Capítulo 14

Un ejemplo para el NH₃ como ácido conjugado: ${\text{NH}}_2{}^{\text{–}}+{\text{H}}^{\text{+}}⟶{\text{NH}}_3;$ como base conjugada: ${\text{NH}}_4{}^{\text{+}}(aq)+{\text{OH}}^{\text{–}}(aq)⟶{\text{NH}}_3(aq)+{\text{H}}_2\text{O}(l)$

(a) ${\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}(aq)⟶{\text{H}}^{\text{+}}(aq)+{\text{H}}_2\text{O}(l);$ (b) $\text{HCl}(\mathrm{aq})⟶{\text{H}}^{\text{+}}(aq)+{\text{Cl}}^{\text{–}}(aq);$ (c) ${\text{NH}}_3(aq)⟶{\text{H}}^{\text{+}}(aq)+{\text{NH}}_2{}^{\text{–}}(aq);$ (d) ${\text{CH}}_3{\text{CO}}_2\text{H}(aq)⟶{\text{H}}^{\text{+}}(aq)+{\text{CH}}_3{\text{CO}}_2{}^{\text{–}}(aq);$ (e) ${\text{NH}}_4{}^{\text{+}}(aq)⟶{\text{H}}^{\text{+}}(aq)+{\text{NH}}_3(aq);$ (f) ${\text{HSO}}_4{}^{\text{–}}(aq)⟶{\text{H}}^{\mathrm{+}}(aq)+{\text{SO}}_4{}^{\text{2−}}(aq)$

(a) ${\text{H}}_2\text{O}(l)+{\text{H}}^{\text{+}}(aq)⟶{\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}(aq);$ (b) ${\text{OH}}^{\text{–}}(aq)+{\text{H}}^{\text{+}}(aq)⟶{\text{H}}_2\text{O}(l);$ (c) ${\text{NH}}_3(aq)+{\text{H}}^{\text{+}}(aq)⟶{\text{NH}}_4{}^{\text{+}}(aq);$ (d) ${\text{CN}}^{\text{–}}(aq)+{\text{H}}^{\text{+}}(aq)⟶\text{HCN}(aq);$ (e) ${\text{S}}^{\mathrm{2-}}(aq)+{\text{H}}^{\text{+}}(aq)⟶{\text{HS}}^{\text{–}}(aq);$ (f) ${\text{H}}_2{\text{PO}}_4{}^{\text{–}}(aq)+{\text{H}}^{\text{+}}(aq)⟶{\text{H}}_3{\text{PO}}_4(aq)$

(a) H₂O, O²⁻; (b) H₃O⁺, OH⁻; (c) H₂CO₃, ${\text{CO}}_3{}^{\text{2−}};$ (d) ${\text{NH}}_4{}^{\text{+}},$ ${\text{NH}}_2{}^{\text{–}};$ (e) H₂SO₄, ${\text{SO}}_4{}^{\text{2−}};$ (f) ${\text{H}}_3{\text{O}}_2{}^{\text{+}},$ ${\text{HO}}_2{}^{\text{–}};$ (g) H₂S; S²⁻; (h) ${\text{H}}_6{\text{N}}_2{}^{\mathrm{2+}},$ H₄N₂

Las etiquetas son ácido de Brønsted-Lowry = AB; su base conjugada = BC; base de Brønsted-Lowry = BB; su ácido conjugado = AC. (a) HNO₃(AB), H₂O(BB), H₃O⁺(AC), ${\text{NO}}_3{}^{\text{–}}(\text{BC});$ (b) CN⁻(BB), H₂O(AB), HCN(AC), OH⁻(BC); (c) H₂SO₄(AB), Cl⁻(BB), HCl(AC), ${\text{HSO}}_4{}^{\text{–}}(\text{BC});$ (d) ${\text{HSO}}_4{}^{\text{–}}(\text{AB}),$ OH⁻(BB), ${\text{SO}}_4{}^{\text{2−}}$(BC), H₂O(AC); (e) O²⁻(BB), H₂O(AB) OH⁻(BC Y AC); (f) [Cu(H₂O)₃(OH)]⁺(BB), [Al(H₂O)₆]³⁺(AB), [Cu(H₂O)₄]²⁺(AC), [Al(H₂O)₅(OH)]²⁺(BC); (g) H₂S(AB), ${\text{NH}}_2{}^{\text{–}}(\text{BB}),$ HS⁻(BC), NH₃(AC)

