1. El líquido que llamamos agua está formado, a 25 ºC, por moléculas H2O “completas” y por una pequeñísima cantidad de ellas disociadas en las especies H+ y OH‑. (Ambas especies están “hidratadas”, es decir, rodeadas de moléculas de agua con las que interaccionan por atracción electrostática, aunque por ahora podemos no tener en cuenta ese hecho). Hay tan pocas moléculas disociadas que el producto de la concentración de H+ por el de OH‑ vale, a 25 ºC, aproximadamente 10‑14. Calcular qué porcentaje de las moléculas de agua está disociado.
R.: La concentración de H+ (y OH‑) es 10‑7 moles/L y la de agua 55.5 moles/L (ya que 1000 g de agua ocupan 1 L). Por tanto, el porcentaje de moléculas disociadas es de aproximadamente el 1.8·10-7 % (casi dos moléculas cada mil millones).
2. Si por algún medio añadimos a 1 L de agua a 25 ºC 0.03 moles de H+, ¿cuál será la concentración de OH‑?
R.: Como el producto [H+][OH‑] siempre debe ser 10‑14 a 25 ºC, se deduce que [OH‑]=10‑14 / 0.02 = 5·10‑13.
3. Al disolver en agua algunas especies químicas del tipo HA (es decir, que contienen uno o más hidrógenos) diremos que se disocian en A‑ y H+. (En realidad estas especies están hidratadas de forma más o menos compleja, pero no lo va,os a considerar porque ello no afectará a nuestra argumentación). Por ejemplo: HCl ⇄ Cl‑ + H+. ¿Cómo lo haría la especie HNO3?
R.: HNO3 ⇄ NO3‑ + H+
4. Algunas de estas especies HA se disocian prácticamente al 100% cuando se disuelven en agua, más cuanto más diluidas estén. Por ejemplo, lo hace el cloruro de hidrógeno. Según eso, ¿qué concentración de H+ generará una disolución de 0.01 moles de HCl(g) en 1 L de agua?
R.: 0.01 moles/L (que se agregarán a los H+ producidos por el agua, aunque esta última cantidad es tan pequeña comparada con 0.01 que puede despreciarse).
5. Llamaremos pH al logaritmo natural cambiado de signo de la concentración de iones H+ en una disolución acuosa. ¿Cuál es el pH de una disolución de 0.01 moles de HCl en 1 L de agua?
R.: pH = –log(0.01) = 2
6. Al disolver SO3(g) en agua se genera la especie H2SO4 (ácido sulfúrico). Si la disolución es diluida, H2SO4 se disocia completamente en el agua liberando sus dos protones. Escribir la reacción de disociación.
R.: H2SO4 ⇄ SO4= + 2H+
7. Calcular el pH de una disolución de 0.01 moles de H2SO4 en 1 L de agua.
R.: Como cada mol de H2SO4 produce 2 moles de H+, el pH será p ≅ 1.7
8. Se sabe que la especie CH3COOH (ácido etanoico o acético) se disocia en disolución acuosa produciendo el anión CH3COO– y un protón (H+). Escribir esta reacción.
R.: CH3COOH ⇄ CH3COO‑ + H+
9. El equilibrio anterior tiene una constante K a 25 ºC de 1.8·10‑5 molL‑1. Si disolvemos 0.01 moles de ácido acético en 1 L de agua, calcular la concentración de la especie H+ en el equilibrio.
R.: 4.15·10‑4 mol/L
10. ¿Cuál es el pH de la disolución anterior?
R.: 3.38
11. ¿Qué porcentaje de las moléculas de CH3COOH están disociadas?
R.: 4.15 %
12. Calcular el pH de una disolución de ácido acético en agua 0.0001 M y calcular qué porcentaje de moléculas de ácido acético están disociadas
R.: 4.36; 43.34 % (lo que prueba que una especie química está más disociada en agua cuanto más diluida está).
13. En general, diremos que una sustancia se comporta como ácido en agua cuando, al disolverla, la concentración de H+ que se mide es mayor que 10‑7 (pH < 7). Y diremos que una sustancia se comporta como base en agua cuando al disolverla la concentración de protones que se mide es menor que 10‑7 (pH > 7). ¿Cómo se comporta la especie H2CO3?
