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CAPÍTULO

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30

Tema

ÁCIDOS Y BASES

INTRODUCCIÓN Los ácidos y las bases se encuentran por ejemplo en: alimentos, medicinas, limpiadores domésticos, etc.; por ello son importantes en nuestras actividades cotidianas. Algunos ácidos comunes - ácido acético, CH3COOH, presente en el vinagre (5% en masa aproximadamente). - 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, espinacas, remolacha. Hormiga - ácido sulfúrico, presente en la batería de los autos, fertilizantes colorada líquidos, etc. - ácido clorhídrico, forma parte del jugo gástrico el cual permite degradar proteínas y cumple función germicida (mata microbios). - ácido láctico, presente en el yogurt - ácido fórmico, HCOOH, presente en la mordedura de una hormiga, ortiga. - 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 respectivamente parte de la mylanta y leche de magnesia. - 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, se utilizan por ejemplo respectivamente: fabricación del jabón, blanqueador dental Comer en exceso , comer demasiado rápido , comer alimentos picantes o grasosos, el consumo de alcohol, tabaco y otros comportamientos pueden resultar en exceso de gas y ácido. Dicho exceso causa malestar estomacal, indigestión ácida, y la sensación de ardor que se conoce como acidez estomacal.

* PROPIEDADES GENERALES * - ÁCIDO Disueltos en agua conducen la electricidad, ionizandose y poseyendo movimiento de traslación, permitiendo así su conductividad. Ejemplo: H2SO4(ac) (batería de autos)

ACIDOS Y BASES - 2015

1 QUÍMICA -2.0

Química

Julio Oria

- Son de sabor ácido (picante y agrio). Ejemplo: el vinagre ácido acético), limón, naranja (ácido cítrico), etc. - Cambian de color a los pigmentos orgánicos.

- Su acción es neutralizada por las bases. - Cuando reaccionan con metales que son más activos que el hidrógeno como (Li, K, Ba, Ca, Al, Ni, Na, Fe, Zn, Mg, Pb, etc.) producen hidrógeno gaseoso y sal. 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. 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 agua regia (75%V HCl y 25%V HNO3). - 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 ® sal + CO2 + H2O bicarbonatos metálicos Ejemplos: CaCO3(s) + HCl(ac) ® CaCl2(ac) + CO2(g) + H2O NaHCO3(s) + HCl(ac ) ® NaCl(ac) + CO2(g) + H2O BASE O ÁLCALIS

Alcali, viene de la palabra árabe al-qali, y se refiere a las cenizas de ciertas plantas de las que podían extraerse bases.

* - En solución acuosa conducen la electricidad, ya que se ionizan o disocian. -

Poseen sabor cáustico (amargo). Ejemplo: Té, café (cafeína), mate de coca (cocaína) Cambian de color a los pigmentos orgánicos. Poseen consistencia resbalosas al tacto. Ejemplo: jabón, lejía, sosa cáustica, etc. No reaccionan con los carbonatos o bicarbonatos. Poseen poder corrosivo. Neutralizan a los ácidos (antiácidos). Algunas bases son excelentes disolventes del cabello, que con frecuencia son la causa de la obstrucción de los drenajes. El cabello está formado por proteínas.

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2 QUÍMICA -2.0

Química

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ANFOTERO (ANFIPRÓTICA) Son aquellas sustancias que pueden comportarse como ácidos o como bases, dependiendo con la sustancia que 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 microscópicamente, las propiedades de los * ácidos y las bases. Entre las principales tenemos: A

Teoría de Arrhenius (1884) : Se fundamenta en el comportamiento de las sustancias (ácidos y bases) que en solución acuosa, se disocian de forma parcial o total.

