QUÍMICA GENERALPROBLEMAS RESUELTOS Dr. D. Pedro A. Cordero Guerrero REACCIONES ÁCIDO - BASE 2012 REACCIONES ÁCIDO-BASE: CONCEPTOS TEÓRICOS BÁSICOS CONCEPTO DE ÁCIDO Y BASE: ARRHENIUS los define únicamente para disoluciones acuosas: - Ácido es toda sustancia que al disociarse en disoluciones acuosas origina iones H + (H 3 O + ) - Base es toda sustancia que al disociarse en disoluciones acuosas origina iones OH - Sal es toda sustancia que al disociarse en disoluciones acuosas origina cationes diferentes al H + y aniones diferentes al OH - . BRÖNSTED y LOWRY: los definen para cualquier disolución - Ácido es toda sustancia capaz de ceder protones (iones H + ) al disolvente - Base es toda sustancia capaz de aceptar protones del disolvente. Cuando un ácido cede protones, se convierte en su base conjugada y viceversa. Sustancias anfóteras o anfipróticas: Son aquellas que pueden actuar a la vez como ácidos o como bases, dependiendo de las otras sustancias a las que se enfrente: H 2 O, HCO 3 -, HSO 4 - , etc. Autoionización (o autoprotolisis) del agua: H 2 O + H 2 O <===> H 3 O + + OH - : donde al ser prácticamente constante la concentración del agua ==> K w = 10 - 14 = [H 3 O + ] . [OH - ] LEWIS: Generaliza el concepto ácido base incluso para ciertos procesos redox: - Ácido es toda sustancia capaz de aceptar pares de electrones - Base es toda sustancia capaz de ceder pares de electrones solitarios REACCIONES ÁCIDO-BASE: Cuando mezclamos un ácido y una base se obtiene la sal correspondiente y agua. En cualquier caso se cumple siempre que el nº de equivalentes de ácido y de base que reaccionan es el mismo. (Punto de equivalencia de una reacción): ÁCIDO + BASE —> SAL + AGUA: Nº equivalentes de ácido = Nº equivalentes de base ===> VACIDO.N ACIDO = V BASE .N BASE Indicadores ácido-base: son ácidos o bases débiles que se caracterizan por cambiar de color cuando lo hace el pH de la disolución en la que se encuentran. Para cada reacción debe utilizarse el indicador más apropiado, que será aquel cuya intervalo de viraje del color coincida con el del punto de equivalencia de dicha reacción. CONCEPTO DE pH: El pH fue establecido por Sörensen y no es más que una fórmula matemática, se define como pH = - Lg[H + ] . Análogamente: pOH = - Lg[OH - ]. + - 14 Ambos conceptos están relacionados por el producto iónico del agua: [H ].[OH ] = 10 = K w por lo que se cumple siempre que: pH + pOH = 14 De cuerdo con el valor del pH, las disoluciones pueden ser: ÁCIDAS (pH<7), NEUTRAS (pH=7) ó BÁSICAS (pH>7). CÁLCULO DEL pH EN DISOLUCIONES ACUOSAS: En todos los casos se calcula teniendo en cuenta que se la disociación de los ácidos, bases o sales son equilibrios químicos, y las constantes de disociación son casos particulares de la Kc. CASOS POSIBLES: A) ÁCIDOS Y BASES FUERTES: Son aquellos que en disolución están completamente disociados. Se consideran así los siguientes ácidos: H ClO 4 , HI, H Br, H Cl, HNO 3 , H 2 SO 4 (ambos protones), así como un protón de los H 2 SO 3 y H 3 PO 4. Las bases se consideran todas fuertes excepto el NH 3 y las aminas HnA Concentración inicial Conc. en equilibrio c ----<==> An----c + n.H + ----n.c R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE - 2 de 76 pH = - Lg[H + ] ==> pH = - Lg(n.c) PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL Para el caso de las bases se calcula el pOH de manera análoga y a partir de él, el pH. B) ÁCIDOS Y BASES DÉBILES: Son aquellos que en disolución NO están completamente disociados. En estos casos hemos de tener presente siempre su constante de disociación (Se trata de una Kc a la que se suele llamar Ka para los ácidos y Kb para las bases). En el caso de los ácidos monopróticos (un solo protón disociable) es: HA Concentración inicial Conc. En equilibrio c c-x <==> A+ H+ ----x ----x Siendo “x” el Nº de mol/l de ácido disociados. Así: . Cuando Ka < 10 - 5, podemos despreciar “x” frente a “c” en el denominador, considerando prácticamente constante la concentración del ácido: , calculandose desde aquí el valor de “x” y con ella el pH. Igual tratamiento se hace con las bases débiles, aunque en este caso se determina su pOH. En el caso de los ácidos o bases polipróticos hemos de tener presente que las sucesivas constantes de disociación tienen diferentes valores, por lo que se tendría que plantear el correspondiente sistema de ecuaciones con todas las constantes de los sucesivos equilibrios o bien utilizar un método gráfico. Grado de disociación de un ácido o base débil (") : Es la proporción del mismo que está disociado. En el caso del equilibrio anterior, si “x” es el nº de mol/L disociados y “c” es la concentración inicial de este ácido (o base), el grado de disociación es: , (a veces se indica también como %: ) C) DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS, REGULADORAS O TAMPÓN: Son disoluciones formadas por un ácido o una base débil y una de sus sales, la cual está muy disociada. Tienen la propiedad de mantener constante el valor del pH de la disolución aunque ésta se diluya o se le añadan pequeñas cantidades de ácido o de base. Las disociaciones de ambos son: Ácido: HA <==> H + + A Sal: MA <==> M + + A En este caso como el ácido es débil (y por tanto está poco disociado) y la sal está completamente disociada, podemos suponer que todo el A presente en la disolución procede de la disociación de la sal: [MA] = [A - ] mientras que la concentración del ácido en el equilibrio es prácticamente igual a la inicial, por tratarse de un ácido débil ==> donde podemos La expresión de la Ka para el ácido es: calcular ya [H + ] y con ella el pH. Si se tratara de una base débil, procederíamos de forma análoga. D) DISOLUCIONES DE SALES. HIDRÓLISIS: Existen algunas sales neutras (sin H ni OH) las cuales al disolverlas en agua producen disoluciones que tienen una cierta acidez o basicidad. Este fenómeno recibe el nombre de hidrólisis, y no es más que la reacción de alguno o todos los iones procedentes de la sal con el agua para formar un ácido, una base o ambas cosas. Cualitativamente puede predecirse la acidez o basicidad de una sal teniendo en cuenta la fortaleza del ácido y de la base formadores de la misma: Sal de ácido fuerte y base fuerte:............ Disolución NEUTRA Sal de ácido fuerte y base débil............... Disolución ÁCIDA PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE - 3 de 76 así: ==> Para esta reacción tendremos: Ac .CÁLCULO DEL pH EN DISOLUCIONES DE SALES Grupo E.+ Concent.interaccionarán con el agua (los iones Na + no reaccionarían por proceder de una base fuerte).ÁCIDOS Y BASES FUERTES Grupo C. CÁLCULO DE pH Grupo B. teniendo el carácter del más fuerte Para determinar el pH hemos de tener en cuenta que en la disolución se produce simultáneamente la disociación de la sal. El valor de Kh se obtiene de esta expresión: ==> ==> donde el primer paréntesis corresponde a la inversa de la constante de disociación del ácido débil (HAc <==> Ac . los iones Ac .4 de 76 . interaccionando después los iones procedentes de ambas disociaciones ya que hemos de tener presente también el equilibrio de disociación de ese ácido o base débil.DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS o TAMPÓN Grupo F. pero en este caso calcularíamos directamente el pH. Grado de hidrólisis de una sal (") : Es la proporción de la misma que ha reaccionado con el agua.. (Reacción de hidrólisis) por lo que su constante de equilibrio (Cte de hidrólisis) es: ==> .Sal de un ácido débil y una base fuerte. puede despreciarse “x” frente a “c”. y desde aquí.. CLASIFICACIÓN DE LOS PROBLEMAS DE ÁCIDOS Y BASES RESUELTOS Grupo A.<==> HAc + OH . en equilibrio c c-x H 2 O <==> HAc + --x OH --x Siendo “x” el nº de mol/L de iones Ac . si “x” es el nº de mol/L hidrolizados y “c” es la concentración inicial de esta sal. En el caso de la sal del ejemplo anterior.+ H + . aumenta al hacerlo la electronegatividad de ese elemento central. que es total pues suelen ser electrolitos fuertes. y el segundo es la constante de disociación del agua (Kw). el grado de disociación es: . No puede predecirse ya que depende de la fortaleza relativa de ambas. Disolución BÁSICA Sal de un ácido débil y una base débil.+ H 2 O <==> Ac .REACCIONES ÁCIDO-BASE PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE . reaccionando con los iones procedentes de la disociación de ésta de acuerdo con: Ac .. FUERZA DE LOS ÁCIDOS TERNARIOS La fuerza ácida de los ácidos ternarios que contienen el mismo elemento central aumenta con el estado de oxidación de dicho elemento.. y en un segundo paso. simplificándose mucho la ecuación: calcularse “x”. que es [OH . puede En el caso de una sal procedente de una base débil y un ácido fuerte.CONCENTRACIONES DE ÁCIDOS Y BASES. se procedería de igual forma.+ H + + OH .ÁCIDOS Y BASES DÉBILES Grupo D. Iniciales Conc. Si contienen distintos elementos del mismo grupo y en el mismo estado de oxidación. así: ==> Cuando la constante de hidrólisis es muy pequeña. Inicialmente se produce la disociación completa de la sal : NaAc <==> Na + + Ac ..] y con ello el pOH y posteriormente el pH. y la del agua.que se hidrolizan (reaccionan con el agua). (a veces se indica también en %: . 5 M de NaOH. B-06 . segundo y tercer protón A-02 . H 3 O + . A-06 .5. a) HF + H 2 O <===> F . b) 2. puede perder tres protones.Calcular [H+] y pH de una disolución de HNO3 0. la reacción ácido base correspondiente: H 3 O + .010 Molar de ácido sulfúrico sabiendo que el valor de K a 2 = 1.COO - Grupo B. [OH . el pH y el pOH de H Cl 0. (Considerense los volúmenes aditivos) B-09 .de esa disolución? A-13 .Indique la base o el ácido conjugado. B-08 .Para cada una de las siguientes reacciones acuosas identifique el ácido.10 . ¿cuál es el pOH? A-03 .0 .5.5 de 76 . en solución acuosa.5 ) es una base fuerte.es 5. c) Identifique los pares ácido-base para las dos reacciones anteriores.10 .Calcúlese el pH de una disolución cuya concentración de protones es 1.+ H 3 O + A-09 . Escríbanse las ecuaciones correspondientes a la pérdida del primero.2 M de KOH B-03 .La concentración del ion hidrógeno. CÁLCULO DE pH A-01 . b) [H + ] = 1.Calcule los [H 3 O + ].14 mol/L? A-12 . c) [H + ] = 1.3 A-04 .100 M de CH3COOH es 1. NH 3 . NH 4 + y SH . b) NH 3 . b) La base conjugada de un ácido débil (Ka = 1.1000 g/mL. Sulfúrico diluido al 49% en peso y d=1. Calcular su pH así como la cantidad de la misma que se necesitará para neutralizar 200 mL de una disolución 0. a) Escriba y nombre todas las especies que participan en la reacción del anión hidrogenosulfato con agua cuando actúa como ácido.Se disuelven 2.10 . b) Escriba y nombre todas las especies que participan en la reacción del anión hidrogenosulfato con agua cuando actúa como base.7 M.3 g de ácido nítrico en agua suficiente para obtener 150 mL de disolución.Calcule el pH de una disolución 2.+ H 3 O + b) H 2 SO 4 + H 2 O <===> H 3 O + + HSO 4 c) HSO 4 .Si el pH de una disolución es 3.¿Cuál es la concentración de H + en una disolución acuosa cuya concentración en OH .Calcúlese la concentración de iones hidróxido en cada una de las siguientes disoluciones: a) [H + ] = 1. Calcúlese el pH.Calcule de un modo razonado: a) ¿Cual es el pH de 100 mL de agua destilada? B) ¿Cual será el pH después de añadirle 0. básica o neutra..5. en caso de haberla.10 .]. A-08 . Calcúlese la concentración de iones H 3 O + A-05 .0 B-02 . en una disolución de ácido clorhídrico diluida es de 0. Fe 3 + .10 M. la base. A-10 . d) [H + ] = 1. de las siguientes especies: Escriba en cada caso. A-14 .Aplicando la teoría de Brönsted y Lowry razona si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Un ácido fuerte reacciona con su base conjugada dando una disolución neutra.El pH de una disolución vale 6.2 M de HNO 3 . e) BI 3 . ¿Cuál es la concentración de OH.La concentración de iones hidroxonio.La concentración de [H + ] de una disolución 0.Para las siguientes especies ¿Cuales de ellas se comportan como ácidos y cuales lo harán como bases: Cl . O = 16. si se supone la disociación completa. c) Cl .10 .10 .0076 mol/l. de cada uno de los siguientes iones.8.8 M de ácido clorhídrico.10 . de una disolución es igual a 5.Calcular el pH de las siguientes disoluciones acuosas: a) 5. N = 14.Escriba las ecuaciones iónicas para la reacción en disolución acuosa. A-07.1 0 . Calcular el pH.1 M Disolución 2: 50 mL de H 2 SO 4 0.12 M.10 . h) HCO 3 A-11 .2..10 .05 cm 3 de ácido clorhídrico 10M? B-05 .2 iones-gramo /litro.+ H 2 O <===> SO 4 2 .75. c) Un ácido y su base conjugada se diferencian en un protón.10-3 mol/l.14 M.2 . B-07 .Se dispone de los siguientes volúmenes de dos disoluciones diferentes: Disolución 1: 50 mL de HCl 0.Calcule el pH de una disolución 0. DATOS: H = 1. el ácido conjugado y la base conjugada.33. d) B 3 + . indicando si la disolución final será ácida. [H + ]. (H 3 O + ).01 M B-04 . g) HF .CONCENTRACIONES DE ÁCIDOS Y BASES.002 M. si está ionizada el 100%.Se tiene un ác. a) NH 4 + b) Cl c) K + d) CH 3 .10 .ÁCIDOS Y BASES FUERTES B-01 .10 .El ión hidrogenosulfato (HSO 4 -) es anfótero.04 M Calcular el pH de la disolución obtenida al mezclar 25 mL de cada disolución. Calcular el pH. f) NO 3 -.ENUNCIADOS DE LOS PROBLEMAS SOBRE ÁCIDO-BASE RESUELTOS Grupo A. A-15 . Justifique la respuesta.El ácido fosfórico: H 3 PO 4 .0 . PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE . Dato: Ka = 10 . DATOS: Pesos atómicos: C = 12. calcule el grado de disociación del ácido acético y el pH de una disolución 0.8.2 M. cuyo grado de disociación " = 10 .01 M de ácido cianhídrico.500 M de ácido fórmico (HCOOH) es 2. Determinar el pH y pOH de dicha disolución así como la constante de disociación del este ácido en esas condiciones.10 .10 . C-11 .5 . medidos a 25ºC y 690 mm Hg. para tener el mismo pH que una disolución acuosa de ácido clorhídrico 10 -2 M.8.04 M de ácido acético y su grado de ionización. Sabiendo que su masa molecular es 62 y que está disociado en un 30%.Se dispone de un litro de una disolución de un ácido monoprótico débil con una concentración 0. b) ¿Qué volumen de agua hay que añadir a la disolución anterior para que el pH sea 11 ? B-11 . Si se parte de un ácido sulfúrico 0.Calcular el pH de una disolución 0.01 M de dicho ácido.0 .17 g/l de ese compuesto y está ionizado al 4.85x10 . La concentración de protones y el pH considerando la ionización de ambos protones.05. Calcular: 1.a) Calcule el porcentaje de ionización del ácido acético en agua para las dos concentraciones siguientes: 0.008 .02 M.Calcule la concentración de iones acetato y el pH de una disolución obtenida al disolver 3. C-18 .01 .1.3 moles de ácido hipocloroso en 100 mL de disolución.B .0.Calcular el grado de disociación y la molaridad de una disolución de ácido acético en agua cuya concentración de protones es 1. El volumen de solución acuosa de hidróxido amónico 1M que debe añadirse a la solución de sulfúrico 0.100 M de ácido acético es de 0.34 " 10 . si la Ka del ácido es 1. La concentración de protones si se ignora la segunda ionización. b) Explique el resultado.3 B-12 .5 . O = 16.ÁCIDOS Y BASES DÉBILES C-01 .Calcule el pH de una disolución 0.5 .Calcule el pH de una disolución que contienen 1.3%.Calcular el pH de una solución 0. probeta y matraz erlenmeyer.040 g/ml Grupo C.5 .00 g de ácido acético glacial en agua hasta completar 250 mL.8 C-14 .10 . 3. 