R.: Como ácido, porque liberará protones.
14. Llamaremos pOH al logaritmo natural cambiado de signo de la concentración de iones OH– en una disolución acuosa. Demostrar que pH + pOH = 14 (a 25 ºC).
R.: pH + pOH= –log[H+] – log[OH‑] = –(log[H+][OH‑]) = –log10‑14 = 14 (donde hemos aplicado la propiedad de los logarimos log(ab) = loga + logb).
15. La especie sólida NaOH, al disolverla en agua, se disocia completamente (si la disolución es suficientemente diluida) en Na+ + OH‑. ¿Cuál es el pH de una disolución de 0.05 moles de NaOH en agua de manera que el volumen total sea 800 cc?
R.: La concentración de OH‑ es 0.0625 moles/L. Por tanto, la de H3O+ es de: 10‑14 / 0.0625 = 1.6·10‑13, y el pH es p12.79.
16. El hidróxido amónico, al disolverlo en agua, se disocia según el siguiente equilibrio: NH4OH ⇄ NH4 + OH‑, siendo la constante, a 25 ºC, de 1.8·10‑5. ¿Cuál es el pH de una disolución de 0.035 moles de hidróxido amónico en agua hasta un volumen total de 1.37 L?
R.: 10.83
17. En una disolución 0.05 M de HCl en agua, ¿qué especies mayoritarias y minoritarias hay fundamentalmente, y en qué concentraciones aproximadas?
R.: Lo que más hay es, evidentemente, moléculas de H2O “completas”, es decir, sin ionizar, en concentración algo menor de 55.5 M. También hay p0.05 moles por litro de Cl‑ y p0.05 moles por litro de H+. Como especies minoritarias, existirá una muy pequeña concentración de OH‑ (2·10‑13 moles por litro) y las moléculas de HCl que hayan quedado sin ionizar, cantidad que es despreciable (pues HCl es un ácido fuerte). (Todas estas especies están hidratadas en mayor o menor grado, pero no lovamos a tener en cuenta porque es innecesario para nuestra argumentación).
18. En una disolución 0.05 M de NaOH en agua, ¿qué especies mayoritarias y minoritarias hay fundamentalmente, y en qué concentraciones aproximadas?
R.: Moléculas de H2O sin ionizar están en concentración algo menor de 55.5 M. También habrá una concentración p0.05 M de Na+ y de OH‑. Habrá muy pocos protones (2·10‑13 moles por litro) y muy pocas moléculas de NaOH (un valor despreciable) sin ionizar.
19. Tenemos 1/2 L de disolución 0.05 M de HCl en agua y otro 1/2 L de disolución de NaOH en agua. Si mezclamos ambas, ¿qué especies mayoritarias y minoritarias tenemos fundamentalmente, y en qué concentraciones aproximadas?
R.: Mayoritariamente tendremos H2O (algo menos de 55.5 M), seguida de Cl‑ y Na+ (≅0.025 M de cada especie; téngase en cuenta que sus concentraciones se reducen a la mitad porque el volumen se dobla) y, minoritariamente, tendremos H+ y OH‑, concretamente 10‑7 M de cada uno. Ello se debe a que los “torrentes” de H+ y OH‑ que hemos añadido (0.025 M de cada uno, una vez diluidos) se combinan para dar H2O. Esto es así porque el producto de ambas concentraciones debe dar 10‑14 (y 0.025·0.025 = 6.25·10‑4 supera en mucho a esa cantidad).
20. Resulta conveniente entender la disolución de un ácido o una base en agua como una auténtica reacción química de estas especies con las moléculas de agua produciendo hidrogeniones (H3O+) o iones hidroxilo (OH‑). Así, puede considerarse que el amoniaco gaseoso se disuelve en agua reaccionando con ella según el equilibrio: NH3 + H2O ⇄ NH4 + OH‑, cuya constante a 25 ºC es ≅1.8·10‑5 mol/L ¿Cuál es el pH de una disolución de 0.035 moles de amoniaco gaseoso en agua hasta un volumen total de 1.37 L?