ÁCIDO Sustancia que contiene hidrógeno y en solución acuosa se disocia * parcial o totalmente, produciendo iones H . +

Ejemplos: HI, HBr, HCl, H2SO4 , HCN, HNO3, HClO4, CH3COOH..... HCl (ac) ® ® H2SO4 (ac) CH3COOH(ac) «

*

-

+

Cl (ac) + H (ac) -2 SO4 (ac) + 2H+(ac) + CH3COO (ac) + H (ac)

Svante Arrhenius (1859-1927) * Químico sueco * Premio Nobel en química en 1903

ácido monoprótico ácido diprótico ácido monoprótico

BASE Sustancia que contiene grupos hidroxilo (OH-), y en solución acuosa se disocia parcial o totalmente liberandolos. Fórmula: M(OH)n n= 1, 2, 3,. Ejemplos: NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2 , Sr(OH)2 , Ba(OH)2 NaOH (ac) ® Ca(OH)2 (ac) «

+

Na (ac) Ca+2(ac)

+ +

-

OH (ac) 2OH-(ac)

Ba(OH)2 (ac)

®

Ba

+2 (ac)

+

-

2OH (ac)

.

OBSERVACIÓN: - Si reaccionan un ácido y una base de Arrhenius da lugar a la formación de una sal y agua. Neutralización: ÁCIDO + BASE ® SAL + H2O Ejemplo: HCl(ac) + NaOH(ac) ® NaCl(ac) + H2O(l)

* - Limitaciones Restringe el comportamiento ácido-base de los compuestos solo a soluciones acuosas.

.

- No puede explicar por qué el amoniaco, disuelto en agua genera ion OH-, formando una solución básica a pesar que su estructura molecular no contiene al ion hidróxido (OH-). * Observación: + + ¿Por qué a veces se reemplaza H3O por H ?; El ion H+ es un átomo de hidrógeno que perdió -15 su electrón, es decir, es únicamente un protón. El tamaño de un protón es aprox. 10 m, -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 (Dinamarca) y Thomas Lowry (Inglés), idearon de manera independiente y separada, un concepto más amplio de 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.

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3 QUÍMICA -2.0

Química

Julio Oria

De esta definición surge el concepto par ácido-base (un ácido y una base siempre interactúan de forma simultanea en la transferencia de un protón). Ejemplos: H H+ +

HCO3-

+

H 2O

«

ÁCIDO

BASE

H2CO3

+

ÁCIDO CONJUGADO

OH-

HNO2

BASE CONJUGADA

+

H 2O BASE

ÁCIDO

NO2-

«

H3O+

+

BASE CONJUGADA

ÁCIDO CONJUGADO

Par Conjugado Par Conjugado

H

H+

NH3 BASE

+

H 2O

NH4

«

ÁCIDO

+

+

+

ÁCIDO CONJUGADO

H

H+

OH

-

HCl

BASE CONJUGADA

ÁCIDO

+

H 2O BASE

Par Conjugado

+

H 3O

«

+

+

ÁCIDO CONJUGADO

Cl

-

BASE CONJUGADA

Par Conjugado

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. - 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. + + Ejemplo: HCl ® Cl + H ÁCIDO ® BASE CONJUGADA + H ácido base conjugada OBSERVACIÓN: - Una reacción ácido-base de B-L puede ocurrir en cualquier medio. Ejemplo: entre gases, en soluciones no acuosas, en mezclas heterogéneas, 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: especie química (ión o molécula) capaz de aceptar pares de electrones y así formar enlaces covalentes. * Base: 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 por enlace dativo, llamado aducto. ácido + base ® aducto Ejemplos: BF3 + NH3 ® BF3-NH3 + + NH3 + H ® NH4 SO3 + O2- ® SO42Conclusiones: Son ácidos de Lewis: 3+ + 2+ +1 2+ 2+ - Los cationes (Fe , Ag , Cd , H , Cu , Zn , etc)

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Química

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- Moléculas que contienen 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: - Los aniones (Cl , OH , etc) - Los óxidos metálicos. - Moléculas cuyo átomo central posee al menos un par de e- libres (NH3, H2O, C2H5OC2H5, etc) .

*

OBSERVACIÓN: - La teoría ácido-base de Lewis, permite explicar la formación de cationes hidratados, 2+ + 2+ 3+ como: Cu(H2O)6 ; Ag(H2O)2 ; Ni(H2O)6 ; Fe(H2O)6 , 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 : El agua es un electrólito muy débil y, por tanto, un mal conductor de la electricidad, pero experimenta una ligera autoionización:

.