Las especies anfipróticas pueden ganar o perder un protón en una reacción química, actuando así como una base o un ácido. Un ejemplo es el H₂O. Como un ácido: ${\text{H}}_2\text{O}(aq)+{\text{NH}}_3(aq)\rightleftharpoons {\text{NH}}_4{}^{\text{+}}(aq)+{\text{OH}}^{\text{–}}(aq).$ Como base: ${\text{H}}_2\text{O}(aq)+\text{HCl}(aq)\rightleftharpoons {\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}(aq)+{\text{Cl}}^{\text{–}}(aq)$

anfiprótica: (a) ${\text{NH}}_3+{\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}⟶{\text{NH}}_4\text{OH}+{\text{H}}_2\text{O},$ ${\text{NH}}_3+{\text{OCH}}_3{}^{\text{–}}⟶{\text{NH}}_2{}^{\text{–}}+{\text{CH}}_3\text{OH};$ (b) ${\text{HPO}}_4{}^{\text{2−}}+{\text{OH}}^{\text{–}}⟶{\text{PO}}_4{}^{\text{3−}}+{\text{H}}_2\text{O},$ ${\text{HPO}}_4{}^{\text{2−}}+{\text{HClO}}_4⟶{\text{H}}_2{\text{PO}}_4{}^{\text{–}}+{\text{ClO}}_4{}^{\text{–}};$ no es anfiprótica: (c) Br⁻; (d) ${\text{NH}}_4{}^{\text{+}};$ (e) ${\text{AsO}}_4{}^{\text{3−}}$

En una solución neutra [H₃O⁺] = [OH⁻]. A 40 °C, [H₃O⁺] = [OH⁻] = (2,910 × 10⁻¹⁴)^1/2 = 1,7 $\times$ 10⁻⁷.

x = 3,051 $\times$ 10⁻⁷ M = [H₃O⁺] = [OH⁻]; pH = −log3,051 $\times$ 10⁻⁷ = −(−6,5156) = 6,5156; pOH = pH = 6,5156

(a) pH = 3,587; pOH = 10,413; (b) pOH = 0,68; pOH = 13,32; (c) pOH = 3,85; pH = 10,15; (d) pOH = -0,40; pH = 14,4

[H₃O⁺] = 3,0 $\times$ 10⁻⁷ M; [OH⁻] = 3,3 $\times$ 10⁻⁸ M

[H₃O⁺] = 1 $\times$ 10⁻² M; [OH⁻] = 1 $\times$ 10⁻¹² M

[OH⁻] = 3,1 $\times$ 10⁻¹² M

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.

[H₂O] > [CH₃CO₂H] > $[{\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}]$ ≈ $[{\text{CH}}_3{\text{CO}}_2{}^{\text{–}}]$ > [OH⁻]

El estado de oxidación del azufre en el H₂SO₄ es mayor que el estado de oxidación del azufre en el H₂SO₃.

$\begin{array}{cccccc}\text{Mg}{(\text{OH})}_2(s)+& \text{2HCl}(aq)& ⟶& {\text{Mg}}^{\mathrm{2+}}(aq)+& 2{\text{Cl}}^{\text{–}}(aq)+& {\text{2H}}_2\text{O}(l)\\ \text{BB}& \text{AB}& & & \text{BC}& \text{AC}& \end{array}$

$K_{\text{a}}=\mathrm{2,3}\times {10}^{-11}$

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 (CH₃)₂NH y ${\text{CH}}_3{\text{NH}}_3{}^{\text{+}}.$

trietilamina

(a) ${\text{HSO}}_4{}^{\text{–}};$ mayor electronegatividad del ion central. (b) H₂O; NH₃ es una base y el agua es neutra, o decida según los valores de K_a. (c) HI; el PH₃ es más débil que el HCl; el HCl es más débil que el HI. Por lo tanto, el PH₃ es más débil que el HI. (d) PH₃; 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.