2.10 . Calcule la constante de disociación de ese ácido.10 -5.10 . Calcúlese la constante de equilibrio para la disociación de dicho ácido.10 . = 1. C-08 . C-04 .6 de 76 .02 M para convertir todo el sulfúrico en un abono nitrogenado. Calcule: a) La Constante de disociación Kc a esa temperatura.75×10 .Se dispone de una disolución acuosa de un ácido HA y su concentración es de 8 g/L. H = 1. hasta completar un volumen de 500 ml de disolución La Kb de la metilamina a 25ºC vale 5.1 M de ácido cloroacético (ClCH 2 -COOH).El ácido sulfúrico es el compuesto más importante de la industria química y en disolución acuosa se comporta como un ácido diprótico fuerte.00 C-13 . PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE . DATO: Ka para el ácido nitroso : Ka = 5.05 M de ácido clorhídrico? B-14 .8. c) Dibuje el siguiente material de laboratorio: bureta. La constante de ionización de la segunda ionización es 1. DATO: Ka para el ácido hipocloroso: 3. C-07 . C-17 . El grado de disociación es del 22 %.5 .8 " 10 .Calcule los gramos de ácido acético que se deben disolver en agua para obtener 500 mL de una disolución que tenga un pH de 3. cuya constante de ionización es K.0 .10 . b) El pH de la disolución.00133 mol/l.Sabiendo que la constante de ionización del ácido acético (Ka) tiene un valor de 1.El pH de una disolución 0. B) La constante de ionización ácida del ácido hipocloroso a 25ºC C-06 . DATO: Ka para el ácido cianhídrico : Ka = 4.200 ml de una disolución acuosa al 35% de cloruro de hidrogeno y densidad 1.El pH de una disolución 0. sulfato amónico.1.4 M.¿ Qué concentración debería tener una disolución acuosa de un ácido monoprótico HA. B) El pH de la disolución C-10 ..41.5 M de ácido hipocloroso a 25ºC es 3.0 .2 . B-13 .10 C-02 .La concentración de iones [H + ] de una disolución 0. Calcule el pH de la disolución resultante si la densidad de la misma es de 1.10 .Calcular el pH de una disolución acuosa de un ácido débil HA. Ka = 1.5 C-15 . Calcule: a) La constante de equilibrio de disociación del ácido. C-05 . DATOS: Ka = 1.A 25ºC una disolución de amoniaco contiene 0. C-03 .Calcule la concentración que ha de tener una disolución de ácido nitroso para que su pH sea 3.0-10-4 C-12 . Dato: La constante de disociación del ácido acético es Ka = 1.5 . a) Calcular los gramos del álcali que se utilizan en la preparación de esta disolución. H = 1. Calcule: A) El porcentaje de disociación del ácido hipocloroso en estas condiciones. O = 16. .6 M y 6x10 .¿Cuál es el pH de una disolución 0.El pH de 1 litro de disolución de hidróxido sódico es 12.Calcular la concentración y el pH de una disolución de metilamina obtenida al disolver en agua 80 cm 3 de dicha amina gaseosa. 10-2.4 C-16 .3 M y la constante de disociación ácida Ka = 1.Pesos atómicos : C = 12. C-09 .180 g/ml se diluyen hasta un volumen de 1 litro.93. 5 C-31 .5 .8.5 Molar de ácido cianhídrico .2 g de ácido benzóico (C 6 H 5 -COOH) en 10 L de agua.004 g/mL. y su constante de equilibrio K b = 1. Acético.5 .Calcule el pH y el grado de disociación de la etilamina en una disolución 0.3 .281mol/L y 0.3 y 0.281mol/L y 0.2 10 . ¿Qué volumen de HCl de concentración 0.3. y las masa atómicas del Cl = 35. el grado de disociación será: a) 0.0013 d) 1. Calcularla constante de ionización de dicho ácido C-33 .Calcule la concentración molar de una disolución de ác. cuya concentración es de 8 g/L. Acético: 1.10 . de densidad 1. C-34 . DATOS Ka para la metilamina: 6.Calcule el pH de una disolución 10 .1 y 2.5.2 M de cada ácido.5 y del H = 1.30.La constante de disociación del ácido será: a) 1.10 .340mol/L y 0.10 . Se desea preparar 1 litro de disolución de ácido clorhídrico que tenga el mismo pH que la disolución anterior.10 .89 c) 1.8. Calcule la concentración inicial de esta disolución.1 M de HF.550 c) 0.80x10 . C-29 . C-25 . es igual a 0.8.11% en disolución 10 .3 c) 1.4. Calcule la constante de ionización de un ácido débil monoprótico que está ionizado al 2.10 .9 g/ml de densidad. contenido en un volumen despreciable frente al de la disolución.a.10 C-21 . Sulfúrico que tenga el mismo pH que otra de ác.023 c) 0. así como su pH.055 d) 0. Calcule: PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE . Nota: El HCl en agua está totalmente disociado.10-2 d) Ninguno de ellos 3ª .2 M. b)La concentración de iones monocloracetato y de ácido sin disociar.El fluoruro de hidrógeno es un ácido que en disolución 0. c) La constante de la base Kb.65 x 10 .10 .5 % en disolución 0.El pH de esta disolución inicial de HA es: a) 1.2 M.3 2ª .01 M.95 %. Determine: a) El pH de la disolución si la Ka es 6. CH 3 -COOH.5 C-23 .13 y 0.4 M habrá que tomar? C-32 .023 b) 0.64 4ª .El grado de disociación de una disolución de amoniaco en agua es igual al 0. Con estos datos. Escriba la expresión de la constante Kc para este equilibrio.El ácido clorhídrico es un ácido fuerte el ácido acético. b) Grado de disociación del ácido benzóico. a) Calcule el grado de disociación (en %) de una disolución 1 M de cada ácido.05 M de ácido monocloroacético. b) Calcule el grado de disociación (en %) de una disolución 10 .Se desean preparar 250 ml de una disolución de amoniaco 1.0 M a partir de una disolución de amoniaco del 27 % en masa y de 0.340 b) 0. C-24 .La Molaridad y fracción molar de esta disolución del ácido HA son.93.C-19 .El ácido monocloroacético (CICH 2 -COOH)es un ácido de fuerza media con un valor de su constante de disociación K a = 1. señale la respuesta correcta en las siguientes preguntas: 1ª.287 d) 0.1M de ácido acético en agua vale: a = 1. 10 .10-4 b) 1. que tiene un 4% en masa de ác.7. Calcule: a) La concentración inicial de la base en esta disolución.10 M de dicho ácido. ¿ ¿Qué concentración de HCl en agua produciría el mismo pH y cual sería su valor?.5 L de una disolución con pH igual a 11.Determine el pH de un vinagre.10 .287 C-27 .Si a 100 mL de la disolución inicial de ácido le añadimos 1 gramo de HCl.41 b) 0. Calcúlese el pH de una disolución 0.1 %.El grado de disociación de una disolución 0.10 .5. Sabemos que su masa molecular es 62 y que el grado de disociación a.540mol/L y 0.4 moles de una base débil a un determinado volumen de agua permite la obtención de 0. c) El pH de ambas disoluciones ácidas. C-28 .Se disuelven 12. b) La concentración de iones OH .Se tiene una disolución de ác. es un ácido (débil con una constante de disociación igual a 1.3. C-35 .2 .374 M C-30 .de la misma.13 y 0. Calcule el pH de la disolución resultante DATOS: Ka para el ácido acético: 1.Calcule: a) El pH de una disolución acuosa 0.7.7 de 76 . DATO: Ka para el ácido cianhídrico : Ka = 4. Acético 1 M y se le añaden unas gotas de ácido clorhídrico concentrado de forma que la concentración de éste sea 0. C-20 .Se tiene una disolución acuosa de un ácido monobásico.. HA. b) El grado de disociación de una disolución 0. C-26 . Acético 0. c) Relacione las respuestas anteriores y justifique las variaciones que observe.4 C-22 . Calcule: a) La constante del ácido Ka.Un ácido monoprótico HB está ionizado un 4.1 M de la misma.77 d) 2. respectivamente: a) 1. ¿Cual es el grado de disociación del ácido acético en este vinagre? DATO: Ka para el ác.Una disolución 0. b.La adición de 0.La concentración de iones H+ y el pH de la disolución resultante serán respectivamente: a) 0.050 b) 0.053 c) 0.057 5ª.7.1 Molar se disocia un 10%.20 M de ácido acético está ionizada el 0. La concentración de H3O+ y OH.2 . DATO pKa = 2. E-04 .2 M de acetato de sodio. Calcule el pH de la disolución resultante.Se preparan soluciones 0.02 M de hidróxido de amonio b) El pH de otra disolución que contiene 0.2.4.CÁLCULO DEL pH EN DISOLUCIONES DE SALES D-01 .5 E-06 .será respectivamente: a) 1.8 .9 D-04 .7x10 .8. respectivamente.5 E-07 .1 Molar y Kb = 1. F = 18.10-9 c) 5.1 M.5 M en cloruro de amonio y 0. Sabiendo que la constante de disociación del ácido acético es Ka = 1. DATOS: Ka para el HF = 6.Calcular el pH de una solución 0.1 M.2 .Se tiene una disolución de acetato sódico 0.01 M.10 . en una solución 0.69.1 M de las siguientes sales. NH 4 Cl.10-5 b) 1.8 Grupo E.10-5 b) 0.La constante de ionización del hidróxido amónico a 25ºC es 1.5 ) E-05 .a) El volumen que hay que tomar de la disolución del 27 %.4.Determinar el % en que se encuentra disociado el ácido carbónico a la temperatura ambiente. la disolución resultante podrá actuar como tampón"..7 d) Ninguno es correcto 4ª.10 .35.8.10 .6.10 .10-7 . ambos a una concentración 0.01 M de CH 2 Cl-COONH 4 0.El grado de disociación .10 .La constante de ionización del hidróxido amónico es 1. Indicar cuál de ellas presenta el pH más elevado justificando la respuesta D-03 .5 D-02 .3 Grupo D.8.10-3 d) Ningún resultado es correcta 3ª.10.10 .4. De los indicadores ácido-base que se relacionan a continuación. Calcular: a) El valor del pH de dicha disolución b) ¿variará mucho el valor del pH si se añade una pequeña cantidad de hidróxido sódico? Justifique su respuesta.35.8.8.La constante Kb del ión acetato será: a) 1..10-5.5 se valora con H Br (Ácido fuerte) 0.12.8 de 76 .2 M a 25ºC.Calcular el pH de una disolución 0.Indicar si la siguiente afirmación es cierta o falsa.1 M.1 c) 8 d) 8.535 g de cloruro de amonio en 500 mL de agua c) Justificar brevemente los resultados obtenidos en el apartado b) y explicar.Tenemos una disolución reguladora constituida por una mezcla de ácido acético y de acetato sódico. justificando brevemente la respuesta: "Al mezclar NaOH y CH 3 .El pH de la disolución será: a) 9.0 D-05 . Ca(NO 3 ) 2 y NaNO 2. DATOS Ka para el ácido acético: 1. Calcular: a) El pH de una disolución acuosa 0. 10-5 Calcular el grado de ionización del hidróxido PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .1 M.9 c) 1.10 .10-8 b) 1.4. C-36 . DATO: Kb (amoniaco) = 1.5. Pesos atómicos: Na: 22. ".Calcular el pH de la solución resultante al añadir 4 g de NaF a 250 mL de HF 0. C-37 . 1.Tenemos una disolución acuosa pura de acetato de sodio 0.98 .8.Calcula el pH de una disolución que es 0.10-6 y 7.COOH en una proporción molar 1 : 2..10-10 d) Ningún resultado es correcto 2ª.10 .Una disolución de amoniaco 0. pKb = 4.10 .2 Fenolftaleína 8.99 E-03 .3 M? (Kb = 1.8 y 7.25 M.DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS o TAMPÓN E-01 .8.0 b) 9.9.0 Amarillo de alizarina 10.10 . explicando.Se mezclan 50 mL de una disolución 0. b) El pH de ambas disoluciones.4.1 . indicar.10-6 y 7. a 25ºC.35.5 .8 x 10-5 y que el producto iónico del agua es KW = 10-14 señale el resultado correcto en las siguientes preguntas. FeCl 3 . ¿Qué variación de pH se produce si a 25 mL de la anterior disolución se le añaden 5 mL de H Cl 0.2.4 .1 M de ácido acético con otros 50 mL de otra disolución 0. Ka 1 = = 7.4 M en amoniaco..10-5 c) 4. 1ª. asimismo las posibles diferencias con a) E-02 . Para dicha disolución se pide: a) Escribir el equilibrio de hidrólisis b) El valor del pH c) Calcular la molaridad del ácido acético presente “no disociado” DATOS: Ka para el HAc = 2. será: a) 7. sabiendo que su primera constante de disociación es 3. cual debería utilizarse para detectar el punto de equivalencia en dicha valoración: Indicador Cambio de color-Intervalo de pH Rojo de metilo 4. Datos: K ionización del ácido acético.01 M de H 3 PO 4 . a) 0. ¿Cuánto ácido nítrico teníamos en la disolución inicial?.Se hacen reaccionar 12. b) El pH de ambas disoluciones antes de iniciar la neutralización.14 g de la misma en un litro de disolución.001 M con 10. HOCI.10 M.Calcula: a) el pH de 50 mL de HCl de concentración 0. Ka = 10 .45 Molar.01 M de hidróxido amónico.Se quiere proceder a la valoración de 200 mL de una disolución de H 2 SO 4 empleando para ello una disolución o. Cl 3 C-COOH.8.0 mL de hidróxido sódico. Calcule: a) La concentración de la base.5 ) b) Si añadimos a esa disolución una cantidad de acetato de sodio en la proporción de 0.9 de 76 .Quince mL de una solución de NaOH necesitan para su neutralización 22 mL de HCI 1M.32 M com 50 ml de ácido clorhídrico 0. b) Suponiendo que el pH de la disolución inicial del ácido hipocloroso fuese igual a 4. c) el pH resultante de la mezcla de las disoluciones anteriores.10 Molar a 10 mL de ácido clorhídrico 0.Se dispone de una disolución acuosa de un ácido HA y su concentración es de 8 g/L. DATO: Ka a 25 ºC para el ácido acético es 1.8.El pH de la solución inicial de NaOH.10 M? B) ¿Alguno de los dos reactivos puede ser considerado como limitante? C) Indique detalladamente cómo prepararía la disolución ácida de 50 ml de H Cl 0.0. b) La disolución resultante al añadir a 500 mL de la disolución anterior 0. A) Calcule el pH de la disolución resultante. DATO: Constante de disociación del ácido.9 ml de una disolución de ácido clorhídrico 0.025 moles/L .5 ml de una disolución acuosa de hidróxido de sodio 0.5 ml de NaOH 0.2 M a 25 mL de NaOH 0.10 .1 M de KOH. Para ello se valoran con 20 ml de una disolución de NaOH obtenida al disolver 80 g del mismo el 4 litros de agua. sabiendo que se disuelven 28.Un vaso de precipitados contiene 100 mL de una disolución de ácido hipocloroso. Calcule la concentración del ácido.25 M H Cl. b) el pH de 50 mL de Ba(OH) 2 de concentración 0.5 F-13 . 0.20 M NaOH b) 0. que pesa 1. Calcule la constante de disociación del ácido . 0. . Sabiendo que su masa molecular es 62 y que está disociado en un 30%.85 g se disuelve en 100 ml de agua y la disolución se neutraliza con 20 ml de una disolución de hidróxido sódico. PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .Una muestra de ácido tricloroacético. Calcular: a) ¿Cual será la concentración del ácido? B) Cual será el pH de la disolución inicial del ácido? ¿Y el de la disolución resultante de la neutralización? F-11 .20 M H Cl.Se añaden lentamente una disolución de ácido acético 0. Calcular el peso de NaOH contenido en 1 L de solución. ¿variará el pH sensiblemente? Calcular el pH resultante.A) ¿Cual es el pH resultante cuando se mezclan 12. de concentración desconocida. c) ¿Cual será la concentración de iones CIO . un volumen de HCl concentrado que contenga 1gramo de ácido.una vez alcanzado el punto de equivalencia? F-07 .51 M F-08 .0 ml de ácido clorhídrico de concentración desconocida se obtiene una disolución de pH = 10.100 M de NaOH. encontrando que el punto de equivalencia se alcanza cuando hemos agregado 40.32 M con 50 ml de HCl 0. F-02 .Se pide: a) Calcule el valor del pH de una disolución 0.0.46 ¿cuál será el valor Ka del ácido? ¿Cual será su grado de disociación?. Calcular: a) La concentración inicial del ácido.Al mezclar 10.9 F-03 .12 M H Cl.01 M. 10 . del cual se toma 20 ml que necesitan para su neutralización 24.05 M de ácido acético (Ka = 1. F-09 .0 ml de una disolución de hidróxido de sodio 0. ¿Cuál es el pH de la disolución resultante? F-10 . 2. Al realizar la neutralización resulta que se han consumido 300 mL de la disolución básica. calcular el grado de disociación y la concentración de protones en la disolución resultante F-06 .Se quiere saber cuantos gramos de ácido nítrico hay en 50 mL de una disolución. c) Coméntese brevemente la variación observada en el grado de ionización del hidróxido amónico en a) y b).Se añaden 40 mL de hidróxido de sodio 0.Establecer las especies iónicas principales presentes en las disoluciones obtenidas mezclando volúmenes iguales de las disoluciones indicadas y calcular el pH de la disolución resultante. 