Fuerza relativa de los ácidos y las bases Constantes de ionización de ácidos y bases La fuerza relativa de un ácido o de una base es la medida en que se ioniza cuando se disuelve en agua. Si la reacción de ionización es esencialmente completa, el ácido o la base se denomina fuerte ; si se produce relativamente poca ionización, el ácido o la base es débil. Como se verá a lo largo de este capítulo, hay muchos más ácidos y bases débiles que fuertes. Los ácidos y las bases fuertes más comunes se enumeran en la . Aquí se enumeran algunos de los ácidos y bases fuertes más comunes. La fuerza relativa de los ácidos puede cuantificarse midiendo sus constantes de equilibrio en soluciones acuosas. En soluciones de la misma concentración, los ácidos más fuertes se ionizan en mayor medida, por lo que producen mayores concentraciones de iones de hidronio que los ácidos más débiles. La constante de equilibrio de un ácido se denomina constante de ionización ácida, K a . Para la reacción de un ácido HA: HA ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + A – ( a q ) , la constante de ionización ácida se escribe K a = [ H 3 O + ] [ A – ] [HA] donde las concentraciones son aquellas en equilibrio. Aunque el agua es un reactivo en la reacción, también es el solvente, por lo que no incluimos [H 2 O] en la ecuación. Cuanto mayor sea el valor K a de un ácido, mayor será la concentración de H 3 O + y A − en relación con la concentración del ácido no ionizado, HA, en una mezcla de equilibrio, y cuanto más fuerte sea el ácido. Un ácido se clasifica como "fuerte" cuando sufre una ionización completa, en cuyo caso la concentración de HA es nula y la constante de ionización ácida es inconmensurablemente grande ( K a ≈ ∞). Los ácidos que están parcialmente ionizados se denominan "débiles" y sus constantes de ionización ácida pueden medirse experimentalmente. En el Apéndice H se incluye una tabla de constantes de ionización para ácidos débiles. Para ilustrar esta idea, a continuación se muestran tres ecuaciones de ionización ácida y los valores de K a . Las constantes de ionización aumentan de la primera a la última de las ecuaciones enumeradas, lo que indica que la fuerza ácida relativa aumenta en el orden CH 3 CO 2 H < HNO 2 < HSO 4 – : CH 3 CO 2 H ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + CH 3 CO 2 – ( a q ) K a = 1,8 × 10 -5 HNO 2 ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + NO 2 – ( a q ) K a = 4,6 × 10 -4 HSO 4 – ( a q ) + H 2 O ( a q ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + SO 4 2− ( a q ) K a = 1,2 × 10 -2 Otra medida de la fuerza de un ácido es su porcentaje de ionización. El porcentaje de ionización de un ácido débil se define en términos de la composición de una mezcla de equilibrio: % de ionización = [ H 3 O + ] eq [ HA] 0 × 100 donde el numerador equivale a la concentración de la base conjugada del ácido (por estequiometría, [A − ] = [H 3 O + ]). A diferencia del valor K a , el porcentaje de ionización de un ácido débil varía con la concentración inicial de ácido, disminuyendo normalmente a medida que aumenta la concentración. Los cálculos de equilibrio del tipo que se describe más adelante en este capítulo pueden utilizarse para confirmar este comportamiento. Cálculo del porcentaje de ionización a partir del pH Calcule el porcentaje de ionización de una solución 0,125- M de ácido nitroso (un ácido débil), con un pH de 2,09. Solución El porcentaje de ionización de un ácido es: [ H 3 O + ] eq [ HNO 2 ] 0 × 100 Al convertir el pH proporcionado a la molaridad del ion de hidronio se obtiene [ H 3 O + ] = 10 – 2,09 = 0,0081 M Sustituyendo este valor y la concentración inicial de ácido proporcionada en la ecuación del porcentaje de ionización se obtiene 8,1 × 10 -3 0,125 × 100 = 6,5 % (Recordemos que el valor de pH proporcionado de 2,09 es logarítmico, por lo que contiene solo dos dígitos significativos, lo que limita la certeza del porcentaje de ionización calculado). Compruebe lo aprendido Calcule el porcentaje de ionización de una solución 0,10- M de ácido acético con un pH de 2,89. Respuesta: 1,3% ionizado Vea la simulación de ácidos y bases fuertes y débiles a nivel molecular. Al igual que en el caso de los ácidos, la fuerza relativa de una base se refleja en la magnitud de su constante de ionización básica ( K b ) en soluciones acuosas. En soluciones de la misma concentración, las bases más fuertes se ionizan en mayor medida y, por tanto, producen mayores concentraciones de iones de hidróxido que las bases más débiles. Una base más fuerte tiene una constante de ionización mayor que una base más débil. Para la reacción de una base, B: B ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ HB + ( a q ) + OH – ( a q ) , la constante de ionización se escribe como K b = [ HB + ] [ OH – ] [ B ] La inspección de los datos de tres bases débiles que se presentan a continuación muestra que la resistencia de la base aumenta en el orden NO 2 – < CH 2 CO 2 – < NH 3 . NO 2 – ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ HNO 2 ( a q ) + OH – ( a q ) K b = 2,17 × 10 -11 CH 3 CO 2 – ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ CH 3 CO 2 H ( a q ) + OH – ( a q ) K b = 5,6 × 10 -10 NH 3 ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ NH 4 + ( a q ) + OH – ( a q ) K b = 1,8 × 10 -5 En el Apéndice I aparece una tabla de constantes de ionización para las bases débiles. Al igual que en el caso de los ácidos, la fuerza relativa de una base también se refleja en su porcentaje de ionización, calculado como % ionización = [ OH – ] e q / [ B ] 0 × 100 % pero variará en función de la constante de ionización de la base y de la concentración inicial de la solución. Fuerza relativa de los pares ácido-base conjugados La química ácido-base de Brønsted-Lowry consiste en la transferencia de protones; así, la lógica sugiere una relación entre las fuerzas relativas de los pares ácido-base conjugados. La fuerza de un ácido o una base se cuantifica en su constante de ionización, K a o K b , que representa el alcance de la reacción de ionización del ácido o la base. Para el par ácido-base conjugado HA/A − , las ecuaciones de equilibrio de ionización y las expresiones de la constante de ionización son HA ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + A – ( a q ) K a = [ H 3 O + ] [ A – ] [ HA ] A – ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ OH – ( a q ) + HA ( a q ) K b = [ HA ] [ OH – ] [ A – ] Sumando estas dos ecuaciones químicas se obtiene la ecuación de la autoionización para el agua: HA( a q ) + H 2 O ( l ) + A – ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + A – ( a q ) + OH – ( a q ) + HA( a q ) 2H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + OH – ( a q ) Como se ha comentado en otro capítulo sobre el equilibrio, la constante de equilibrio de una reacción sumada es igual al producto matemático de las constantes de equilibrio de las reacciones sumadas, por lo que K a × K b = [ H 3 O + ] [ A – ] [HA] × [HA] [ OH – ] [ A – ] = [ H 3 O + ] [ OH – ] = K w Esta ecuación establece la relación entre las constantes de ionización para cualquier par ácido-base conjugado, es decir, su producto matemático es igual al producto iónico del agua, K w . Al reordenar esta ecuación, se hace evidente una relación recíproca entre las fuerzas de un par ácido-base conjugado: K a = K w / K b o K b = K w / K a La relación inversamente proporcional entre K a y K b significa que cuanto más fuerte es el ácido o la base, más débil es su pareja conjugada . La ilustra esta relación para varios pares ácido-base conjugados. Se muestran las fuerzas relativas de varios pares ácido-base conjugados. Esta figura muestra las fuerzas de los pares ácido-base conjugados en relación con la fuerza del agua como sustancia de referencia. El listado de pares ácido-base conjugados que se muestra en la está ordenado para mostrar la fuerza relativa de cada especie en comparación con el agua, cuyas entradas están resaltadas en cada una de las columnas de la tabla. En la columna de los ácidos, las especies que aparecen por debajo del agua son ácidos más débiles que este. Estas especies no sufren ionización ácida en el agua; no son ácidos de Bronsted-Lowry. Todas las especies enumeradas por encima del agua son ácidos más fuertes, que transfieren protones al agua en cierta medida cuando se disuelven en una solución acuosa para generar iones de hidronio. Las especies que están por encima del agua, pero por debajo del ion de hidronio, son ácidos débiles , que sufren una ionización ácida parcial, mientras que las que están por encima del ion de hidronio son ácidos fuertes que se ionizan completamente en solución acuosa. Si todos estos ácidos fuertes están completamente ionizados en el agua, ¿por qué la columna indica que varían en fuerza, siendo el ácido nítrico el más débil y el perclórico el más fuerte? Observe que la única especie ácida presente en una solución acuosa de cualquier ácido fuerte es H 3 O + ( aq ), lo que significa que el ion de hidronio es el ácido más fuerte que puede existir en el agua; cualquier ácido más fuerte reaccionará completamente con el agua para generar iones de hidronio. Este límite en la fuerza ácida de los solutos en una solución se llama efecto de nivelación . Para medir las diferencias en la fuerza de los ácidos "fuertes", los ácidos deben disolverse en un solvente que sea menos básico que el agua. En estos solventes, los ácidos serán "débiles", por lo que se pueden determinar las diferencias en el grado de su ionización. Por ejemplo, los halogenuros de hidrógeno binarios, HCl, HBr y HI, son ácidos fuertes en el agua, pero ácidos débiles en el etanol (fuerza creciente HCl < HBr < HI). La columna de la derecha de la una serie de sustancias en orden creciente de fuerza de la base de arriba a abajo. Siguiendo la misma lógica que en la columna de la izquierda, las especies que aparecen por encima del agua son bases más débiles y, por tanto, no sufren la ionización de la base cuando se disuelven en el agua. Las especies que figuran entre el agua y su base conjugada, el ion de hidróxido, son bases débiles que se ionizan parcialmente. Las especies que aparecen debajo del ion de hidróxido son bases fuertes que se ionizan completamente en el agua para formar a iones de hidróxido (es decir, se nivelan a hidróxido). Una comparación de las columnas de ácidos y bases en esta tabla apoya la relación recíproca entre las fuerzas de los pares ácido-base conjugados. Por ejemplo, las bases conjugadas de los ácidos fuertes (parte superior de la tabla) son todas de fuerza insignificante. Un ácido fuerte exhibe una K a inconmensurablemente grande, por lo que su base conjugada exhibirá una K b que es esencialmente cero: ácido fuerte : K a ≈ ∞ base conjugada : K b = K w / K a = K w / ∞ ≈ 0 Se puede utilizar un enfoque similar para apoyar la observación de que los ácidos conjugados de las bases fuertes ( K b ≈ ∞) son de fuerza insignificante ( K a ≈ 0). Cálculo de las constantes de ionización de los pares ácido-base conjugados Utilice la K b para el ion de nitrito, NO 2 – , para calcular la K a de su ácido conjugado. Solución La K b para NO 2 – se indica en esta sección como 2,17 × 10 −11 . El ácido conjugado de NO 2 – es HNO 2 ; la K a para HNO 2 puede calcularse utilizando la relación: K a × K b = 1,0 × 10 -14 = K w Si se resuelve para K a , se obtiene K a = K w K b = 1,0 × 10 -14 2,17 × 10 -11 = 4,6 × 10 -4 Esta respuesta puede verificarse encontrando al K a para el HNO 2 en el Apéndice H . Compruebe su aprendizaje Determine las fuerzas ácidas relativas de NH 4 + y HCN comparando sus constantes de ionización. La constante de ionización del HCN se indica en el Apéndice H como 4,9 × 10 −10 . La