Ionización, según Bronsted - Lowry:

H 2O ácido 1

+

Ionización, según Arrhenius: Proceso Endotérmico.

H 2O base 2 H2O(l)

«

+

-

H 3O + OH ácido 2 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. La 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–] Kw: 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 ¯pH + – –1 4 Kw = [H ][OH ] = 1.0×10 .

Potencial de hidrógeno (pH) : Establecida por Sorensen en 1909. Es una * cantidad adimensional que indica cuantitativamente el grado de acidez o .

basicidad que posee una solución principalmente diluida (£1M). + + + -pH pH = -log [H ] = - log [H3O ] Por consiguiente : [H ] = 10 pOH= - Log [OH-] Por consiguiente : [ OH- ] = 10-pOH De: Kw = [OH-][H+] Tomando logaritmo negativo a ambos miembros + + -logKw = -log[OH ][H ] = -log[OH ] - log[H ] ® pKw = pH + pOH Nota: * Un pH negativo, significa que la concentración de H+ es mayor que 1M. * El intervalo más común para las titulaciones es entre 10-1 a 10-3M. Analizando valores de soluciones acuosas a 25ºC: + -14 1. Se cumplen: [OH ]x[H ] = 10 mol/L pH + pOH = 14 + -7 2. En solución neutra: [OH ] = [H ] = 10 mol/L pH = pOH = 7 + + -7 3. En solución ácida: [OH ] < [H ] ; [H ] > 10 mol/L pH < 7 + + -7 4. En solución básica: [OH ] > [H ] ; [H ] < 10 mol/L pH > 7

ACIDOS Y BASES - 2015

Soren Sorensen (1868-1939) Bioquímico danés

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Química SOLUCIÓN ÁCIDA

SOLUCIÓN NEUTRA

pH 0

*

Julio Oria

SOLUCIÓN BÁSICA

7

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FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES : Esta referida al grado de ionización que experimenta un ácido o una base en agua.

de Ka (ka >>> 1). Ejemplos: ácidos hidrácidos (HCl, HBr, HI), ácidos oxácidos (HNO3 , H2SO4, HClO4) --> #O - #H ³ 2 +

–

HClO4 HI. HBr HCl H2SO4 HNO3

FUERZA DE ACIDEZ

FUERTES : Son electrólitos fuertes que, para fines prácticos, * seÁCIDOS supone que se ionizan completamente en agua. Poseen altos valores

HCl(ac) + H2O(l) ® H3O (ac) + Cl (ac) ácido fuerte base conjugada débil HNO3(l) + H2O(l) ® H3O+(ac) + NO3-(ac) + 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) + -2 HSO4 (ac) + H2O(l) « H3O (ac) + SO4 (ac) (2da etapa, ionización parcial) FUERTES : Son electrolitos fuertes, se ionizan completamente en agua. Ejemplo: * * BASES Hidróxidos alcalinos (Li, Na, K) y algunos hidróxidos alcalinos térreos (Ca, Sr, Ba). * Todos los hidróxidos alcalinos son solubles. En el caso de los hidróxidos 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 HClO3 > HClO2 > HClO

Julio Oria

Ejemplo: Periodo 2: CH4 NH3 H2O HF

Aumento de la electronegatividad, Considere un ácido monoprótico débil, HA. Su ionización en agua se representa como: aumenta la acidez + – HA(ac) + H2O(l) « H3O (ac) + A (ac) o en forma simple HA(ac) « H+(ac) + A–(ac)

Ejemplo 1: Se desea calcular el pH de una disolución de HF 0.50 M a 25°C. La ionización del HF esta dada por: HF(ac) « H+(ac) + F–(ac) Ka = 7.1x10-4 Rpta: pH = 1.72 Ejemplo 2: Se desea calcular el pH de una disolución de CH3COOH 0.20 M a 25°C. DATO: Ka = 1.86x10-5 Rpta: pH = 2.72