R.: 10.83
21. De modo análogo, el ácido iódico (HIO3) podemos entender que reacciona con agua así: HIO3 + H2O ⇄ IO3‑+ H3O+. La constante de equilibrio de esa reacción (es decir, la constante de acidez del HIO3) es 1.7·10‑1. Según esto, si cierta disolución de este ácido en agua tiene pH = 2, ¿qué concentración de IO3‑ libre y de HIO3 existe en disolución?
R.: La concentración de IO3‑ es lógicamente la misma que la de H3O+ (es decir, 10‑2 M) porque un mol de ácido iódico produce uno de iones iodato y otro de hidrogeniones. La concentración de HIO3 puede calcularse haciendo uso de la ley de acción de masas. Resulta ser de 5.88·10-4.
22. Si a la disolución anterior le añadimos una concentración adicional de hidrogeniones de modo que el pH se haga igual a 1, ¿cómo cambian las concentraciones de IO3‑ libre y de HIO3 en disolución?
R.: Por el principio de Le Chatelier, como estamos aumentando la concentración de H3O+, desaparecerá IO3– (x moles por litro) y aparecerá HIO3 (x moles por litro también). Por la ley de acción de masas, las nuevas concentraciones serán: [IO3‑] = 6.7·10‑3; [HIO3] = 3.9·10‑3 M.
23. Resulta conveniente considerar que una sustancia se comporta como ácido en disolución acuosa cuando cede un protón a una molécula de agua, y que una sustancia se comporta como base cuando capta un protón de ella. Un hidróxido metálico M(OH)z puede considerarse que en agua experimenta la siguiente reacción: M(OH)z + zH2O ⇄ M(OH2)z+ + zOH‑, representando M(OH2)z+ un catión metálico M+ hidratado (concretamente, rodeado de z molécula sde H2O). Aplicarlo a la disolución de RbOH en agua.
R.: RbOH + H2O ⇄ Rb(OH2)+ + OH‑
24. La forma de escribir la reacción anterior es práctica, pero en realidad las cosas ocurren de forma más compleja (por ejemplo, el ion de rubidio Rb+ en disolución está hidratado rodeándose no de una –como se ha escrito ahí–, sino de 6 moléculas de agua), pero a efectos de cálculo del pH da lo mismo escribir RbOH + H2O ⇄ Rb(OH2)+ + OH‑ que RbOH + 6H2O ⇄ Rb(OH2)6+ + OH‑, pues lo que importa es que una molécula de RbOH produce una de OH‑. Además, también es lo mismo que escribirlo así: RbOH ⇄ Rb+ + OH‑. Demostrarlo teniendo en cuenta que Rb(OH2)+ no es otra cosa que un ion Rb+ monohidratado.
R.: Rb(OH2)+ se puede escribir como Rb+ + H2O; por tanto RbOH + H2O ⇄ Rb(OH2)+ + OH‑ puede simplificarse a RbOH ⇄ Rb+ + OH‑ cancelando la molécula de H2O que entra como reactivo con la que sale como producto.
25. Resulta conveniente en las reacciones anteriores considerar al agua como un ácido o como una base según tome un protón del ácido disuelto en ella o ceda un protón a la base disuelta en ella. Indicar cómo actúa el agua en las reacciones KOH + H2O ⇄ K(OH2)+ + OH‑ y HCOOH + H2O ⇄ HCOO‑ + H3O+.
R.: En la primera, como ácido (cede un protón al KOH); en la segunda, como base (acepta un protón del HCOOH (ácido fórmico)).
26. Generalizando lo anterior, resulta conveniente sistematizar toda reacción de transferencia de protones de esta forma: HA + B ⇄ A‑ + BH+. Es decir, un ácido HA reacciona con una base B para dar como productos otra base (A‑) y otro ácido (BH+). Llamaremos a HA y A– un par ácido/base conjugado (que representaremos HA/A–), y lo mismo a B/BH+ (en este caso, un par base-ácido conjugado). Es decir, un par ácido/base conjugado es un par de sustancias que se diferencian en un protón. Aplicar esto a las reacciónes del ejercicio anterior.