constante de ionización de NH 4 + no aparece en la lista, pero la constante de ionización de su base conjugada, el NH 3 , aparece como 1,8 × 10 −5 . Respuesta: NH 4 + es el ácido ligeramente más fuerte ( K a para NH 4 + = 5,6 × 10 −10 ). Cálculos de equilibrio ácido-base El capítulo sobre los equilibrios químicos introdujo varios tipos de cálculos de equilibrio y las diversas estrategias matemáticas que son útiles para realizarlos. Estas estrategias son generalmente útiles para los sistemas de equilibrio independientemente de la clase de reacción química, por lo que pueden aplicarse eficazmente a los problemas de equilibrio ácido-base. Esta sección presenta varios ejercicios de ejemplo que implican cálculos de equilibrio para sistemas ácido-base. Determinación de K a a partir de las concentraciones de equilibrio El ácido acético es el principal ingrediente del vinagre ( ) que le proporciona su sabor agrio. En equilibrio, una solución contiene [CH 3 CO 2 H] = 0,0787 M y [ H 3 O + ] = [ CH 3 CO 2 – ] = 0,00118 M . ¿Cuál es el valor de K a para el ácido acético? El vinagre contiene ácido acético, un ácido débil (créditos: modificación del trabajo de "HomeSpot HQ"/Flickr). Solución La ecuación de equilibrio correspondiente y su expresión de la constante de equilibrio se muestran a continuación. La sustitución de las concentraciones de equilibrio proporcionadas permite un cálculo directo de la K a para el ácido acético. CH 3 CO 2 H ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + CH 3 CO 2 – ( a q ) K a = [ H 3 O + ] [ CH 3 CO 2 – ] [ CH 3 CO 2 H ] = ( 0,00118 ) ( 0,00118 ) 0,0787 = 1,77 × 10 -5 Compruebe lo aprendido El ion de HSO 4 – , ácido débil utilizado en algunos limpiadores domésticos: HSO 4 – ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + SO 4 2− ( a q ) ¿Cuál es la constante de ionización ácida de este ácido débil si una mezcla en equilibrio tiene la siguiente composición: [ H 3 O + ] = 0,027 M ; [ HSO 4 – ] = 0,29 M ; y [ SO 4 2− ] = 0,13 M ? Respuesta: K a para HSO 4 – = 1,2 × 10 −2 Determinación de K b a partir de concentraciones de equilibrio La cafeína, C 8 H 10 N 4 O 2 es una base débil. ¿Cuál es el valor de K b para la cafeína si una solución en equilibrio tiene [C 8 H 10 N 4 O 2 ] = 0,050 M , [ C 8 H 10 N 4 O 2 H + ] = 5,0 × 10 −3 M y [OH − ] = 2,5 × 10 −3 M ? Solución La ecuación de equilibrio correspondiente y su expresión de la constante de equilibrio se muestran a continuación. La sustitución de las concentraciones de equilibrio proporcionadas permite un cálculo directo de la K b para la cafeína. C 8 H 10 N 4 O 2 ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ C 8 H 10 N 4 O 2 H + ( a q ) + OH – ( a q ) K b = [ C 8 H 10 N 4 O 2 H + ] [ OH – ] [ C 8 H 10 N 4 O 2 ] = ( 5,0 × 10 -3 ) ( 2,5 × 10 -3 ) 0,050 = 2,5 × 10 -4 Compruebe lo aprendido ¿Cuál es la constante de equilibrio para la ionización del ion de HPO 4 2− , una base débil HPO 4 2− ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 2 PO 4 – ( a q ) + OH – ( a q ) si la composición de una mezcla en equilibrio es la siguiente: [OH − ] = 1,3 × 10 −6 M ; [ H 2 PO 4 – ] = 0,042 M ; y [ HPO 4 2− ] = 0,341 M ? Respuesta: La K b para HPO 4 2− = 1,6 × 10 -7 Determinación de K a o K b a partir del pH El pH de una solución 0,0516- M de ácido nitroso, HNO 2 , es de 2,34. ¿Cuál es su K a ? HNO 2 ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + NO 2 – ( a q ) Solución La concentración de ácido nitroso proporcionada es una concentración formal , que no tiene en cuenta los equilibrios químicos que puedan establecerse en la solución. Estas concentraciones se tratan como valores "iniciales" para los cálculos de equilibrio cuando se utiliza el enfoque de la tabla ICE. Observe que el valor inicial del ion de hidronio figura como aproximadamente cero porque hay una pequeña concentración de H 3 O + (1 × 10 −7 M ) debido a la autoprotólisis del agua. En muchos casos, como todos los presentados en este capítulo, esta concentración es mucho menor que la generada por la ionización del ácido (o base) en cuestión y puede ignorarse. El pH proporcionado es una medida logarítmica de la concentración de iones de hidronio resultante de la ionización ácida del ácido nitroso, por lo que representa un valor de "equilibrio" para la tabla ICE: [ H 3 O + ] = 10 – 2,34 = 0,0046 M La tabla ICE para este sistema es entonces Finalmente, calcule el valor de la constante de equilibrio utilizando los datos de la tabla: K a = [ H 3 O + ] [ NO 2 – ] [ HNO 2 ] = ( 0,0046 ) ( 0,0046 ) ( 0,0470 ) = 4,6 × 10 -4 Compruebe su aprendizaje El pH de una solución de amoníaco doméstico, una solución 0,950- M de NH 3 , es de 11,612. ¿Cuál es el valor de K b para el NH 3 . Respuesta: K b = 1,8 × 10 −5 Cálculo de las concentraciones de equilibrio en una solución de ácido débil El ácido fórmico, HCO 2 , es uno de los irritantes que provoca la reacción del organismo a algunas mordeduras y picaduras de hormigas ( ). El dolor de algunas mordeduras y picaduras de hormigas es causado por el ácido fórmico (créditos: John Tann). ¿Cuál es la concentración de iones de hidronio y el pH de una solución 0,534- M de ácido fórmico? HCO 2 H ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + HCO 2 – ( a q ) K a = 1,8 × 10 -4 Solución La tabla ICE para este sistema es Sustituyendo los términos de concentración de equilibrio en la expresión K a se obtiene K a = 1,8 × 10 -4 = [ H 3 O + ] [ HCO 2 – ] [ HCO 2 H ] = ( x ) ( x ) 0,534 – x = 1,8 × 10 -4 La concentración inicial relativamente grande y la constante de equilibrio pequeña permiten la suposición simplificadora de que x será mucho menor que 0,534, por lo que la ecuación se convierte en K a = 1,8 × 10 -4 = x 2 0,534 Resolviendo la ecuación para x se obtiene x 2 = 0,534 × ( 1,8 × 10 -4 ) = 9,6 × 10 -5 x = 9,6 × 10 -5 = 9,8 × 10 -3 M Para comprobar la suposición de que x es pequeña en comparación con 0,534, se puede estimar su magnitud relativa: x 0,534 = 9,8 × 10 -3 0,534 = 1,8 × 10 -2 ( 1,8 % de 0,534 ) Como x es inferior al 5% de la concentración inicial, la suposición es válida. Tal y como se define en la tabla ICE, x es igual a la concentración de equilibrio del ion de hidronio: x = [ H 3 O + ] = 0,0098 M Finalmente, se calcula que el pH que es pH = – log [ H 3 O + ] = – log ( 0,0098 ) = 2,01 Compruebe lo aprendido Solo una pequeña fracción de un ácido débil se ioniza en solución acuosa. ¿Cuál es el porcentaje de ionización de una solución 0,100- M de ácido acético, CH 3 CO 2 H? CH 3 CO 2 H ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + CH 3 CO 2 – ( a q ) K a = 1,8 × 10 -5 Respuesta: porcentaje de ionización = 1,3% Cálculo de las concentraciones de equilibrio en una solución de base débil Calcule la concentración de iones de hidróxido, el pOH y el pH de una solución 0,25- M de trimetilamina, una base débil: ( CH 3 ) 3 N ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ ( CH 3 ) 3 NH + ( a q ) + OH – ( a q ) K b = 6,3 × 10 -5 Solución La tabla ICE para este sistema es Sustituyendo los términos de concentración de equilibrio en la expresión de K b se obtiene K b = [ ( CH 3 ) 3 NH + ] [ OH – ] [ ( CH 3 ) 3 N ] = ( x ) ( x ) 0,25 – x = 6,3 × 10 -5 Suponiendo que x << 0,25 y resolviendo para x se obtiene x = 4,0 × 10 -3 M Este valor es inferior al 5% de la concentración inicial (0,25), por lo que la suposición está justificada. Como se define en la tabla ICE, x es igual a la concentración de equilibrio del ion de hidróxido: [ OH – ] = ~ 0 + x = x = 4,0 × 10 -3 M = 4,0 × 10 -3 M Se calcula que el pOH es pOH = −log ( 4,0 × 10 -3 ) = 2,40 Utilizando la relación introducida en la sección anterior de este capítulo: pH + pOH = p K w = 14,00 permite el cálculo del pH: pH = 14,00 – pOH = 14,00 – 2,40 = 11,60 Compruebe lo aprendido Calcule la concentración de iones de hidróxido y el porcentaje de ionización de una solución 0,0325- M de amoníaco, una base débil con una K b de 1,76 × 10 −5 . Respuesta: 7,56 × 10 −4 M , 2,33% En algunos casos, la fuerza del ácido o la base débil y su concentración formal (inicial) dan lugar a una ionización apreciable. Aunque la estrategia ICE sigue siendo eficaz para estos sistemas, el álgebra es un poco más complicada porque no se puede hacer la suposición simplificadora de que x es despreciable. Los cálculos de este tipo se muestran en el a continuación. Cálculo de las concentraciones de equilibrio sin suposiciones simplificadoras El bisulfato de sodio, NaHSO 4 , se utiliza en algunos limpiadores domésticos como fuente del ion de HSO 4 – , un ácido débil. ¿Cuál es el pH de una solución 0,50- M de HSO 4 – ? HSO 4 – ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + SO 4 2− ( a q ) K a = 1,2 × 10 -2 Solución La tabla ICE para este sistema es Sustituyendo los términos de la concentración de equilibrio en la expresión K a se obtiene K a = 1,2 × 10 -2 = [ H 3 O + ] [ SO 4 2− ] [ HSO 4 – ] = ( x ) ( x ) 0,50 – x Si se asume que x << 0,5, y se simplifica y resuelve la ecuación anterior se obtiene x = 0,077 M Este valor de x no es claramente inferior a 0,50 M , sino que es aproximadamente el 15% de la concentración inicial: Cuando comprobamos la suposición, calculamos: x [ HSO 4 – ] i x 0,50 = 7,7 × 10 -2 0,50 = 0,15 ( 15 % ) Como la suposición simplificadora no es válida para este sistema, la expresión de la constante de equilibrio se resuelve de la siguiente manera: K a = 1,2 × 10 -2 = ( x ) ( x ) 0,50 – x Reordenando esta ecuación se obtiene 6,0 × 10 -3 – 1,2 × 10 -2 x = x 2 Escribiendo la ecuación en forma cuadrática se obtiene x 2 + 1,2 × 10 -2 x – 6,0 × 10 -3 = 0 La resolución de las dos raíces de esta ecuación cuadrática da como resultado un valor negativo que puede ser descartado por ser físicamente irrelevante y un valor positivo igual a x . Tal y como se define en la tabla ICE, x es igual a la concentración de hidronio. x = [ H 3 O + ] = 0,072 M pH = – log [ H 3 O + ] = – log ( 0,072 ) = 1,14 Compruebe lo aprendido Calcule el pH en una solución 0,010- M de cafeína, una base débil: C 8 H 10 N 4 O 2 ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ C 8 H 10 N 4 O 2 H + ( a q ) + OH – ( a q ) K b = 2,5 × 10 -4 Respuesta: pH 11,16 Efecto de la estructura molecular en la resistencia ácido-base Ácidos y bases binarios En ausencia de cualquier efecto de nivelación, la fuerza ácida de los compuestos binarios de hidrógeno con no metales (A) aumenta a medida que la fuerza del enlace H-A disminuye hacia abajo un grupo de la tabla periódica. Para el grupo 17, el orden de acidez creciente es HF < HCl < HBr < HI. Así mismo, para el grupo 16, el orden creciente de la fuerza del ácido es H 2 O < H 2 S < H 2 Se < H 2 Te. En una fila de la tabla periódica, la fuerza ácida de los compuestos binarios de hidrógeno aumenta con el incremento de la electronegatividad del átomo no metálico porque la polaridad del enlace H-A aumenta. Así, el orden de acidez creciente (para la eliminación de un protón) a través de la segunda fila es CH 4 < NH 3 < H 2 O < HF; a través de la tercera fila, es SiH 4 < PH 3 < H 2 S < HCl (vea la ). La figura muestra las tendencias de las fuerzas de los ácidos y las bases binarias. Ácidos y bases ternarios Los compuestos ternarios formados por hidrógeno, oxígeno y algún tercer elemento ("E") pueden estructurarse como se muestra en la siguiente imagen. En estos compuestos, el átomo central de E tiene un enlace con uno o más átomos de O, y al menos uno de los átomos de O tiene también un enlace con a un átomo de H, lo que corresponde a la fórmula molecular general O m E(OH) n . Estos compuestos pueden ser ácidos, básicos o anfóteros en función de las propiedades del átomo central E. Algunos ejemplos de estos compuestos son el ácido sulfúrico, O 2 S(OH) 2 , el ácido sulfuroso, OS(OH) 