0.El pH en el punto de equivalencia. b) ¿Alguno de los reactivos tendría la consideración de limitante? ¿Por qué? F-05 .15 M NaOH F-14 .01 M.El pH de la solución al añadir los 5 primeros mililitros de ácido acético 3.2 M. ¿A qué se debe esta variación? E-08 .535 g de cloruro amónico. Para conocerla valoramos la disolución anterior con una disolución 0.REACCIONES ÁCIDO-BASE F-01 .Hallar la pureza de una sosa cáustica comercial impurificada con cloruro de sodio.25 M NaOH c) 0. Conocida la masa molecular del HCI = 36'5 y considerando despreciable el volumen de HCl añadido frente al de la disolución. C) Razonar brevemente el resultado obtenido en b) Grupo F. ¿Cual es su Molaridad? F-12 . Después de añadir a 100 cm 3 de la disolución anterior. Calcular: 1.10 M partiendo de HCl 12 Molar F-04 .amónico y el pH de: a) Una disolución 0. b) 5 mL de una disolución de NaOH de concentración 0.2 M de ácido sulfúrico serán precisos para neutralizar 40 mL de una solución que contiene 4 g/L de hidróxido sódico? F-18 .Una muestra de 500 mg de un ácido monoprótico fuerte se neutralizó con 33.Calcular el pH de una disolución preparada mezclando volúmenes iguales de las disoluciones siguientes: a) HCI 0.10 de 76 .04 MoIar PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .5 F-17 .10 .16 mI de disolución 0. DATOS: constante Ka = 1.Calcule el pH de: a) 20 mL de una disolución de ácido acético. Calcule: a) La masa molecular del ácido. b) El pH de la mezcla cuando se hubieran añadido 40 mI de la base. c) La mezcla de las dos disoluciones suponiendo que los volúmenes son aditivos.4 g/l de NaOH c) KOH 0.15 M de KOH.05 M.01 M.F-15 . de concentración 0.8.¿Cuántos mL de solución 0. CH3-COOH. suponiendo un volumen final de 50 mI.2 Molar b) Una disolución que contiene 6. F-16 . CÁLCULO DE pH A-01 .7 A-05 . sustituimos directamente en la fórmula. por lo que pH + pOH = 14.CONCENTRACIONES DE ÁCIDOS Y BASES.10 .3 . d) [H + ] = 1.3 RESOLUCIÓN El concepto de pH fue definido por Sörensen como: pH = . al existir en esa disolución moléculas de agua.Calcúlese la concentración de iones hidróxido en cada una de las siguientes disoluciones: a) [H + ] = 1.El ácido fosfórico: H 3 PO 4 .Si el pH de una disolución es 3. Escríbanse las ecuaciones correspondientes a la pérdida del primero.14 M.6. por lo que aplicandolo a estos datos. pH = . cuya disociación es: H 2 O <===> H + + OH . por lo que: [H 3 O ] = 10 = 1.10 M. Viene dado por la expresión. en la cual la constante de disociación es: 10 . ya que es la forma en la que se encuentran los protones en las disoluciones acuosas. segundo y tercer protón RESOLUCIÓN Las sucesivas pérdidas de los protones del ácido fosfórico tienen lugar de acuerdo con las ecuaciones: H 3 PO 4 <==> H + + H 2 PO 4 H 2 PO 4 .Lg [1.10 . puede perder tres protones. al aplicar logaritmos y cambiar de signo: 14 = (-lg [H + ] ) + (-lg [OH .75 6. deja libres protones: H Cl <===> Cl . * RESOLUCIÓN PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .10 -3 ] = 2.5.].11 de 76 . aunque es más correcto utilizar los hidrogeniones.10 .75. b) [H + ] = 1. tendremos que: + .5. ==> pOH = 14 .Lg [H + ] Por tanto.78.. cada protón se combinará con una molécula de agua uniéndose mediante un enlace covalente coordinado al átomo de oxígeno para formar hidrogeniones de acuerdo con la reacción: H + + H 2 O <===> H 3 O + . en la cual.+ H + siendo la concentración de éstos la que nos va a indicar la acidez de esa disolución.] .El pH de una disolución vale 6.82 A-04 .lg [H 3 O + ] .7 M.10 . y nos quedará: pH = . [OH .PROBLEMAS RESUELTOS Grupo A.12 M. El pH es una herramienta matemática que se utiliza para expresar con más facilidad en carácter ácido de una sustancia. dado que nos dan la concentración de protones de la disolución: [H + ] = 1.<==> H + + H PO 42 H PO 4 2 .lg [H 3 O + ]. de ahí que se utilicen indistintamente los protones o los hidrogeniones para indicar la acidez de una disolución.<==> H + + PO 4 3 - A-02 .10 .] ).Calcúlese el pH de una disolución cuya concentración de protones es 1. donde llamamos pH = -lg [H + ] Y pOH = -lg [OH .10 .14 = [H + ] . No obstante. ¿cuál es el pOH? RESOLUCIÓN La relación entre los valores del pH y del pOH se obtiene a partir del producto iónico del agua. Por lo tanto en este caso si pH = 3.75 = .3 = 11 A-03 .5.10 . c) [H + ] = 1. Calcúlese la concentración de iones H 3 O + RESOLUCIÓN Cuando se disocia un ácido en disolución acuosa. 4 Molar.] = 10 0 = 1 Molar. [OH .10 .12 M . podemos calcular directamente la concentración de iones hidróxido sin más que sustituir en la expresión del producto iónico del agua: a) [H + ] = 1.. se ha convertido en una base.14 = 0 .2 Molar A-06 . mientras que una base es aquella sustancia capaz de aceptar un protón del disolvente. se convertirá de nuevo en el ácido HA.10 ) = 10 .7 Molar.] ).lg(1.10 . d) [H + ] = 1. pOH = 14 .10 = 4 [OH . O bien: pH = . Cuando se trata de un ácido fuerte (aquel que se encuentra totalmente disociado) esa reacción está muy desplazada hacia la derecha. lo cual indica que el ácido tiene mucha tendencia a ceder el protón (ácido fuerte) mientras que su base conjugada tiene muy poca tendencia a aceptar el protón del disolvente (base débil).12 = 2 [OH .10 -14 M . A) Por todo lo anterior. de manera que en la disolución se encontrará mayoritariamente en forma de ácido HA.12 ) = 12 .7 M . por lo que esta afirmación es también CIERTA. A-07 . Así.El ión hidrogenosulfato (HSO 4 -) es anfótero.10 . Si se tratase de un ácido débil. b) [H + ] = 1.7 = 7 .. el ácido HA en agua: HA + H 2 O <===> A . pOH = 14 .lg(1. al aplicar logaritmos y cambiar de signo: 14 = (-lg [H + ] ) + (-lg [OH . O bien: pH = .+ H 3 O + donde el ácido es el HA. es decir.10 . una parte del propio ácido. que es su base conjugada ya que si acepta un protón del disolvente. por lo que pH + pOH = 14.5 ) es una base fuerte.12 de 76 . RESOLUCIÓN La teoría de Brönsted y Lowry establece el concepto de ácido y base conjugados.] = 10 . donde llamamos pH = -lg [H + ] Y pOH = -lg [OH . como ya hemos explicado antes. C) La propia definición de ácido y base conjugados ya nos indican que se diferencian ambos en un protón. b) La base conjugada de un ácido débil (Ka = 1. pues le cede su protón al agua.14 ) = 14 .7 ) = 7 . [OH . De esta manera. la reacción anterior se encontrará muy desplazada hacia la izquierda dado que el ácido al ser débil tiene poca tendencia a ceder protones al disolvente.lg(1. en la cual. en sí misma.] . cuya disociación es: H 2 O <===> H + + OH .10 .lg(1. pOH = 14 .]. [OH . mientras que su base conjugada tendrá mucha tendencia a aceptar protones del disolvente.14 = [H + ] . a) Escriba y nombre todas las especies que participan en la reacción del anión hidrogenosulfato con agua PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE . podemos deducir que un ácido NO REACCIONA con su base conjugada ya que ésta es.10 .] = 10 . En este caso.8. cuando un ácido cede un protón al disolvente se convierte en una especie que es capaz de aceptar un protón del disolvente. Por tanto la afirmación A) es FALSA B) Si el ácido es débil su base conjugada es fuerte: Esta afirmación es CIERTA.Aplicando la teoría de Brönsted y Lowry razona si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Un ácido fuerte reacciona con su base conjugada dando una disolución neutra. c) [H + ] = 1.] = 10 . de tal manera que un ácido es aquella sustancia capaz de ceder un protón al disolvente.10 M .10 . c) Un ácido y su base conjugada se diferencian en un protón. convirtiéndose en el ion A . llamada base conjugada.10 .pH . O bien: pH = . O bien: pH = . en la cual la constante de disociación es: 10 .La relación entre los valores del pH y del pOH se obtiene a partir del producto iónico del agua. o bien hacerlo por medio del pH: pOH = 14. pOH = 14 . + ÁCIDO 2 H3O+ H3O+ H3O+ Siendo BASE 1 la base conjugada del ÁCIDO 1 y BASE 2 la base conjugada del ÁCIDO 2 A-09 . b) Escriba y nombre todas las especies que participan en la reacción del anión hidrogenosulfato con agua cuando actúa como base. Justifique la respuesta.13 de 76 . H 3 O + . que define los ácidos como “aquellas sustancias que son capaces de ceder protones al disolvente”. un ácido es aquella especie que es capaz de ceder protones al disolvente. el ácido conjugado y la base conjugada. Ácido conjugado-2: H 2 SO 4 A-08 . cuando una sustancia cede un protón al disolvente. actuará como base: HSO 4 .+ H 3 O + donde los pares ácido-base que actúan son Ácido-1: HSO 4 . se comporta como un ácido y.+ H 2 O <===> SO 4 2 . teniendo en cuenta estas definiciones. radical o ion capaz de aceptar pares de electrones”..+ H 2 O —> SO 4 2 .Para cada una de las siguientes reacciones acuosas identifique el ácido.+ H 2 O —> H 2 SO 4 + OH donde los pares ácido-base que actúan son Ácido-1: H 2 O . Para las sustancias dadas son: ÁCIDO 1 HF + H 2 SO 4 + HSO 4 . Ácido conjugado-2: H 3 O + B) Pero si este ion hidrogenosulfato acepta un protón del agua. A) Si el ion hidrogenosulfato se encuentra en disolución acuosa. Por tanto un ácido y su base conjugada se diferenciarán en un protón (el ácido tiene un protón más que la base). radical o ion capaz de ceder pares de electrones”.+ H 3 O + RESOLUCIÓN El concepto de ácido y base conjugado procede de la teoría ácido-base de Brönsted. se convierte en una especie susceptible de perderlo..+ BASE 2 H2O H2O H2O <===> <===> <===> BASE 1 F.cuando actúa como ácido. el ion Cl .es un ion muy estable que no es capaz de aceptar electrones por tener completa su envoltura PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE . mientras que una base “es cualquier sustancia. Base conjugada-1: OH Base-2: HSO 4 .+ H 3 O + b) H 2 SO 4 + H 2 O <===> H 3 O + + HSO 4 c) HSO 4 .+ HSO 4 . la base. Por tanto. mientras que una base es aquella especie capaz de aceptar protones del disolvente. se convierte en una especie susceptible de volver a aceptarlo (es su base conjugada) y viceversa: Cuando una sustancia acepta un protón del disolvente. Base conjugada-1: SO 4 2 Base-2: H 2 O . c) Identifique los pares ácido-base para las dos reacciones anteriores. NH 3 . es decir.Para las siguientes especies ¿Cuales de ellas se comportan como ácidos y cuales lo harán como bases: Cl . NH 4 + y SH RESOLUCIÓN El los dos primeros casos vamos a tener presente la teoría ácido-base de Lewis: “Un ácido es cualquier sustancia.+ SO 4 2 . en un ácido (el ácido conjugado). mientras que las bases serán “aquellas sustancias capaces de aceptar protones del disolvente”. actuará como ácido cuando le ceda el protón que tiene al agua: HSO 4 . a) HF + H 2 O <===> F . RESOLUCIÓN: De acuerdo con la teoría de Brönsted y Lowry.. Fe 3 + . al ceder ese protón. que define los ácidos como “aquellas sustancias que son capaces de ceder protones al disolvente”. pero sí puede aceptar pares de electrones. en solución acuosa.es de 5.] = 10 . radical o ion capaz de ceder protones al disolvente” .electrónica. Si el disolvente fuera el agua. la reacción ácido base correspondiente: a) H 3 O + . radical o ion capaz de aceptar protones del disolvente” Por tanto.10 . es. En este caso ambos se comportarán como ácidos ya que el átomo de B tiene defecto de electrones y es capaz. mientras que una base “es cualquier sustancia. sus reacciones serían: NH 3 + H 2 O <===> NH 4 ++ OH SH .+ H 2 O <===> S 2 . .[OH . pues. Se comportarán como ácidos las siguientes sustancias: H 3 O + + H 2 O <==> H 2 O + H 3 O + La base conjugada del H 3 O + será el H 2 O + HF + H 2 O <==> F + H 3 O La base conjugada del HF será el F 2+ HCO 3 + H 2 O <==> CO 3 + H 3 O La base conjugada del HCO 3 será el CO 3 2 Se comportarán como bases las siguientes sustancias: NH 3 + H 2 O <==> NH 4 + + OH El ácido conjugado del NH 3 será el NH 4 + Cl + H 2 O <==> H Cl + OH El ácido conjugado del Cl . [H + [H + ]. El catión Fe 3 + no tiene tendencia a ceder más electrones. el SH . por lo que tampoco se comportará como base. pero tampoco tiene tendencia a ceder sus electrones de la última capa.se comporta como ácido y como base. de las siguientes especies: Escriba en cada caso.¿Cuál es la concentración de H + en una disolución acuosa cuya concentración en OH .+ H 3 O + Mientras que los que se comportarán como bases son NH 3 y SH . mientras que las bases serán “aquellas sustancias capaces de aceptar protones del disolvente”. teniendo en cuenta estas definiciones. sus reacciones serían: H 3 O + + H 2 O <===> H 2 O + H 3 O + NH 4 + + H 2 O <===> NH 3 + H 3 O + SH . Para el resto de los casos.14 de 76 PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL . que define los ácidos como aquellas sustancias capaces de aceptar pares de electrones. se comportarán como ácidos aquellos que contengan protones susceptibles de ser cedidos.. Si el disolvente fuera el agua. su acidez o basicidad la podemos explicar por medio de la teoría ácido-base de Brönsted: “Un ácido es cualquier sustancia. e) BI 3 . una sustancia anfótera A-10 . de aceptar el par de electrones solitarios que tiene el oxígeno del agua formando un compuesto de adición (ion o compuesto hidratado) no pudiendo hablarse propiamente de base conjugada B 3 + + H 2 O <==> H 2 O:B 3 + y BI 3 + H 2 O <==> H 2 O:BI 3 A-11 . por lo que se comportará como un ácido de Lewis. d) B 3 + .. por tanto. como vemos.será el H Cl NO 3 + H 2 O <==> HNO 3 + OH El ácido conjugado del NO 3 .2 Molar R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE . a saber: H 3 O + . b) NH 3 .14 . g) HF . h) HCO 3 RESOLUCIÓN El concepto de ácido y base conjugado procede de la teoría ácido-base de Brönsted.14 mol/L? RESOLUCIÓN La relación entre el pH y el pOH viene dada por el producto iónico del agua: . y de ahí: ] = 0.será el H 2 CO 3 En los casos del B 3 + y del BI 3 hemos de tener en cuenta la teoría ácido-base de Lewis. pues ambos son capaces de aceptar protones. c) Cl .Indique la base o el ácido conjugado. por lo que no se comportará como base. f) NO 3 -. NH 4 + y SH .+ H 2 O <===> SH 2 + OH Donde..será el HNO 3 HCO 3 + H 2 O <==> H 2 CO 3 + OH El ácido conjugado del HCO 3 . por lo que en este caso sustituimos directamente en esta expresión : pH = . básica o neutra.COO . indicando si la disolución final será ácida. cediéndole a ésta un protón. así.2 iones-gramo /litro.12 Molar A-13 .] = 7.33.100 M de CH3COOH es 1.33.15 de 76 .3 ).] = . y nos quedará: pH = . de cada uno de los siguientes iones.La concentración de iones hidroxonio.es un ion procedente de la disociación de un ácido fuerte (el HCl) por lo que no reaccionará con el disolvente..Lg (5. Acético: PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL CH 3 . agua d) CH 3 . Calcúlese el pH.12 A-14 .10 .10 . [OH . ¿Cuál es la concentración de OH. por lo que como en este caso conocemos la concentración de protones. no reaccionarán con los iones procedentes de la disociación del agua: H + o bien OH .es un ion procedente de la disociación de una base fuerte (el KOH) por lo que no reaccionará con el disolvente. tendremos: (1.14 de donde [OH .10 .A-12 .0076 mol/l.52. [H + ].2 ) = 1. tenemos que: a) NH 4 + : se trata de un ion procedente de la disociación de una base débil (el amoniaco) por tanto reaccionará con el disolvente. Calcular el pH.10 . por lo que se trata de un ácido de Brönsted.COO .10-3 mol/l. en caso de haberla.COOH) R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE . dado que nos dan la concentración de protones de la disolución: [H + ] = 0.3 A-15 .se trata de un ion procedente de la disociación de un ácido débil (el ác.Lg [H + ] Por tanto.[OH ] = 10 .0076 . RESOLUCIÓN El concepto de pH fue definido por Sörensen como: pH = . sí reaccionarán con el agua intercambiando protones con ella.Escriba las ecuaciones iónicas para la reacción en disolución acuosa. a) NH 4 + b) Cl c) K + d) CH 3 .de esa disolución? RESOLUCIÓN La relación entre las concentraciones de [H + ] y de los [OH-] en las disoluciones acuosas viene dada por el + .Lg [H 3 O + ].0076 ] = 2.Lg [0.COO RESOLUCIÓN Si se trata de iones procedentes de ácidos o bases fuertes. pero si proceden de la disociación de ácidos o bases débiles. sustituimos directamente en la fórmula. agua c) CH 3 . RESOLUCIÓN El pH se define como: pH = .La concentración del ion hidrógeno. agua. en una disolución de ácido clorhídrico diluida es de 0. (H 3 O + ). la reacción que tiene lugar entre ambos es: NH 4 + + H 2 O <==> NH 3 + H 3 O + b) Cl .La concentración de [H + ] de una disolución 0. de una disolución es igual a 5.14 producto iónico del agua: [H ] .