QuímicaFácilCuestión · 1,5 pts

Teorías ácido-base e hidrólisis

Andalucía · 2021 · Reserva 2
Enunciado
Bloque B · B5. Justifique, haciendo uso de las reacciones químicas correspondientes:

a) Si el amoniaco (NH3\text{NH}_3) es una base según la teoría de Brønsted-Lowry.

b) Si una disolución acuosa de acetato de sodio (CH3COONa\text{CH}_3\text{COONa}) tiene un pH mayor de 77.

c) Cuál es la base conjugada del anión HCO3−\text{HCO}_3^-.
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Resultado
  a) SIˊ: NH3+H2O⇌NH4++OH−  (acepta H+)  \boxed{\;\textbf{a) SÍ: } \text{NH}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_4^+ + \text{OH}^- \;(\text{acepta } \text{H}^+)\;}  b) SIˊ: CH3COO−+H2O⇌CH3COOH+OH−⇒pH>7  \boxed{\;\textbf{b) SÍ: } \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COOH} + \text{OH}^- \Rightarrow \text{pH} > 7\;}  c) CO32−  (par HCO3−/CO32−)  \boxed{\;\textbf{c) } \text{CO}_3^{2-} \;(\text{par } \text{HCO}_3^-/\text{CO}_3^{2-})\;}
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Estrategia

El enunciado insiste en "haciendo uso de las reacciones químicas": no basta con responder sí o no, hay que escribir la ecuación en cada apartado.

Las definiciones que necesitas:aˊcido de Brønsted-Lowry=dador de H+base=aceptor de H+\text{ácido de Brønsted-Lowry} = \text{dador de } \text{H}^+ \qquad \text{base} = \text{aceptor de } \text{H}^+base conjugada=el aˊcido menos un protoˊn\text{base conjugada} = \text{el ácido menos un protón}
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Desarrollo

a) Sí, el amoniaco es una base de Brønsted-Lowry.

Al disolverse en agua, el nitrógeno usa su par de electrones solitario para captar un protón:NH3+H2O⇌NH4++OH−\boxed{\text{NH}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_4^+ + \text{OH}^-}El amoniaco acepta un H+\text{H}^+ del agua, que es exactamente la definición de base según Brønsted-Lowry. Los pares conjugados son:NH3⏟base 1+H2O⏟aˊcido 2⇌NH4+⏟aˊcido 1+OH−⏟base 2\underbrace{\text{NH}_3}_{\text{base 1}} + \underbrace{\text{H}_2\text{O}}_{\text{ácido 2}} \rightleftharpoons \underbrace{\text{NH}_4^+}_{\text{ácido 1}} + \underbrace{\text{OH}^-}_{\text{base 2}}Es una base débil (Kb=1,8⋅10−5K_b = 1{,}8\cdot 10^{-5}): solo una pequeña fracción de las moléculas se protona.

Nota histórica: la teoría de Arrhenius no podía explicar la basicidad del amoniaco, porque en su fórmula no hay ningún grupo OH\text{OH}. La ampliación de Brønsted-Lowry, centrada en la transferencia de protones, sí lo hace.

b) Sí, el pH es mayor que 7.

El acetato de sodio procede del ácido acético (débil, Ka=1,8⋅10−5K_a = 1{,}8\cdot 10^{-5}) y del hidróxido de sodio (base fuerte). Al disolverse se disocia por completo:CH3COONa⟶CH3COO−+Na+\text{CH}_3\text{COONa} \longrightarrow \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{Na}^+
  • El Na+\text{Na}^+ procede de una base fuerte: es un espectador, no se hidroliza.
  • El CH3COO−\text{CH}_3\text{COO}^- es la base conjugada de un ácido débil, luego es una base apreciable y sí se hidroliza:
CH3COO−+H2O⇌CH3COOH+OH−\boxed{\text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COOH} + \text{OH}^-}Esa reacción libera hidroxilos, de modo que [OH−]>[H3O+][\text{OH}^-] > [\text{H}_3\text{O}^+] y el pH es mayor que 7. La constante de la hidrólisis es:Kb(CH3COO−)=KwKa=10−141,8⋅10−5=5,6⋅10−10K_b(\text{CH}_3\text{COO}^-) = \frac{K_w}{K_a} = \frac{10^{-14}}{1{,}8\cdot 10^{-5}} = 5{,}6\cdot 10^{-10}Una disolución 0,10{,}1 M tendría pH=8,87\text{pH} = 8{,}87: ligeramente básica, como corresponde a una base tan débil.
Simulación interactivaVisualiza este problema en una simulación (se abre en una nueva pestaña)
c) La base conjugada del HCO3−\text{HCO}_3^- es el ion carbonato, CO32−\text{CO}_3^{2-}.

Basta con quitar un protón:HCO3−+H2O⇌CO32−+H3O+\boxed{\text{HCO}_3^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{CO}_3^{2-} + \text{H}_3\text{O}^+}par conjugado:   HCO3−/CO32−\text{par conjugado: } \; \text{HCO}_3^-/\text{CO}_3^{2-}Conviene señalar que el hidrogenocarbonato es anfótero: también puede captar un protón y actuar como base, dando ácido carbónico.HCO3−+H3O+⇌H2CO3+H2O(par H2CO3/HCO3−)\text{HCO}_3^- + \text{H}_3\text{O}^+ \rightleftharpoons \text{H}_2\text{CO}_3 + \text{H}_2\text{O} \qquad \text{(par } \text{H}_2\text{CO}_3/\text{HCO}_3^-)Esa doble capacidad es la que hace del par H2CO3/HCO3−\text{H}_2\text{CO}_3/\text{HCO}_3^- el tampón principal de la sangre, que mantiene el pH en torno a 7,47{,}4.
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Consejo

Cuando el enunciado dice "haciendo uso de las reacciones químicas", está avisando de que la ecuación forma parte de la respuesta. Responder "sí, porque el acetato se hidroliza" sin escribir el equilibrio deja el apartado a medias.

Para los pares conjugados, la regla es cuentagotas: un solo protón de diferencia.H2CO3  ⟶−H+  HCO3−  ⟶−H+  CO32−\text{H}_2\text{CO}_3 \;\overset{-\text{H}^+}{\longrightarrow}\; \text{HCO}_3^- \;\overset{-\text{H}^+}{\longrightarrow}\; \text{CO}_3^{2-}Los pares son H2CO3/HCO3−\text{H}_2\text{CO}_3/\text{HCO}_3^- y HCO3−/CO32−\text{HCO}_3^-/\text{CO}_3^{2-}, pero no H2CO3/CO32−\text{H}_2\text{CO}_3/\text{CO}_3^{2-}: ahí hay dos protones de diferencia.
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