2 , el ácido nítrico, O 2 NOH, el ácido perclórico, O 3 ClOH, el hidróxido de aluminio, Al(OH) 3 , el hidróxido de calcio, Ca(OH) 2 , y el hidróxido de potasio, KOH: Si el átomo central, E, tiene una electronegatividad baja, su atracción por los electrones es baja. Existe poca tendencia a que el átomo central forme un enlace covalente fuerte con el átomo de oxígeno, y el enlace a entre el elemento y el oxígeno se rompe más fácilmente que el enlace b entre el oxígeno y el hidrógeno. Por lo tanto, el enlace a es iónico, los iones de hidróxido se liberan a la solución, y el material se comporta como una base; este es el caso de Ca(OH) 2 y KOH. La menor electronegatividad es característica de los elementos más metálicos; de ahí que los elementos metálicos formen hidróxidos iónicos que son, por definición, compuestos básicos. Si, por el contrario, el átomo E tiene una electronegatividad relativamente alta, atrae fuertemente los electrones que comparte con el átomo de oxígeno, haciendo que el enlace a sea relativamente covalente. El enlace oxígeno-hidrógeno, el enlace b , se debilita porque los electrones se desplazan hacia E. El enlace b es polar y libera fácilmente iones de hidrógeno a la solución, por lo que el material se comporta como un ácido. Las altas electronegatividades son características de los elementos más no metálicos. Así, los elementos no metálicos forman compuestos covalentes que contienen grupos −OH ácidos que se denominan oxiácidos . El aumento del número de oxidación del átomo central E también aumenta la acidez de un oxiácido porque esto aumenta la atracción de E por los electrones que comparte con el oxígeno y, por tanto, debilita el enlace O-H. El ácido sulfúrico, H 2 SO 4 , u O 2 S(OH) 2 (con un número de oxidación del azufre de +6), es más acídico que el ácido sulfuroso, H 2 SO 3 , o OS(OH) 2 (con un número de oxidación del azufre de +4). Así mismo, el ácido nítrico, HNO 3 , u O 2 NOH (número de oxidación del N = +5), es más acídico que el ácido nitroso, HNO 2 , u ONOH (número de oxidación del N = +3). En cada uno de estos pares, el número de oxidación del átomo central es mayor para el ácido más fuerte ( ). A medida que aumenta el número de oxidación del átomo central E, también aumenta la acidez. Los compuestos hidroxilo de elementos con electronegatividades intermedias y números de oxidación relativamente altos (por ejemplo, los elementos cercanos a la línea diagonal que separa los metales de los no metales en la tabla periódica) suelen ser anfóteros. Esto significa que los compuestos hidroxilos actúan como ácidos cuando reaccionan con bases fuertes y como bases cuando reaccionan con ácidos fuertes. El anfoterismo del hidróxido de aluminio, que existe comúnmente como el hidrato Al(H 2 O) 3 (OH) 3 , se refleja en su solubilidad tanto en ácidos fuertes como en bases fuertes. En las bases fuertes, el hidróxido de aluminio hidratado relativamente insoluble, Al(H 2 O) 3 (OH) 3 , se convierte en el ion soluble, [ Al ( H 2 O ) 2 ( OH ) 4 ] – , por reacción con el ion de hidróxido: Al ( H 2 O ) 3 ( OH ) 3 ( a q ) + OH – ( a q ) ⇌ H 2 O ( l ) + [ Al ( H 2 O ) 2 ( OH ) 4 ] – ( a q ) En esta reacción, se transfiere un protón desde una de las moléculas de H 2 O unidas al aluminio a un ion de hidróxido en solución. Así, el compuesto Al(H 2 O) 3 (OH) 3 actúa como un ácido en estas condiciones. Por otro lado, cuando se disuelve en ácidos fuertes, se convierte en el ion soluble [ Al ( H 2 O ) 6 ] 3+ por reacción con el ion de hidronio: 3H 3 O + ( a q ) + Al ( H 2 O ) 3 ( OH ) 3 ( a q ) ⇌ Al ( H 2 O ) 6 3+ ( a q ) + 3H 2 O ( l ) En este caso, los protones se transfieren de los iones de hidronio en solución al Al(H 2 O) 3 (OH) 3 , y el compuesto funciona como una base. Conceptos clave y resumen Las fuerzas relativas de los ácidos y las bases se reflejan en las magnitudes de sus constantes de ionización; cuanto más fuerte es el ácido o la base, mayor es su constante de ionización. Existe una relación recíproca entre las fuerzas de un par ácido-base conjugado: cuanto más fuerte es el ácido, más débil es su base conjugada. El agua ejerce un efecto de nivelación sobre los ácidos o bases disueltos, reaccionando completamente para generar sus característicos iones de hidronio e hidróxido (el ácido y la base más fuertes que pueden existir en el agua). Las fuerzas de los ácidos binarios aumentan de izquierda a derecha a través de un periodo de la tabla periódica (CH 4 < NH 3 < H 2 O < HF), y aumentan hacia abajo en un grupo (HF < HCl < HBr < HI). Las fuerzas de los oxiácidos que contienen el mismo elemento central aumentan a medida que aumenta el número de oxidación del elemento (H 2 SO 3 < H 2 SO 4 ). La fuerza de los oxiácidos también aumenta a medida que aumenta la electronegatividad del elemento central [H 2 SeO 4 < H 2 SO 4 ]. Ecuaciones clave K a = [ H 3 O + ] [ A – ] [ HA ] K b = [ HB + ] [ OH – ] [ B ] K a × K b = 1,0 × 10 −14 = K w Porcentaje de ionización = [ H 3 O + ] eq [ HA] 0 × 100 Ejercicios de fin de capítulo de Química Explique por qué la reacción de neutralización de un ácido fuerte y una base débil da una solución débilmente ácida. Explique por qué la reacción de neutralización de un ácido débil y una base fuerte da una solución débilmente básica. La sal se ioniza en solución, pero el anión reacciona ligeramente con el agua para formar el ácido débil. Esta reacción también forma OH − , lo que hace que la solución sea básica. Utilice esta lista de compuestos industriales importantes (y la ) para responder las siguientes preguntas sobre: Ca(OH) 2 , CH 3 CO 2 H, HCl, H 2 CO 3 , HF, HNO 2 , HNO 3 , H 3 PO 4 , H 2 SO 4 , NH 3 , NaOH, Na 2 CO 3 . (a) Identifique los ácidos fuertes de Brønsted-Lowry y las bases fuertes de Brønsted-Lowry. (b) Identifique los compuestos que pueden comportarse como ácidos de Brønsted-Lowry con fuerzas situadas entre las de H 3 O + y H 2 O. (c) Identifique los compuestos que pueden comportarse como bases de Brønsted-Lowry con fuerzas situadas entre las de H 2 O y OH - . El olor del vinagre se debe a la presencia de ácido acético, CH 3 CO 2 H, un ácido débil. Enumere, en orden de concentración descendente, todas las especies iónicas y moleculares presentes en una solución acuosa 1- M de este ácido. [H 2 O] > [CH 3 CO 2 H] > [ H 3 O + ] ≈ [ CH 3 CO 2 – ] > [OH − ] El amoníaco doméstico es una solución de la base débil NH 3 en agua. Enumere, en orden de concentración descendente, todas las especies iónicas y moleculares presentes en una solución acuosa 1- M de esta base. Explique por qué la constante de ionización, K a , del H 2 SO 4 es mayor que la del H 2 SO 3 . El estado de oxidación del azufre en el H 2 SO 4 es mayor que el estado de oxidación del azufre en el H 2 SO 3 . Explique por qué la constante de ionización, K a , para el HI es mayor que la constante de ionización para el HF. El jugo gástrico, el líquido digestivo producido en el estómago, contiene ácido clorhídrico, HCl. La leche de magnesia, una suspensión de Mg(OH) 2 sólido en un medio acuoso, se utiliza a veces para neutralizar el exceso de ácido estomacal. Escriba una ecuación balanceada completa para la reacción de neutralización e identifique los pares ácido-base conjugados. Mg ( OH ) 2 ( s ) + 2HCl ( a q ) ⟶ Mg 2+ ( a q ) + 2 Cl – ( a q ) + 2H 2 O ( l ) BB AB BC AC El ácido nítrico reacciona con el óxido de cobre(II) insoluble para formar nitrato de cobre(II) soluble, Cu(NO 3 ) 2 , un compuesto que se ha utilizado para evitar el crecimiento de algas en las piscinas. Escriba la ecuación química balanceada para la reacción de una solución acuosa de HNO 3 con CuO. ¿Cuál es la constante de ionización a 25 °C del ácido débil CH 3 NH 3 + , el ácido conjugado de la base débil CH 3 NH 2 , K b = 4,4 × 10 −4 . K a = 2,3 × 10 -11 ¿Cuál es la constante de ionización a 25 °C del ácido débil ( CH 3 ) 2 NH 2 + , el ácido conjugado de la base débil (CH 3 ) 2 NH, K b = 5,9 × 10 −4 ? ¿Qué base, CH 3 NH 2 o (CH 3 ) 2 NH, es la más fuerte? ¿Cuál ácido conjugado, ( CH 3 ) 2 NH 2 + o CH 3 NH 3 + , es el ácido más fuerte? La base más fuerte o el ácido más fuerte es el que tiene el mayor K b o K a , respectivamente. En estos dos ejemplos, son (CH 3 ) 2 NH y CH 3 NH 3 + . ¿Cuál es el ácido más fuerte, NH 4 + o HBrO? ¿Cuál es la base más fuerte, (CH 3 ) 3 N o H 2 BO 3 – ? trietilamina Prediga qué ácido de cada uno de los siguientes pares es el más fuerte y explique su razonamiento para cada uno. (a) H 2 O o HF (b) B(OH) 3 o Al(OH) 3 (c) HSO 3 – o HSO 4 – (d) NH 3 o H 2 S (e) H 2 O o H 2 Te Prediga qué compuesto de cada uno de los siguientes pares de compuestos es más acídico y explique su razonamiento para cada uno. (a) HSO 4 – o HSeO 4 – (b) NH 3 o H 2 O (c) PH 3 o HI (d) NH 3 o PH 3 (e) H 2 S o HBr (a) HSO 4 – ; mayor electronegatividad del ion central. (b) H 2 O; NH 3 es una base y el agua es neutra, o decida según los valores de K a . (c) HI; el PH 3 es más débil que el HCl; el HCl es más débil que el HI. Por lo tanto, el PH 3 es más débil que el HI. (d) PH 3 ; en los compuestos binarios de hidrógeno con no metales, la acidez aumenta para el elemento más bajo de un grupo. (e) HBr; en un periodo, la acidez aumenta de izquierda a derecha; en un grupo, aumenta de arriba a abajo. El Br está a la izquierda y por debajo del S, por lo que el HBr es el ácido más fuerte. Clasifique los compuestos de cada uno de los siguientes grupos en orden de acidez o basicidad creciente, según se indique, y explique el orden que asigne. (a) acidez: HCl, HBr, HI (b) basicidad: H 2 O, OH − , H − , Cl − (c) basicidad: Mg(OH) 2 , Si(OH) 4 , ClO 3 (OH) (Pista: La fórmula también podría escribirse como HClO 4 ). (d) acidez: HF, H 2 O, NH 3 , CH 4 Clasifique los compuestos de cada uno de los siguientes grupos en orden de acidez o basicidad creciente, según se indique, y explique el orden que asigne. (a) acidez: NaHSO 3 , NaHSeO 3 , NaHSO 4 (b) basicidad: BrO 2 – , ClO 2 – , IO 2 – (c) acidez: HOCl, HOBr, HOI (d) acidez: HOCl, HOClO, HOClO 2 , HOClO 3 (e) basicidad: NH 2 – , HS − , HTe − , PH 2 – (f) basicidad: BrO − , BrO 2 – , BrO 3 – , BrO 4 – (a) NaHSeO 3 < NaHSO 3 < NaHSO 4 ; en los ácidos polioxilados, el elemento central más electronegativo (S, en este caso) forma el ácido más fuerte. El mayor número de átomos de oxígeno en el átomo central (lo que le confiere un estado de oxidación más alto) también crea una mayor liberación de átomos de hidrógeno, lo que da lugar a un ácido más fuerte. Al ser una sal, la acidez aumenta de la misma manera. (b) ClO 2 – < BrO 2 – < IO 2 – ; la basicidad de los aniones en una serie de ácidos será la opuesta a la acidez en sus oxiácidos. La acidez aumenta a medida que aumenta la electronegatividad del átomo central. El Cl es más electronegativo que el Br, y el I es el menos electronegativo de los tres. (c) HOI < HOBr < HOCl; en una serie de la misma forma de oxiácidos, la acidez aumenta a medida que aumenta la electronegatividad del átomo central. El Cl es más electronegativo que el Br, y el I es el menos electronegativo de los tres. (d) HOCl < HOClO < HOClO 2 < HOClO 3 ; en una serie de oxiácidos del mismo elemento central, la acidez aumenta al aumentar el número de átomos de oxígeno (o al aumentar el estado de oxidación del átomo central). (e) HTe – < HS – << PH 2 – < NH 2 – ; PH 2 – y NH 2 – son aniones de bases débiles, por lo que actúan como bases fuertes hacia el H + . HTe – y HS − son aniones de ácidos débiles, por lo que tienen un carácter menos básico. En un grupo periódico, el elemento más electronegativo tiene el anión más básico. (f) BrO 4 – < BrO 3 – < BrO 2 – < BrO – ; con un mayor número de átomos de oxígeno (es decir, al aumentar el estado de oxidación del ion central), el ácido correspondiente se vuelve más ácido y el anión, en consecuencia, menos básico. Tanto el HF como el HCN se ionizan en el agua de forma limitada. ¿Cuál de las bases conjugadas, F − o CN − , es la base más fuerte? El principio activo que forma la aspirina en el organismo es el ácido salicílico, C 6 H 4 OH(CO 2 H). El grupo carboxilo (−CO 2 H) actúa como un ácido débil. El grupo fenol (un grupo OH unido a un anillo aromático) también actúa como un ácido, pero un ácido mucho más débil. Enumere, en orden de concentración descendente, todas las especies iónicas y moleculares presentes en una solución acuosa 0,001- M de C 6 H 4 OH(CO 2 H). [ H 2 O ] > [ C 6 H 4 OH ( CO 2 H ) ] > [H + ] 0 > [C 6 H 4 OH ( CO 2 ) – ] ≫ [ C 6 H 4 O ( CO 2 H ) – ] > [ OH – ] ¿Las concentraciones de iones de hidronio e iones de hidróxido en una solución de un ácido o una base en agua son directamente proporcionales o inversamente proporcionales? Explique su respuesta. ¿Qué dos suposiciones comunes pueden simplificar el cálculo de las concentraciones de equilibrio en una solución de un ácido o una base débil? 