Modelos ácido-base y pares conjugados

La comprensión del comportamiento de los ácidos y las bases evolucionó de forma decisiva a finales del siglo XIX y principios del XX. Considerá las sustancias $\mathrm{HCl}$ y $\mathrm{NH}_3$ a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$.

1. a) Justificá por qué el cloruro de hidrógeno se comporta como ácido según la teoría de Arrhenius y según la teoría de Brønsted-Lowry, escribiendo la ecuación química que corresponda en solución acuosa.
2. b) Explicá razonadamente por qué una interpretación histórica estricta basada solo en disociar hidróxidos no describe directamente al amoníaco. Escribí su reacción con agua y explicá cómo la transferencia protónica origina iones hidróxido, compatible con la definición acuosa ampliada de base.

El concepto de neutralización presenta interpretaciones complementarias según el marco teórico utilizado.

1. a) Describí la reacción de neutralización en solución acuosa entre soluciones de hidróxido de sodio, $\mathrm{NaOH}$, y ácido nítrico, $\mathrm{HNO}_3$, formulando la ecuación iónica neta y justificando el proceso según la definición de Arrhenius.
2. b) Considerá ahora la reacción entre los gases amoníaco, $\mathrm{NH}_3(\mathrm{g})$, y cloruro de hidrógeno, $\mathrm{HCl}(\mathrm{g})$, para formar el sólido blanco cloruro de amonio, $\mathrm{NH}_4\mathrm{Cl}(\mathrm{s})$, en ausencia completa de solvente. Razoná si este proceso es una neutralización según Arrhenius y según Brønsted-Lowry, indicando el ácido, la base y el protón transferido.

En el marco de la teoría de Brønsted-Lowry, dos especies químicas forman un par ácido-base conjugado si están relacionadas mediante la transferencia de exactamente un protón ($\mathrm{H}^+$), lo que conlleva una variación de una unidad en su carga eléctrica neta.

1. a) Escribí la fórmula molecular o iónica de la base conjugada de cada una de las siguientes especies químicas ácidas: ion hidrogenosulfato, $\mathrm{HSO}_4^-$, e ion hidronio, $\mathrm{H}_3\mathrm{O}^+$.
2. b) Escribí la fórmula molecular o iónica del ácido conjugado correspondiente a cada una de las siguientes bases: ion hidrogenofosfato, $\mathrm{HPO}_4^{2-}$, y metilamina, $\mathrm{CH}_3\mathrm{NH}_2$.

A $25\,^{\circ}\mathrm{C}$, el ácido cianhídrico, $\mathrm{HCN}$, tiene una constante de acidez $K_a = 4{,}9\cdot 10^{-10}$, mientras que el ácido fluorhídrico, $\mathrm{HF}$, tiene $K_a = 6{,}8\cdot 10^{-4}$. Se hace reaccionar fluoruro de sodio, $\mathrm{NaF}$, con ácido cianhídrico en solución acuosa homogénea.

1. a) Planteá la ecuación de transferencia protónica según Brønsted-Lowry entre el ion fluoruro, $\mathrm{F}^-$, y el $\mathrm{HCN}$, identificá los dos pares ácido-base conjugados y deducí si la constante de esta reacción será mayor o menor que la unidad.
2. b) Calculá el valor numérico exacto de la constante de equilibrio de dicha reacción a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$ y relacioná el resultado con la preferencia termodinámica estándar, diferenciándola del sentido de evolución de una mezcla concreta, que requiere conocer su cociente de reacción. Usá el modelo ideal y despreciá la autoprotólisis del agua cuando sea válida esa aproximación.

Se denominan sustancias anfipróticas aquellas que pueden ceder o aceptar protones según la especie química frente a la que reaccionen. El ion hidrogenocarbonato, $\mathrm{HCO}_3^-$, es una especie anfiprótica de gran relevancia en disolución acuosa a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$.

1. a) Escribí la reacción ajustada en la que el ion hidrogenocarbonato actúa como ácido de Brønsted-Lowry frente al anión hidróxido, $\mathrm{OH}^-$, identificando los dos pares ácido-base conjugados.
2. b) Escribí la reacción ajustada en la que el ion hidrogenocarbonato actúa como base de Brønsted-Lowry frente al ion oxonio, $\mathrm{H}_3\mathrm{O}^+$, identificando igualmente los dos pares conjugados.

