH > 7; la disolución es............... b) pOH = 7; la disolución es............... c) pOH < 7; la disolución es...............

20. Para la medición exacta del pH se utiliza: A) papel tornasol B) titulación

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29. El pOH de una disolución es 9.5 Calcule la

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Química concentración de ion hidrógeno de la disolución. 30. Unos estudiantes encontraron que una muestra de yogur tenía un pH de 2,85. ¿Cuáles son las concentraciones [H+] y [OH-] en el yogur?

07. Cuál de las siguientes ecuaciones es falsa: A) Kw = 1,00 x 10-14 a 25°C B) [OH-] x [H+] = 1014 a 25°C C) pH= - Log [ H+] D) pOH= - Log [OH ] E) pH + pOH = 14

31. La leche de magnesia es una disolución saturada de Mg(OH)2 y su solubilidad es 9,63 mg Mg(OH)2/100,0 mL de disolución a 20 °C. .Cual es el pH de la disolución saturada de Mg(OH)2 a 20 °C?

08. UNI 01-1: Indique cuales son ácidos de Brönsted-Lowry en el siguiente equilibrio. + + NH4 + H2O « NH3 + H3O + + A) solo H3O B) solo NH4 + + C) H3O y NH4 D) solo H2O E) H2O y NH3

NIVEL II 01. Calcule el número de moles de KOH que hay en 5.50 mL de una disolución de KOH 0.360 M. ¿Cuál es el pH de la disolución?

09. De acuerdo a las definiciones de ácidos y bases señale lo correcto. I. En la teoría Bronsted – Lowry se transfiere un protón del ácido a la base. II. El NH3 es un ácido de Arrhenius. III. El concepto de aducto es propio de la definición de la teoría de Lewis. A) solo I B) I y II C) solo II D) I y III E) solo III

02. ¿Qué cantidad de NaOH (en gramos) se necesita para preparar 546 mL de una disolución con un pH de 10.0? 03. Se prepara una disolución disolviendo 18.4 g de HCl en 662 mL de agua. Calcule el pH de la disolución. (Suponga que el volumen permanece constante.)

10. Asigne verdadero (V) o falso (F) a cada una de las siguientes proposiciones: I. Según Arrhenius los ácidos y bases se disocian respectivamente en iones H+ y – OH en medio acuoso. II. Las bases de Bronsted – Lowry son aquellas que aceptan un par de electrones. III. Los iones metálicos pueden ser ácidos de Lewis. A) VVV D) FVV B) VFV E) FFV C) VFF

04. Para la reacción ácido–base de Bronsted–Lowry marque lo incorrecto. H2S + HPO4 -

« HS- + H2PO4-

A) H2S y H2PO4- son ácidos de Bronsted B) HPO4- y HS– son bases C) H2S y HS– es un par conjugado ácido base. D) HPO4 - y H2PO4- es un par conjugado ácido - base E) H2S es ácido más débil que HPO4-

11. Identifique la base de Lewis A) HCl B) NF3 C) HNO3 D) CH3COOH E) BF3

05. Dada las siguientes especies químicas, cuál de ellas puede actuar solo como ácido de Lewis. A) OH– B) Br– C) NH3 3+ – D) Fe E) NH2

12. UNI 05-I: Para la siguiente reacción ácidobase: + NH3 + H2O « NH4 + OH Dadas las proposiciones I. Las especies NH3 , OH- forman un par conjugado ácido-base. + II. Las especies H2O , NH4 forman un par conjugado ácido base III. El agua reacciona como ácido según Brönsted-Lowry son correctas: A) sólo I B) sólo II C) sólo III D) I y II E) I, II y III

06. Indique verdadero (V) o falso (F) según corresponda: I.- Para HCl 0,01 M ; pH = 2 II.- pH + pOH = 14 ; a 50°C III.- Para NaOH 0,01 M ; pH = 12 IV.- A mayor temperatura mayor Kw A) FVVV B) VFFV C) VFFF D) VVVV E) VFVV

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mes, tenía una concentración de ion hidrógeno igual a 1.0 × 10– M. Calcule el pH del vino en estas dos ocasiones.

13. En relación a la siguiente reacción ácido – base: HCºCH + NaNH2 « HCºC- + NaNH3+ Identifique la alternativa correcta: A) Esta reacción ácido-base puede ser explicada por la teoría de Arrhenius. B) Esta reacción no puede ser explicada por el modelo de Bronsted-Lowry. C) Según el modelo de Bronsted-Lowry, el NaNH2 actúa como una base. D) Según el modelo de Arrhenius, el NH3 actúa como el ácido conjugado del NaNH2. E) Esta reacción es una reacción ácido base, porque no se produce transferencia de protones.