Ejemplo: ¿Cuál es el pH de una disolución de amoniaco 0.40 M? DATO: a 25°C Kb = 1.8x10-5 Rpta: 11.43 + – NH3(ac) + H2O(l) « NH4 (ac) + OH (ac)

Se puede encontrar una relación importante entre la constante de ionización de un ácido y la constante de ionización de su base conjugada. Ejemplo: ácido acético

*

ÁCIDOS DÉBILES Y LA CONSTANTE DE IONIZACIÓN (Ka) :

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8 QUÍMICA -2.0

Química

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BASES DÉBILES Y LA CONSTANTE DE IONIZACIÓN (Kb) : Kb = [NH4+].[OH-] [NH3]

*

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

*

PORCENTAJE DE IONIZACIÓN (%ai) : Porcentaje de ionización = concentración de la especie ionizada en el equilibrio x 100 concentración inicial del ácido o base

*

TITULACIÓN ÁCIDO-BASE : Una solución de concentración conocida se usa para determinar la concentración de otra solución a través de una reacción monitoreada. Ejemplo: Se va realizar una titulación ácido-base para estandarizar una solución de HCl, colocando 50mL de este en un matraz con unas gotas de indicador. Adicionamos NaOH 0.1524M en la bureta y la lectura inicial es 0.55mL. En el punto final, la lectura de la bureta es 33.87mL. ¿Qué concentración de HCl tiene la solución? Rpta: 0.1016M de HCl

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Solución Básica NaOH

Solución Ácida HCl

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Química

ACIDOS Y BASES - 2015

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10 QUÍMICA -2.0

Química 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

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 ácido-base en las siguientes reacciones: NH3(ac) + HF(ac) « NH4(ac) + F–(ac) CN– + H2O « HCN + OH– H2SO4(aq) + NH3(aq) « NH4+(aq) + HSO4-(aq) HCO3-(aq) + SO42-(aq) « HSO4-(aq) + CO32-(aq) – – CH3COO + HCN « CH3COOH + CN – – 2– HCO3 + HCO3 « H2CO3 + CO3 H2PO4– + NH3 « HPO42– + NH4+ + HClO + CH3NH2 « CH3NH3 + ClO– 2– – – CO3 + H2O « HCO3 + OH

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

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

04. Indique las proposiciones correctas respecto a las propiedades generales de ácido-bases. I. Los ácidos son dulces. II. Las soluciones básicas 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

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 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 * H2SO4 0,04M * Ba(OH)2 0,020M Rpta: 12.6 * HNO3 10-⁴M

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 06. Si el pOH de una solución es 8,3 entonces la solución es: a) alcalina b) básica c) ácida d) neutra e) anfótera 07. Relacionar: I. Solución ácida A. pH > 7 II. Solución neutra B. pH < 7 III. Solución básica C. pH = 7

Química - 2013

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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+. -12 Rpta: 4 x 10 M

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Química –

14. Calcule la concentración de iones OH en una disolución de HCl cuya concentración de iones hidrógeno es 1.3 M -15 Rpta: 7.69 x 10 M

E) No dependen si son equivalentes 22. De la siguiente reacción; indique un par conjugado ácido - base de Bronsted lowry: 112HSO4 + Cl « SO4 + HCl A) HSO41- y HCl B) Cl1- y SO4211C) HSO4 y Cl D) SO42- y HSO4121E) 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 × 10–3 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 + -7 -1 -7 B) [H ] = 10 ; [OH ] = 10 + -3 -1 -11 C) [H ] = 10 ; [OH ] = 10 + +7 -1 D) [H ] = 10 ; [OH ] = 10+7 + +12 -1 +2 E) [H ] = 10 ; [OH ] = 10

27. Complete la siguiente tabla para una disolución: pH [H+] La disolución es:

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.

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 C) Potenciómetro D) fenolftaleina E) anaranjado de metilo

29. El pOH de una disolución es 9.5 Calcule la concentración de ion hidrógeno de la disolución.

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

Química - 2013

Julio Oria

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? 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.