[OH-] = 10 . aceptando de ésta un protón.por tanto reaccionará con el disolvente.COO . por lo que se trata de una base de Brönsted. la reacción que tiene lugar entre ambos es: CH 3 .COOH + OH - PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE . agua.16 de 76 .+ H 2 O <==> CH 3 . pH = 12.5.] = 10 .5.5.y como pH + pOH = 14 pH = 14 .lg[H + ] = .0 .1 0 . O = 16.10 . y se habrá formado esa misma cantidad de los dos iones que se producen: el H 3 O + y el Cl .24] => pH = 0.10 .lg[H + ] = .].1.2 --<=> <=> H+ + --5.5.2 pH = . M = 0. N = 14. pH = .Lg [OH .2 --KOH Inicial En equilibrio 2.26 K+ + --2. en disolución acuosa estará completamente disociado.10 .ÁCIDOS Y BASES FUERTES B-01 .Se disuelven 2.0 + 3.2 -2 pH = -lg [H + ] . b) 2.10 . el pH y el pOH de H Cl 0..16.01 => pH = 2 El pOH se determina teniendo en cuanta que la relación entre éste y el pH es: pH + pOH = 14.6 .3 g de ácido nítrico en agua suficiente para obtener 150 mL de disolución.01 M RESOLUCIÓN Dado que el H Cl es un electrolito fuerte.1 0 .2 pH = 1.2 pOH = -lg [OH -+ ]. Sus equilibrios de disociación son: HNO 3 Inicial En equilibrio 5.24 Molar Para determinar el pH de esta disolución.24 --<===> H+ --0.4 B-03 . por lo que al establecerse el equilibrio no nos quedará nada de H Cl sin disociar. su equilibrio de disociación será: H Cl <===> INICIAL EN EQUILIBRIO 0. como pOH = .0 = 63 La molaridad de la disolución obtenida es: .2 M de KOH RESOLUCIÓN En ambos casos se trata de electrolitos fuertes. Calcular el pH.10 .5.0 .5.] ==> [OH .10 OH --2. Así. que es: HNO 3 inicial En equilibrio 0.24 + NO 3 --0. por lo tanto: 2 + pOH = 14 .Calcule los [H 3 O + ].4 .5.01 [H 3 O +] = 0.lg 5.0 + 14.lg 2.2 pOH = 1. hemos de tener en cuenta la estequiometría de la disociación del ácido nítrico. y por tanto completamente disociados. [OH .01 ---H3O + + Cl ---1 ---0.Grupo B.5.10 . pOH = .0 RESOLUCIÓN El Peso molecular del ácido nítrico es: HNO 3 = 1. si se supone la disociación completa.01 = 10 .2 M de HNO 3 .12 R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .lg[0.Calcular el pH de las siguientes disoluciones acuosas: a) 5.5.5.17 de 76 PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL . pOH = 12 Y por tanto.61 B-02 . DATOS: H = 1.lg 0.24 Y teniendo en cuenta que el pH es: pH = .10 -2 NO 3 --5.6 = 12. 7 . es decir.70 Obviamente al tratarse de una disolución de un ácido fuerte en agua. al disociarse. por lo que la concentración de ambos en el equilibrio es la misma.donde vemos que se forma la misma cantidad de iones H + que de iones OH .8 pH = .05 mL). y debe cumplirse que [H 3 O + ] . si realizásemos los cálculos de la forma habitual. cosa que no sucede si realizásemos los cálculos de esta forma.iones OH .8 ----H3O+ + --2 . [H + ] = 10 .los procedentes de la disociación del agua .8 Cl - --2 .4 y estas moles estarán disueltas en un volumen que es la suma del volumen del agua destilada (100 mL) más el volumen de esta disolución que le hemos añadido (0. 10 .10 .lg[H 3 O + ] pH = . 10 . el pH de la disolución resultante debe ser siempre menor de 7 (disolución ácida). pH B) Al añadirle 0.8 ) más los procedentes de la disociación del agua Además. la concentración en H Cl de la disolución obtenida es: M= = 5.05 mL de H Cl 10 M.más las de los iones OH .. 10 = .10 . el número de cargas positivas..3 .8 .3 Cl ---5. pH = 2. por lo que en el equilibrio tendremos: . que en la + disociación del agua destilada de cumple que: [H ] = [OH ] y dado que la expresión del producto iónico del + .10 .lg [H + ] = .10 ----3 H+ + ---5. 10 .8 = 7. al hacer un balance de las cargas eléctricas.10 .3 pH = .10 .).lg 10 . obtenido a partir de la expresión de la Molaridad. el número de moles de ácido que le añadimos. PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE . en este caso hemos de contemplar la simultaneidad de ambos procesos de los cuales el correspondiente a la disociación del H Cl es completo.] = 2. En estos casos de disoluciones extremadamente diluidas no podemos despreciar la disociación del agua. que hacen un total de 100.lg[H + ] = .14 Por lo tanto.14 . Así.iones H 3 O + los procedentes de la disociación del H Cl ( que son 2.8 M de ácido clorhídrico.Calcule el pH de una disolución 2. =7 Nº moles de H Cl = 5.iones Cl .30 B-05 . también aporta iones H 3 O + a la disolución H 2 O <===> H 3 O + + OH .lg 5.7 y por tanto pH = .Calcule de un modo razonado: a) ¿Cual es el pH de 100 mL de agua destilada? B) ¿Cual será el pH después de añadirle 0.14 ==>[H + ] 2 = 10 . estará completamente disociado: H Cl <===> INICIAL EN EQUILIBRIO 5. resultará que: [H + ] [H + ] = 10 . nos quedaría: H Cl <===> INICIAL EN EQUILIBRIO 2 . la cual.10 .B-04 .18 de 76 .[OH .lg 2. y por tanto está completamente disociado.10 .14 agua es: [H ] .10 .05 cm 3 de ácido clorhídrico 10M? RESOLUCIÓN A) La disociación del agua es: H 2 O <===> H + + OH . es: M = .3 Molar Dado que el H Cl es un ácido fuerte. RESOLUCIÓN Teniendo en cuenta que se trata de un ácido fuerte. que son las de los iones H 3 O + ) ha de ser igual al de cargas negativas (las de los iones Cl . [OH ] = 10 .los procedentes de la disociación del H Cl : [Cl .05 mL.10 .] = 10 . 14 = 0. al resolverla: determinar la concentración de protones en el equilibrio: PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL x = 4. por lo que es completa : H 2 SO 4 <===> Inicial En equilibrio 0.2 RESOLUCIÓN El H 2 SO 4 es un ácido diprótico que se ioniza en dos etapas.[H 3 O + ] = [Cl . planteamos un sistema que hemos de resolver: Vamos a eliminar [OH .] despejándola en la tercera ecuación: en la primera ecuación y así: grado siguiente: y sustituyendo donde nos queda la ecuación de 2º [H 3 O ] .x)mol/L de ion HSO 4 .2.10 .[H 3 O ] .x H+ + --0.7 y por tanto el pH es: pH = .2.1.5.2.10 . podemos decir que con mucha aproximación que el valor del pH = 7 B-06 .01 --- H+ + --0.10 .que se disocian.10 . Sustituyendo todos estos valores en la expresión de la constante de equilibrio correspondiente a esta segunda disociación: . Al alcanzarse este segundo equilibrio nos quedarán en la disolución (0.01 En una segunda etapa se disociará el ion Hidrogenosulfato. (0.01 0.10 + 2 -8 .10 + .10 .(los que teníamos menos los que se han disociado).957 (*) En estos casos de disoluciones extremadamente diluidas. al desarrollarla.<===> Inicial En equilibrio 0. y es [H 3 O + ] = 1.]. que se habrán formado en esta segunda disociación. pero ahora ya esta disociación no es completa: HSO 4 .lg 1. pH = 6.105. podemos despreciar los protones procedentes de la disociación del ácido.105.010+x) mol/L de iones H + (los que teníamos después de la primera disociación más los que se han formado en esta segunda disociación) y (x) mol/L de iones SO 4 2 -.010 + x SO 4 2 --x Siendo “x” el nº de mol/L de ion HSO 4 .x . la primera de ellas es: H 2 SO 4 <===> H + + HSO 4 -.] + [OH . por ello. Con todas estas ecuaciones.4 = 0 De la cual. nos queda la ecuación siguiente: x 2 + 2.7 .lg [H 3 O + ] = .010 .010 Molar de ácido sulfúrico sabiendo que K a 2 = 1. por lo que en la disolución solamente consideraremos los procedentes del agua. la cual corresponde a la ionización de un ácido fuerte.Calcule el pH de una disolución 0.010 .2.2. la cual hemos de resolver: de ella solamente obtenemos una solución válida (la otra es negativa y una concentración no puede ser negativa).19 de 76 .01 HSO 4 --0. expresión que.3 y con este dato podemos ya R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .10 . 010 + 4. pH = 1. Vamos a calcular la cantidad de protones (nº de moles) de H + que se originarán cuando se disocia completamente la cantidad de cada uno de los ácidos presente en 25 mL de su disolución: . se calcula a partir de la expresión de la Molaridad: . Nºmol = 0.20 de 76 .lg[0.DISOLUCIÓN 2: inicial En equilibrio H 2 SO 4 0.04 --- <===> 2. (Considerense los volúmenes aditivos) RESOLUCIÓN: Cuando se mezclan dos disoluciones de dos ácidos fuertes.Calcular [H+] y pH de una disolución de HNO3 0.[H + ] = 0.0.09 .08 + SO 4 2 --0.04 Y el nº de moles de iones H + presentes en los 25 mL que tomamos de esta disolución.025 = 0.0145.H + --0.002 .09 Molar en H + = 1.10 .3 = 0.002 --<===> H+ --0 + NO 3 --0 [H + ] = 0.0020 mol de H + procedentes del H 2 SO 4 La concentración de protones de la disolución resultante al mezclar ambas se obtiene también a partir de la expresión de la Molaridad.04 M Calcular el pH de la disolución obtenida al mezclar 25 mL de cada disolución. en la que al estar completamente disociado será: HNO 3 inicial En equilibrio Donde vemos que 0.1.1 + Cl --0.7 B-08 .lg 0. pH PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .lg[H + ] = . M = 0.0145 mol/L ===> pH = .0. hemos de tener en cuenta la estequiometría de la disociación del ácido nítrico.010 + x = 0.Se dispone de los siguientes volúmenes de dos disoluciones diferentes: Disolución 1: 50 mL de HCl 0.DISOLUCIÓN 1: inicial En equilibrio HCl 0. así: .0025 mol de H + procedentes del HCl .04 El pH de esta disolución lo obtendremos aplicando la fórmula del pH: pH = . y el volumen total será también la suma de los volúmenes de ambas.08.1 Y el nº de moles de iones H + presentes en los 25 mL que tomamos de esta disolución. si está ionizada el 100%.1 --<===> H+ --0.002 M.84 B-07 . y dado que el pH es: pH = . se calcula a partir de la expresión de la Molaridad: .1 M Disolución 2: 50 mL de H 2 SO 4 0.lg[H + ] = .025 = 0.5. la cantidad de protones presentes en la disolución será la suma de los procedentes de la disociación completa de ambos ácidos.lg 0. Nº moles = 0.002] => pH = 2. RESOLUCIÓN Para determinar el pH de esta disolución. teniendo en cuenta que el nº total de moles de H + será la suma de los procedentes de ambas disoluciones. Este dato lo colocamos en la tabla. y así.1000 g/mL. V = 9.05 moles de ácido sulfúrico. Sulfúrico diluido al 49% en peso y d=1. expresándolo también en moles: n = 539/98 = 5.1 moles . = 5.5 Molar Y para determinar el pH.1000 = 1100 g De esta cantidad sabemos que el 49% es soluto y así: g soluto = 1100 . por lo que estará completamente disociado.1 mL de H 2 SO 4 B-10 .5.5 moles ---+ DISOLVENTE 561 g DISOLUCIÓN = 1100 g 1 litro = 1000 ml A partir de él.1. en este caso el ácido sulfúrico: H 2 SO 4: => 1. Na 2 SO 4 + 1 mol 2. soluto o incluso disolvente. dato que colocaremos en la tabla en la correspondiente casilla SOLUTO Masa Volumen 539 g = 5. por lo que la cantidad restante será disolvente agua: 1100 .49 = 539 g soluto ác.Se tiene un ác. Nº moles NaOH: 0. así: H 2 SO 4 Inicial En equilibrio 5. se calcula la Molaridad de la disolución: .5 M de NaOH RESOLUCIÓN Determinamos el peso molecular del soluto.04 Para calcular la cantidad que reaccionará con el NaOH. b) ¿Qué volumen de agua hay que añadir a la disolución anterior para que el pH sea 11 ? RESOLUCIÓN PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .21 de 76 . determinamos la masa de la disolución partiendo de la densidad de la misma (1. Sulfúrico.5 ---<===> 2. 1.10 . que puede ser cualquiera.lg11 .5 pH = . y el volumen que contiene ese nº de moles se obtiene también a partir de la expresión de la molaridad: .B-09. ya sea cantidad de disolución.5 moles Y ya con estos datos. hemos de tener en cuenta la reacción entre ambos: H 2 SO 4 + 1 mol X 2.539 = 561 g de agua. a) Calcular los gramos del álcali que se utilizan en la preparación de esta disolución.2 + 32 . En este caso vamos a tomar como referencia 1 litro de disolución.lg[H + ] pH = .1 moles.5 = 11 SO 4 2 ---5.2 = 0.1000 g/ml). 4 = 98.El pH de 1 litro de disolución de hidróxido sódico es 12.NaOH —> 2 moles 0.5. 1 + 16 . la cantidad de ácido sulfúrico necesaria es: = 0.H + + ---2.3 Litros = 9. tenemos que tomar una cantidad de partida.d = 1000 . Calcular su pH así como la cantidad de la misma que se necesitará para neutralizar 200 mL de una disolución 0. hemos de tener en cuenta que el ácido sulfúrico es un ácido fuerte. pH = .0.H 2 O 2 moles Donde la cantidad de NaOH la obtenemos a partir de la expresión de la Molaridad: . 0. que es: m = v.0 Para completar la tabla.1. 15 .11 = 3 .22 de 76 . si lo hiciéramos así. y como el volumen de la disolución inicial era de 1 litro.3 RESOLUCIÓN La reacción de disociación de este ácido. V = 10 Litros. repetiremos los cálculos anteriores para determinar la concentración de la disolución de NaOH: Si ahora el pH = 11 ==> pOH = 14 .pH = 14 .] = 10 . .001 Molar Dado que para preparar esta disolución le hemos añadido solamente agua.x <===> ClCH 2 -COO ---x + H+ ---x Siendo “x” el número de mol/L de ác.01 = c.001 = c.01 Molar La cantidad del mismo que se necesita para preparar esta disolución se obtiene partiendo de la expresión que nos da la Molaridad de una disolución: .Si el pH = 12 ==> pOH = 14 . la concentración inicial del NaOH es: [NaOH] = 0. de donde g = 0.10 . vamos a calcular el volumen de la misma: .pH = 14 . por lo que con este dato y con la concentración de esta última disolución.41.1 0.1. de donde obtenemos que: ..12 = 2 . le hemos tenido que añadir la diferencia: V agua añadido = 10 .Calcular el pH de una solución 0. por lo que no se debería despreciar el valor de “x” frente al 0.que se forman. la estequiometría de su disociación es (Suponemos una concentración inicial “c”) NaOH <===> Inicial En equilibrio y dado que [OH - Na + + ---c OH ---c c ---- ] = 0.01 M Teniendo en cuenta que el hidróxido de sodio es un electrolito fuerte y está completamente disociado. la cantidad de soluto NaOH será exactamente la misma que teníamos en la primera disolución: 0. el valor de la constante de disociación nos indica un ácido de fuerza media.4 gramos.1 M de ácido monocloroacético (ClCH 2 -COOH). la concentración inicial del NaOH es: [NaOH] = 0.4 g de NaOH se necesitan Si le añadimos agua hasta que el pH sea 11. por lo que: [OH .1 = 9 litros de agua B-11 . En este caso. es: ClCH 2 -COOH Inicial En equilibrio 0.2 = 0. y serán también las de H + y del ion cloroacetato ClCH 2 -COO . sería: .001 M Teniendo en cuenta que el hidróxido de sodio es un electrolito fuerte y está completamente disociado.] = 10 . PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE . si la Ka del ácido es 1. Cloroacético que se disocian.3 = 0. por lo que: [OH . la estequiometría de su disociación es (Suponemos una concentración inicial “c”) NaOH <===> Inicial En equilibrio y dado que [OH - Na + + ---c OH ---c c ---- ] = 0. Lg [H + ] = .x . y su estequiometría.02 M para convertir todo el sulfúrico en un abono nitrogenado.2.02 0. RESOLUCIÓN a) Si ignoramos la segunda ionización.41.x) = x 2 .x)mol/L de ion HSO 4 .3 . Si se parte de un ácido sulfúrico 0.Lg 0. por lo que será una ionización completa H 2 SO 4 <===> Inicial En equilibrio 0.10 .3 .95.1. en una segunda etapa se disociará el ion Hidrogenosulfato.020+x) mol/L de iones H + (los que teníamos procedentes de la primera disociación más los que se han formado en esta segunda disociación) (x) mol/L de iones SO 4 2 -.4 = 0. Al alcanzarse este segundo equilibrio nos quedarán en la disolución: (0.2.02 .020 + 5. La concentración de protones si se ignora la segunda ionización.x H+ + --0.02 moles PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .1.4 = 0 De la cual. al desarrollarla. Calcular: 1.1.<===> Inicial En equilibrio 0.95.3 = 0. que contiene 0.23 de 76 . El volumen de solución acuosa de hidróxido amónico 1M que debe añadirse a la solución de sulfúrico 0. que se habrán formado en esta segunda disociación.031.02595.10 .] = [H + ] = 0. 