Reacciones ácido base. Apuntes y ejercicios resueltos.

Las reacciones ácido base son de vital importancia en la química y en la biología. Este tema se estructura en los siguientes puntos:

Definición de ácido base.

Par ácido base conjugado.

Constante de acidez y basicidad.

Fortaleza de los ácidos y bases.

Ionización del agua.

Equilibrio químico.

Equilibrio de solubilidad.

Reacciones redox.

Escala de pH.

Hidrólisis.

Reacciones de neutralización.

¿Qué es un ácido? ¿Qué es una base?

Las reacciones ácido base se denominan reacciones de transferencia de protones. Esto se debe a que los hidrógenos de los reactivos son los que pasan de un compuesto a otro.

Definición de ácido.

Un ácido es todo aquel compuesto que en presencia de una base ceda al menos un hidrógeno. Los compuestos ácidos son aquellos que tienen un hidrógeno a la izquierda o que contienen un grupo carboxilo (-COOH). Los iones positivos provenientes de ionizar una base también son ácidos (Na⁺, NH₄⁺…)

Los compuestos ácidos son, por ejemplo: H₂SO₄, H₂CO₃, HCl, HI, H₂S, CH₃-COOH…

Si mezclamos un ácido (HA) con agua la reacción resultante es:

$HA+H_2O\rightleftharpoons A^-+H_3O^+$

Definición de base.

Una base es todo aquel compuesto que en presencia de un ácido acepta al menos un hidrógeno o genera OH^–. Los compuestos básicos son aquellos que tienen un hidrógeno a la derecha, los hidróxidos (BOH) o los compuestos orgánicos con un grupo amonio (-NH₂). Los iones negativos provenientes de ionizar un ácido también son bases (Cl^–, SO₄^2-).

Los compuestos básicos son, por ejemplo: NH₃, NaOH, Ba(OH)₂, CH₃-NH₂…

Si mezclamos una base (B) con agua la reacción resultante es:

$B+H_2O\rightleftharpoons BH^++OH^-$

En cambio, cuando tenemos un hidróxido (BOH) mezclado con agua, se obtiene:

$BOH+H_2O\rightleftharpoons B^++OH^-$

Anfóteros.

Los anfóteros son sustancias que pueden actuar como ácido y como base dependiendo de la sustancia con la que se combinen. Si se mezclan con un ácido actuarán como base y si se mezclan con una base se comportarán como ácidos.

Ejemplos de este tipo de sustancias son el agua (H₂O) y todos los compuestos intermedios de los ácidos polipróticos, es decir, que tienen más de un hidrógeno (HSO₄^–, H₂PO₃^–, HCO₃^–…)

Ejercicio resuelto de identificación de ácidos, bases y anfóteros.

Dados los siguientes compuestos, di si son ácidos, bases o anfóteros y escribe su reacción con el agua.

a) HI

b) HPO₃^2-

c) NH₃

d) NaOH

e) Cl^–

f) K⁺

g) SO₄^2-

h) HCO₃^–

Solución

a) El yoduro de hidrógeno (HI) es un compuesto ácido porque tiene el H a la izquierda.

$HI+H_2O\rightleftharpoons I^-+H_3O^+$

b) El ion fosfito (HPO₃^2-) es un compuesto anfótero, dado que es un ácido al que no se le han quitado todos los hidrógenos.

$HPO_3^{2-}+H_2O\rightleftharpoons PO_3^{3-}+H_3O^+$

$HPO_3^{2-}+H_2O\rightleftharpoons H_2PO_3^-+OH^-$

c) El amoniaco (NH₃) es un compuesto básico porque tiene el hidrógeno a la derecha.

$NH_3+H_2O\rightleftharpoons NH_4^++OH^-$

d) El hidróxido sódico (NaOH) es un compuesto básico, dado que es un hidróxido.

$NaOH+H_2O\rightleftharpoons Na^++OH^-$

e) El ion cloruro (Cl^–) es un compuesto básico, dado que es un ion negativo sin hidrógenos.

$Cl^-+H_2O\rightleftharpoons HCl+OH^-$

f) El ion potasio (K⁺) es un compuesto ácido, dado que es un ion positivo procedente de una base (KOH).

$K^++H_2O\rightleftharpoons KOH+OH^-$

g) El ion sulfato (SO₄^2-) es un compuesto básico, dado que es un ion negativo procedente de un ácido.