1. Supongamos que el cambio en la concentración inicial del ácido a medida que se establece el equilibrio puede despreciarse, por lo que esta concentración puede suponerse constante e igual al valor inicial de la concentración total de ácido. 2. Supongamos que podemos despreciar la contribución del agua a la concentración de equilibrio del H 3 O + . ¿Cuál de las siguientes opciones aumentará el porcentaje de NH 3 que se convierte en ion de amonio en el agua? (a) adición de NaOH (b) adición de HCl (c) adición de NH 4 Cl (b) adición de HCl ¿Cuál de las siguientes opciones aumentará el porcentaje de HF que se convierte en ion de fluoruro en el agua? (a) adición de NaOH (b) adición de HCl (c) adición de NaF ¿Cuál es el efecto sobre las concentraciones de NO 2 – , HNO 2 y OH − cuando se añaden a una solución de KNO 2 en agua? (a) HCl (b) HNO 2 (c) NaOH (d) NaCl (e) KNO (a) La adición de HCl añadirá iones de H 3 O + , que luego reaccionarán con los iones de OH − , disminuyendo su concentración. El equilibrio se desplazará hacia la derecha, aumentando la concentración de HNO 2 , y disminuyendo la concentración de iones de NO 2 – . (b) La adición de HNO 2 aumenta la concentración de HNO 2 y desplaza el equilibrio hacia la izquierda, aumentando la concentración de iones de NO 2 – y disminuyendo la concentración de iones de OH − . (c) La adición de NaOH añade iones de OH − , lo que desplaza el equilibrio hacia la izquierda, aumentando la concentración de iones de NO 2 – y disminuyendo las concentraciones de HNO 2 . (d) La adición de NaCl no tiene ningún efecto sobre las concentraciones de los iones. (e) La adición de KNO 2 añade iones de NO 2 – y desplaza el equilibrio hacia la derecha, aumentando las concentraciones de iones de HNO 2 y OH − . ¿Cuál es el efecto sobre la concentración de ácido fluorhídrico, ion de hidronio e ion de flúor cuando se añaden a soluciones separadas de ácido fluorhídrico? (a) HCl (b) KF (c) NaCl (d) KOH (e) HF ¿Por qué la concentración de iones de hidronio en una solución 0,10 M en HCl y 0,10 M en HCOOH está determinada por la concentración de HCl? Se trata de un caso en el que la solución contiene una mezcla de ácidos de diferente fuerza de ionización. En solución, el HCO 2 H existe principalmente como moléculas de HCO 2 H porque la ionización del ácido débil es suprimida por el ácido fuerte. Por lo tanto, el HCO 2 H aporta una cantidad insignificante de iones de hidronio a la solución. El ácido más fuerte, el HCl, es el productor dominante de iones de hidronio porque está completamente ionizado. En una solución de este tipo, el ácido más fuerte determina la concentración de iones de hidronio, y la ionización del ácido más débil se fija por el [H 3 O + ] producido por el ácido más fuerte. A partir de las concentraciones de equilibrio dadas, calcule K a para cada uno de los ácidos débiles y K b para cada una de las bases débiles. (a) CH 3 CO 2 H: [ H 3 O + ] = 1,34 × 10 −3 M ; [ CH 3 CO 2 – ] = 1,34 × 10 −3 M ; [CH 3 CO 2 H] = 9,866 × 10 −2 M ; (b) ClO − : [OH − ] = 4,0 × 10 −4 M ; [HClO] = 2,38 × 10 −4 M ; [ClO − ] = 0,273 M ; (c) HCO 2 H: [HCO 2 H] = 0,524 M ; [ H 3 O + ] = 9,8 × 10 −3 M ; [ HCO 2 – ] = 9,8 × 10 −3 M ; (d) C 6 H 5 NH 3 + : [ C 6 H 5 NH 3 + ] = 0,233 M ; [C 6 H 5 NH 2 ] = 2,3 × 10 −3 M ; [ H 3 O + ] = 2,3 × 10 −3 M A partir de las concentraciones de equilibrio dadas, calcule K a para cada uno de los ácidos débiles y K b para cada una de las bases débiles. (a) NH 3 : [OH − ] = 3,1 × 10 −3 M ; [ NH 4 + ] = 3,1 × 10 −3 M ; [NH 3 ] = 0,533 M ; (b) HNO 2 : [ H 3 O + ] = 0,011 M ; [ NO 2 – ] = 0,0438 M ; [HNO 2 ] = 1,07 M ; (c) (CH 3 ) 3 N: [(CH 3 ) 3 N] = 0,25 M ; [(CH 3 ) 3 NH + ] = 4,3 × 10 −3 M ; [OH − ] = 3,7 × 10 −3 M ; (d) NH 4 + : [ NH 4 + ] = 0,100 M ; [NH 3 ] = 7,5 × 10 −6 M ; [H 3 O + ] = 7,5 × 10 −6 M (a) K b = 1,8 × 10 -5 ; (b) K a = 4,5 × 10 -4 ; (c) K b = 6,4 × 10 -5 ; (d) K a = 5,6 × 10 -10 Determine K b para el ion de nitrito, NO 2 – . En una solución 0,10- M esta base está ionizada al 0,0015%. Determine K a para el ion de sulfato de hidrógeno, HSO 4 – . En una solución 0,10- M el ácido está ionizado al 29%. K a = 1,2 × 10 -2 Calcule la constante de ionización de cada uno de los siguientes ácidos o bases a partir de la constante de ionización de su base conjugada o ácido conjugado: (a) F − (b) NH 4 + (c) AsO 4 3− (d) ( CH 3 ) 2 NH 2 + (e) NO 2 – (f) HC 2 O 4 – (como base) Calcule la constante de ionización de cada uno de los siguientes ácidos o bases a partir de la constante de ionización de su base conjugada o ácido conjugado: (a) HTe − (como base) (b) ( CH 3 ) 3 NH + (c) HAsO 4 2– (como base) (d) HO 2 – (como base) (e) C 6 H 5 NH 3 + (f) HSO 3 – (como base) (a) K b = 4,3 × 10 -12 (b) K a = 1,6 × 10 10 (c) K b = 5,9 × 10 8 (d) K b = 4,2 × 10 -3 (e) K b = 2,3 × 10 5 (f) K b = 6,3 × 10 -13 Utilizando el valor K a de 1,4 × 10 −5 , ponga Al ( H 2 O ) 6 3+ en la ubicación correcta en la . Calcule la concentración de todas las especies de solutos en cada una de las siguientes soluciones de ácidos o bases. Suponga que se puede despreciar la ionización del agua, y demuestre que se puede despreciar el cambio en las concentraciones iniciales. (a) 0,0092 M de HClO, un ácido débil (b) 0,0784 M de C 6 H 5 NH 2 , una base débil (c) 0,0810 M de HCN, un ácido débil (d) 0,11 M de (CH 3 ) 3 N, una base débil (e) 0,120 M Fe ( H 2 O ) 6 2+ un ácido débil, K a = 1,6 × 10 −7 (a) [ H 3 O + ] [ ClO – ] [ HClO ] = ( x ) ( x ) ( 0,0092 – x ) ≈ ( x ) ( x ) 0,0092 = 2,9 × 10 -8 Resolviendo para x se obtiene 1,63 × 10 −5 M . Este valor es inferior al 5% de 0,0092, por lo que la suposición de que puede despreciarse es válida. Por lo tanto, las concentraciones de las especies de solutos en el equilibrio son: [H 3 O + ] = [ClO - ] = 1,6 × 10 −5 M [HClO – ] = 0,0092 M [OH − ] = 6,1 × 10 −10 M ; (b) [ C 6 H 5 NH 3 + ] [ OH – ] [ C 6 H 5 NH 2 ] = ( x ) ( x ) ( 0,0784 – x ) ≈ ( x ) ( x ) 0,0784 = 4,3 × 10 -10 Resolviendo para x se obtiene 5,81 × 10 −6 M . Este valor es inferior al 5% de 0,0784, por lo que la suposición de que puede despreciarse es válida. Así, las concentraciones de las especies de solutos en el equilibrio son: [ C 6 H 5 NH 3 + ] = [OH − ] = 5,8 × 10 −6 M [C 6 H 5 NH 2 ] = 0,0784 M [H 3 O + ] = 1,7 × 10 −9 M ; (c) [ H 3 O + ] [ CN – ] [ HCN ] = ( x ) ( x ) ( 0,0810 – x ) ≈ ( x ) ( x ) 0,0810 = 4,9 × 10 -10 Resolviendo para x se obtiene 6,30 × 10 −6 M . Este valor es inferior al 5% de 0,0810, por lo que la suposición de que puede despreciarse es válida. Así, las concentraciones de las especies de solutos en el equilibrio son: [H 3 O + ] = [CN − ] = 6,3 × 10 −6 M [HCN] = 0,0810 M [OH − ] = 1,6 × 10 −9 M ; (d) [ ( CH 3 ) 3 NH + ] [ OH – ] [ ( CH 3 ) 3 N ] = ( x ) ( x ) ( 0,11 – x ) ≈ ( x ) ( x ) 0,11 = 6,3 × 10 -5 Resolviendo para x se obtiene 2,63 × 10 −3 M . Este valor es inferior al 5% de 0,11, por lo que la suposición de que puede despreciarse es válida. Así, las concentraciones de las especies de solutos en el equilibrio son: [(CH 3 ) 3 NH + ] = [OH − ] = 2,6 × 10 −3 M [(CH 3 ) 3 N] = 0,11 M [H 3 O + ] = 3,8 × 10 −12 M ; (e) [ Fe ( H 2 O ) 5 ( OH ) + ] [ H 3 O + ] [ Fe ( H 2 O ) 6 2+ ] = ( x ) ( x ) ( 0,120 – x ) ≈ ( x ) ( x ) 0,120 = 1,6 × 10 -7 Resolviendo para x se obtiene 1,39 × 10 −4 M . Este valor es inferior al 5% de 0,120, por lo que la suposición de que puede despreciarse es válida. Así, las concentraciones de las especies de solutos en el equilibrio son: [Fe(H 2 O) 5 (OH) + ] = [H 3 O + ] = 1,4 × 10 −4 M [ Fe ( H 2 O ) 6 2+ ] = 0,120 M [OH − ] = 7,2 × 10 −11 M Ácido propiónico, C 2 H 5 CO 2 H ( K a = 1,34 × 10 −5 ), se utiliza en la fabricación de propionato de calcio, un conservante de alimentos. ¿Cuál es el pH de una solución 0,698- M de C 2 H 5 CO 2 H? El vinagre blanco es una solución al 5,0% en masa de ácido acético en agua. Si la densidad del vinagre blanco es de 1,007 g/cm 3 , ¿cuál es el pH? pH = 2,41 La constante de ionización del ácido láctico, CH 3 CH(OH)CO 2 H, un ácido que se encuentra en la sangre tras un ejercicio intenso, es de 1,36 × 10 −4 . Si se utilizan 20,0 g de ácido láctico para hacer una solución con un volumen de 1,00 L, ¿cuál es la concentración de ion de hidronio en la solución? La nicotina, C 10 H 14 N 2 , es una base que acepta dos protones ( K b1 = 7 × 10 −7 , K b2 = 1,4 × 10 −11 ). ¿Cuál es la concentración de cada especie presente en una solución 0,050- M de nicotina? [C 10 H 14 N 2 ] = 0,049 M ; [C 10 H 14 N 2 H + ] = 1,9 × 10 −4 M ; [ C 10 H 14 N 2 H 2 2+ ] = 1,4 × 10 −11 M ; [OH − ] = 1,9 × 10 −4 M ; [H 3 O + ] = 5,3 × 10 −11 M El pH de una solución 0,23- M de HF es de 1,92. Determine K a para el HF a partir de estos datos. El pH de una solución 0,15- M de HSO 4 – es 1,43. Determine K a para el HSO 4 – de estos datos. K a = 1,2 × 10 -2 El pH de una solución 0,10- M de cafeína es de 11,70. Determine K b para la cafeína a partir de estos datos: C 8 H 10 N 4 O 2 ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ C 8 H 10 N 4 O 2 H + ( a q ) + OH – ( a q ) El pH de una solución de amoníaco doméstico, una solución 0,950 M de NH 3 , es de 11,612. Determine K b para el NH 3 a partir de estos datos. K b = 1,77 × 10 -5 constante de ionización ácida ( K a ) constante de equilibrio para una reacción de ionización de un ácido constante de ionización de la base ( K b ) constante de equilibrio para una reacción de ionización de una base efecto de nivelación observación de que la fuerza ácido-base de los solutos en un solvente determinado se limita a la de las especies ácidas y básicas características del solvente (en el agua, iones de hidronio e hidróxido, respectivamente) oxiácido compuesto ternario con propiedades ácidas, cuyas moléculas contienen un átomo central no metálico unido a uno o más átomos de O, al menos uno de los cuales está unido a un átomo de H ionizable porcentaje de ionización cociente entre la concentración de ácido ionizado y la concentración inicial de ácido, expresada en porcentaje

Ciencia