17. El ácido nítrico (HNO3) se utiliza en la producción de fertilizantes, colorantes, medicamentos y explosivos. Calcule el pH de una disolución de HNO3 que tiene una concentración de ion hidrógeno de 0.76 M. DATO: Log 76 = 1.88 18. El pH de cierto jugo de naranja es de 3.33. Calcule la concentración del ion H+. 19. La concentración del ion OH– de una muestra de sangre es de 2.5 × 10–⁷ M. ¿Cuál es el pH de la sangre? 20. El pH del agua de lluvia recolectada en determinada región del noreste de Estados Unidos en un día en particular fue de 4.82. Calcule la concentración del ion H+ del agua de lluvia. A) 1.51 x 10-⁵ B) 1.84x10-⁴ C) 2.12x10-⁵ D) 2.34x10-⁴ E) 2.89x10-

14. Marque la proposición que no corresponde a las propiedades de los ácidos. A) Organolépticamente son agrios. B) El sabor agrio del vinagre se debe a que contiene ácido acético. C) Disuelven a los carbonatos metálicos con desprendimiento de dióxido de carbono. D) Los metales Cu y Ag reaccionan con los ácidos desprendiendo hidrógeno gaseoso E) El papel de tornasol rojo en contacto con ácidos conserva su color.

21. La piperidina es una base que se encuentra en cantidades pequeñas en la pimienta negra. ¿Cuál es el pH de una disolución acuosa que contiene 114 mg de piperidina en 315 mL de disolución? C5H11N + H2O « C5H11NH+ + OHKb = 1,6x10-

15. Con respecto a las definiciones de ácidos y bases, responda verdadero (V) ó falso (F) a las siguientes proposiciones según corresponda: I. Una base de Arrhenius debe contener un – grupo OH disociable por lo que el amoníaco (NH3) no se considera una base de Arrhenius. II. Una especie puede comportarse como un ácido de B–L en una reacción y como base de B–L en otra reacción. III. Las especies Ag+, AlCl3 y H3O+ son ejemplos de ácido de Lewis A) VVV B) VFF C) VFV D) VVF E) FFV

21. Suponga que desea calcular el pH de una disolución de HF 0.50 M a 25°C. La ionización del HF está dada por HF(ac) « H+(ac) + F–(ac) Dato: Ka = 7.1 x 10-⁴ Rpta: 1.72 22. El pH de una disolución de ácido fórmico (HCOOH) 0.10 M es de 2.39. ¿Cuál es la Ka del ácido? Rpta: 1.8x10-⁴ 23. La Ka del ácido benzoico (C6H5-COOH), es de 6.5 × 10–⁵. Calcule el pH de una disolución de ácido benzoico 0.10 M

16. La concentración de iones H+ en una botella de vino de mesa, justo después de que se le removió el corcho, fue de 3.2 × 10–⁴ M. Sólo se consumió la mitad del vino. Se encontró que la otra mitad, después de haber estado expuesta al aire durante un

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24. ¿Cuál es la molaridad inicial de una disolución de ácido fórmico (HCOOH) cuyo pH, en el equilibrio, es de 3.26? Ka = 1.7 x 10-⁴

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Química 25. Calcule el volumen, en mL, requerido de ácido sulfúrico (H2SO4) 1,25 M para neutralizar 2,5 g de hidróxido de sodio (NaOH). M(NaOH)=40g/mol. A) 25 D) 55 B) 35 E) 65 C) 45

30. Se mezclan 50mL de KOH 0,2M y 40 mL de NaOH 0,25M con 110 mL de agua destilada. ¿Cuál es la concentración del ion H+ en la solución resultante? A) 1x10- M B) 1x10- ⁰M C) 2x10- ⁶M D) 2x10- M E) 5x10- M

26. El ácido láctico es un ácido carboxílico que se acumula en la sangre y los músculos durante la actividad física. Una disolución acuosa 0,0284 M de este ácido está disociada un 6,7 por ciento. Determine el valor de Ka para el ácido láctico. CH3CH(OH)COOH + H2O « H3O+ + CH3CH(OH)COO-