$SO_4^{2-}+H_2O\rightleftharpoons H_2SO_4+OH^-$

h) El ion carbonato (HCO₃^–) es un compuesto anfótero porque es un compuesto procedente de un ácido al que no se le han quitado todos sus hidrógenos.

$HCO_3^-+H_2O\rightleftharpoons CO_3^{2-}+H_3O^+$

$HCO_3^-+H_2O\rightleftharpoons H_2CO_3+OH^-$

Definición formal de ácido, base.

A lo largo de la historia se han dado varias definiciones en distintas teorías que han ayudado a comprender como interactúan los ácidos y las bases en una reacción química. Ahora veremos las definiciones que estas teorías aportaron sobre los ácidos y las bases.

Definición de Arrhenius.

Ácido: toda sustancia que contiene hidrógeno y que en disolución acuosa se ioniza formando iones hidronio (H⁺).

Base: toda sustancia que en disolución acuosa se ioniza dando lugar a iones hidróxido (OH^–).

Definición de Lewis.

Ácido: toda sustancia capaz de aceptar un par de electrones solitarios de otra sustancia para formar un enlace coordinado dativo.

Base: toda sustancia capaz de ceder un par de electrones solitarios a otra sustancia para formar un enlace coordinado dativo.

Ejemplo de un ácido y una base según la teoría de Lewis

$\text{}$

En esta imagen, la base (NH₃) cede su par de electrones al ácido (H⁺) que los acepta.

Definición de Brönsted y Lowry.

Ácido: toda sustancia capaz de ceder protones (H⁺) a otra sustancia que actúa como base.

Base: toda sustancia capaz de aceptar protones (H⁺) de un ácido.

Par ácido-base conjugado.

Después de ver todas estas definiciones vamos a pasar a estudiar que es un par ácido-base conjugado.

Cuando un ácido reacciona con agua, el ácido cede sus protones (H⁺) mediante la siguiente reacción:

$HA+H_2O\rightleftharpoons A^-+H_3O^+$

El resultado es el compuesto A^–. Este compuesto, al haber perdido sus protones, tiene la capacidad de aceptar otros protones, es decir, se convierte en una base.

Por otro lado, una base B, reacciona con agua según la siguiente reacción:

$B+H_2O\rightleftharpoons BH^++OH^-$

El resultado es el compuesto BH⁺. Este compuesto, al haber aceptado un protón, tiene la capacidad de cederlo o perderlo, es decir, se convierte en un ácido.

De esta forma, cada vez que un ácido reacciona con agua se forma una base y cada vez que una base reacciona con agua se forma un ácido. Este conjunto de compuestos se denomina par ácido base conjugado.

$\underbrace{HA}_{\text{ácido}}+H_2O\rightleftharpoons \underbrace{A^-}_{\text{base}}+H_3O^+$

$\underbrace{B}_{\text{base}}+H_2O\rightleftharpoons \underbrace{BH^+}_{\text{ácido}}+OH^-$

$\underbrace{BOH}_{\text{base}}+H_2O\rightleftharpoons \underbrace{B^+}_{\text{ácido}}+OH^-$

Ejemplos de pares ácido base conjugados:

HNO₃ (ácido) / NO₃^– (base conjugada)

NaOH (base) / Na⁺ (ácido conjugado)

H₂O (anfótero con comportamiento ácido) / OH^– (base conjugada)

$\text{}$

Ejercicio distinción de ácidos, bases y anfóteros.

Determina si las siguientes sustancias son ácidos, bases o anfóteros:

a) H₂S

b) NH₃

c) NaOH

d) HSO₄^–

e) H₂O

f) NO₃^–

Solución

a) Ácido, porque tiene hidrógeno a la izquierda.

b) Base, porque tiene hidrógeno a la derecha.

c) Base, porque tiene OH.

d) Anfótero, porque es un compuesto intermedio de un ácido poliprótico.

e) Anfótero.

f) Base, porque es la base conjugada del ácido nítrico (HNO₃).

Equilibrio de las reacciones ácido base.

Las reacciones ácido base se estudian cuantitativamente, es decir, con números, de una forma muy similar a lo estudiado en el tema de equilibrio químico.

Constante de acidez o basicidad.