Hidrólisis de sales Sales con iones ácidos Las sales son compuestos iónicos formados por cationes y aniones, cualquiera de los cuales puede sufrir una reacción de ionización ácida o básica con el agua. Por lo tanto, las soluciones salinas acuosas pueden ser ácidas, básicas o neutras, dependiendo de la fuerza ácido-base relativa de los iones constituyentes de la sal. Por ejemplo, al disolver el cloruro de amonio en agua se produce su disociación, descrita por la ecuación NH 4 Cl ( s ) ⇌ NH 4 + ( a q ) + Cl – ( a q ) El ion de amonio es el ácido conjugado de la base amoníaco, NH 3 ; su reacción de ionización ácida (o hidrólisis ácida) está representada por NH 4 + ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + NH 3 ( a q ) K a = K w / K b Como el amoníaco es una base débil, K b es medible y K a > 0 (el ion de amonio es un ácido débil). El ion de cloruro es la base conjugada del ácido clorhídrico, por lo que su reacción de ionización de la base (o hidrólisis de la base ) viene representada por Cl – ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ HCl ( a q ) + OH – ( a q ) K b = K w / K a Como el HCl es un ácido fuerte, K a es inmensurablemente grande y K b ≈ 0 (los iones de cloruro no sufren una hidrólisis apreciable). Así, al disolver el cloruro de amonio en agua se obtiene una solución de cationes ácidos débiles ( NH 4 + ) y aniones inertes (Cl − ), dando lugar a una solución ácida. Cálculo del pH de una solución salina ácida La anilina es una amina que se utiliza para fabricar tintes. Se aísla como cloruro de anilinio, [ C 6 H 5 NH 3 ] Cl , una sal preparada por la reacción de la base débil anilina y el ácido clorhídrico. ¿Cuál es el pH de una solución 0,233 M de cloruro de anilinio C 6 H 5 NH 3 + ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + C 6 H 5 NH 2 ( a q ) Solución La K a para el ion de anilinio se deduce de la K b para su base conjugada, la anilina (vea el Apéndice H ): K a = K w K b = 1,0 × 10 -14 4,3 × 10 -10 = 2,3 × 10 -5 A partir de la información proporcionada, se prepara una tabla ICE para este sistema: Sustituyendo estos términos de concentración de equilibrio en la expresión K a se obtiene K a = [ C 6 H 5 NH 2 ] [ H 3 O + ] / [ C 6 H 5 NH 3 + ] 2,3 × 10 – 5 = ( x ) ( x ) / 0,233 – x ) Suponiendo que x << 0,233, la ecuación se simplifica y se resuelve para x : 2,3 × 10 – 5 = x 2 / 0,233 x = 0,0023 M La tabla ICE define x como la molaridad del ion de hidronio, por lo que el pH se calcula como pH = – log [ H 3 O + ] = – log ( 0,0023 ) = 2,64 Compruebe su aprendizaje ¿Cuál es la concentración de iones de hidronio en una solución 0,100- M de nitrato de amonio, NH 4 NO 3 , una sal compuesta por los iones de NH 4 + y NO 3 – . ¿Cuál es el ácido más fuerte C 6 H 5 NH 3 + o NH 4 + ? Respuesta: [H 3 O + ] = 7,5 × 10 −6 M ; C 6 H 5 NH 3 + es el ácido más fuerte. Sales con iones básicos Otro ejemplo es la disolución de acetato de sodio en agua: NaCH 3 CO 2 ( s ) ⇋ Na + ( a q ) + CH 3 CO 2 – ( a q ) El ion de sodio no sufre una ionización ácida o básica apreciable y no tiene ningún efecto sobre el pH de la solución. Esto puede parecer obvio a partir de la fórmula del ion, que indica que no hay átomos de hidrógeno ni de oxígeno, pero algunos iones metálicos disueltos funcionan como ácidos débiles, como se aborda más adelante en esta sección. El ion de acetato, CH 3 CO 2 – , es la base conjugada del ácido acético, CH 3 CO 2 H, por lo que su reacción de ionización de la base (o hidrólisis de la base ) viene representada por CH 3 CO 2 – ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ CH 3 CO 2 H ( a q ) + OH – ( a q ) K b = K w / K a Como el ácido acético es un ácido débil, su K a es medible y K b > 0 (el ion de acetato es una base débil). La disolución de acetato de sodio en agua produce una solución de cationes inertes (Na + ) y aniones de base débil (CH 3 CO 2 – ) , dando como resultado una solución básica. Equilibrio en una solución de una sal de un ácido débil y una base fuerte Determine la concentración de ácido acético en una solución con [ CH 3 CO 2 – ] = 0,050 M y [OH − ] = 2,5 × 10 −6 M en equilibrio. La reacción es: CH 3 CO 2 – ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ CH 3 CO 2 H ( a q ) + OH – ( a q ) Solución Las concentraciones de equilibrio proporcionadas y un valor para la constante de equilibrio permitirán calcular la concentración de equilibrio que falta. El proceso en cuestión es la ionización de base del ion de acetato, para la cual K b ( para CH 3 CO 2 – ) = K w K a ( para CH 3 CO 2 H ) = 1,0 × 10 -14 1,8 × 10 -5 = 5,6 × 10 -10 Sustituyendo los valores disponibles en la expresión K b se obtiene K b = [ CH 3 CO 2 H ] [ OH – ] [ CH 3 CO 2 – ] = 5,6 × 10 -10 = [ CH 3 CO 2 H ] ( 2,5 × 10 -6 ) ( 0,050 ) = 5,6 × 10 -10 Al resolver la ecuación anterior para la molaridad del ácido acético se obtiene [CH 3 CO 2 H] = 1,1 × 10 −5 M . Compruebe su aprendizaje ¿Cuál es el pH de una solución 0,083- M de NaCN? Respuesta: 11,11 Sales con iones ácidos y básicos Algunas sales están compuestas por iones ácidos y básicos, por lo que el pH de sus soluciones dependerá de la fuerza relativa de estas dos especies. Así mismo, algunas sales contienen un único ion que es anfiprótico, por lo que las fuerzas relativas del carácter ácido y básico de este ion determinarán su efecto sobre el pH de la solución. Para ambos tipos de sales, la comparación de los valores K a y K b permite predecir el estado ácido-base de la solución, como se ilustra en el siguiente ejercicio de ejemplo. Determinación de la naturaleza ácida o básica de las sales Determine si las soluciones acuosas de las siguientes sales son ácidas, básicas o neutras: (a) KBr (b) NaHCO 3 (c) Na 2 HPO 4 (d) NH 4 F Solución Considere cada uno de los iones por separado en términos de su efecto sobre el pH de la solución, como se muestra aquí: (a) El catión K + es inerte y no afecta al pH. El ion de bromuro es la base conjugada de un ácido fuerte, por lo que su fuerza de base es insignificante (no hay ionización de base apreciable). La solución es neutral. (b) El catión Na + es inerte y no afecta al pH de la solución; mientras que el anión HCO 3 – es anfiprótico. El K a de HCO 3 – es 4,7 × 10 −11 , y su K b es 1,0 × 10 -14 4,3 × 10 -7 = 2,3 × 10 -8 . Como K b >> K a , la solución es básica. (c) El catión Na + es inerte y no afecta al pH de la solución, mientras que el anión HPO 4 2− es anfiprótico. El K a de HPO 4 2− es 4,2 × 10 −13 , y su K b es 1,0 × 10 -14 6,2 × 10 -8 = 1,6 × 10 -7 . Como K b >> K a , la solución es básica. (d) El ion de NH 4 + es ácido (vea la discusión anterior) y el ion de F − es básico (base conjugada del ácido débil HF). Comparación de las dos constantes de ionización: La K a de NH 4 + es 5,6 × 10 −10 y la K b de F − es 1,6 × 10 −11 , por lo que la solución es ácida, ya que K a > K b . Compruebe lo aprendido Determine si las soluciones acuosas de las siguientes sales son ácidas, básicas o neutras: (a) K 2 CO 3 (b) CaCl 2 (c) KH 2 PO 4 (d) (NH 4 ) 2 CO 3 Respuesta: (a) básico; (b) neutro; (c) ácido; (d) básico La ionización de los iones metálicos hidratados A diferencia de los iones metálicos del grupo 1 y 2 de los ejemplos anteriores (Na + , Ca 2+ , etc.), algunos iones metálicos funcionan como ácidos en soluciones acuosas. Estos iones no solo son solvatados libremente por las moléculas de agua cuando se disuelven, sino que están unidos covalentemente a un número fijo de moléculas de agua para producir un ion complejo (vea el capítulo sobre química de coordinación). Como ejemplo, la disolución del nitrato de aluminio en agua se representa típicamente como Al ( NO 3 ) ( s ) ⇌ Al 3 + ( a q ) + 3 NO 3 – ( a q ) Sin embargo, el ion de aluminio(III) reacciona realmente con seis moléculas de agua para formar un ion complejo estable, por lo que la representación más explícita del proceso de disolución es Al ( NO 3 ) 3 ( s ) + 6 H 2 O ( l ) ⇌ Al ( H 2 O ) 6 3+ ( a q ) + 3 NO 3 – ( a q ) Como se muestra en la , los iones de Al ( H 2 O ) 6 3+ implican enlaces entre un átomo central de Al y los átomos de O de las seis moléculas de agua. En consecuencia, los enlaces O–H de las moléculas de agua enlazadas son más polares que en las moléculas de agua no enlazadas, lo que hace que las moléculas enlazadas sean más propensas a la donación de un ion de hidrógeno: Al ( H 2 O ) 6 3+ ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + Al ( H 2 O ) 5 ( O H ) 2+ ( a q ) K a = 1,4 × 10 -5 La base conjugada producida por este proceso contiene otras cinco moléculas de agua enlazadas capaces de actuar como ácidos, por lo que es posible la transferencia secuencial o escalonada de protones, tal y como se representa en algunas ecuaciones a continuación: Al ( H 2 O ) 6 3+ ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + Al ( H 2 O ) 5 ( O H ) 2+ ( a q ) Al ( H 2 O ) 5 ( OH ) 2+ ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + Al ( H 2 O ) 4 ( OH ) 2 + ( a q ) Al ( H 2 O ) 4 ( OH ) 2 + ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + Al ( H 2 O ) 3 ( OH ) 3 ( a q ) Se trata de un ejemplo de ácido poliprótico, que se abordará en una sección posterior de este capítulo. Cuando un ion de aluminio reacciona con el agua, el ion de aluminio hidratado se convierte en un ácido débil. Aparte de los metales alcalinos (grupo 1) y de algunos metales alcalinotérreos (grupo 2), la mayoría de los demás iones metálicos sufrirán una cierta ionización ácida cuando se disuelvan en el agua. La fuerza ácida de estos iones complejos suele aumentar con el aumento de la carga y la disminución del tamaño de los iones metálicos. A continuación se muestran las ecuaciones de ionización ácida de primer paso para algunos otros iones metálicos ácidos: Fe ( H 2 O ) 6 3+ ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + Fe ( H 2 O ) 5 ( OH ) 2+ ( a q ) p K a = 2,74 Cu ( H 2 O ) 6 2+ ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + Cu ( H 2 O ) 5 ( OH ) + ( a q ) p K a = ~ 6,3 Zn ( H 2 O ) 4 2+ ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + Zn ( H 2 O ) 3 ( OH ) + ( a q ) p K a = 9,6 Hidrólisis de [Al(H 2 O) 6 ] 3+ Calcule el pH de una solución 0,10- M de cloruro de aluminio, que se disuelve completamente para dar el ion de aluminio hidratado [ Al ( H 2 O ) 6 ] 3+ en solución. Solución La ecuación para la reacción y la K a son: Al ( H 2 O ) 6 3+ ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + Al ( H 2 O ) 5 ( OH ) 2+ ( a q ) K a = 1,4 × 10 -5 Una tabla ICE con la información proporcionada es Sustituyendo las expresiones de las concentraciones de equilibrio en la ecuación de la constante de ionización se obtiene K a = [ H 3 O + ] [ Al ( H 2 O ) 5 ( OH ) 2+ ] [ Al ( H 2 O ) 6 3+ ] = ( x ) ( x ) 0,10 – x = 1,4 × 10 -5 Suponiendo que x << 0,10 y resolviendo la ecuación simplificada se obtiene: x = 1,2 × 10 -3 M La tabla ICE definió x como igual a la concentración de iones de hidronio, por lo que el pH se calcula como [ H 3 O + ] = 0 + x = 1,2 × 10 -3 M pH = −log [ H 3 O + ] = 2,92 ( una solución ácida ) Compruebe lo aprendido ¿Cuál es el valor de [ Al ( H 2 O ) 5 ( OH ) 2+ ] en una solución 0,15- M de Al(NO 3 ) 3 que contiene suficiente ácido fuerte HNO 3 para llevar [H 3 O + ] a 0,10 M ? Respuesta: 2,1 × 10 −5 M Conceptos clave y resumen Los iones que componen las sales pueden poseer carácter ácido o básico, ionizándose cuando se disuelven en agua para dar lugar a soluciones ácidas o básicas. Los cationes ácidos suelen ser las parejas conjugadas de las bases débiles, y los aniones básicos son las parejas conjugadas de los ácidos débiles. Muchos iones metálicos se unen a las moléculas de agua cuando se disuelven para dar lugar a iones complejos que pueden funcionar como ácidos. Ejercicios de fin de capítulo de Química Determine si las soluciones acuosas de las siguientes sales son ácidas, básicas o neutras: (a) Al(NO 3 ) 3 (b) RbI (c) KHCO 2 (d) CH 3 NH 3 Br Determine si las soluciones acuosas de las siguientes sales son ácidas, básicas o neutras: (a) FeCl 3 (b) K 2 CO 3 (c) NH 4 Br (d) KClO 4 (a) ácida; (b) básica; (c) ácida; (d) neutra La novocaína, C 13 H 21 O 2 N 2 Cl, es la sal de la base procaína y el ácido clorhídrico. La constante de ionización de la procaína es de 7 × 10 −6 . ¿Una solución de novocaína es ácida o básica? ¿Cuáles son los valores de [H 3 O + ], [OH − ] y el pH de una solución al 2,0% en masa de novocaína, suponiendo que la densidad de la solución es de 1,0 g/mL?