3.1 . La concentración de protones y el pH considerando la ionización de ambos protones.02 pH = 1.020 .7 B) Si consideramos ahora ambas disociaciones.02 HSO 4 --0. Por tanto: . pH = .04 moles de NH 4 OH = 1 mol = 98 g 0.02 --H+ + --0. La constante de ionización de la segunda ionización es 1.x .35=70 g X —> (NH 4 ) 2 SO 4 + 1 mol 2. al resolverla: x la concentración de protones en el equilibrio y el pH: = 5.lg 0.59 C) La reacción que tiene lugar. se trata de un ácido monoprótico fuerte.02 moles de dicho ácido. tomando como partida 1 litro de la disolución de ácido sulfúrico.3 y con este dato podemos ya determinar [H + ] = 0. sulfato amónico.02 M.Lg[H + ] pH = . x 2 + 1. (0.0112 .02 [H + ] = 0.41. pero ahora ya esta disociación no es completa: HSO 4 . son: H 2 SO 4 + 2. 10-2. Sustituyendo todos estos valores en la expresión de la constante de equilibrio correspondiente a esta segunda disociación: .Lg 0.10 .(0. pH = 1.020 + x SO 4 2 --x Siendo “x” el nº de mol/L de ion HSO 4 .10 . nos queda: x 2 + 0. 2. una vez concluida esta primera disociación. pH x = 0.El ácido sulfúrico es el compuesto más importante de la industria química y en disolución acuosa se comporta como un ácido diprótico fuerte.0112 [ClCH 2 -COO . expresión que.H 2 O 2 mol de donde: 0.10 .02595 mol/L => pH = .10 .0112 y de ahí: = 1.NH 4 OH 2 mol=2. pH = .(los que teníamos procedentes de la primera disociación menos los que se han disociado).95 B-12 .020 .que se disocian.41.020 + x = 0. lg 2.04 litros = 40 mL de NH 4 OH se necesitarán B-13 .05 M de ácido clorhídrico? RESOLUCIÓN Se trata de un ácido fuerte.6 .200 ml de una disolución acuosa al 35% de cloruro de hidrogeno y densidad 1.26 pH = .180 g/ml se diluyen hasta un volumen de 1 litro. los cuales se han diluido hasta un volumen total de 1 litro añadiéndole más agua. pH = -0.040 g/ml RESOLUCIÓN La cantidad de soluto que tenemos en la disolución inicial es la que tendremos en la disolución final que vamos a preparar.05 --<=> H+ + --0.30 B-14 .180 g/ml Soluto Masa Volumen 82.05 Cl --0. Calcule el pH de la disolución resultante si la densidad de la misma es de 1.26 + Cl --2. aunque es un dato que no necesitamos Soluto Masa Volumen La Molaridad de esta segunda disolución es: 82.35 PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .lg[H + ] pH = .lg 0. La masa total de esta disolución se puede determinar a partir de la densidad de la misma. . y la calculamos teniendo en cuenta los datos que nos dan: 35% y d = 1. Su equilibrio de disociación es: H Cl Inicial En equilibrio 0. pH = .¿Cuál es el pH de una disolución 0.6 g de soluto serán los que tenemos en la segunda disolución.24 de 76 .26 <==> H+ --2. L=0.Y teniendo en cuenta la expresión de la molaridad: . y por tanto completamente disociado. por lo que: H Cl Inicial En equilibrio 2.4 = Disolución Con la densidad: 236 1000 g g mL = = .26 .05 pH = 1. g = 1040 2.4 = Disolución Con la densidad: 236 200 g de los que el 35% es soluto: mL g de soluto = 82. g = 236 g Y estos 82.6 + Disolvente 153.05 - pH = -lg [H + ] . estará completamente disociado.26 M Dado que el ácido clorhídrico es un ácido fuerte.6 + Disolvente 153. 4.10 . por lo que es: expresarse también en %.10 -4 .lg [H 3 O + ] = .48. nos queda 4.93.01 .04 moles de reactivo y se han disociado x = 8.07 El grado de disociación es el número de moles disociadas por cada mol de reactivo. dado que la constante de disociación es muy pequeña. no obstante. pH = 3.lg [H 3 O +] = .25 de 76 PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL . teníamos 0.10 RESOLUCIÓN El equilibrio de disociación del ácido cianhídrico (HCN ) es: HCN INICIAL EN EQUILIBRIO 0. En este caso.x) moles (la cantidad inicial menos la cantidad que se ha disociado). dado que la constante de disociación es muy pequeña. que es el Puede 2.01. de donde x = .lg 2.Calcular el pH de una disolución 0.X <===> H3O+ + --X CN --X - La constante de disociación es: Ka = Donde “x” es el número de moles/LITRO de ácido que se disocian por lo que se formarán también “x” moles de ION CIANURO (CN .12% R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE . RESOLUCIÓN En el equilibrio de disociación del ácido acético (H Ac) vamos a llamar “x” al número de moles de ácido que se disocian.6 .04 .10 . podemos despreciar “x” frente a 0.10 . el pH es: pH = . Y dado que el pH se define como pH = .04 0.22. pH = 5. quedando sin disociar: (0. quedando sin disociar: (0. x = 2.10 .) y “x” moles de iones hidronio (H 3 O +) . a la hora de realizar los cálculos.10 -4.01. tenemos que en el equilibrio : [H 3 O + ] = x = 2.6 .01 M de ácido cianhídrico.10 = y al despreciar X frente a .lg 8. Así.] = [H 3 O +] = x = 8. a la hora de realizar el cálculo de la constante Ka.10 . en la expresión de la constante de equilibrio tendremos: Al sustituir en la expresión de la constante de disociación: 4.x <==> Ac --x + H3O+ --x en la cual al sustituir La expresión de la constante de disociación para el ácido acético es: todos los valores nos queda: desde la cual se despeja “x”: Las concentraciones de las especies en equilibrio son.01 .6 Por tanto.48.22.10 . podemos despreciar “x” frente a 0.04 .65 C-02 . Así.10 = 0. por tanto: [Ac .01 0.93. por lo que se formarán también “x” moles de ion acetato (Ac .Grupo C.Calcule el pH de una disolución 0.22.ÁCIDOS Y BASES DÉBILES C-01 .04 M de ácido acético y su grado de ionización. no obstante.93.) y “x” moles de iones hidronio (H 3 O +) .48.10 .04.x) moles de ÁCIDO CIANHÍDRICO (la cantidad inicial menos la cantidad que se ha disociado). el equilibrio de disociación será: H Ac Inicial En el equilibrio 0. DATO: Ka para el ácido cianhídrico : Ka = 4. 2 )= C. que es el Puede expresarse 4.01 en la cual al sustituir todos los valores nos queda: desde la cual se despeja “x”: Las concentraciones de las especies en equilibrio son. Dado que la constante de disociación es muy pequeña.10 -4 y así.24 %. cuyo grado de disociación " = 10 . la cantidad de H Ac que queda al alcanzarse el equilibrio es prácticamente al misma que había al principio. RESOLUCIÓN En el equilibrio de disociación del ácido acético: H Ac Inicial En el equilibrio 0.5 .01 >> x.x x x llamamos “x” al número de moles/litro de ácido que se disocian.") = (C .lg [ H 3 O +] .(1 .24.10 -4 .2 .5 . por lo que: [ H 3 O +] = 0. de esta manera el equilibrio de disociación de este ácido débil es: HA Inicial En el equilibrio C C .10 .7 = c. pues 0.Calcular el pH de una disolución acuosa de un ácido débil HA. y es también el nº de moles de H 3 O + (ó H + ) y de iones Ac . mientras que nos quedarán sin disociar la cantidad que había inicialmente (C ) menos la disociada (C .10 .C.2 ).C.lg 4.4 .099. En este caso.8. R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .9.01 <==> Ac --- + H3O+ --- 0.y de hidrogeniones H 3 O +. pH = 3.24." = C.2 . pH = .10 . pH = 3 C-04 .01 moles de reactivo y se han disociado x = 4. el pH es: pH = .2 donde al ser el grado de disociación " = 10 .] = [H 3 O +] = x = 4.2 <==> A--- + H3O+ --C. y por tanto podemos despreciar x y quedará: (0.lg 9. calcule el grado de disociación del ácido acético y el pH de una disolución 0.01 M de dicho ácido.10 .4.099 .10 .2 = 9. de donde: . vamos a llamarle “c”.que se forman.10 .Sabiendo que la constante de ionización del ácido acético (Ka) tiene un valor de 1.01 .01 .10 .x) La expresión de la constante de disociación para el ácido acético es: 0. de acuerdo con la estequiometría de la reacción. teniendo en cuenta la expresión de la constante de disociación: . .10 . por lo que es: también en %.10 .2 .10 . la cantidad de ácido que se disocia es x = C.C-03 . Dato: Ka = 10 . teníamos 0.10 .lg [H 3 O +] = . de donde C = 0.24.9. Con estos datos y. por lo que se formará esta cantidad de iones A .26 de 76 PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL . 10 . y así: pH = . 10 -5 .10 .4 . por tanto: [Ac . .C. RESOLUCIÓN Dado que desconocemos la concentración inicial.2 C.4.37 El grado de disociación es el número de moles disociadas por cada mol de reactivo. 10 .8.05 = 8.C-05 . y que es un dato que nos dan: x = 0.10 . es también el nº de mol/l de H + y de Ác .5 = 10 .El pH de una disolución 0.10 . El porcentaje de disociación será.El pH de una disolución 0.5.10 .88 pOH = 14 . Ka = 1.12 y teniendo en cuanta que siempre se cumple: pH + pOH = 14.1.00133 Por tanto.05 = . será: pH = .10 .2.2.lg[H + ] + por lo que en este caso.10 . teniendo en cuenta el pH y la reacción estequiométrica de su disociación será pH = -lg[H 3 O +] y así: 3.91.4 mol/l.3 Para determinar la constante de disociación escribimos la reacción de disociación de este ácido: PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .lg[H ] de donde: [H ] = 10 .La concentración de iones [H + ] de una disolución 0. por tanto: = 0.5 M de ácido hipocloroso a 25ºC es 3. que de los 0.1 0. teniendo en cuenta la expresión de la constante de disociación ésta será: Ka = y así: Ka = = 1.100 . la concentración de protones H + será: 2. de acuerdo con la estequiometría de la reacción.58.3 .10 . tenemos que Para determinar la constante de disociación escribimos la reacción de disociación de este ácido: HAc Inicial En equilibrio 0.88 = 11.5 .4 ClO --1.que se forman.lg[H + ] por lo que en este caso.4 Inicial Final HClO 0.5 Moles/l iniciales de este ácido se habrán disociado 1.x <===> H+ ---x + Ac ---x Siendo x = nº de mol/l de H Ác disociado que. Calcule: A) El porcentaje de disociación del ácido hipocloroso en estas condiciones.79.58.10 . Determinar el pH y pOH de dicha disolución así como la constante de disociación del este ácido en esas condiciones RESOLUCIÓN El pH se define como: pH = .00133 = 2. 8 = 1.8 C-06 . B) La constante de ionización ácida del ácido hipocloroso a 25ºC RESOLUCIÓN La disociación de este ácido.79.100 M de ácido acético es de 0. al sustituir: Kc = 5.5 0.05.58.4 <==> H3O+ + --1.4.500 M de ácido fórmico (HCOOH) es 2.58. Calcúlese la constante de equilibrio para la disociación de dicho ácido RESOLUCIÓN El pH se define como: + pH = .4 Es decir.27 de 76 .lg 0.58.00133 mol/l.0316 % disociado ==> La Constante de disociación es: el la cual.75 C-07 .8 = -lg[H 3 O +] [H 3 O +] = 10 .10 . 2 ---<==> H3O+ + ---10 -2 Cl ---10 -2 pH = .17 g/l de ese compuesto y está ionizado al 4.que se forman.3%.3 Por tanto. el nº de mol/l de H 3 O + formados.3.lg[H 3 O +] = .2 Dado que en este caso se trata de un ácido débil.01 M Y si 4. Calcule: a) La Constante de disociación Kc a esa temperatura.79 C-08 . y que es un dato que nos dan: x = 8.HCOOH Inicial En equilibrio 0. de cuerdo con la estequiometría de su reacción de disociación es: HCl Inicial En equilibrio 10 . y es también.5.¿ Qué concentración debería tener una disolución acuosa de un ácido monoprótico HA.4 mol/l. la expresión de su constante ácida nos permite obtener el valor de la concentración inicial C: y para este caso es: de donde C = 6. su reacción de disociación es: HA Inicial En equilibrio C C-x <==> H3O+ + ---x A---x siendo X = nª de mol/l de HA disociados.17 g/l equivale a una molaridad: M = está disociado un 4.62.2 = 2 pH = 2 Para el caso del ácido dado HA. teniendo en cuenta que se trata de un ácido fuerte y está completamente disociado. PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .3. B) El pH de la disolución RESOLUCIÓN La reacción de disolución y posterior disociación del amoniaco en el agua es: NH 3 + H 2 O <===> NH 4 OH <===> NH 4 + + OH La concentración inicial de 0.5 . para tener el mismo pH que una disolución acuosa de ácido clorhídrico 10 .x <===> H+ ---x + HCOO ---x Siendo x = nº de mol/l de H Ác disociado que. teniendo en cuenta la expresión de la constante de disociación ésta será: Ka = y así: Ka = = 1.28 de 76 .A 25ºC una disolución de amoniaco contiene 0.91 . cuya constante de ionización es K.5 0.lg 10 . de acuerdo con la estequiometría de la reacción.10 .10 . la cantidad disociada “x” será el 4.01. = 1. 10 . Ka = 1. es decir: [H 3 O + ] = 10 .3%.2 M.68 Molar C-09 . RESOLUCIÓN El pH de la disolución de H Cl 10 .3% de 0.4 = 10 .62. es decir: x = De esta forma el equilibrio anterior nos queda: 0.10 .500 .2 M. es también el nº de mol/l de H + y de Ác .10 .4. M = 5. .008 .29 de 76 .10 .Ka = 0.lg(4.039 + A---0.Calcule los gramos de ácido acético que se deben disolver en agua para obtener 500 mL de una disolución que tenga un pH de 3.01 .pOH = 14 .13. medidos a 25ºC y 690 mm Hg. en la cual al sustituir.R.93.10 .10 .T ==> .13 .3.67.01 0. hemos de determinar primero el valor del pOH.10 . La molaridad de la disolución obtenida se determina aplicando la expresión de la Molaridad de una disolución: .10 .13 Molar Teniendo en cuenta que se encuentra disociado un 30%. Sabiendo que su masa molecular es 62 y que está disociado en un 30%.10 .5 .3 Molar C-12 . n = 2.57. Describa el material y el procedimiento a seguir para preparar la disolución anterior. pH = 14 . es decir: = 0.3. O = 16.2 C-11 .NH 3 + H 2 O inicial En equilibrio 0.039 El equilibrio de disociación del ácido es HA <==> Inicial En equilibrio Y por ello la constante de disociación es: 13 0.3 moles de metilamina disueltas.00 RESOLUCIÓN PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .lg[OH .0.94.4 Con estos datos. H = 1. DATOS: Ka = 1.97.4.039 . podemos determinar la Constante de disociación del Amoniaco.37 => pH = 10.10-4 RESOLUCIÓN La cantidad de metilamina (CH 3 -NH 2 ) disuelta se calcula a partir de la ecuación general de los gases: P.10 .3. hasta completar un volumen de 500 ml de disolución La Kb de la metilamina a 25ºC vale 5.0.091 H+ ---0.039 = 0.63 C-10 .Calcular la concentración y el pH de una disolución de metilamina obtenida al disolver en agua 80 cm 3 de dicha amina gaseosa.37 .V = n. Kc = 1.4 = 9.01 . Calcule la constante de disociación del ácido RESOLUCIÓN La concentración inicial del ácido es: .5 mol/l Para calcular el pH..0.3.Pesos atómicos : C = 12.75×10 .10 3 <==> NH 4 OH <==> NH 4 + --- + OH --x = 4. M = 0.] = .4 x = 4.10 .3.Se dispone de una disolución acuosa de un ácido HA y su concentración es de 8 g/L. nos queda: Kc = .0167 = 1.4 ) => pOH = 3. la cantidad del mismo que se disocia será el 30% de 0. que es: pOH = . que es: Kc = . 001 H+ + --0. y dado que de acuerdo con la estequiometría del equilibrio resulta que [H + ] = [Ac . tendremos: H Ac <===> INICIAL EN EQUILIBRIO C C . quedando sin disociar: (0.00 = 60.El equilibrio de disociación del ácido acético (CH 3 -COOH o bien H Ac) es: (*) H Ac <===> H + + Ac Donde su constante de disociación es: Ka = Si el pH = 3. por lo que si partimos de una concentración inicial de ácido acético “c”.75.001 C aunque en este caso no sería muy correcto ya que no conocemos el valor de C para poder hacer esa aproximación C-13 .10 . C = 0. por lo que la expresión que nos da la constante de disociación será: Ka = Si tenemos en cuenta la estequiometría de la disociación: .0581 = . gSOLUTO = 1.12.16.. DATO: Ka para el ácido hipocloroso: 3. a la hora de realizar el cálculo de la constante Ka.01 Molar El equilibrio de disociación de este ácido.0. quiere decir que cuando se alcanza el equilibrio: [H + ] = 10 . no obstante.01 .8 RESOLUCIÓN La concentración inicial del ácido es: M = = = 0.Calcule el pH de una disolución que contienen 1.0581 M y la cantidad de ácido necesaria para preparar 500 mL de esa disolución se calcula a partir de la expresión de la Molaridad: M = Sabiendo que el peso molecular del CH 3 -COOH es 2.10 .052 0.001 = (**) y al despejar: .3 moles de ácido hipocloroso en 100 mL de disolución. H ClO Inicial En el equilibrio 0 0.].30 de 76 . es: H ClO <===> H 3 O + + ClO . dado que la constante de disociación es muy pequeña.3 = 0.001 Ac --0 Al sustituir en la expresión de la constante de disociación: 1.01 + 4.5 = C .x) moles de ácido hipocloroso (la cantidad inicial menos la cantidad que se ha disociado).008 + 2.0.001. podríamos hacer C .10 .x <==> ClO --x + H3O+ --x Donde “x” es el número de moles de ácido que se disocian por lo que se formarán también “x” moles de ion hipoclorito (ClO . podemos despreciar “x” frente a PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .01 .) y “x” moles de iones hidronio (H 3 O +) .0. que es un ácido débil.1.744 gramos de ácido acético se necesitan ----------------------------------------------------- --------------- (*) En realidad el equilibrio debería ser: H Ác <===> H 3 O + + Ác - y : Ka = (**) Dado que la constante de disociación es pequeña. 