En el equilibrio que tiene lugar en las reacciones de los ácidos y bases no se tiene en cuenta el agua, por dos motivos: está generalmente en estado líquido y se presupone que está en exceso respecto al resto de compuestos en el equilibrio. Esto hace que podamos definir las constantes de basicidad o acidez de la siguiente forma:

Para una reacción ácida genérica:

$HA+H_2O\rightleftharpoons A^-+H_3O^+$

Se puede definir la constante de acidez:

$K_a=\left.\dfrac{[A^-][H_3O^+]}{[HA]}\right\}_{eq}$

La constante de acidez puede darse como pKa.

$pK_a=-\log K_a$

$K_a=10^{-pK_a}$

Para una reacción básica genérica:

$BOH+H_2O\rightleftharpoons B^++OH^-$

Se puede definir la constante de basicidad:

$K_b=\left.\dfrac{[B^+][OH^-]}{[BOH]}\right\}_{eq}$

La constante de basicidad puede darse como pKb.

$pK_b=-\log K_b$

$K_b=10^{-pK_b}$

Ejercicio resuelto de la constante de acidez o basicidad.

Se tiene una disolución de ácido peryódico 0,10 M. Sabiendo que la constante de acidez de este compuesto es de $2'3\cdot10^{-2}$ , calcule la concentración existente en el equilibrio de la base conjugada.

Solución

La reacción que tiene lugar entre el ácido peryódico y su respectiva tabla de equilibrio es:

	HIO₄	H₂O	$\rightleftharpoons$	IO₄^–+	H₃O⁺
Concentraciones iniciales	0’1	———		0	0
Concentraciones en el equilibrio	0’1 – x	———		x	x

Utilizando esta tabla se puede expresar la constante de acidez de la siguiente forma:

$K_a=\dfrac{[IO_4^-][H_3O^+]}{[HIO_4]}=\dfrac{x^2}{0'1-x}=2'3\cdot10^{-2}$

Con esta expresión podemos obtener el valor de x que es la concentración de H₃O⁺ y IO₄^– en el equilibrio que es lo que queremos calcular.

$2'3\cdot10^{-2}=\dfrac{x^2}{0'1-x}\longrightarrow2'3\cdot10^{-2}(0'1-x)=x^2$

$x^2+2'3\cdot10^{-2}x-2'3\cdot10^{-3}=0$

Resolviendo esta ecuación de segundo grado tenemos que los posibles valores de x son:

$x_1=-0'061mol/L$

$x_2=0'038mol/L$

De estas dos se elige la positiva y menor que la concentración inicial. Por esto, la concentración de la base conjugada (IO₄^–) es 0’038 M.

Fortaleza de los ácidos y las bases.

Un compuesto ácido o básico es fuerte cuando la reacción está totalmente desplazada hacia los productos.

Ácidos fuertes.

Un compuesto ácido en una reacción del tipo:

$HA+H_2O\rightleftharpoons A^-+H_3O^+$

Se dice que es fuerte cuando la concentración en el equilibrio del ácido es cero o aproximadamente cero, es decir que K_a es muy grande y, por lo tanto, α = 1.

Principales ácidos fuertes: HClO₄, H₂SO₄, HI, HBr, HCl, HNO₃ …

Bases fuertes.

Un compuesto básico en una reacción del tipo:

$BOH+H_2O\rightleftharpoons B^++OH^-$

Se dice que es fuerte cuando la concentración en el equilibrio del ácido es cero o aproximadamente cero, es decir que K_b es muy grande y, por lo tanto, α = 1.

Principales bases fuertes: LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂ …

Es importante saber que cuando tenemos un ácido o base fuerte, su base o ácido conjugado será débil. Esto se debe a que si, por ejemplo, un ácido es fuerte, «tiene mucho interés» por desprenderse de sus hidrógenos, por lo que cuando se los haya quitado de encima y sea sus base conjugada, no va a «desear» volver a cogerlos. Este razonamiento se puede aplicar a las bases fuertes también.

Ionización del agua.

El agua es un compuesto anfótero, por lo que puede reaccionar consigo mismo, es decir, se puede formar esta reacción:

$H_2O+H_2O\rightleftharpoons H_3O^++OH^-$

Esta reacción se denomina ionización del agua y tiene una K_c = 10^-7, es decir, muy pequeña.

En esta reacción se puede encontrar un elemento muy importante que es la constante de ionización del agua K_w.

$K_w=[H_3O^+][OH^-]=10^{-14}$

Esto implica que la concentración de iones hidroxi (OH^–) e iones hidronio (H₃O⁺) es [H₃O⁺] = [OH^–] =10^-7.