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Ácidos polipróticos Los ácidos se clasifican por el número de protones por molécula que pueden ceder en una reacción. Los ácidos como el HCl, el HNO 3 y el HCN que contienen un átomo de hidrógeno ionizable en cada molécula se denominan ácidos monopróticos . Sus reacciones con el agua son: HCl ( a q ) + H 2 O ( l ) ⟶ H 3 O + ( a q ) + Cl – ( a q ) HNO 3 ( a q ) + H 2 O ( l ) ⟶ H 3 O + ( a q ) + NO 3 – ( a q ) HCN ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + CN – ( a q ) Aunque contiene cuatro átomos de hidrógeno, el ácido acético, CH 3 CO 2 H, también es monoprótico porque solo el átomo de hidrógeno del grupo carboxilo (COOH) reacciona con las bases: Así mismo, las bases monopróticas son bases que aceptan un solo protón. Los ácidos dipróticos contienen dos átomos de hidrógeno ionizables por molécula; la ionización de estos ácidos se produce en dos pasos. La primera ionización siempre se produce en mayor medida que la segunda. Por ejemplo, el ácido sulfúrico, un ácido fuerte, se ioniza de la siguiente manera: Primera ionización: H 2 SO 4 ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + HSO 4 – ( a q ) K a 1 = más de 10 2 ; disociación completa Segunda ionización: HSO 4 – ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + SO 4 2− ( a q ) K a 2 = 1,2 × 10 -2 Este proceso de ionización secuencial se produce para todos los ácidos polipróticos. El ácido carbónico, H 2 CO 3 , es un ejemplo de ácido diprótico débil. La primera ionización del ácido carbónico produce iones de hidronio e iones de bicarbonato en pequeñas cantidades. Primera ionización: H 2 CO 3 ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + HCO 3 – ( a q ) K H 2 CO 3 = [ H 3 O + ] [ HCO 3 – ] [ H 2 CO 3 ] = 4,3 × 10 -7 El ion de bicarbonato también puede actuar como un ácido. Se ioniza y forma iones de hidronio e iones de carbonato en cantidades aún más pequeñas. Segunda ionización: HCO 3 – ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + CO 3 2− ( a q ) K HCO 3 – = [ H 3 O + ] [ CO 3 2− ] [ HCO 3 – ] = 4,7 × 10 -11 K H 2 CO 3 es mayor que K HCO 3 – por un factor de 10 4 , por lo que el H 2 CO 3 es el productor dominante de iones de hidronio en la solución. Esto significa que un poco de HCO 3 – formado por la ionización del H 2 CO 3 se ioniza para dar iones de hidronio (e iones de carbonato), y las concentraciones de H 3 O + y HCO 3 – son prácticamente iguales en una solución acuosa pura de H 2 CO 3 . Si la primera constante de ionización de un ácido diprótico débil es mayor que la segunda por un factor de al menos 20, es conveniente tratar la primera ionización por separado y calcular las concentraciones resultantes de ella antes de calcular las concentraciones de las especies resultantes de la ionización posterior. Este enfoque se demuestra en el siguiente ejercicio de ejemplo. Ionización de un ácido diprótico El "agua carbonatada" contiene una cantidad de dióxido de carbono disuelto sabroso. La solución es ácida porque el CO 2 reacciona con el agua para formar ácido carbónico, H 2 CO 3 . ¿Cuáles son las concentraciones de [ H 3 O + ] , [ HCO 3 – ] , y [ CO 3 2− ] en una solución saturada de CO 2 con un [H 2 CO 3 ] inicial = 0,033 M ? H 2 CO 3 ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + HCO 3 – ( a q ) K a 1 = 4,3 × 10 -7 HCO 3 – ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + CO 3 2− ( a q ) K a2 = 4,7 × 10 -11 Solución Como indican las constantes de ionización, el H 2 CO 3 es un ácido mucho más fuerte que HCO 3 – , por lo que las reacciones de ionización secuencial se pueden tratar por separado. La primera reacción de ionización es H 2 CO 3 ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + HCO 3 – ( a q ) K a 1 = 4,3 × 10 -7 A partir de la información proporcionada, se prepara una tabla ICE para este primer paso: Sustituyendo las concentraciones de equilibrio en la ecuación de equilibrio se obtiene K H 2 CO 3 = [ H 3 O + ] [ HCO 3 – ] [ H 2 CO 3 ] = ( x ) ( x ) 0,033 – x = 4,3 × 10 -7 Suponiendo que x << 0,033 y resolviendo la ecuación simplificada se obtiene x = 1,2 × 10 -4 La tabla ICE definió x como igual a la molaridad del ion de bicarbonato y la molaridad del ion de hidronio: [ H 2 CO 3 ] = 0,033 M [ H 3 O + ] = [ HCO 3 – ] = 1,2 × 10 -4 M Utilizando la concentración de iones de bicarbonato calculada anteriormente, la segunda ionización se somete a un cálculo de equilibrio similar: HCO 3 – ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + CO 3 2− ( a q ) K HCO 3 – = [ H 3 O + ] [ CO 3 2− ] [ HCO 3 – ] = ( 1,2 × 10 -4 ) [ CO 3 2− ] 1,2 × 10 -4 [ CO 3 2− ] = ( 4,7 × 10 -11 ) ( 1,2 × 10 -4 ) 1,2 × 10 -4 = 4,7 × 10 -11 M En resumen: en equilibrio [H 2 CO 3 ] = 0,033 M ; [ H 3 O + ] = 1,2 × 10 −4 ; [ HCO 3 – ] = 1,2 × 10 -4 M ; [ CO 3 2− ] = 4,7 × 10 -11 M . Compruebe lo aprendido La concentración de H 2 S en una solución acuosa saturada a temperatura ambiente es de aproximadamente 0,1 M . Calcule las concentraciones de [ H 3 O + ] , [HS − ] y [S 2− ] en la solución: H 2 S ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + HS – ( a q ) K a 1 = 8,9 × 10 -8 HS – ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + S 2− ( a q ) K a 2 = 1,0 × 10 -19 Respuesta: [H 2 S] = 0,1 M ; [ H 3 O + ] = [HS − ] = 0,000094 M ; [S 2− ] = 1 × 10 −19 M Un ácido triprótico es un ácido que tiene tres átomos de H ionizables. El ácido fosfórico es un ejemplo: Primera ionización: H 3 PO 4 ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + H 2 PO 4 – ( a q ) K a 1 = 7,5 × 10 -3 Segunda ionización: H 2 PO 4 – ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + HPO 4 2− ( a q ) K a 2 = 6,2 × 10 -8 Tercera ionización: HPO 4 2− ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + PO 4 3− ( a q ) K a 3 = 4,2 × 10 -13 En cuanto a los ejemplos de ácidos dipróticos, cada reacción de ionización sucesiva es menos extensa que la anterior, lo que se refleja en valores decrecientes de las constantes de ionización secuencial de los ácidos. Esta es una característica general de los ácidos polipróticos y las constantes de ionización sucesivas suelen diferir en un factor de aproximadamente 10 5 a 10 6 . Este conjunto de tres reacciones de disociación puede parecer que complica los cálculos de las concentraciones de equilibrio en una solución de H 3 PO 4 . Sin embargo, como las constantes de ionización sucesivas difieren en un factor de 10 5 a 10 6 , existen grandes diferencias en los pequeños cambios de concentración que acompañan a las reacciones de ionización. Esto permite el uso de suposiciones y procesos de simplificación matemática, como se demuestra en los ejemplos anteriores. Las bases polipróticas son capaces de aceptar más de un ion de hidrógeno. El ion de carbonato es un ejemplo de base diprótica , porque puede aceptar dos protones, como se muestra a continuación. Al igual que en el caso de los ácidos polipróticos, hay que tener en cuenta que las constantes de ionización disminuyen con el paso de ionización. Del mismo modo, los cálculos de equilibrio que implican a las bases polipróticas siguen los mismos enfoques que los de los ácidos polipróticos. H 2 O ( l ) + CO 3 2− ( a q ) ⇌ HCO 3 – ( a q ) + OH – ( a q ) K b1 = 2,1 × 10 -4 H 2 O ( l ) + H CO 3 – ( a q ) ⇌ H 2 CO 3 ( a q ) + OH – ( a q ) K b2 = 2,3 × 10 -8 Conceptos clave y resumen Un ácido que contiene más de un protón ionizable es un ácido poliprótico. Estos ácidos sufren reacciones de ionización secuencial que implican la transferencia de protones individuales. Las constantes de ionización de los ácidos polipróticos disminuyen con cada paso subsiguiente; estas disminuciones suelen ser lo suficientemente grandes como para permitir cálculos simples de equilibrio que traten cada paso por separado. Ejercicios de química del final del capítulo ¿Cuál de las siguientes concentraciones sería prácticamente igual en un cálculo de las concentraciones de equilibrio en una solución 0,134- M de H 2 CO 3 , un ácido diprótico? [ H 3 O + ] , [OH − ], [H 2 CO 3 ], [ HCO 3 – ] , [ CO 3 2− ] ? No es necesario hacer cálculos para responder esta pregunta. [H 3 O + ] y [ HCO 3 – ] son prácticamente iguales Calcule la concentración de cada especie presente en una solución 0,050- M de H 2 S. Calcule la concentración de cada especie presente en una solución 0,010- M de ácido ftálico, C 6 H 4 (CO 2 H) 2 . C 6 H 4 ( CO 2 H ) 2 ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + C 6 H 4 ( CO 2 H ) ( CO 2 ) – ( a q ) K a = 1,1 × 10 -3 C 6 H 4 ( CO 2 H ) ( CO 2 ) ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + C 6 H 4 ( CO 2 ) 2 2− ( a q ) K a = 3,9 × 10 -6 [C 6 H 4 (CO 2 H) 2 ] 7,2 × 10 −3 M , [C 6 H 4 (CO 2 H)(CO 2 ) − ] = [H 3 O + ] 2,8 × 10 −3 M , [ C 6 H 4 ( CO 2 ) 2 2− ] 3,9 × 10 −6 M , [OH − ] 3,6 × 10 −12 M El ácido salicílico, HOC 6 H 4 CO 2 H, y sus derivados se han utilizado como analgésicos durante mucho tiempo. El ácido salicílico se encuentra en pequeñas cantidades en las hojas, la corteza y las raíces de algunos vegetales (sobre todo, históricamente, en la corteza del sauce). Los extractos de estas plantas se han utilizado como medicamentos durante siglos. El ácido se aisló por primera vez en un laboratorio en 1838. (a) Ambos grupos funcionales del ácido salicílico se ionizan en el agua, con una K a = 1,0 × 10 −3 para el grupo —CO 2 H y 4,2 × 10 −13 para el grupo −OH. ¿Cuál es el pH de una solución saturada del ácido? (solubilidad = 1,8 g/L) (b) La aspirina se descubrió como resultado de los esfuerzos por producir un derivado del ácido salicílico que no fuera irritante para el revestimiento del estómago. La aspirina es ácido acetilsalicílico, CH 3 CO 2 C 6 H 4 CO 2 H. El grupo funcional −CO 2 H sigue presente, pero su acidez es reducida, K a = 3,0 × 10 −4 . ¿Cuál es el pH de una solución de aspirina con la misma concentración que una solución saturada de ácido salicílico? (vea la parte a). El ion de HTe − es una especie anfiprótica; puede actuar como ácido o como base. (a) ¿Cuál es la K a para la reacción ácida de HTe − con H 2 O? (b) ¿Cuál es la K b para la reacción en la que el HTe − funciona como base en el agua? (c) Demuestre si la segunda ionización del H 2 Te puede o no despreciarse en el cálculo de [HTe − ] en una solución 0,10 M de H 2 Te. (a) K a2 = 1,5 × 10 -11 ; (b) K b = 4,3 × 10 -12 ; (c) [ Te 2− ] [ H 3 O + ] [ HTe – ] = ( x ) ( 0,0141 + x ) ( 0,0141 – x ) ≈ ( x ) ( 0,0141 ) 0,0141 = 1,5 × 10 -11 Resolviendo para x se obtiene 1,5 × 10 −11 M . Por lo tanto, en comparación con 0,014 M , este valor es insignificante (1,1 × 10 −7 %). ácido diprótico ácido que contiene dos átomos de hidrógeno ionizables por molécula base diprótica base capaz de aceptar dos protones ácido monoprótico ácido que contiene un átomo de hidrógeno ionizable por molécula ionización secuencial proceso en el que un ácido poliprótico se ioniza perdiendo protones de manera secuencial ácido triprótico ácido que contiene tres átomos de hidrógeno ionizables por molécula