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Química +

A) solo H3O + + C) H3O y NH4 E) H2O y NH3

.Cual es el pH de la disolución saturada de Mg(OH)2 a 20 °C? 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?

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. « HS- + H2PO4-

A) H2S y H2PO4 son ácidos de Brönsted B) HPO4- y HS– son bases de Bronsted C) H2S y HS– es un par conjugado ácido base. D) HPO42- y H2PO4- es un par conjugado ácido - base 2E) 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+ + OHDadas 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

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

07. Cuál de las siguientes ecuaciones es falsa: -14 A) Kw = 1,00 x 10 a 25°C + B) [OH ] x [H ] = 1014 a 25°C C) pH= - Log [ H+] D) pOH= - Log [OH ] E) pH + pOH = 14 08. UNI 01-1: Indique cuales son ácidos de Brönsted-Lowry en el siguiente equilibrio. + + NH4 + H2O « NH3 + H3O

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B) solo NH4 D) solo H2O

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?

H2S + HPO42-

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13 Chemistry-2.0

Química actúa como el ácido conjugado del NaNH2. E) Esta reacción es una reacción ácido base, porque no se produce transferencia de protones.

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+ + OH-3 DATO: Kb = 1,6x10 A) 8 B) 9 C) 10 D)11 E) 12

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 mes, tenía una concentración de ion hidrógeno igual a 1.0 × –3 10 M. Calcule el pH del vino en estas dos ocasiones.

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

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

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 y pH para el ácido láctico. CH3CH(OH)COOH + H2O «

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

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Química H3O+ + CH3CH(OH)COO-

en la solución resultante? -13 -10 A) 1x10 B) 1x10 -16 C) 2x10 D) 2x10-2 -12 E) 5x10 33. 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

Dato: log2 = 0.3 -4 rpta: 1.366x10 - 2.7 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 (CH3COO ) 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 B) VFF C) VVF D) FVV E) VFV

34. 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 35. 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. A) 2,5×10–2 B) 1,0×10–7 C) 1,8×10–3 –10 –4 D) 1,3×10 E) 4,6×10

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 B) 2,8×10–11 E) 2,5×10–10 –14 C) 1,0×10

36. 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%

28. Si 200 mL de una disolución HCl 10–2 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 29. Si se mezclan 25mL de HNO3 a 2N con 75mL de NaOH 0,4 N. Calcular el pH de la solución resultante. Dato: log2 = 0,3 A) 0,2 B) 0,5 C) 0,7 D) 0,9 E) 1,2

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? -7 -5 -8 A) 5x10 B) 2x10 C) 8x10

30. El pH de una solución de un ácido monoprótico de 0,5M es 4, si su concentración disminuye en un 80%. ¿Cuál es el cambio del pH? A) 0,35 B) 0,45 C) 0,80 D) 0,25 E) 0,65

37. En un recipiente se tiene 800 mL de una solución de HCl, con pH = 2,7. Si la solución se debe diluir hasta alcanzar un pH = 4, ¿qué volumen de agua (en L) debemos añadir? Dato: log 2 = 0,3. A) 15,2 B) 16,2 C) 17,2 D) 21,8 E) 23,6

31. 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

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 la solución resultante. A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 5

32. Se mezclan 50mL de KOH 0,2M y 40 mL de NaOH 0,25M con 110 mL de agua destilada. + ¿Cuál es la concentración molar del ion H

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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 Bronsted-Lowry? A) Ca + + 2OH- « Ca(OH)2 + B) CO2 + H2O « H + HCO3 + C) (CH3)3C + H2O « (CH3)3COH2+ D) CH3COOH + CH3OH « CH3COOCH3 + H2O + E) CH3COOH + H2SO4 « CH3COOH2 + HSO4 41. UNI 16-2: El ácido tricloroacético tiene una constante de acidez Ka= 0,302. Calcule la constante de ionización básica, Kb, del ion tricloroacetato.

A) 1,00x10-14 -14 C) 3,31x10 -14 E) 8,02x10

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B) 3,02x10-14 -14 D) 5,19x10

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