T6: Equilibrios acido-base · Teoría de Brönsted-Lowry y pH — QUIMICA PEvAU Andaluc%2525C3%2525ADa 2018

Teoría de Brönsted-Lowry y pH

Teoría

2018 · Ordinaria · Titular

a) Según la teoría de Brönsted-Lowry justifique mediante las correspondientes reacciones químicas el carácter ácido, básico o neutro de disoluciones acuosas de

\ce{HCl}

y de

\ce{NH3}

.b) Según la teoría de Brönsted-Lowry escriba la reacción que se produciría al disolver etanoato de sodio (

\ce{CH3COONa}

) en agua, así como el carácter ácido, básico o neutro de dicha disolución.c) Se tienen tres disoluciones acuosas de las que se conocen: de la primera la

\ce{[OH^-]} = 10^{-4} \text{ M}

, de la segunda la

\ce{[H3O^+]} = 10^{-4} \text{ M}

y de la tercera la

\ce{[OH^-]} = 10^{-7} \text{ M}

. Ordénelas justificadamente en función de su acidez.

Brönsted-LowryHidrólisis salina

a) El

\ce{HCl}

es un ácido fuerte que se disocia completamente en agua. Según la teoría de Brönsted-Lowry, un ácido es una sustancia capaz de ceder protones (

\ce{H+}

) y una base es una sustancia capaz de aceptarlos. El

\ce{HCl}

cede un protón al agua, que actúa como base.

\ce{HCl (aq) + H2O (l) -> H3O+ (aq) + Cl- (aq)}

La formación de iones hidronio ( $\ce{H3O+}$ ) en la disolución indica un carácter ácido.El $\ce{NH3}$ (amoniaco) es una base débil. En disolución acuosa, el amoniaco acepta un protón del agua, que actúa como ácido.

\ce{NH3 (aq) + H2O (l) <=> NH4+ (aq) + OH- (aq)}

La formación de iones hidróxido ( $\ce{OH-}$ ) en la disolución indica un carácter básico.

b) El etanoato de sodio (

\ce{CH3COONa}

) es una sal que se disocia completamente en agua en sus iones constituyentes.

\ce{CH3COONa (s) -> CH3COO- (aq) + Na+ (aq)}

El ion $\ce{Na+}$ proviene de una base fuerte ( $\ce{NaOH}$ ), por lo que es un ácido conjugado muy débil y no reacciona con el agua. El ion etanoato ( $\ce{CH3COO-}$ ) es la base conjugada del ácido acético ( $\ce{CH3COOH}$ ), un ácido débil. Por lo tanto, el ion etanoato reacciona con el agua aceptando un protón (hidrólisis).

\ce{CH3COO- (aq) + H2O (l) <=> CH3COOH (aq) + OH- (aq)}

La formación de iones hidróxido ( $\ce{OH-}$ ), como se observa en la reacción de hidrólisis, hace que la disolución acuosa de etanoato de sodio sea básica.

c) Para ordenar las disoluciones en función de su acidez, se determinará el pH de cada una. Cuanto menor sea el pH, mayor será la acidez.

Para la primera disolución, se tiene $\ce{[OH^-]} = 10^{-4} \text{ M}$ .Se calcula la concentración de iones hidronio ( $\ce{H3O+}$ ) utilizando la constante de producto iónico del agua ( $K_w = \ce{[H3O+]}\ce{[OH-]} = 10^{-14}$ a 25 $^\circ\text{C}$ ):

\ce{[H3O+]} = \frac{K_w}{\ce{[OH^-]}} = \frac{10^{-14}}{10^{-4}} = 10^{-10} \text{ M}

El pH de esta disolución es $pH = -\log(\ce{[H3O+]}) = -\log(10^{-10}) = 10$ .Para la segunda disolución, se tiene $\ce{[H3O+]} = 10^{-4} \text{ M}$ .El pH de esta disolución es $pH = -\log(\ce{[H3O+]}) = -\log(10^{-4}) = 4$ .Para la tercera disolución, se tiene $\ce{[OH^-]} = 10^{-7} \text{ M}$ .Se calcula la concentración de iones hidronio ( $\ce{H3O+}$ ) de la misma manera:

\ce{[H3O+]} = \frac{K_w}{\ce{[OH^-]}} = \frac{10^{-14}}{10^{-7}} = 10^{-7} \text{ M}

El pH de esta disolución es $pH = -\log(\ce{[H3O+]}) = -\log(10^{-7}) = 7$ .Los valores de pH obtenidos son:Disolución 1: $pH = 10$ Disolución 2: $pH = 4$ Disolución 3: $pH = 7$ Ordenando las disoluciones de mayor a menor acidez (de menor a mayor pH):Disolución 2 ( $pH = 4$ ) > Disolución 3 ( $pH = 7$ ) > Disolución 1 ( $pH = 10$ )