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Tampones Una solución que contiene cantidades apreciables de un par ácido-base débil conjugado se denomina solución tampón o tampón . Estas soluciones resisten un cambio de pH cuando se añaden pequeñas cantidades de un ácido fuerte o una base fuerte ( ). Una solución de ácido acético y acetato de sodio (CH 3 COOH + CH 3 COONa) es un ejemplo de tampón formado por un ácido débil y su sal. Un ejemplo de tampón formado por una base débil y su sal es una solución de amoníaco y cloruro de amonio (NH 3 ( aq ) + NH 4 Cl( aq )). (a) La solución no tamponada de la izquierda y la solución tamponada de la derecha tienen el mismo pH (pH 8); son básicas, mostrando el color amarillo del indicador naranja de metilo a este pH. (b) Tras la adición de 1 mL de una solución 0,01- M de HCl, la solución tamponada no ha cambiado su pH de forma detectable, pero la solución no tamponada se ha vuelto ácida, como indica el cambio de color del naranja de metilo, que se vuelve rojo a un pH de aproximadamente 4 (créditos: modificación del trabajo de Mark Ott). Cómo funcionan los tampones Para ilustrar la función de una solución tampón, considere una mezcla de cantidades aproximadamente iguales de ácido acético y acetato de sodio. La presencia de un par ácido-base débil conjugado en la solución imparte la capacidad de neutralizar cantidades modestas de ácido o base fuerte añadida. Por ejemplo, una base fuerte añadida a esta solución neutralizará el ion de hidronio, haciendo que el equilibrio de ionización del ácido acético se desplace hacia la derecha y genere cantidades adicionales de la base conjugada débil (ion de acetato): CH 3 CO 2 H ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + CH 3 CO 2 – ( a q ) Del mismo modo, la adición de un ácido fuerte a esta solución tampón desplazará el equilibrio de ionización anterior hacia la izquierda, produciendo cantidades adicionales del ácido conjugado débil (ácido acético). La proporciona una ilustración gráfica de los cambios en la concentración de la pareja conjugada que se producen en esta solución tampón cuando se añaden un ácido y una base fuertes. La acción tampón de la solución es esencialmente el resultado de que el ácido y la base fuertes añadidos se conviertan en el ácido y la base débiles que constituyen el par conjugado del tampón. El ácido y la base más débiles solo sufren una ligera ionización, en comparación con la ionización completa del ácido y la base fuertes, y el pH de la solución, por lo tanto, cambia mucho menos drásticamente de lo que lo haría en una solución no tamponada. Acción tampón en una mezcla de ácido acético y sal de acetato. Cambios de pH en soluciones tamponadas y no tamponadas Los tampones de acetato se utilizan en los estudios bioquímicos de las enzimas y otros componentes químicos de las células para evitar cambios de pH que puedan afectar a la actividad bioquímica de estos compuestos. (a) Calcule el pH de un tampón de acetato que es una mezcla con 0,10 M de ácido acético y 0,10 M de acetato de sodio. (b) Calcule el pH después de añadir 1,0 mL de 0,10 M de NaOH a 100 mL de este tampón. (c) Para comparar, calcule el pH después de añadir 1,0 mL de 0,10 M de NaOH a 100 mL de una solución no tamponada con un pH de 4,74. Solución (a) Siguiendo el enfoque de la tabla ICE para este cálculo de equilibrio se obtiene lo siguiente: Sustituyendo los términos de la concentración de equilibrio en la expresión K a , suponiendo que x << 0,10, y resolviendo la ecuación simplificada para x se obtiene x = 1,8 × 10 -5 M [ H 3 O + ] = 0 + x = 1,8 × 10 -5 M pH = −log [ H 3 O + ] = −log ( 1,8 × 10 -5 ) = 4,74 (b) Calcule el pH después de añadir 1,0 mL de 0,10 M de NaOH a 100 mL de este tampón. La adición de una base fuerte neutralizará parte del ácido acético, dando lugar al ion de acetato de la base conjugada. Calcule las nuevas concentraciones de estos dos componentes del tampón, y luego repita el cálculo de equilibrio de la parte (a) utilizando estas nuevas concentraciones. 0,0010 L × ( 0,10 mol de NaOH 1 L ) = 1,0 × 10 -4 mol de NaOH La cantidad molar inicial de ácido acético es 0,100 L × ( 0,100 mol CH 3 CO 2 H 1 L ) = 1,00 × 10 -2 mol CH 3 CO 2 H La cantidad de ácido acético que queda después de que una parte sea neutralizada por la base añadida es ( 1,0 × 10 -2 ) – ( 0,01 × 10 -2 ) = 0,99 × 10 -2 mol CH 3 CO 2 H El ion de acetato recién formado, junto con el acetato inicialmente presente, da una concentración final de acetato de ( 1,0 × 10 -2 ) + ( 0,01 × 10 -2 ) = 1,01 × 10 -2 mol NaCH 3 CO 2 Calcule las concentraciones molares de los dos componentes del tampón: [ CH 3 CO 2 H ] = 9,9 × 10 -3 mol 0,101 L = 0,098 M [ NaCH 3 CO 2 ] = 1,01 × 10 -2 mol 0,101 L = 0,100 M Utilizando estas concentraciones, el pH de la solución puede calcularse como en la parte (a) anterior, dando como resultado un pH = 4,75 (solo ligeramente diferente del anterior a la adición de la base fuerte). (c) Para comparar, calcule el pH después de añadir 1,0 mL de 0,10 M de NaOH a 100 mL de una solución no tamponada con un pH de 4,74. La cantidad de ion de hidronio presente inicialmente en la solución es [ H 3 O + ] = 10 – 4,74 = 1,8 × 10 – 5 M mol H 3 O + = ( 0,100 L ) ( 1,8 × 10 -5 M ) = 1,8 × 10 -6 mol H 3 O + La cantidad de ion de hidróxido que se añade a la solución es mol OH – = ( 0,0010 L ) ( 0,10 M ) = 1,0 × 10 -4 mol OH – El hidróxido añadido neutralizará el ion de hidronio mediante la reacción H 3 O + ( a q ) + OH – ( a q ) ⇋ 2 H 2 O ( l ) La estequiometría 1:1 de esta reacción muestra que se ha añadido un exceso de hidróxido (mayor cantidad molar que el ion de hidronio inicialmente presente). La cantidad de ion de hidróxido que queda es 1,0 × 10 -4 mol – 1,8 × 10 -6 mol = 9,8 × 10 -5 mol OH – correspondiente a una molaridad de hidróxido de 9,8 × 10 -5 mol OH – / 0,101 L = 9,7 × 10 -4 M El pH de la solución se calcula entonces como pH = 14,00 – pOH = 14,00 – – log ( 9,7 × 10 -4 ) = 10,99 En esta solución no tamponada, la adición de la base resulta en un aumento significativo del pH (de 4,74 a 10,99) en comparación con el aumento muy ligero observado para la solución tamponada en la parte (b) (de 4,74 a 4,75). Compruebe lo aprendido Demuestre que la adición de 1,0 mL de 0,10 M de HCl cambia el pH de 100 mL de una solución 1,8 × 10 −5 M de HCl de 4,74 a 3,00. Respuesta: PH inicial de 1,8 × 10 −5 M HCl; pH = −log[H 3 O + ] = −log[1,8 × 10 −5 ] = 4,74 Moles de H 3 O + en 100 mL de 1,8 × 10 −5 M de HCl; 1,8 × 10 −5 mol/L × 0,100 L = 1,8 × 10 −6 Moles de H 3 O + añadidos por adición de 1,0 mL de 0,10 M de HCl: 0,10 mol/L × 0,0010 L = 1,0 × 10 −4 mol; pH final tras la adición de 1,0 mL de 0,10 M de HCl: pH = −log [ H 3 O + ] = −log ( total de moles H 3 O + volumen total ) = −log ( 1,0 × 10 -4 mol + 1,8 × 10 -6 mol 101 mL ( 1 L 1.000 mL ) ) = 3,00 Capacidad tampón Las soluciones tampón no tienen una capacidad ilimitada para mantener el pH relativamente constante ( ). En cambio, la capacidad de una solución tampón para resistir los cambios de pH depende de la presencia de cantidades apreciables de su par ácido-base débil conjugado. Cuando se añade una cantidad suficiente de ácido o base fuerte para reducir sustancialmente la concentración de cualquiera de los miembros del par tampón, la acción tampón dentro de la solución se ve comprometida. El color del indicador (naranja de metilo) muestra que una pequeña cantidad de ácido añadida a una solución tamponada de pH 8 (vaso de precipitados de la izquierda) tiene poco efecto en el sistema tamponado (vaso de precipitados del medio). Sin embargo, una gran cantidad de ácido agota la capacidad tampón de la solución y el pH cambia drásticamente (vaso de precipitados de la derecha) (créditos: modificación del trabajo de Mark Ott). La capacidad tampón es la cantidad de ácido o base que puede añadirse a un volumen determinado de una solución tampón antes de que el pH cambie significativamente, normalmente en una unidad. La capacidad tampón depende de las cantidades de ácido débil y de su base conjugada que hay en una mezcla tampón. Por ejemplo, 1 L de una solución que es 1,0 M en ácido acético y 1,0 M en acetato de sodio tiene una mayor capacidad tampón que 1 L de una solución que es 0,10 M en ácido acético y 0,10 M en acetato de sodio aunque ambas soluciones tengan el mismo pH. La primera solución tiene más capacidad tampón porque contiene más ácido acético e iones de acetato. Selección de mezclas tampón adecuadas Hay dos reglas útiles para seleccionar las mezclas tampones: Una buena mezcla tampón debe tener concentraciones aproximadamente iguales de sus dos componentes. Por lo general, una solución tampón ha perdido su utilidad cuando uno de los componentes del par tampón es inferior a aproximadamente el 10% del otro. La muestra cómo cambia el pH de una solución tampón de ácido acético-acetato a medida que se añade la base. El pH inicial es de 4,74. Se produce un cambio de 1 unidad de pH cuando la concentración de ácido acético se reduce al 11% de la concentración de iones de acetato. Cambio de pH al añadir una cantidad creciente de una solución 0,10- M de NaOH a 100 mL de una solución tampón en la que, inicialmente, [CH 3 CO 2 H] = 0,10 M y [ CH 3 CO 2 – ] = 0,10 M . Observe la gran disminución de la acción tampón que se produce una vez alcanzada la capacidad tampón, lo que provoca aumentos drásticos del pH al añadir más bases fuertes. Los ácidos débiles y sus sales son mejores como tampones para pH inferiores a 7; las bases débiles y sus sales son mejores como tampones para pH superiores a 7. La sangre es un ejemplo importante de solución tamponada, donde el ácido y el ion principales responsables de la acción tampón son el ácido carbónico, H 2 CO 3 , y el ion de bicarbonato, HCO 3 – . Cuando se introduce un ion de hidronio en el torrente sanguíneo, se elimina principalmente por la reacción: H 3 O + ( a q ) + HCO 3 – ( a q ) ⟶ H 2 CO 3 ( a q ) + H 2 O ( l ) La reacción elimina un ion de hidróxido añadido: OH – ( a q ) + H 2 CO 3 ( a q ) ⟶ HCO 3 – ( a q ) + H 2 O ( l ) Así, el ácido o la base fuerte añadidos se convierten efectivamente en el ácido o la base mucho más débiles del par tampón (el H 3 O + se convierte en H 2 CO 3 y el OH - se convierte en HCO 3 - ). El pH de la sangre humana se mantiene así muy cerca del valor determinado por el pKa de los pares tampones, en este caso, 7,35. Las variaciones normales del pH de la