32. Al mezclar las siguientes soluciones: 100mL de HCl 0,2M y 200mL de HNO3 0,1M y 50mL de KOH 0,8M. ¿Cuál es el pH de la solución resultante? A) 8 B) 12 C) 7 D) 9 E) 5 33. Se adiciona 0,46 g de sodio en suficiente agua, el volumen de la solución resultante es 200mL. ¿Cuál es el pH de la solución? A) 12 B) 10 C) 13 D) 9 E) 14

27. Dados los siguientes valores de constante de acidez ácido acético: Ka(CH3COOH) = 1,8×10–5 ácido hipocloroso: Ka(HClO) = 2,95×10–8 Asigne verdadero (V) o falso (F) a las siguientes proposiciones según corresponda: I. El CH3COOH, es un ácido más fuerte que el HClO. II. La especie (CH3COOH) es una base más fuerte que la especie ClO– III. En una reacción ácido base entre (CH3COOH) y HClO, el ácido acético se comporta como ácido. A) VVV D) VFF B) VVF E) FVV C) VFV

34. El ácido nitroso es un ácido débil que en disolución acuosa presenta el equilibrio. HNO2(ac) + H2O(l) « H3O+(ac) + NO2(ac)

Pruebas experimentales, a 25 °C, mostraron que en una solución que contiene 4,7 gramos de HNO2 disueltos en 100 mL de solución, disociaba en 2,12%. Determine el valor de al constante de acidez, Ka, de este ácido. –2 –7 –3 A) 2,5×10 B) 1,0×10 C) 1,8×10 D) 1,3×10–10 E) 4,6×10–4 35. El ácido sórbico, HC6H7O2, es monoprótico. Su sal (sorbato de potasio) se agrega al queso para inhibir la formación de mohos. Si se tiene 5,6 g del ácido en un litro de solución. ¿Cuál es su porcentaje de ionización? DATO: Ka= 1,62x10-⁵ A) 0,5% B) 1% C) 1,8% D) 2,6% E) 4%

27. Indique el valor de la constante de basicidad de la base conjugada, Kb, para el ácido ciánico, que en disolución acuosa forma el siguiente equilibrio: HOCN + H2O « H3O+ + OCN–, –4 ka = 3,5×10 a 25° C –10 –4 A) 6,5×10 D) 3,5×10 –11 –10 B) 2,8×10 E) 2,5×10 C) 1,0×10–14

36. Un ácido orgánico monoprótico, en solución acuosa tiene una concentración de 0,02M; si se encuentra ionizado en un 0,5% ¿Cuál es su constante de acidez? A) 5x10-⁷ B) 2x10-⁵ C) 8x10-⁸

–2

28. Si 200 mL de una disolución HCl 10 M se valoran con 20 mL de NaOH 0,1N. Determinar el pH de la solución resultante A) 2 B) 6 C) 3 D) 7 E) 5

37. UNI 14-1: Un estudiante preparó 400 mL de una solución de HClO4 0.0075M y luego sobre este adicionó 600 mL de una solución de HCl 0,012M. Calcule el pH de

29. Se combinan 50 mL de HI 0,5M con 50 mL de NaOH 0,3M. ¿Cuál es el pH de la solución resultante? A) 3 B) 2 c) 9 d) 6 E) 1

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Química la solución resultante. A) 1 B) 2 C) 3

D) 4

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E) 5

38. UNI 13-2: Un ácido monoprótico muy débil, en una solución acuosa 0.1M, está ionizado al 2% ¿A qué concentración molar dicho ácido estará ionizado al 1%? A) 0.025 B) 0.050 C) 0.200 D) 0.320 E) 0.400 39. UNI 13-1: Se dice que una persona tiene “acidez estomacal” cuando tiene un exceso de iones H+ en el estómago. Una forma de reducir temporalmente la concentración de estos iones es tomando un “antiácido”. Si ninguna de las siguientes sustancias son dañinas para la salud. ¿Cuáles podrían utilizarse como antiácido? I. CaCO3 II. NaHCO3 III. Mg(OH)2 A) solo I B) solo II C) solo III D) I y II E) I, II y III 40. UNI 13-1: Si todas las ecuaciones están bien planteadas, ¿cuál de los siguientes casos es una reacción ácido-base de acuerdo a la definición de BronstedLowry? A) Ca + + 2OH- « Ca(OH)2 B) CO2 + H2O « H+ + HCO3C) (CH3)3C+ + H2O « (CH3)3COH2+ D) CH3COOH + CH3OH « CH3COOCH3 + H2O E) CH3COOH + H2SO4 « CH3COOH2+ + HSO4-

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