Ejercicios: Modelos 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. Considera las sustancias $\mathrm{HCl}$ y $\mathrm{NH}_3$ a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$.

1. a) Justifica 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 disolución acuosa.
2. b) Explica razonadamente por qué una interpretación histórica estricta basada solo en disociar hidróxidos no describe directamente al amoníaco. Escribe su reacción con agua y explica cómo la transferencia protónica origina iones hidróxido, compatible con la definición acuosa ampliada de base.

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) Escribe 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) Escribe la fórmula molecular o iónica del ácido conjugado correspondiente a cada una de las siguientes bases: ion hidrogenofosfato, $\mathrm{HPO}_4^{2-}$, y metilamina, $\mathrm{CH}_3\mathrm{NH}_2$.

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) Escribe 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) Escribe 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.

Se preparan dos disoluciones acuosas independientes de dos ácidos monopróticos, $\mathrm{HA}$ y $\mathrm{HB}$, a la misma concentración analítica inicial $c_0 = 0.10\,\mathrm{mol\times L^{-1}}$ 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. Observa 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), determina el porcentaje o grado de disociación de cada ácido.
2. b) Deduce 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. Usa el modelo ideal y desprecia la autoprotólisis del agua cuando sea válida esa aproximación.

A menudo se confunden los términos «fuerte» y «concentrado» al describir una disolución ácida. Considera a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$ las dos disoluciones siguientes: disolución 1 de ácido clorhídrico, $\mathrm{HCl}$, con concentración $c_1 = 1.0\times 10^{-4}\,\mathrm{mol\times L^{-1}}$ (ácido fuerte completamente ionizado), y disolución 2 de ácido acético, $\mathrm{CH}_3\mathrm{COOH}$, con concentración $c_2 = 2.0\,\mathrm{mol\times L^{-1}}$ ($K_a = 1.8\times 10^{-5}$).

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

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

1. a) Describe 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) Considera 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 disolvente. Razona si este proceso es una neutralización según Arrhenius y según Brønsted-Lowry, indicando el ácido, la base y el protón transferido.

A $25\,^{\circ}\mathrm{C}$, el ácido cianhídrico, $\mathrm{HCN}$, tiene una constante de acidez $K_a = 4.9\times 10^{-10}$, mientras que el ácido fluorhídrico, $\mathrm{HF}$, tiene $K_a = 6.8\times 10^{-4}$. Se hace reaccionar fluoruro de sodio, $\mathrm{NaF}$, con ácido cianhídrico en disolución acuosa homogénea.

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

En el laboratorio se dispone de dos frascos rotulados $\mathrm{X}$ y $\mathrm{Y}$. Se sabe que uno contiene ácido fórmico, $\mathrm{HCOOH}$ ($K_a = 1.8\times 10^{-4}$ a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$), y el otro contiene ácido hipocloroso, $\mathrm{HClO}$ ($K_a = 3.0\times 10^{-8}$ a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$). Dos estudiantes preparan una disolución $0.050\,\mathrm{mol\times L^{-1}}$ del frasco $\mathrm{X}$ y otra $0.050\,\mathrm{mol\times L^{-1}}$ del frasco $\mathrm{Y}$. Se mide la conductividad eléctrica y el pH a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$, y se encuentra 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) Identifica 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, justifica cuál de los dos aniones experimentará una hidrólisis básica más acusada y calcula su correspondiente constante de basicidad $K_b$ a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$ sabiendo que $K_w = 1.0\times 10^{-14}$. Usa el modelo ideal y desprecia la autoprotólisis del agua cuando sea válida esa aproximación.

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 $K_w = 1.0\times 10^{-14}$ y entalpía estándar de disociación $\Delta H^0 > 0$.

1. a) Explica el comportamiento anfiprótico del agua indicando qué función desempeña cada una de las dos moléculas de agua en la reacción de autoprotólisis y precisa los dos pares ácido-base conjugados generados.
2. b) Sabiendo que a $60\,^{\circ}\mathrm{C}$ el producto iónico del agua se incrementa hasta $K_w = 9.6\times 10^{-14}$, justifica mediante el principio de Le Chatelier por qué aumenta dicho valor, calcula el pH del agua neutra a $60\,^{\circ}\mathrm{C}$ y razona detalladamente si el agua a dicha temperatura sigue siendo rigurosamente neutra a pesar de que su pH resulte menor que $7.00$. Usa el modelo ideal para relacionar las concentraciones con el pH.