(a) NaHSeO₃ < NaHSO₃ < NaHSO₄; 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) ${\text{ClO}}_2{}^{\text{–}}<{\text{BrO}}_2{}^{\text{–}}<{\text{IO}}_2{}^{\text{–}};$ 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 < HOClO₂ < HOClO₃; 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) ${\text{HTe}}^{\text{–}}<{\text{HS}}^{\text{–}}<<{\text{PH}}_2{}^{\text{–}}<{\text{NH}}_2{}^{\text{–}};$ ${\text{PH}}_2{}^{\text{–}}$ y ${\text{NH}}_2{}^{\text{–}}$ son aniones de bases débiles, por lo que actúan como bases fuertes hacia el H⁺. ${\text{HTe}}^{\text{–}}$ 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) ${\text{BrO}}_4{}^{\text{–}}<{\text{BrO}}_3{}^{\text{–}}<{\text{BrO}}_2{}^{\text{–}}<{\text{BrO}}^{\text{–}};$ 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.

$[{\text{H}}_2\text{O}]>[{\text{C}}_6{\text{H}}_4\text{OH}({\text{CO}}_2\text{H})]>{\text{[H}}^{\text{+}}\text{]}\text{0}>{\text{[C}}_6{\text{H}}_4\text{OH}{({\text{CO}}_2)}^{\text{–}}]\gg [{\text{C}}_6{\text{H}}_4\text{O}{({\text{CO}}_2\text{H})}^{\text{–}}]>[{\text{OH}}^{\text{–}}]$

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 H₃O⁺.

(b) adición de HCl

(a) La adición de HCl añadirá iones de H₃O⁺, que luego reaccionarán con los iones de OH⁻, disminuyendo su concentración. El equilibrio se desplazará hacia la derecha, aumentando la concentración de HNO₂, y disminuyendo la concentración de iones de ${\text{NO}}_2{}^{\text{–}}$. (b) La adición de HNO₂ aumenta la concentración de HNO₂ y desplaza el equilibrio hacia la izquierda, aumentando la concentración de iones de ${\text{NO}}_2{}^{\text{–}}$ 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 ${\text{NO}}_2{}^{\text{–}}$ y disminuyendo las concentraciones de HNO₂. (d) La adición de NaCl no tiene ningún efecto sobre las concentraciones de los iones. (e) La adición de KNO₂ añade iones de ${\text{NO}}_2{}^{\text{–}}$ y desplaza el equilibrio hacia la derecha, aumentando las concentraciones de iones de HNO₂ y OH⁻.

Se trata de un caso en el que la solución contiene una mezcla de ácidos de diferente fuerza de ionización. En solución, el HCO₂H existe principalmente como moléculas de HCO₂H porque la ionización del ácido débil es suprimida por el ácido fuerte. Por lo tanto, el HCO₂H 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 [H₃O⁺] producido por el ácido más fuerte.

(a) $K_{\text{b}}=\mathrm{1,8}\times {10}^{-5};$ (b) $K_{\text{a}}=\mathrm{4,5}\times {10}^{-4};$ (c) $K_{\text{b}}=\mathrm{6,4}\times {10}^{-5};$ (d) $K_{\text{a}}=\mathrm{5,6}\times {10}^{-10}$

$K_{\text{a}}=\mathrm{1,2}\times {10}^{-2}$

(a) $K_{\text{b}}=\mathrm{4,3}\times {10}^{-12}$ (b) $K_{\text{a}}=\mathrm{1,6}\times {10}^{10}$ (c) $K_{\text{b}}=\mathrm{5,9}\times {10}^8$ (d) $K_{\text{b}}=\mathrm{4,2}\times {10}^{-3}$ (e) $K_{\text{b}}=\mathrm{2,3}\times {10}^5$ (f) $K_{\text{b}}=\mathrm{6,3}\times {10}^{-13}$