10 . Ka = 1.8 = Por tanto.73.0 .10 .10 . quiere decir que cuando se alcanza el equilibrio: [H 3 O + ] = 10 .8.20 .8 = y de ahí: x 2 = 0.8 .Calcule la concentración de iones acetato y el pH de una disolución obtenida al disolver 3.10 .90.5 = .] = [H 3 O + ] = x = 1.]. tenemos que en el equilibrio : [H 3 O + ] = x = 1. es: H Ac <===> H 3 O + + Ac .3 .90.5 .10 .4 RESOLUCIÓN El equilibrio de disociación del ácido nitroso (HNO 2 ) es: HNO 2 <===> H 3 O + + NO 2 - Donde su constante de disociación es: Ka = Si el pH = 3.00 g de ácido acético glacial en agua hasta completar 250 mL. pH = 2. en la expresión de la constante de equilibrio tendremos: Ka = 1.3 .31 de 76 .10 .8.10 .73. y dado que de acuerdo con la estequiometría del equilibrio resulta que [H 3 O + ] = [NO 2 . a la hora de realizar el cálculo de la constante Ka. H = 1. x = .8. 3. [Ac .10 . podemos despreciar “x” frente a 0.3 Puesto que el pH se define como pH = .72 C-15 .. .3 = 0. dado que la constante de disociación es muy pequeña.] = 1.Calcule la concentración que ha de tener una disolución de ácido nitroso para que su pH sea 3. no obstante. x = 1.5 = y de ahí: x 2 = 0.lg 1. Así. DATO: Ka para el ácido nitroso : Ka = 5.0 .==> 3.76 C-14 .90.10 .01 .20 .1.lg 1. x = 1. por lo que la expresión que nos da la constante de disociación será: Ka = Si tenemos en cuenta la estequiometría de la disociación: .8.1. pH = 4.x) moles de ácido acético (la cantidad inicial menos la cantidad que se ha disociado).73.10 . DATOS: Pesos atómicos: C = 12. por lo que si partimos de una concentración inicial de ácido nitroso “C”.90.001. O = 16. Y dado que el pH se define como PH = .10 .5 .10 . en la expresión de la constante de equilibrio tendremos: Ka = ==> 3.x <==> Ac --x + H3O+ --x Donde “x” es el número de moles de ácido que se disocian por lo que se formarán también “x” moles de ion acetato (Ác .lg [H 3 O + ] = .5 RESOLUCIÓN La concentración inicial del ácido es: M = = = 0.0.0 . H Ac Inicial En el equilibrio 0 0.20 .lg [H 3 O + ] = .5 .20.3 ==> Y como sabemos que en el equilibrio : [Ac .==> 1.10 . tendremos: PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .) y “x” moles de iones hidronio (H 3 O +) . Así.10 . quedando sin disociar: (0.01. que es un ácido débil.20 Molar El equilibrio de disociación de este ácido.10 .5 . 001 NO 2 - --0 Al sustituir en la expresión de la constante de disociación:5.y quedarán 0.0. luego el equilibrio de disociación del ácido quedaría: PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .10 .0.04 + A--0.00296 M = 2. El grado de disociación es del 22 %.Se dispone de un litro de una disolución de un ácido monoprótico débil con una concentración 0.044 Se formarán 0.0. b) El pH de la disolución.044 = 0. C-16 .012 b) El pH es: pH = .3 Molar (**) ---------------.2 .0.36 ERLENM EY ER BU R E T A PR OBET A C-17 .156 mol/l Por lo que la constante de equilibrio de disociación es: Ka = .00197 .96.5 .156 H+ --0. De hecho.001 = 0. C .4 = C . c) Dibuje el siguiente material de laboratorio: bureta. es habitual hacer una aproximación: despreciar 0. el nº de moles/L disociadas es: x = 22% de 0.---------------.001 frente a la concentración inicial C.----------------Dado que la constante de disociación es pequeña.8 " 10 .2 0.3 ) por lo que en realidad no podríamos hacer esta aproximación. RESOLUCIÓN Es un ácido débil y por tanto está disociado parcialmente. Ka= Ka = 0. Calcule: a) La constante de equilibrio de disociación del ácido.2 = 0.001 (1.------------------. al que llamaremos HA. probeta y matraz erlenmeyer. y su estequiometría son: HA <===> INICIAL EN EQUILIBRIO 0.10 . (**) y al despejar: C = 0.96. haríamos : C .--------------------.001 H3O+ + --0.H NO 2 <===> INICIAL EN EQUILIBRIO C C . dado que la concentración obtenida es 2.32 de 76 . es decir.Calcular el grado de disociación y la molaridad de una disolución de ácido acético en agua cuya concentración de protones es 1.044 moles/L de H + y de A .10 .lg0.34 " 10 .10 . .2 M.04 Si está disociado un 22%.001 C aunque en este caso no sería muy correcto ya que no conocemos el valor de C para poder hacer esa aproximación.3 M y la constante de disociación ácida Ka = 1. RESOLUCIÓN La reacción de disociación de este ácido. pH c) Material de laboratorio: = 1.3 es del mismo orden que 0.001 = . 1.0.lg[H + ] = .044 . 1.33% C-18 . DATO: La constante de disociación del ácido acético es Ka = 1.x) 0. la cantidad de H Ác que queda al alcanzarse el equilibrio es prácticamente al misma que había al principio.85x10 .x x x llamamos “x” al número de moles/litro de ácido que se disocian.6 .34 " 10 .10 .34. .10 .6 M y 6x10 .HAc + INICIAL EN EQUILIBRIO C C-X H 2 O <===> H 3 O+ + --X Ac --X Siendo X = Nº moles/L de HAc disociados.x x x llamamos “x” al número de moles/litro de ácido que se disocian. C = .55. tenemos: H Ac Inicial En el equilibrio 0.5 . así.3 ) 2.5 = . " = 0.a) Calcule el porcentaje de ionización del ácido acético en agua para las dos concentraciones siguientes: 0. para la primera de las dos disoluciones (0. Dado que la constante de disociación es muy pequeña y la concentración inicial no lo es.5 . " = 5. el grado de disociación es: "= . RESOLUCIÓN En el equilibrio de disociación del ácido acético es idéntico para ambas disoluciones. al sustituir: 1.0133 = 1.33 de 76 . y es también el nº de moles de H 3 O + (ó H + ) y de iones Ác .10 . y por tanto podemos despreciar x y quedará: (0.3 M La expresión de Ka es: Ka = donde. 1.10 . haríamos el mismo tratamiento inicial: H Ac Inicial En el equilibrio 6.10 . y es también el nº de moles de H 3 O + (ó H + ) y de iones Ac .que se forman.101 Molar Y por tanto.34. aunque al ser de diferente concentración algunos aspectos serán ligeramente diferentes.4 <==> Ac --- + H3O+ --- 6.55% Para la segunda de las disoluciones.8.b) Explique el resultado.3 ==> 0.10 . PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .01 en la cual al sustituir desde donde se despeja “x”: La expresión de la constante de disociación para el ácido acético es: todos los valores nos queda: y el grado de disociación (proporción de ácido acético disociada) será: .6 .que se forman. de acuerdo con la estequiometría de la reacción.3 ) = (1.6 >> x.8.formados Y es: x = 1. C = 0. de acuerdo con la estequiometría de la reacción.6 Molar).4 .10 . pues 0.6 <==> Ac --- + H3O+ --- 0.(C . que es también el nº de Moles/L de H 3 O + y de Ac .4 M. [OH .5 y el grado de .161 ==> 16. Por la estequiometría de este proceso(1-1-1).10 . además.Lg 0.85.14 = [H 3 O + ] .] = X = 0.1.10 RESOLUCIÓN Teniendo en cuenta que se trata de un ácido débil.Calcule el pH de una disolución 10 . las concentraciones en el equilibrio serán: [HF] = 0.8 = 0 . la cantidad del mismo disociada es el 10% de 0. como ya se ha indicado se debe a que en el primer caso la disolución es relativamente bastante concentrada. " = 0. lo que nos permite despreciar el equilibrio de disociación del agua.10 . y por tanto no está completamente disociado.01 = 0.1 M de HF RESOLUCIÓN Si el ácido está disociado un 10%. pH =2 C-20 .01 mol/l disociadas.X <==> H+ + --X F--X Siendo X el nº de mol/L de HF disociadas.09 mol/L [H + ] = [F .65. con una concentración muy pequeña. con sus respectivas disociaciones. Calcúlese el pH de una disolución 0.10 = H 2 O <===> H 3 O + + OH 10 .93. se formarán tantos moles de H + y tantos de F .5 Molar de ácido cianhídrico .X = 0.1% La gran diferencia entre ambos resultados. por lo que al ser la constante de disociación muy pequeña. x = 9.Lg[H + ] : pH = .5. la cantidad disociada es despreciable frente a la cantidad total.1 ==> 0.11.] Que proceden todos de la disociación del HCN PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE . DATO: Ka para el ácido cianhídrico : Ka = 4.01 . la concentración inicial del ácido también lo es.10 . por lo que ya no podemos despreciar “x” frente a la concentración inicial y por tanto tendremos que resolver la ecuación que nos queda: La expresión de la constante de disociación para el ácido acético es: en la cual al sustituir todos los valores nos queda: ==> x 2 + 1.1 Molar se disocia un 10%. mientras que en el segundo caso.1 .1 .01 mol/L.como moles de HF se disocien Por tanto. C-19 . son: HCN <===> H 3 O + + CN 4.01 mol/L Y dado que el pH es: pH = . que tiene lugar simultáneamente. que son: [H 3 O + ] que proceden tanto de la disociación del HCN como del H 2 O [CN . aproximadamente del mismo orden que la constante de disociación.1 .En este caso y aunque la constante de disociación es muy pequeña. la cantidad disociada x tiene un valor que no podemos despreciarlo ya frente a la concentración inicial.10 .10 . En equilibrio 0.] Entre estas dos ecuaciones tenemos cuatro concentraciones. estos dos equilibrios. si establecemos el equilibrio de disociación: HF Conc. Por tanto.El fluoruro de hidrógeno es un ácido que en disolución 0. Iniciales Conc.x . que como hemos calculado es 0. al ser la disolución muy diluida.0. disociación (proporción de ácido acético disociada) será: .34 de 76 .93.1 0. ] .10 .10 .[OH .35 de 76 .93.8 . pH = 7. nos queda: Y al simplificar ésta.10 .15 + 2 + - . para poder resolver el sistema.: [H 3 O + ] = [CN . X = 7.La tercera de las ecuaciones la obtenemos al hacer un balance de materia para el ion cianuro.10 = .lg 7. La etilamina. 4.----------------------(*) Si pretendiéramos calcularlo sin tener en cuenta la disociación del agua sería: 4.4 RESOLUCIÓN Para determinar el pH de la disolución.10 .[OH ] y teniendo en cuenta la segunda de las ecuaciones del sistema: 10 .10 .10 = [H 3 O ] .02.14 de la cual podemos ya calcular la concentración de H 3 O +: [H 3 O + ] = y de ahí.7. que se encuentran tanto en los iones cianuro: CN . en la cual también sustituimos la 3ª.] = [H 3 O + ] .[HCN] [OH . lo cual indica que es una disolución básica y obviamente debe ser ácida al tratarse de una disolución de un ácido.La última la obtenemos al hacer un balance de cargas en la disolución.] Con todo ello.5 = [HCN] . [H 3 O + ] = 1. hemos de tener en cuenta el equilibrio de disociación.22.5. por lo que de aquí nos quedaría: 10 .93.14 = [H 3 O + ].8 .10 . calculamos ya el pH: pH = .1 .7 ] = .15 = [H 3 O + ] 2 .10 . ya que en ella tiene que cumplirse que el número de cargas positivas (sólo están en los iones H 3 O +) ha de ser igual al de cargas negativas. en el cual el que tenemos inicialmente (10 .] en la 4ª: [CN .] pero dado que la constante de disociación de este ácido es muy pequeña.------------------------.como en los iones hidróxido: OH . pH = 6. queda: 4.] Que es el ácido cianhídrico que queda sin disociar Que proceden todos de la disociación del H 2 O Por tanto.) frente a la del ácido (HCN). hemos de plantear otras dos ecuaciones.10 = .02.8 . las cuales corresponden: .1 M de la misma.lg [H 3 O * .[OH .02.15.1 0.] + [OH .[H 3 O ].Calcule el pH y el grado de disociación de la etilamina en una disolución 0. [H 3 O + ] = 7. se combina con el agua para dar el correspondiente hidróxido.-----------------------.lg 1.22.] y sustituyendo en la 1ª. DATOS Ka para la etilamina: 6.5 Molar) se reparte entre el que se encuentra disociado en forma de ion cianuro (CN ) y el ácido cianhídrico que queda sin disociar: 10 . el sistema de ecuaciones a resolver es el siguiente: Despejando [CN . sí podemos despreciar la concentración de iones cianuro (CN .913 ------------------ ---------------.5 = [HCN] + [CN .10 .93. C-21 .10 . que es: Kb = . nos quedará: 4. al igual que le sucede al amoniaco y a las demás aminas. pH = .10 . tendremos: PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE . el cual inmediatamente se disocia: CH 3 -CH2 -NH 2 + H 2 O Inicial En equilibrio 0.x <=> CH 3 -CH2 -NH 3OH <=> CH 3 -CH2 -NH 3 + + --x OH -x Y conociendo el valor de la constante de disociación.93. RESOLUCIÓN El equilibrio de disociación del amoniaco en disolución acuosa es: NH 3 + H 2 O <===> NH 4 OH <===> NH 4 + + OH - PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .El grado de disociación de una disolución de amoniaco en agua es igual al 0.x . que es completa al tratarse de un ácido fuerte. Calcule el pH de la disolución resultante DATOS Ka para el ácido acético: 1. Escriba la expresión de la constante Kc para este equilibrio.01) más la procedente de la disociación del ác. pero dado que se trata de un ácido muy débil.10 . tendremos que: = 0.. así: ==> .01 + 1.8. de donde: pH = 1.lg 10 .01.3 = 10 . y su constante de equilibrio K b = 1. Acético (x).lg [H + ] ==> pH = .01 Cl --0.x ==> 0.5.2.01 + x = 0.3 .10 .06.06.10 . ha de cumplirse siempre la expresión de su constante de disociación.3 “. x = 1.4 = . mientras que la concentración del ion acetato (Ac .94 C-23 . Calcule la concentración inicial de esta disolución. podemos despreciar la x frente al 1de tal forma que no se comete error apreciable al considerar que la concentración del ácido acético es 1.06.10 .09 = 11.01 Inicial En equil HAc <==> 1 1-x H+ + --x Ac --x Y dado que el ácido acético es un ácido débil. 0.5 .1 %.10 .Se tiene una disolución de ác.55.0806 ==> 8.5 = 0. por lo que cuando se establece el equilibrio de disociación resultará que: [OH .3 Y con este valor.10 .10 . Acético 1 M y se le añaden unas gotas de ácido clorhídrico concentrado de forma que la concentración de éste sea 0.55. con lo que la expresión anterior nos queda: 6.01 . Acético (x). expresión en la cual podemos despreciar x frente a 0.09 .1 debido al pequeño valor de la . 