Esta constante de ionización se utiliza para obtener la K_b o K_a del ácido o base conjugada.

$K_w=K_a\cdot K_b$

Ejercicio resuelto de obtención de la K_b de la base conjugada.

Sabiendo que la constante de acidez del ácido metanoico es $K_a=1'92\cdot10^{-4}$ , calcule la K_b de la especie conjugada.

Solución

El ácido metanoico reacciona con el agua según la siguiente reacción:

$HCOOH+H_2O\rightleftharpoons HCOO^-+H_3O^+$

Esto implica que la base conjugada del ácido metanoico es el ion metanoato (HCOO^–). Para obtener su constante de basicidad solo hay que despejarla de la expresión de la K_w que hemos visto justo arriba.

$K_w=K_a\cdot K_b\longrightarrow K_b=\dfrac{K_w}{K_a}=\dfrac{10^{-14}}{1'94\cdot 10^{-4}}=5'5\cdot10^{-11}$

Escala de pH.

Una de las múltiples formas de estudiar la acidez o basicidad pero la principal es la escala de pH. El pH se define como el valor negativo del logaritmo de la concentración de iones hidronio (H₃O⁺) en una disolución.

$pH=-\log[H_3O^+]$

Por otro lado también podemos definir el pOH cambiando la concentración de iones hidronio (H₃O⁺) por la de iones hidroxi (OH^–).

$pOH=-\log[OH^-]$

Estas dos expresiones pueden relacionarse mediante:

$pH+pOH=14$

Gracias a estos dos conceptos (pH y pOH) podemos establecer una escala para definir cuando una disolución es ácido o básica. Para crear esta tabla se establece que el agua, cuya concentración de iones hidronio (H₃O⁺) e hidroxi (OH^–) es la misma, va a ser el punto de referencia, es decir, se define que el pH del agua es el «cero» y se denomina neutro. El valor del pH para el agua es 7. Con esto podemos establecer la siguiente escala:

En un ejercicio siempre que nos den el pH o el pOH de una disolución lo que nos están dando es la concentración de iones hidronio (H₃O⁺) o hidroxi (OH^–), es decir, x.

$[H_3O^+]=10^{-pH}$

$[OH^-]=10^{-pOH}$

Ejercicio resuelto de pH.

Calcule el pH de una disolución 0’2 M de ácido benzoico, sabiendo que su K_a es 6’3·10^-5.

Solución

La reacción del ácido benzoico en agua es de la forma:

$C_6H_5-COOH+H_2O\rightleftharpoons C_6H_5-COO^-+H_3O^+$

	C₆H₅-COOH+	H₂O	$\rightleftharpoons$	C₆H₅-COO^–+	H₃O⁺
Concentraciones iniciales	0’2M			0	0
Concentraciones en el equilibrio	0’2-x			x	x

Con la tabla de equilibrio anterior podemos obtener el valor de x utilizando K_a.

$K_a=\dfrac{x^2}{0'2-x}=6'3\cdot10^{-5}$

Como la Ka es muy pequeña eliminamos la x del denominador como en el tema de equilibrio químico.

$1'26\cdot10^{-5}=x^2\longrightarrow x=3'55\cdot10^{-3}mol/L$

Ahora que tenemos el valor de x, que es la concentración de iones hidronio en el equilibrio [H₃O⁺], podemos obtener el valor del pH de esta disolución.

$pH=-\log[H_3O^+]=-\log x=-\log3'55\cdot10^{-3}=2'45$

Reacciones de neutralización ácido base.

Una reacción de neutralización es aquella en la que reaccionan un ácido y una base para obtener una sal y agua.

$\text{ÁCIDO}+\text{BASE}\rightleftharpoons\text{SAL}+H_2O$

Neutralización de ácidos y bases.

Una reacción ácida genera iones hidronio [H₃O⁺] y una reacción básica genera iones hidroxi [OH^–]. Cuando el número de iones hidronio e hidroxi es el mismo se dice que la reacción tiene pH neutro o que ha sido neutralizada. Esto implica que la condición de neutralización es:

$n(H_3O^+)=n(OH^-)$

El número de moles de iones hidronio y de iones hidroxi puede expresarse en función de la molaridad del ácido y de la base.