(a) $\frac{[{\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}][{\text{ClO}}^{\text{–}}]}{[\text{HClO}]}=\frac{(x)(x)}{(\mathrm{0,0092}–x)}\approx \frac{(x)(x)}{\mathrm{0,0092}}=\mathrm{2,9}\times {10}^{-8}$
Resolviendo para x se obtiene 1,63 $\times$ 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:
[H₃O⁺] = [ClO^-] = 1,6 $\times$ 10⁻⁵ M
[HClO^–] = 0,0092 M
[OH⁻] = 6,1 $\times$ 10⁻¹⁰ M;
(b) $\frac{[{\text{C}}_6{\text{H}}_5{\text{NH}}_3{}^{\text{+}}][{\text{OH}}^{\text{–}}]}{[{\text{C}}_6{\text{H}}_5{\text{NH}}_2]}=\frac{(x)(x)}{(\mathrm{0,0784}–x)}\approx \frac{(x)(x)}{\mathrm{0,0784}}=\mathrm{4,3}\times {10}^{-10}$
Resolviendo para x se obtiene 5,81 $\times$ 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:
$[{\text{C}}_6\text{H}5{\text{NH}}_3{}^{\text{+}}]$ = [OH⁻] = 5,8 $\times$ 10⁻⁶ M
[C₆H₅NH₂] = 0,0784 M
[H₃O⁺] = 1,7$\times$ 10⁻⁹ M;
(c) $\frac{[{\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}][{\text{CN}}^{\text{–}}]}{[\text{HCN}]}=\frac{(x)(x)}{(\mathrm{0,0810}–x)}\approx \frac{(x)(x)}{\mathrm{0,0810}}=\mathrm{4,9}\times {10}^{-10}$
Resolviendo para x se obtiene 6,30 $\times$ 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:
[H₃O⁺] = [CN⁻] = 6,3 $\times$ 10⁻⁶ M
[HCN] = 0,0810 M
[OH⁻] = 1,6 $\times$ 10⁻⁹ M;
(d) $\frac{[{({\text{CH}}_3)}_3{\text{NH}}^{\text{+}}][{\text{OH}}^{\text{–}}]}{[{({\text{CH}}_3)}_3\text{N}]}=\frac{(x)(x)}{(\mathrm{0,11}–x)}\approx \frac{(x)(x)}{\mathrm{0,11}}=\mathrm{6,3}\times {10}^{-5}$
Resolviendo para x se obtiene 2,63 $\times$ 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:
[(CH₃)₃NH⁺] = [OH⁻] = 2,6 $\times$ 10⁻³ M
[(CH₃)₃N] = 0,11 M
[H₃O⁺] = 3,8 $\times$ 10⁻¹² M;
(e) $\frac{[\text{Fe}{({\text{H}}_2\text{O})}_5({\text{OH})}^{\text{+}}][{\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}]}{[\text{Fe}{({\text{H}}_2\text{O})}_6{}^{\mathrm{2+}}]}=\frac{(x)(x)}{(\mathrm{0,120}–x)}\approx \frac{(x)(x)}{\mathrm{0,120}}=\mathrm{1,6}\times {10}^{-7}$
Resolviendo para x se obtiene 1,39 $\times$ 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(H₂O)₅(OH)⁺] = [H₃O⁺] = 1,4 $\times$ 10⁻⁴ M
$[\text{Fe}{({\text{H}}_2\text{O})}_6{}^{\mathrm{2+}}]$ = 0,120 M
[OH⁻] = 7,2 $\times$ 10⁻¹¹ M

pH = 2,41

[C₁₀H₁₄N₂] = 0,049 M; [C₁₀H₁₄N₂H⁺] = 1,9 $\times$ 10⁻⁴ M; $[{\text{C}}_{10}{\text{H}}_{14}{\text{N}}_2{\text{H}}_2{}^{\mathrm{2+}}]$ = 1,4 $\times$ 10⁻¹¹ M; [OH⁻] = 1,9 $\times$ 10⁻⁴ M; [H₃O⁺] = 5,3 $\times$ 10⁻¹¹ M