El agua pura a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$ experimenta autoionización según el equilibrio $2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}(\mathrm{l}) \rightleftharpoons \mathrm{H}_3\mathrm{O}^+(\mathrm{aq}) + \mathrm{OH}^-(\mathrm{aq})$, con $K_w = 1{,}0\cdot 10^{-14}$ y entalpía estándar de disociación $\Delta H^0 > 0$.

1. a) Explicá el comportamiento anfiprótico del agua indicando qué función desempeña cada una de las dos moléculas de agua en la reacción de autoprotólisis y precisá los dos pares ácido-base conjugados generados.
2. b) Sabiendo que a $60\,^{\circ}\mathrm{C}$ el producto iónico del agua se incrementa hasta $K_w = 9{,}6\cdot 10^{-14}$, justificá mediante el principio de Le Chatelier por qué aumenta dicho valor, calculá el pH del agua neutra a $60\,^{\circ}\mathrm{C}$ y razoná detalladamente si el agua a dicha temperatura sigue siendo rigurosamente neutra a pesar de que su pH resulte menor que $7{,}00$. Usá el modelo ideal para relacionar las concentraciones con el pH.

Se preparan dos disoluciones acuosas independientes de dos ácidos monopróticos, $\mathrm{HA}$ y $\mathrm{HB}$, a la misma concentración analítica inicial $c_0 = 0{,}10\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ y a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$. En el esquema adjunto se representa una muestra microscópica de volumen idéntico para ambos recipientes, donde se introdujeron inicialmente un total equivalente a $6$ moléculas de ácido en cada disolución. Observá la distribución de partículas en el equilibrio que se ilustra a continuación:

1. a) A partir del recuento de especies presentes en el equilibrio (moléculas sin disociar e iones generados), determiná el porcentaje o grado de disociación de cada ácido.
2. b) Deducí razonadamente cuál de los dos ácidos es más fuerte, justificando si dos disoluciones que poseen exactamente la misma concentración molar de soluto inicial generan forzosamente la misma acidez. Usá el modelo ideal y despreciá la autoprotólisis del agua cuando sea válida esa aproximación.

A menudo se confunden los términos «fuerte» y «concentrado» al describir una disolución ácida. Considerá $25\,^{\circ}\mathrm{C}$ las dos disoluciones siguientes: disolución 1 de ácido clorhídrico, $\mathrm{HCl}$, con concentración $c_1 = 1{,}0\cdot 10^{-4}\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ (ácido fuerte completamente ionizado), y disolución 2 de ácido acético, $\mathrm{CH}_3\mathrm{COOH}$, con concentración $c_2 = 2{,}0\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ ($K_a = 1{,}8\cdot 10^{-5}$).

1. a) Calculá la concentración de iones $\mathrm{H}_3\mathrm{O}^+$ en ambas disoluciones, despreciando la autoprotólisis del agua.
2. b) Clasificá cada disolución según su fuerza ácida intrínseca y según su concentración, y explicá por qué la disolución de ácido débil puede presentar una concentración de iones $\mathrm{H}_3\mathrm{O}^+$ mayor que la del ácido fuerte. Usá el modelo ideal y despreciá la autoprotólisis del agua cuando sea válida esa aproximación.

En el laboratorio se dispone de dos frascos rotulados $\mathrm{X}$ e $\mathrm{Y}$. Se sabe que uno contiene ácido fórmico, $\mathrm{HCOOH}$ ($K_a = 1{,}8\cdot 10^{-4}$ a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$), y el otro contiene ácido hipocloroso, $\mathrm{HClO}$ ($K_a = 3{,}0\cdot 10^{-8}$ a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$). Dos estudiantes preparan una disolución $0{,}050\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ del frasco $\mathrm{X}$ y otra $0{,}050\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ del frasco $\mathrm{Y}$. Se mide la conductividad eléctrica y el pH a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$, hallándose que la disolución $\mathrm{X}$ tiene un $\mathrm{pH} = 2{,}53$, mientras que la disolución $\mathrm{Y}$ tiene un $\mathrm{pH} = 4{,}41$.

1. a) Identificá razonadamente a qué ácido corresponde cada frasco mediante el cálculo de la constante de acidez experimental de cada uno de ellos.
2. b) Tomando las bases conjugadas de ambos ácidos en disolución acuosa a igual concentración molar, justificá cuál de los dos aniones experimentará una hidrólisis básica más acusada y calculá su correspondiente constante de basicidad $K_b$ a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$ sabiendo que $K_w = 1{,}0\cdot 10^{-14}$. Usá el modelo ideal y despreciá la autoprotólisis del agua cuando sea válida esa aproximación.