$n(H_3O^+)=M_{\acute{A}cido}\cdot V_{\acute{A}cido}$

$n(OH^-)=M_{Base}\cdot V_{Base}$

Partiendo de esta base, podemos utilizar la estequiometría de la reacción para obtener la cantidad de ácido o de base que necesitamos para neutralizar una disolución y así obtener la siguiente relación.

$\dfrac{M_{\acute{A}cido}\cdot V_{\acute{A}cido}}{\text{coeficiente estequiométrico del ácido}}=\dfrac{M_{Base}\cdot V_{Base}}{\text{coeficiente estequiométrico de la base}}$

Demostración de cálculo del volumen necesario para neutralizar un ácido sin utilizar fórmula.

Supongamos que queremos neutralizar 100mL de una disolución de ácido sulfúrico 0’1M con una disolución de hidróxido de potasio 0’2 M. Vamos a calcular el volumen necesario de la disolución de hidróxido de potasio.

La reacción de neutralización ajustada entre el ácido sulfúrico y el hidróxido de potasio sería:

$H_2SO_4+2KOH\rightleftharpoons K_2SO_4+2H_2O$

El primer paso es obtener el número de moles de ácido sulfúrico que tiene la disolución que queremos neutralizar, utilizando la definición de molaridad.

$M=\dfrac{n(H_2SO_4)}{V_D(L)}\Longrightarrow n(H_2SO_4)=M\cdot V_D(L)=0'1M\cdot0'1L=0'001mol$

Los moles de ácido sulfúrico son los moles de iones hidronio, dado que en este tipo de reacciones el equilibrio está totalmente desplazado hacia los productos, sin tener en cuenta la fortaleza o debilidad de los ácidos y bases que intervienen. Esto se debe al principio de Le Chatelier y al equilibrio de ionización del agua. Cada ion hidronio que produce la reacción del ácido sulfúrico con el agua se combina con un ion hidroxi generado por la reacción del hidroxido de potasio para formar agua. Esto hace que, al disminuir la concentración de productos, la reacción se desplace hacia estos mismos y toda la concentración de reactivos acabe siendo productos.

Ahora que tenemos el número de moles de iones hidronio calculamos el número de moles de iones hidoxi con el mismo método.

$M=\dfrac{n(KOH)}{V_D(L)}\Longrightarrow n(KOH)=M\cdot V_D(L)=0'2M\cdot V_D=n(OH^-)$

Utilizando los coeficientes estequiométricos de la reacción podemos observar como serían necesarios el doble de moles de hidróxido de sodio que de ácido sulfúrico, por lo que los moles de iones hidronio se deberán multiplicar por dos.

Ahora, utilizamos la condición de neutralización para obtener el volumen.

$2\cdot n(H_3O^+)=n(OH^-)$

$2\cdot0'001mol=0'2M\cdot V_D(L)$

$V_D(L)=\dfrac{2\cdot0'001mol}{0'2M}=0'01L$

Todos estos cálculos son una demostración para la obtención de la primera fórmula.

Ejercicio resuelto de neutralización.

Se disuelven 23g de ácido metanoico en agua hasta obtener 10L de disolución. Calcule el volumen de una disolución de hidróxido de potasio 0’2 mol/L necesario para neutralizar la disolución de ácido metanoico.

Solución

La reacción de neutralización ajustada de este ejercicio sería la siguiente:

$HCOOH+KOH\rightleftharpoons HCOOK+H_2O$

En el enunciado no nos aportan la K_b del hidróxido potásico y es un hidróxido, por lo que será una base muy fuerte con un grado de disociación aproximado a 1. Esto implica que todo el KOH se disocia en iones potasio (K⁺) e iones hidroxi (OH^–).

El primer paso para resolver el ejercicio el obtener el número de moles de ácido benzoico existentes en la disolución a partir de los 23 g que nos dan en el enunciado.

$n=\dfrac{m}{M_m}=\dfrac{23g}{46g/mol}=0'5mol$

Una vez obtenido el número de moles de HCOOH, lo sustituimos por el n(H₃O⁺) de la condición de neutralización. Esto se puede hacer porque todos los moles de ácido benzoico se van a disociar, dando los mismos moles de iones hidronio (H₃O⁺)

$n(H_3O^+)=n(OH^-)$

$0'5mol=n(OH^-)$

El número de moles de iones hidroxi (OH-) es el mismo que el número de moles de KOH al tratarse de una base fuerte. Por ello podemos decir:

$0'5mol=n(KOH)$

Si aplicamos la definición de molaridad tendremos

$0'5mol=M_B\cdot V_B$

Y despejando el volumen de la base (V_B):

$V_B=\dfrac{0'5mol}{M_B}= \dfrac{0'5mol}{0'2mol/L}=2'5L$

Necesitaremos 2’5L de una disolución 0’2 mol/L de KOH para neutralizar la disolución de ácido benzoico.