sangre suelen ser inferiores a 0,1, y los cambios de pH de 0,4 o más son probablemente mortales. La ecuación Henderson-Hasselbalch La expresión de la constante de ionización para una solución de un ácido débil puede escribirse como: K a = [ H 3 O + ] [ A – ] [HA] Reordenando para resolver [H 3 O + ] se obtiene: [ H 3 O + ] = K a × [HA] [ A – ] Tomando el logaritmo negativo de ambos lados de esta ecuación se obtiene −log [ H 3 O + ] = −log K a − log [ HA ] [ A – ] , que puede escribirse como pH = p K a + log [ A – ] [ HA ] donde p K a es el negativo del logaritmo de la constante de ionización del ácido débil (p K a = −log K a ). Esta ecuación relaciona el pH, la constante de ionización de un ácido débil y las concentraciones del par ácido-base débil conjugado en una solución tamponada. Los científicos suelen utilizar esta expresión, denominada ecuación de Henderson-Hasselbalch , para calcular el pH de las soluciones tampón. Es importante señalar que la hipótesis " x es pequeña" debe ser válida para utilizar esta ecuación. Lawrence Joseph Henderson y Karl Albert Hasselbalch Lawrence Joseph Henderson (1878–1942) fue un médico, bioquímico y fisiólogo estadounidense, por nombrar solo algunas de sus muchas actividades. Obtuvo el título de médico en Harvard y luego pasó dos años estudiando en Estrasburgo, que entonces formaba parte de Alemania, antes de volver a ocupar un puesto de profesor numerario en Harvard. Finalmente, se convirtió en profesor de Harvard y trabajó allí toda su vida. Descubrió que el equilibrio ácido-base de la sangre humana está regulado por un sistema tampón formado por el dióxido de carbono disuelto en la sangre. En 1908 escribió una ecuación para describir el sistema tampón ácido carbónico-carbonato en la sangre. Henderson tenía amplios conocimientos; además de sus importantes investigaciones sobre la fisiología de la sangre, también escribió sobre las adaptaciones de los organismos y su ajuste al entorno, sobre sociología y sobre educación universitaria. También fundó el Laboratorio de Fatiga, en la Escuela de Negocios de Harvard, que examinaba la fisiología humana con especial atención al trabajo en la industria, el ejercicio y la nutrición. En 1916, Karl Albert Hasselbalch (1874–1962), médico y químico danés, compartió la autoría de un artículo con Christian Bohr en 1904 que describía el efecto Bohr, en el cual se demostraba que la capacidad de la hemoglobina de la sangre para unirse al oxígeno estaba inversamente relacionada con la acidez de la sangre y la concentración de dióxido de carbono. La escala de pH fue introducida en 1909 por otro danés, Sørensen, y en 1912, Hasselbalch publicó las mediciones del pH de la sangre. En 1916, Hasselbalch expresó la ecuación de Henderson en términos logarítmicos, en consonancia con la escala logarítmica del pH, y así nació la ecuación de Henderson-Hasselbalch. Medicina: El sistema tampón en la sangre El pH normal de la sangre humana es de aproximadamente 7,4. El sistema tampón de carbonatos en la sangre utiliza la siguiente reacción de equilibrio: CO 2 ( g ) + 2 H 2 O ( l ) ⇌ H 2 CO 3 ( a q ) ⇌ HCO 3 – ( a q ) + H 3 O + ( a q ) La concentración de ácido carbónico, H 2 CO 3 , es de aproximadamente 0,0012 M , y la concentración del ion de hidrógeno carbonato, HCO 3 – , está en torno a 0,024 M . Utilizando la ecuación de Henderson-Hasselbalch y el p K a del ácido carbónico a temperatura corporal, podemos calcular el pH de la sangre: pH = p K a + log [ base ] [ ácido ] = 6,4 + log 0,024 0,0012 = 7,7 El hecho de que la concentración de H 2 CO 3 sea significativamente menor que la del ion de HCO 3 – puede parecer inusual, pero este desbalance se debe a que la mayoría de los subproductos de nuestro metabolismo que entran en nuestro torrente sanguíneo son ácidos. Por lo tanto, debe haber una mayor proporción de base que de ácido, para que no se supere la capacidad del tampón. El ácido láctico se produce en nuestros músculos cuando hacemos ejercicio. Cuando el ácido láctico entra en el torrente sanguíneo, es neutralizado por el ion de HCO 3 – produciendo H 2 CO 3 . A continuación, una enzima acelera la descomposición del exceso de ácido carbónico en dióxido de carbono y agua, que pueden eliminarse mediante la respiración. De hecho, además de los efectos reguladores del sistema tampón de carbonatos en el pH de la sangre, el cuerpo utiliza la respiración para regular el pH de la sangre. Si el pH de la sangre disminuye demasiado, un aumento de la respiración elimina el CO 2 de la sangre a través de los pulmones impulsando la reacción de equilibrio de forma que el [H 3 O + ] disminuye. Si la sangre es demasiado alcalina, una menor frecuencia respiratoria aumenta la concentración de CO 2 en la sangre, impulsando la reacción de equilibrio en sentido contrario, aumentando el [H + ] y restableciendo un pH adecuado. Vea la información sobre el sistema tampón que se encuentra en las aguas naturales. Conceptos clave y resumen Las soluciones que contienen cantidades apreciables de un par ácido-base débil conjugado se denominan tampones. Una solución tamponada solo experimentará ligeros cambios de pH cuando se añadan pequeñas cantidades de ácido o base. La adición de grandes cantidades de ácido o de base puede superar la capacidad tampón, consumiendo la mayoría de una pareja conjugada e impidiendo una mayor acción tampón. Ecuaciones clave p K a = −log K a p K b = −log K b pH = p K a + log [ A – ] [ HA ] Explique por qué se puede preparar un tampón a partir de una mezcla de NH 4 Cl y NaOH pero no de NH 3 y NaOH. Explique por qué el pH no cambia significativamente cuando se añade una pequeña cantidad de un ácido o una base a una solución que contiene cantidades iguales del ácido H 3 PO 4 y una sal de su base conjugada NaH 2 PO 4 . El exceso de H 3 O + es eliminado principalmente por la reacción: H 3 O + ( a q ) + H 2 PO 4 – ( a q ) ⟶ H 3 PO 4 ( a q ) + H 2 O ( l ) El exceso de base es eliminado por la reacción OH – ( a q ) + H 3 PO 4 ( a q ) ⟶ H 2 PO 4 – ( a q ) + H 2 O ( l ) Explique por qué el pH no cambia significativamente cuando se añade una pequeña cantidad de un ácido o una base a una solución que contiene cantidades iguales de la base NH 3 y una sal de su ácido conjugado NH 4 Cl. ¿Cuál es el valor de [H 3 O + ] en una solución 0,25 M de CH 3 CO 2 H y 0,030 M de NaCH 3 CO 2 ? CH 3 CO 2 H ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + CH 3 CO 2 – ( a q ) K a = 1,8 × 10 -5 [H 3 O + ] = 1,5 × 10 −4 M ¿Cuál es el valor de [H 3 O + ] en una solución 0,075 M de HNO 2 y 0,030 M de NaNO 2 ? HNO 2 ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + NO 2 – ( a q ) K a = 4,5 × 10 -5 ¿Cuál es el valor de [OH − ] en una solución 0,125 M de CH 3 NH 2 y 0,130 M de CH 3 NH 3 Cl? CH 3 NH 2 ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ CH 3 NH 3 + ( a q ) + OH – ( a q ) K b = 4,4 × 10 -4 [OH − ] = 4,2 × 10 −4 M ¿Cuál es el valor de [OH − ] en una solución 1,25 M de NH 3 y 0,78 M de NH 4 NO 3 ? NH 3 ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ NH 4 + ( a q ) + OH – ( a q ) K b = 1,8 × 10 -5 ¿Cuál es el efecto sobre la concentración de ácido acético, ion de hidronio e ion de acetato cuando se añaden los siguientes elementos a una solución tampón ácida de concentraciones iguales de ácido acético y acetato de sodio? (a) HCl (b) KCH 3 CO 2 (c) NaCl (d) KOH (e) CH 3 CO 2 H (a) El HCl añadido aumentará ligeramente la concentración de H 3 O + , que reaccionará con CH 3 CO 2 – y producirá CH 3 CO 2 H en el proceso. Así, [ CH 3 CO 2 – ] disminuye y [CH 3 CO 2 H] aumenta. (b) El KCH 3 CO 2 añadido aumentará la concentración de [ CH 3 CO 2 – ] que reaccionará con H 3 O + y producirá CH 3 CO 2 H en el proceso. Así, [H 3 O + ] disminuye ligeramente y [CH 3 CO 2 H] aumenta. (c) El NaCl añadido no tendrá ningún efecto sobre la concentración de los iones. (d) El KOH añadido producirá iones de OH − , que reaccionarán con el H 3 O + , reduciendo así el [H 3 O + ]. Algunos CH 3 CO 2 H adicionales se disociarán, produciendo iones de [ CH 3 CO 2 – ] en el proceso. Así, [CH 3 CO 2 H] disminuye ligeramente y [ CH 3 CO 2 – ] aumenta. (e) El CH 3 CO 2 H añadido aumentará su concentración, haciendo que se disocie más y produzca más [ CH 3 CO 2 – ] y H 3 O + en el proceso. Así, [H 3 O + ] aumenta ligeramente y [ CH 3 CO 2 – ] aumenta. ¿Cuál es el efecto sobre la concentración de amoníaco, ion de hidróxido e ion de amonio cuando se añaden los siguientes elementos a una solución tampón básica de concentraciones iguales de amoníaco y nitrato de amonio? (a) KI (b) NH 3 (c) HI (d) NaOH (e) NH 4 Cl ¿Cuál será el pH de una solución tampón preparada a partir de 0,20 mol de NH 3 , 0,40 mol de NH 4 NO 3 y suficiente agua para obtener 1,00 L de solución? pH = 8,95 Calcule el pH de una solución tampón preparada a partir de 0,155 mol de ácido fosfórico, 0,250 mol de KH 2 PO 4 y suficiente agua para producir 0,500 L de solución. ¿Qué cantidad de NaCH 3 CO 2 •3H 2 O sólido debe añadirse a 0,300 L de una solución 0,50- M de ácido acético para obtener un tampón con un pH de 5,00? (Pista: Supongamos que el cambio de volumen es insignificante a medida que se añade el sólido). 37 g (0,27 mol) ¿Qué masa de NH 4 Cl debe añadirse a 0,750 L de una solución 0,100- M de NH 3 para obtener una solución tampón con un pH de 9,26? (Pista: Supongamos que el cambio de volumen es insignificante a medida que se añade el sólido). Se prepara una solución tampón con volúmenes iguales 0,200 M de ácido acético y 0,600 M de acetato de sodio. Use 1,80 × 10 −5 como K a para el ácido acético. (a) ¿Cuál es el pH de la solución? (b) ¿Es la solución ácida o básica? (c) ¿Cuál es el pH de una solución que se obtiene cuando se añaden 3,00 mL de 0,034 M de HCl a 0,200 L del tampón original? (a) pH = 5,222; (b) La solución es acídica. (c) pH = 5,220 Se añadió una muestra de 5,36 g de NH 4 Cl a 25,0 mL de 1,00 M de NaOH y la solución resultante se diluyó a 0,100 L. (a) ¿Cuál es el pH de esta solución tampón? (b) ¿Es la solución ácida o básica? (c) ¿Cuál es el pH de una solución que resulta cuando se añaden 3,00 mL de 0,034 M de HCl a la solución? capacidad tampón cantidad de un ácido o una base que puede añadirse a un volumen de una solución tampón antes de que su pH cambie significativamente (normalmente en una unidad de pH) tampón mezcla de cantidades apreciables de un par ácido-base débil. El pH de un tampón resiste el cambio cuando se añaden pequeñas cantidades de ácido o base ecuación de Henderson-Hasselbalch versión logarítmica de la expresión de la constante de ionización del ácido, escrita en un formato conveniente para calcular el pH de las soluciones tampón

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