1.8. donde la cantidad de H + será la procedente de la disociación del HCl.09 = 2.91 El grado de disociación es la proporción disociada: dado que teníamos una disolución 0.5 RESOLUCIÓN La cantidad de protones en la disolución obtenida al mezclar ambas disoluciones será la suma de los procedentes de la disociación de ambos ácidos: HCl <==> Inicial En equil.10 .x .2.5 = (0. de constante de disociación: 0. calculamos ya la concentración de protones: [H + ] = 0. pH = .6. pH = 14 .01 ---H+ + --0. que es:: . x 2 + 0. [H + ] = 0.80x10 .09 y así: pOH = .0116 .10 . y la concentración del ácido acético sin disociar será (1-x).) será la procedente de la disociación parcial del ác.0116 ==> .1 Molar y se ha disociado “X = 8.x).1.5.06% C-22 .01 M. (0.8.lg 0.1 .] = x = 8. así como su pH.4 = donde: x = 8.10 .3.1 .2.36 de 76 . por lo que constante de disociación para el equilibrio de disociación del NH 4 OH es: Si el amoniaco se encuentra disociado en un 0,1%, al tener en cuenta la estequiometría de esta reacción, si se parte de una concentración inicial “c”, se disociará el 0,1% de c: , y se formará esa misma cantidad de NH 4 + y de OH - , mientras que quedará sin disociar el resto de la cantidad inicial de amoniaco, que es: . La estequiometría de esta disociación es, por tanto: NH 3 + H 2 O <===> Inicial En equilibrio NH 4 OH <===> c NH 4 + + --OH --- Sustituyendo estos valores en la expresión de la constante de equilibrio: , de donde: ; c = 17,98 Molar Para calcular el pH, determinamos previamente el pOH, sabiendo que: [OH - ] = = = 0,018 Molar ; pOH = - lg0,018 = 1,75 pH = 14 - p=H = 14 - 1,75 ; pH = 12,25 C-24 - Se disuelven 12,2 g de ácido benzóico (C 6 H 5 -COOH) en 10 L de agua. Determine: a) El pH de la disolución si la Ka es 6,65 x 10-5. b) Grado de disociación del ácido benzóico. RESOLUCIÓN La molaridad de la disolución inicial de ác. Benzoico, teniendo en cuenta que su peso molecular es: Pm = 7.12 + 6.1 + 2.16 = 122, es: ; M = 0,01 Molar + H+ ---x C6H5- La reacción de disociación de este ácido, que como sabemos es un ácido débil, es: C 6 H 5 -COOH <===> Inicial En equilibrio 0,01 0,01 - x C 6 H 5 -COO ---x Siendo “x” el número de mol/L de ácido Benzoico que se disocian, y serán también las de H + y las de COO - que se forman. La constante de disociación para este equilibrio es: en la cual al sustituir, nos queda: y dado el pequeño valor de la constante de equilibrio, podemos despreciar “x” frente al 0,01 en el PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE - 37 de 76 denominador de esta fracción, y así: ; x = 8,15.10 - 4 Por tanto: [H + ] = x = 8,15.10 - 4 ; y de ahí: pH = - lg [H + ] = - lg 8,15.10 - 4 ; pH = 3,09 El grado de disociación se calcula teniendo en cuenta que de los 0,01 mol/L iniciales se han disociado “x”, es decir, 8,15.10 - 4 , y así: ; ----------------------------------------------------------------------------(*) Aunque la constante de disociación tiene un valor muy pequeño ( 6,65.10 - 5 ) puesto que la concentración inicial de la disolución es también pequeña (10 - 2 ) podríamos no despreciar “x”, así nos quedaría: ; x 2 + 6,65.10 - 5 .x - 6,65.10 - 7 = 0, y al resolver esta ecuación: ; donde la única solución válida es: tanto pH x = 7,83.10 - 4 = 10 - 3,10 y por = 3,10, donde vemos el pH en ambos casos es prácticamente el mismo C-25 - El ácido monocloroacético (CICH 2 COOH) es un ácido de fuerza media con un valor de su constante de disociación K a = 1,4.10 - 3 .Calcule: a) El pH de una disolución acuosa 0,05 M de ácido monocloroacético. b) La concentración de iones monocloracetato y de ácido sin disociar. RESOLUCIÓN La reacción de disociación de este ácido, es: ClCH 2 -COOH <===> Inicial En equilibrio 0,05 0,05 - x ClCH 2 -COO ---x + H+ ---x Siendo “x” el número de mol/L de ác. Cloroacético que se disocian, y serán también las de H + y del ion cloroacetato ClCH 2 -COO - que se forman. La constante de disociación para este equilibrio es: donde al sustituir: : y dado el pequeño valor de la constante de equilibrio(*) , podemos despreciar “x” frente al 0,05 en el denominador de esta fracción, y así: Por tanto: ; de donde x = 8,37.10 - 3. pH = - Lg [H + ] = - Lg8,37.10 - 3 ; pH [ClCH 2 -COO - ] = [H + ] = 8,37.10 - 3 y de ahí: [ClCH 2 -COOH] = 0,05 - 8,37.10 - 3 = 0,0416 = 2,08 --------------------------------------------------------------------------(*) En este caso, el valor de la constante de disociación nos indica un ácido de fuerza media, como se nos indica además en el enunciado del problema, por lo que no se debería despreciar el valor de “x” frente al 0,05; si lo hubiéramos hecho así, sería: ; 1,4.10 - 3 .(0,05 - x) = x 2 ; x 2 + 1,4.10 - 3 .x - 7.10 - 5 = 0; ; de ahí: x = 7,69.10 - 3 . Por tanto: [ClCH 2 -COO - ] = [H + ] = 7,69.10 - 3 y = 2,11 ; [ClCH 2 -COOH] = 0,05 - 7,69.10 - 3 = 0,0423 R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE - 38 de 76 pH = - Lg [H + ] = - Lg 7,69.10 - 3 ; pH PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL C-26 - Se tiene una disolución acuosa de un ácido monobásico, HA, cuya concentración es de 8 g/L. Sabemos que su masa molecular es 62 y que el grado de disociación a, es igual a 0,30. Con estos datos, y las masa atómicas del Cl = 35,5 y del H = 1, señale la respuesta correcta en las siguientes preguntas: 1ª- La Molaridad y fracción molar de esta disolución del ácido HA son, respectivamente: a) 1,3 y 0,023 b) 0,13 y 0,023 c) 0,13 y 0,0013 d) 1,3.10 - 1 y 2,3.10 - 3 2ª - La constante de disociación del ácido será: a) 1,7.10-4 b) 1,7.10 - 3 c) 1,7.10-2 d) Ninguno de ellos 3ª - El pH de esta disolución inicial de HA es: a) 1,41 b) 0,89 c) 1,77 d) 2,64 4ª .- Si a 100 mL de la disolución inicial de ácido le añadimos 1 gramo de HCl, contenido en un volumen despreciable frente al de la disolución, el grado de disociación será: a) 0,050 b) 0,053 c) 0,055 d) 0,057 5ª.- La concentración de iones H+ y el pH de la disolución resultante serán respectivamente: a) 0,281mol/L y 0,340 b) 0,281mol/L y 0,550 c) 0,340mol/L y 0,287 d) 0,540mol/L y 0,287 RESOLUCIÓN La molaridad del ácido se calcula aplicando directamente la expresión que nos la da: , en la cual conocemos todos los datos: = 0,13 Molar. Para calcular la fracción molar hemos de tener en cuenta que dado que la disolución es muy diluida, el volumen de disolvente será prácticamente igual al de la disolución: 1 litro, por lo que en esa cantidad tendremos 1 Kg de agua, así, al aplicar la fórmula que nos permite calcular la fracción molar del soluto, tendremos: ; = 2,3.10 - 3 El equilibrio de disociación de este ácido es: HA Inicial En equilibrio 0,13 0,13-0,039 = 0,091 <===> H+ ---0,039 + A---0,04 Si el grado de disociación es 0,30, la cantidad de ácido disociada será: x = 0,30.0,13 = 0,039 mol/L, quedando el resto sin disociar El pH de esta disolución se obtiene aplicando directamente la fórmula que nos da el pH, que para este caso es: pH = - lg[H + ] = - lg 0,039 : pH = 1,41 La constante de disociación para este equilibrio es: donde, al sustituir: ; Ka = 1,7.10 - 2 Si se le añade 1 g de HCl a 100 mL de disolución, su Molaridad será: = 0,274 M y dado que se trata de un ácido fuerte, estará completamente disociado: HCl <===> H + + Cl - originando una concentración de protones: [H + ] 0,274 Molar Por tanto, si tenemos en cuenta ahora la disolución del ácido HA (Si hemos tomado esos 100 mL, vamos a trabajar directamente con las concentraciones) las concentraciones iniciales, antes de producirse su disociación, serán: PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE - 39 de 76 teniendo en cuenta que la concentración + de protones es: [H ] = (0. al tratarse de una disolución más diluida.x <==> Ac --x + H+ --x .274 + 0.00221 = 0 y de ahí: x = 0. a) Calcule el grado de disociación (en %) de una disolución 1 M de cada ácido.0.55 C-27 .10 -4 y el grado de disociación será: = 4.2 Molar. y así nos quedará: ==> x = 4.274 M (procedente de la disociación del HCl añadido El nuevo equilibrio de disociación de este ácido HA es: HA Inicial En equilibrio 0. 10 .281 = 0.13 0.5 . que es en nuevo grado de disociación. y así pH = . CH 3 -COOH. Se determina de la misma forma: H Ac Inicial En equilibrio 0.24% PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE . donde podemos despreciar “x” en el denominador pues es despreciable frente a 1 dado el pequeño valor de la constante de disociación.274 + x) = 0.24.8.281 Molar.00741 moles de HA disociadas.2 M de cada ácido.x <===> H+ + A---x Siendo “x” el número de moles del ácido HA disociadas 0.01 . teniendo que cumplirse en todos los casos la expresión de la constante de disociación.13 Molar (la inicial) [H + ] = 0.3 y el grado de disociación será: = 0.24.40 de 76 .13 . por lo que para los dos casos dados.10 . y como tal se encuentra siempre completamente disociado. por lo que su disociación no es completa.x .274 0. por lo que: = 0.01 M 0. su grado de disociación es del 100% El ácido acético es un ácido débil. donde podemos despreciar “x” en el denominador pues es despreciable frente a 0.291. El pH de la nueva disolución se calcula a partir de la fórmula del pH. y así nos quedará: ==> x = 4. es un ácido (débil con una constante de disociación igual a 1. c) Relacione las respuestas anteriores y justifique las variaciones que observe. la proporción de ácido disociada será mayor. RESOLUCIÓN El ácido clorhídrico es un ácido fuerte. por lo que tanto para una disolución 1 M como 10 . tendremos: H Ac Inicial En equilibrio 1M 1-x <===> Ac --x + H+ --x .lg 0.274 + x Aplicando ahora la expresión de la constante de disociación HA antes calculada: de donde: x 2 + 0. b) Calcule el grado de disociación (en %) de una disolución 10 .42% Para la segunda disolución.057.1 dado el pequeño valor de la constante de disociación.[HA] = 0.00741 = 0.El ácido clorhídrico es un ácido fuerte el ácido acético. lg[H + ] pH = .2.59.374 0. Por tanto.2.3 + Cl --1. y que éste es un ácido fuerte. pues nos dan su constante de disociación: Esta disociación es: HAc Inicial En el equilibrio 0.41 de 76 .374 Molar.10 . tendremos que la concentración inicial de dicho ácido ha de ser igual a la concentración final de protones: H Cl Inicial En equilibrio 1.2.3 pH = .10 .lg1.10 . teniendo en PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .92 Por tanto. de donde calculamos el valor de “x”: x = 2.1.10 . vamos a considerar la disociación del ác. pues el valor de esta “x” es despreciable frente a 0.3 --<===> H+ --1.374 .3 . Sulfúrico con una concentración inicial “c”. Sulfúrico que tenga el mismo pH que otra de ác. aplicamos la expresión de la constante de disociación. por lo que está completamente disociado.3 y con ella.x) = 0.2 10 . Sulfúrico tenga el mismo pH que ésta.1M de ácido acético en agua vale: a = 1. calculamos la concentración de H + (Realmente cuando se produce la disociación del HAc los protones se asocian a una molécula de agua originando un hidrogenión: H + + H 2 O <==> H 3 O + ) [H + ] = x = 2.2 . Acético 0. en la cual podemos hacer: (0.2 = 1.10 .10 .2. la cantidad disociada será: Cantidad disociada: x = 0. RESOLUCIÓN El grado de disociación nos indica la proporción del ác.10 .3 <===> H+ --1.58 Para que una disolución de ác. ¿ ¿Qué concentración de HCl en agua produciría el mismo pH y cual sería su valor?. que es también el nº de mol/L de Ac . deberá originar en su disociación una concentración de protones igual a ésta: [H + ] = 2.10 .59.Calcule la concentración molar de una disolución de ác.374 M RESOLUCIÓN Calculamos el pH del ác.10 .10 .3 pH = 2.374 . al sustituir: ==> . Nota: El HCl en agua está totalmente disociado.10 .1-1.10 .10 .2.y de H + que han formado Para calcular el valor de esta “x”.3 Molar C-29 . Acético 0.3 Es decir: [H Cl] = 1.El grado de disociación de una disolución 0.3 Molar.3 Molar. por lo que en este caso.374 dado el pequeño valor de su constante de disociación.3 + Ac --1.3 = 2. la concentración de H Cl que produciría el mismo pH será aquella que aporte a la disolución la misma concentración de protones.59.x <==> Ac --x + H+ --x Siendo: x: Nº de mol/L de HAc disociadas.C-28 .1 0. por lo que si tenemos en cuenta el equilibrio de disociación del H Cl.2. y de ahí: pH = .lg[H + ] = .59.2. El equilibrio de disociación para el ácido acético es: HAc Inicial En equilibrio 0.1.lg 2.374 .2.10 . teniendo en cuenta que se trata de un ácido débil.2.2. así: . Acético que se encuentra disociada. 004 g/mL.Determine el pH de un vinagre. Se desea preparar 1 litro de disolución de ácido clorhídrico que tenga el mismo pH que la disolución anterior. ¿Qué volumen de HCl de concentración 0. pH = 2. = -lg(3.47. de donde: = c = 1.10 -3 (*) Al ser muy pequeña la constante de disociación del ácido.84 g Disolución .67 moles iniciales.a.59.46 Grado de disociación: De acuerdo con los datos de la disociación. Acético: 1. que es un ácido débil. Calcule la constante de ionización de un ácido débil monoprótico que está ionizado al 2.10 .16 g Disolvente 963.10 .47.2 M. de densidad 1. --.10 .84 g m = 1004 g .3. el grado de disociación es: .67 . es.c = x = 2.16 = 963.10 . que es la concentración que debería tener ese ác. Acético.M = 0.67. se disocian 3. por tanto.5 % en disolución 0. podemos despreciar el valor “x” frente a 0. que tiene un 4% en masa de ác.47.4 M habrá que tomar? RESOLUCIÓN La estequiometría de la disociación de un ácido monoprótico débil es: PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .67 0. b. Sulfúrico.c + SO 4 2 --c Y como la concentración de protones tiene que ser la misma que en el ácido Acético: [H + ]= 2.x <==> H+ + --x Ac . ¿Cual es el grado de disociación del ácido acético en este vinagre? DATO.67 Molar La disociación de este ác. 1004 g 1000 mL Soluto: 4% de 1004 = 40.5 RESOLUCIÓN La Molaridad de este vinagre se determina partiendo de 1 L de disolución.16 g Disolvente: 1004 . Ka para el ác.10 .3 moles de las 0. . C-31 .3 M.cuenta que se trata en este caso de un ácido fuerte que está completamente disociado H 2 SO 4 Inicial En equilibrio c --<==> 2.3 ) . x x = 3.H + --2. C-30 .3 Molar.42 de 76 . la cual contiene un 4% de ácido acético (Pm = 60) Soluto Masa Volumen 40.40. Acético. HAc Inicial equilibrio 0.8. pH = -lg0.de la misma.La adición de 0. la concentración inicial del ácido será también: c = 0. que es: PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL = 0.2-X= 0. la cantidad de ácido necesaria será: .4 Molar.Un ácido monoprótico HB está ionizado un 4.11. Ka = 1.+ --x = 4.005.5 C-33 .005 Molar.005 H+ --x = 0. c) La constante de la base Kb.005 Moles de HCl se necesitan Y si estos moles se han de tomar de una disolución o.2 = 0.4. RESOLUCIÓN La disolución de 0.10 .4 pH = .005 = 2.005 Si la concentración de H + ha de ser 0.11. x = 4. que nos indican que es el 2.01-X= 0. Calcularla constante de ionización de dicho ácido.5 mL de la disolución 0. Ka será: El pH de esta disolución es: .4 H+ Siendo X= Nº moles/L de HB disociados. Teniendo en cuenta la estequiometría de la disociación del ácido clorhídrico.11. la concentración de protones en ella tiene que ser también la misma que en este ácido: [H + ] = 0.10 .HA Inicial En Equilibrio 0.2 .lg[H + ] . b) La concentración de iones OH . Ka = 1. . .+ --c H+ --c = 0.2 0. Calcule: a) La concentración inicial de la base en esta disolución.5 L nos permite calcular la Molaridad de la disolución de la base.4 Y así. es decir: x = 4.11% .10 . n SOLUTO = 0. que nos indican que es el 4.4 A.10 . .01 .5 L de una disolución con pH igual a 11.10 .005 Y así.4 moles de base en un volumen final total de 0.11% de 0.4 <==> --x = 4.76. es decir: x= 2.4 moles de una base débil a un determinado volumen de agua permite la obtención de 0.2 M.5% de 0. que es un ácido fuerte y por tanto está completamente disociado.4 Molar se necesitan C-32 . puesto que es un ácido fuerte completamente disociado.43 de 76 .11% en disolución 10 .0125 L = 12. L = 0. el volumen de la misma que los contendrá es: .005 Molar Si se ha de preparar 1 litro de esa disolución.3 Para que una disolución de H Cl tenga ese mismo pH.2-0.5% .28. Ka será: .8 Molar R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .005 <==> A.005 Siendo X= Nº moles/L de HA disociados. tendremos que: H Cl Inicial En Equilibrio C --<==> Cl .+ --x = 0.10 . . RESOLUCIÓN La estequiometría de la disociación de un ácido monoprótico débil es: HB Inicial Equilibrio 0 0.11. 