Hidrólisis.

Como vimos en el tema de equilibrio de solubilidad, las sales se disocian cuando están en disolución, por lo que si los iones de son ácidos o bases alteran el pH de la disolución. Los iones que son ácidos o bases y reaccionan con el agua se dice que se hidrolizan.

Por lo general, en una sal que se hidroliza, es decir, que reacciona con el agua existe un ácido y una base. Veamos cómo se modifica el pH con los distintos tipos de ácidos y bases.

Ácido fuerte con base fuerte.

Cuando tenemos un ácido fuerte y una base fuerte, el pH de la disolución resultante será neutro. Esto se debe a que cada ion hidronio (H₃O⁺) producido en la reacción del ácido con el agua se combina con un ion hidroxi (OH^–) procedente de la reacción de la base con el agua.

$pH=7$

Ácido fuerte con base débil.

Cuando tenemos un ácido fuerte con una base débil, el pH de la disolución resultante será ácido. En este caso, la base débil no se hidroliza o lo hace muy poco, es decir, que no reacciona con el agua y por lo tanto no genera iones hidroxi (OH^–). Por otro lado el ácido si que se hidroliza y produce iones hidronio (H₃O⁺) que dan como resultado un pH ácido.

$pH<7$

Ácido débil con base fuerte.

Cuando tenemos un ácido débil con una base fuerte, el pH de la disolución resultante será básico. En este caso, el ácido débil no se hidroliza o lo hace muy poco, es decir, que no reacciona con el agua y por lo tanto no genera iones hidronio (H₃O⁺). Por otro lado la base si que se hidroliza y produce iones hidroxi (OH^–) que dan como resultado un pH básico.

$pH>7$

Ácido débil con base débil.

Cuando tenemos un ácido débil y una base débil, el pH de la disolución resultante será neutro. Esto se debe a que ninguno de los dos compuestos, ni el ácido ni el básico, reacciona con el agua, por lo que no se produce hidrólisis en ninguno de los casos y el pH permanece neutro.

$pH=7$

Ejercicio resuelto de hidrólisis.

Justifique si el pH de cada una de las disoluciones obtenidas al disolver en agua las
siguientes sustancias es ácido, básico o neutro.

a) Fluoruro de amonio.

b) Nitrito de sodio.

c) Nitrato de potasio.

d) Cloruro de amonio.

Datos: K_a(HF)= 6’8·10−4; Ka (HNO2) = 4,4×10−4; Kb (NH3) = 1,8×10−5

Solución

a) El fluoruro de amonio se disocia en agua de la siguiente forma:

$FNH_4(s)\rightleftharpoons F^-(aq)+NH_4^+(aq)$

El ion fluoruro es un ion positivo (catión), por lo que se trata de una base y reaccionará con el agua así:

$F^-+H_2O\ rightleftharpoons HF+OH^-$

Esta base resulta ser la base conjugada del fluoruro de hidrógeno, que es un ácido débil, dado que en el enunciado nos dan una Ka muy pequeña. Por otro lado, el ion amonio es un ácido

b) El nitrito de sodio se disocia en agua de la siguiente forma:

$NaNO_2\rightleftharpoons Na^+(aq)+NO_2^-(aq)$

c) El nitrato de potasio se disocia en agua de la siguiente forma:

$KNO_3\rightleftharpoons K^+(aq)+NO_3^-(aq)$

d) El cloruro de amonio se disocia en agua de la siguiente forma:

$ClNH_4(s)\rightleftharpoons Cl^-(aq)+NH_4^+(aq)$

Ejercicios resueltos de reacciones ácido base.

Ejercicio 1.

Una disolución de ácido débil HX está disociada en un 1’5%. Calcule:

a) La molaridad inicial de la disolución de HX y su pH.

b) La masa de KOH necesaria para preparar 100 mL de una disolución 0’75 M, y el volumen de dicha disolución que se utilizará para neutralizar 15 mL de HX.

Datos. $K_a(HX)=5'0\cdot10^{-4}$ . Masas atómicas: H = 1; O = 16; K = 39’1.

Solución