R.: En la primera reacción distinguimos el par base/ácido KOH/K(OH2)+ y el ácido/base H2O/OH‑; en la segunda, hay el par ácido/base HCOOH/HCOO‑ y el base/ácido H2O/H3O+. El par KOH/K(OH2)+ suele escribirse más simplemente KOH/K+, ya que, como hemos dicho, con K(OH2)+ queremos indicar un ion K+ hidratado con una molécula de H2O.
27. Si consideramos la reacción HA + B ⇄ A‑ + BH+ transcurriendo de derecha a izquierda, explicar por qué A‑ es una base y por qué BH+ es un ácido.
R.: A‑ es una base porque toma un protón de BH+ para dar HA; BH+ es un ácido porque cede un protón H+ para dar B.
28. Como hemos indicado, la especie HCl se disocia completamente en agua según la reacción HCl + H2O ⟶ Cl‑ + H3O+, que hemos escrito con flecha simple hacia la izquierda porque puede considerarse al equilibrio completamente desplazado en esa dirección. Precisamemte por esa razón decimos que HCl es un ácido fuerte (cede protones con mucha facilidad). Según eso, su base conjugada Cl‑ ¿es fuerte o débil como base?
R.: Lógicamente, débil, porque si el equilibrio no está desplazado hacia la derecha quiere decir que el Cl‑ no toma con facilidad un protón de H3O+ para dar HCl, y, por tanto, es una base débil (de hecho, es sumamente débil).
29. A la luz de todo lo visto, ¿cómo entenderíamos el equilibrio de disociación del agua H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH‑?
R.: Podríamos considerar el par ácido/base H2O/OH‑ y el base/ácido H2O/H3O+.
30. Teniendo en cuenta que el equilibrio H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH‑ está muy desplazado hacia la izquierda (por lo que podemos escribirlo H2O + H2O 🡐 H3O+ + OH‑ –recordemos que su constante es p10‑14, o, lo que es lo mismo, la constante de H3O+ + OH‑ ⟶ H2O + H2O es 1014–), qué fuerza relativa como ácidos o bases tienen las componentes de los pares H2O/H3O+ y H2O/OH‑?
R.: En H2O/OH‑, H2O es un ácido muy débil y OH‑ es una base muy fuerte; en H2O/H3O+, H2O es una base muy débil y H3O+ es un ácido muy fuerte.
31. En la reacción NaOH + H2O ⟶ Na(OH2)+ + OH‑, que podemos considerar completamente desplazada hacia la derecha, ¿cuáles son los pares ácido/base y la fuerza relativa de cada componente?
R.: En el par NaOH/Na(OH2)+ (que se puede simplicar así: NaOH/Na+), NaOH es una base muy fuerte, y, por tanto, Na(OH2)+ (o, más simplemente, Na+) es un ácido muy débil. En el par H2O/OH‑, H2O es un ácido débil y OH‑ es una base fuerte. Téngase en cuenta que el agua puede actuar como ácido o como base, pero nunca fuertes. Y el OH‑ es una especie que siempre se comporta como base fuerte (ya que en la reacción.
32. La reacción ácido-base HA + B ⇄ A‑ + BH+ la podemos leer así: Ácido “1” + Base “2” ⇄ Base “1” + Ácido “2”, existiendo, pues, dos pares ácido/base (el “1” y el “2”). Si la sustancia “Ácido “1” es fuerte como ácido, Bsse “1” será débil como base; si “Ácido “1” es débil como ácido, Base “1” será fuerte como base; y si “Ácido “1” tiene fuerza media como ácido, Base “1” tendrá fuerza media como base. Aplicar esto al equilibrio C6H5COOH + H2O ⇄ C6H5COO‑ + H3O+ sabiendo que su constante a 25ºC es p6.5·10‑5.
R.: La constante tiene un valor bajo, por lo que el equilibrio está desplazado a la izquierda. Por tanto, C6H5COOH es un ácido débil (aunque no extraordinariamente débil) y C6H5COO‑ es una base fuerte (aunque no muy fuerte). Por la misma razón, H3O+ es un ácido fuerte, y H2O, una base débil.