$K_{\text{a}}=\mathrm{1,2}\times {10}^{-2}$

$K_{\text{b}}=\mathrm{1,77}\times {10}^{-5}$

(a) ácida; (b) básica; (c) ácida; (d) neutra

[H₃O⁺] y $[{\text{HCO}}_3{}^{\text{–}}]$ son prácticamente iguales

[C₆H₄(CO₂H)₂] 7,2 $\times$ 10⁻³ M, [C₆H₄(CO₂H)(CO₂)⁻] = [H₃O⁺] 2,8 $\times$ 10⁻³ M, $[{\text{C}}_6{\text{H}}_4{({\text{CO}}_2)}_2{}^{\mathrm{2-}}]$3,9 $\times$ 10⁻⁶ M, [OH⁻] 3,6 $\times$ 10⁻¹² M

(a) $K_{\text{a2}}=\mathrm{1,5}\times {10}^{-11};$
(b) $K_{\text{b}}=\mathrm{4,3}\times {10}^{-12};$
(c) $\frac{[{\text{Te}}^{\mathrm{2-}}][{\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}]}{[{\text{HTe}}^{\text{–}}]}=\frac{(x)(\mathrm{0,0141}+x)}{(\mathrm{0,0141}–x)}\approx \frac{(x)(\mathrm{0,0141})}{\mathrm{0,0141}}=\mathrm{1,5}\text{×}{10}^{-11}$
Resolviendo para x se obtiene 1,5 $\times$ 10⁻¹¹ M. Por lo tanto, en comparación con 0,014 M, este valor es insignificante (1,1 $\times$ 10⁻⁷%).

El exceso de H₃O⁺ es eliminado principalmente por la reacción: ${\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}(aq)+{\text{H}}_2{\text{PO}}_4{}^{\text{–}}(aq)⟶{\text{H}}_3{\text{PO}}_4(aq)+{\text{H}}_2\text{O}(l)$
El exceso de base es eliminado por la reacción ${\text{OH}}^{\text{–}}(aq)+{\text{H}}_3{\text{PO}}_4(aq)⟶{\text{H}}_2{\text{PO}}_4{}^{\text{–}}(aq)+{\text{H}}_2\text{O}(l)$

[H₃O⁺] = 1,5 $\times$ 10⁻⁴ M

[OH⁻] = 4,2 $\times$ 10⁻⁴ M

(a) El HCl añadido aumentará ligeramente la concentración de H₃O⁺, que reaccionará con ${\text{CH}}_3{\text{CO}}_2{}^{\text{–}}$ y producirá CH₃CO₂H en el proceso. Así, $[{\text{CH}}_3{\text{CO}}_2{}^{\text{–}}]$ disminuye y [CH₃CO₂H] aumenta. (b) El KCH₃CO₂ añadido aumentará la concentración de $[{\text{CH}}_3{\text{CO}}_2{}^{\text{–}}]$ que reaccionará con H₃O⁺ y producirá CH₃CO₂ H en el proceso. Así, [H₃O⁺] disminuye ligeramente y [CH₃CO₂H] 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 H₃O⁺, reduciendo así el [H₃O⁺]. Algunos CH₃CO₂H adicionales se disociarán, produciendo iones de $[{\text{CH}}_3{\text{CO}}_2{}^{\text{–}}]$ en el proceso. Así, [CH₃CO₂H] disminuye ligeramente y $[{\text{CH}}_3{\text{CO}}_2{}^{\text{–}}]$ aumenta. (e) El CH₃CO₂H añadido aumentará su concentración, haciendo que se disocie más y produzca más $[{\text{CH}}_3{\text{CO}}_2{}^{\text{–}}]$ y H₃O⁺ en el proceso. Así, [H₃O⁺] aumenta ligeramente y $[{\text{CH}}_3{\text{CO}}_2{}^{\text{–}}]$ aumenta.

pH = 8,95

37 g (0,27 mol)

(a) pH = 5,222; (b) La solución es acídica. (c) pH = 5,220

En el punto de equivalencia en la titulación de una base débil con un ácido fuerte, la solución resultante es ligeramente ácida debido a la presencia del ácido conjugado. Por lo tanto, elija un indicador que cambie de color en el rango ácido y asocie el pH en el punto de equivalencia. El metil-naranja es un buen ejemplo.

(a) pH = 2,50; (b) pH = 4,01; (c) pH = 5,60; (d) pH = 8,35; (e) pH = 11,08