3: .. que es>: : [OH . es: BOH INICIAL En equilibrio 0. c) El pH de ambas disoluciones ácidas.6 La constante de disociación de esta base se obtiene al sustituir en la expresión de la misma.3 x = 1. teniendo en cuenta que x = 10 .3 x = 1. que suponemos contiene un solo OH . por lo que la expresión de la Ka es .9. es también el nº de mol/L de H + y Ac formadas La constante de disociación es: .] = 10 -3 =x Kb = 1. de donde deducimos la concentración de los iones hidróxido.44 de 76 .10 .11 = 3.10 M de dicho ácido.3 La constante de disociación es: El pH se define como: .95%:: x = 0.10 . b) El grado de disociación de una disolución 0.x <==> B+ --x + OH --x y puesto que se indica que el pH = 11. el equilibrio de disociación es HAc Inicial En equilibrio 0.10 .9.35% PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .8 0. RESOLUCIÓN El equilibrio de disociación es HAc Inicial En equilibrio 0.x <==> Ac -x + H+ -x siendo “x” el nº de mol/L de H Ac disociadas. Puesto que ahora ya conocemos el valor de la constante de disociación y éste es muy pequeño. por lo que para esta disolución es: pH = -lg1.10 .Una disolución 0. C-34 . .5 = 2.10 .3.35. podemos despreciar “X” frente a 0.25.95 %.10 .95% de 0. x = 1.10 .El equilibrio de disociación de la base.72 .8 .198 <==> -- Ac - + -- H+ Donde “x” es el nº de mol/L de HAc disociadas. y de acuerdo con este equilibrio de disociación.9.20 M de ácido acético está ionizada el 0. ==> pOH = 14 . de donde x = 1. en la concentración de ácido en el equilibrio.10 .0135 ==> 1. Calcule: a) La constante del ácido Ka. pero con una concentración inicial de 0.20 . pH Si tenemos ahora una disolución de ese mismo ácido.10.2 . y dado que está ionizado el 0.2 0. Ka = 1.82.9.4 . por lo que el grado de disociación será: = 0..x = 0.1 M.1 0. El pH se define como: . V = 17.25 g Disolvente Disolución.29 .74 g .24. X = 15..25 g y estos 4.49 mL: NH 3 + Inicial En equilibrio 14.016 ==> pOH = .Se desean preparar 250 ml de una disolución de amoniaco 1.10-5. gNH3 = 4. Al ser muy pequeño el valor de la constante Kb. Al ser muy pequeño el valor de la constante Kb. en el denominador de la fracción podemos despreciar el valor de “x” frente al “14.] = 0.8. en el denominador de la fracción podemos despreciar el valor de “x” frente al “1".37 .9 g/mL Soluto 4.29 14. por lo que así: x = 4.] = 4.10 .29 Molar . .37 => pH = 11.25 g de soluto en un volumen de disolución de 17.lg 4. RESOLUCIÓN La cantidad de soluto (NH 3 ) en ambas disoluciones debe ser la misma. por lo que así: - x =0.49 mL de la disolución que nos dan. agua.3 y éste es el valor de la concentración de los OH . a la más concentrada. y con él se determina primero el pOH y después el pH: [OH .79 => pH PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL = 12.lg 0.63 Disolución de se dispone: Su molaridad se puede determinar a partir de los datos que teníamos: 4.74 g de disolución . pH = 2. Calcule: a) El volumen que hay que tomar de la disolución del 27 %. b) El pH de ambas disoluciones.0 M a partir de una disolución de amoniaco del 27 % en masa y de 0.35.24.016 = 1.(densidad = 0.10 . pH = 14-2.79 .87 C-35 . .45 de 76 . pH = 14-1. Para calcular el pH de ambas disoluciones hemos de tener en cuenta los correspondientes equilibrios de disociación del amoniaco: Disolución a preparar: 1 Molar NH 3 + Inicial En equilibrio 1 1-x H 2 O <==> NH 4 + + -x OH -x .29".25 g hemos de tomarlos de la disolución que nos dan: del 27% y d = 0. calcular la cantidad de la disolución concentrada que hemos de tomar para que en ella tengamos dicha cantidad de NH 3 : Partiendo de la expresión de la Molaridad: .3 = 2. y con él se determina primero el pOH y después el pH: [OH .9 g/ml de densidad. DATO: Kb (amoniaco) = 1.3 ==> pOH = . por lo que en esta disolución es: pH = -lg1.10 .016 y éste es el valor de la concentración de los OH .9 g/mL) 15.3 . ya que la más diluida se obtiene añadiendo disolvente.21 R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE . por lo que vamos a determinar la cantidad de NH 3 que debe haber en la disolución a preparar y con ella.x H 2 O <==> NH 4 + + -x OH -x = 14.10 .24.49 mL Necesitamos tomar 17. Ka 1 = = 7.3 RESOLUCIÓN Aunque se trata de un ácido poliprótico.Determinar el % en que se encuentra disociado el ácido carbónico a la temperatura ambiente.173% C-37 .x <==> H+ --x + H 2 PO 4 --x Siendo “x” el Nº de Mol/L de ácido disociadas. Sustituyendo en la expresión de la constante de equilibrio: . que es el grado de disociación.73.3.73.2).10 .10 . determinamos la concentración de protones en el equilibrio y con ella.1 . 0 0. el pH: [H ] = x = 5.4 .46 de 76 . con lo que nos queda: .formadas. en el denominador de esta fracción dado que el valor de la constante de disociación no es excesivamente pequeña. El equilibrio para esta primera disociación es: H 3 PO 4 Inicial En equilibrio 0.10 .10 .01 M de H 3 PO 4 .+ --x H+ --x Al sustituir: .x + –> HCO 3 . En este caso no podemos despreciar la “x” frente a 0. que es también el nº de Mol/L de H + y de H 2 PO 4 . sabiendo que su primera constante de disociación es 3x 10-7 . Y ya con este valor de “x”. despreciaremos las otras dos disociaciones.3 ==> pH = -lg(5.10 .10 . . por lo que tenemos que resolver esta ecuación: ==> Y de ahí: . PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .1 M.01 .69.3 (la otra solución no es válida pues no pueden darse concentraciones negativas (-1. y dado que solamente nos dan la constante de la primera disociación.C-36 . x = 1. RESOLUCIÓN La reacción de disociación del ácido carbónico que tiene lugar es: H 2 CO 3 Inicial En equil.3 ) => pH + = 2.01.01 0.73. donde podemos despreciar “x” frente a 0. por lo que el % disociado será: = 0. en una solución 0.24.73. x = 5.1 en el denominador por ser muy pequeña.Calcular el pH de una solución 0. + H+ ù HAc Si englobamos en uno solo estos tres procesos.5 . o lo que es lo mismo: Teniendo en cuanta que las concentraciones de OH . coexistiendo con los iones procedentes de la disociación del agua e interaccionando con ellos de tal forma que los iones Ac .y puesto que el NaAC es una sal. y sus constantes.será la misma que la inicial de NaAc.se combinarán en parte con los H + ( ó H 3 O + ) para formar el ácido HAc .+ H + .] = [HAc] = 10 . son: a) la de disociación del agua: H 2 O <===> OH . la concentración de iones Ac . nos quedará: NaAc + H 2 O <===> Na + + Ac .Grupo D. así: de donde [OH] = 1.Se preparan soluciones 0. siendo estas reacciones las siguientes: NaAc <===> Na + + Ac [ H 2 O <===> OH .5 D-02 . Kd. NH 4 Cl. de la cual habrá desaparecido una cantidad para reaccionar con los iones H + para formar HAc.Tenemos una disolución acuosa pura de acetato de sodio 0.y un H + que reacciona después con un Ac . [OH . Para dicha disolución se pide: a) Escribir el equilibrio de hidrólisis b) El valor del pH c) Calcular la molaridad del ácido acético presente “no disociado” DATOS: Ka para el HAc = 2.5 RESOLUCIÓN A) a) Escribir el equilibrio de hidrólisis La sal NaAc es un electrolito que se disocia en disolución acuosa.10 . electrolito fuerte. Indicar cuál de ellas presenta el pH más elevado justificando la respuesta PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .5 = 9 c) Calcular la molaridad del ácido acético presente “no disociado” Como hemos indicado.14) b) La inversa de la disociación del HAc: : Ac . pOH = .y de HAc son iguales.lg 10 . Ca(NO 3 ) 2 y NaNO 2. FeCl 3 . (Kw = 10 . la constante para la reacción global ( hidrólisis) es el producto de ambas: Kw .1 M de las siguientes sales.+ H 2 O <===> Na + + OH .CÁLCULO DEL pH EN DISOLUCIONES DE SALES D-01 .+ HAc b) Calcular el valor del pH La constante de equilibrio para este proceso de hidrólisis es .47 de 76 .10 . y por tanto está completamente disociada. hemos de tener en cuenta que las reacciones de disociación de las que procede. Para determinar el valor de esta constante de hidrólisis.+ H + <===> HAc Por tanto.2 M a 25ºC.(por cada molécula de agua que se disocia se produce un OH . pero esta cantidad es despreciable debido al pequeño valor de la constante de disociación del HAc.5 = 5 y por lo tanto: pH = 14 . La concentración de H3O+ y OH.8..10-8 b) 1. la disolución de pH más alto sera la 4ª.8 x 10-5 y que el producto iónico del agua es KW = 10-14 señale el resultado correcto en las siguientes preguntas.10-6 y 7. Que es un ácido fuerte.10-10 d) Ningún resultado es correcto 2ª. que es una base débil Y del HCl.quedando libres los H + y la disolución sería ácida.4. Ésto se debe a que al disociarse en agua.1 M. en una segunda etapa.4.35. y así: LA DISOLUCIÓN ACUOSA SERÁ NEUTRA (*) El Fe(OH) 3 es un compuesto muy insoluble. y así: LA DISOLUCIÓN ACUOSA SERÁ ÁCIDA 2) Disolución acuosa de FeCl 3 ==> Procede del Fe(OH) 3 (*). Que es un ácido fuerte. que es una base fuerte Y del HNO 3 Que es un ácido fuerte.35.10 .El pH de la disolución será: a) 9.48 de 76 ..8 y 7.<==> HAc + Na+ + OH. los iones acetato se combinarán con los protones procedentes del agua generando el ácido acético. si añadimos al numerador y PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE . para regenerar el correspondiente ácido sin disociar por lo que disminuirá la concentración de H + en la disolución.1 M) a la vez que tiene lugar la disociación del agua: H 2 O –> H + + OH aunque dado el pequeño valor de su constante de disociación (KW = 10 . tenemos: 1) Disolución acuosa de NH 4 Cl ==> Procede del NH 4 OH.que le conferirán a esa disolución un cierto carácter básico.14 ) este equilibrio está muy desplazado hacia la izquierda. se combinaría con los OH .10 . que es una base fuerte Y del HCl.+ H 2 O <==> HAc + OH .10-6 y 7.2.+ H+ + OH.2.Se tiene una disolución de acetato sódico 0.5.1 c) 8 d) 8.10-5 c) 4. Sabiendo que la constante de disociación del ácido acético es Ka = 1. que es una base fuerte Y del HNO 2 Que es un ácido débil.. y así: LA DISOLUCIÓN ACUOSA SERÁ NEUTRA 4) Disolución acuosa de NaNO 2 ==> Procede del NaOH.El grado de disociación . de ahí que haya que tomarlo como una base 3) Disolución acuosa de Ca(NO 3 ) 2 ==> Procede del Ca(OH) 2 . podemos simplificar el proceso dejándolo así: Ac .4.4.10-5 b) 0.0 b) 9.(Reacción de hidrólisis) Por lo que la constante para el proceso es: donde. 1ª.35. por lo que la concentración del ion acetato será igual que la inicial del acetato de sodio (0.10-9 c) 5.7 d) Ninguno es correcto 4ª.10-3 d) Ningún resultado es correcta 3ª. quedando un exceso de iones OH . será: a) 7. ".será respectivamente: a) 1. de acuerdo con el siguiente criterio ÁCIDO FUERTE + BASE FUERTE —> SAL NEUTRA ÁCIDO FUERTE + BASE DÉBIL: —> SAL ÁCIDA ÁCIDO DÉBIL + BASE FUERTE —> SAL BÁSICA ÁCIDO DÉBIL + BASE DÉBIL —> Tendrá el carácter del más fuerte de los dos. el ácido débil reaccionará con los H + .esta disociación es completa ya que se trata de un electrolito fuerte.10 . En los casos dados.La constante Kb del ión acetato será: a) 1. en el primero de ellos se disocia el acetato en sus iones: sodio y acetato NaAc –> Na + + Ac . Si se tratase de una base débil. y así: LA DISOLUCIÓN ACUOSA SERÁ BÁSICA Por tanto. pues es la de mayor carácter básico D-03 . pero la pequeña cantidad del mismo que se encuentre disuelta está completamente disociada. Estos procesos son: NaAc + H 2 O <==> Na+ + Ac..aunque teniendo en cuenta que el Na no interviene en al proceso y que el agua está siempre muy poco disociada.9 RESOLUCIÓN La reacción de hidrólisis del acetato de sodio podemos considerar que se produce en dos pasos.10-5 b) 1.La acidez o basicidad de una disolución de una sal puede predecirse cualitativamente conociendo la “fuerza” del ácido y de la base que han originado dicha sal..4.9 c) 1. 2 .12. nos queda ==> que son.C .10-6 .45.lg 1.x + H2O <==> H Ac --x + OH --x Llamando “x” al nº de mol/L de ion acetato que reaccionan.34. cual debería utilizarse para detectar el punto de equivalencia en dicha valoración: Indicador Rojo de metilo Fenolftaleína Amarillo de alizarina RESOLUCIÓN El final de la valoración es el momento en el cual se haya añadido la cantidad equivalente de ácido que de base había.1 . explicando. de acuerdo con la estequiometría de este equilibrio. hemos de tener en cuenta que la concentración inicial de los iones acetato es la misma que la de la sal inicial.10 . no va a influir en el equilibrio.1 0.2 .10 .Una disolución de amoniaco 0.87 SOLUCIONES: 1ª.10.10-5 ==> 7.10-9 y el pH = . mientras que la del agua.10-9 . de acuerdo con la reacción de neutralización: NH 4 OH + H Br —> NH 4 Br y dado que ambas disoluciones tenían la misma concentración se habrá utilizado la misma cantidad de ambos reactivos.45. 4ª. por lo que el volumen final de la disolución obtenida cuando se complete la reacción será el doble del inicialmente tomado de NH 4 Br (Si se utilizó 1 litro de éste.A . de donde: [HAc] = [OH-] = 7. por lo que: .1 M.10 .34. por lo que en la disolución habrá únicamente la sal que se haya formado. habiéndose formado 0. indicar.1 Molar y Kb = 1.D D-04 .2 8.0 . por lo que el PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .10-6. y puesto que: => .45.1 . pH = 8. por ser prácticamente constante.55. De los indicadores ácido-base que se relacionan a continuación.lg [H 3 O +] = .49 de 76 Cambio de color-Intervalo de pH 4. en definitiva la inversa de la constante de disociación del ácido acético (Ka ) y la del agua Kw. como ya habíamos dicho. Kc = 5.45. al sustituir en la expresión de la constante de hidrólisis => .10 Para calcular las concentraciones en el equilibrio de hidrólisis. 2ª. será también el nº de mol/L de HAc y de H+ que se formarán. así: Ac Inicial En equilibrio 0. en este caso NH 4 Br.45. El grado de hidrólisis (proporción de iones acetato que reaccionan con el agua) es: " = 7. se habrá necesitado otro litro de H Br.6. [H3O +] = 1. Por tanto.8.denominador [H+ ].0 10.D . 3ª.6 x = 7. de tal forma que no exista ninguno de los dos en exceso.1 moles de la misma.10-3 % [OH-] = 7.5 se valora con H Br (Ácido fuerte) 0. [H + ] = 5.2ª: El ion amonio se disocia en NH 3 y H + debido a que se trata de una base débil y se tiene que cumplir su constante de equilibrio Kb . Y además. por lo que si la concentración de la sal es 0. es decir. . el ROJO DE METILO D-05 . ésta se disocia .27. se cumple también que: [NH 4 OH] = [H + ].6 = 10 . NH 4 + + H 2 O <===> NH 4OH + H + Siendo la constante de hidrólisis: y sabemos que. DATO pKa = 2.10 . Disociación de la sal: Disociación del ácido CH 2 Cl-COONH 4 <==> CH 2 Cl-COO .50 de 76 . CH 2 Cl-COONH 4 + H 2 O <==> CH 2 Cl-COO .1º : Al poner la sal en el agua.+ NH 4 + .01 M. Kw = [H + ].] La reacción total que tiene lugar será la que se produce entre la sal y el agua: Las reacciones que tienen lugar sucesivamente son: .28 . Si tomamos ahora la reacción completa entre iones y agua: PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .procedentes de esta última disociación al encontrarse con los iones H + procedentes de la disociación del amonio.01 M de CH 2 Cl-COONH 4 0.volumen final será de 2 L) y así.01 M de ion cloroacetato y 0. pKb = 4.4º: Los iones OH .+ NH 4 + + H 2 O <==> CH 2 Cl-COOH + NH 3 + H + + OH La primera parte es una reacción completa ya que el cloroacetato de amonio es una sal (electrolito fuerte) que está completamente disociada. formando moléculas de ácido cloroacético y dejando libreo los iones OH . se disociará y posteriormente se hidrolizará en agua: NH 4 Br <===> Br . han de cumplir con el equilibrio de disociación del agua.9. los iones cloroacetato al encontrarse con el agua.28 de donde pH = 5. En este caso hemos de tener en cuenta la reacción de disociación de la sal.Calcular el pH de una disolución 0.3º: Simultáneamente. la concentración de la sal formada será: El pH del final de la valoración será el pH que le comunique esta sal a la disolución Dado que se trata de una sal de una base débil.01 M de ion amonio. las reacciones de hidrólisis del ion cloroacetato y de disociación del ion amonio así como el equilibrio de disociación del agua.01 M. originará una concentración 0. Cloroacético: CH 2 Cl-COOH y una base débil: el amoniaco: NH 3 .8 RESOLUCIÓN Se trata de una sal procedente de un ácido débil: el ác. por lo que al sustituir nos quedará: . se hidrolizan.[OH .. por tanto el indicador válido será aquel cuyo intervalo de viraje comprenda este valor.procedentes de la disociación del agua.+ NH 4 + CH 2 Cl-COOH <==> CH 2 Cl-COOH + H + Disociación completa Disociación del ion amonio: NH 3 + H 2 O <==> NH 4 OH <==> NH 4 + + OH - Disociación del agua: H 2 O <==> H + + OH .5. Para poder emplear esta expresión en el cálculo del pH. del ácido (en rojo) y de la base (en verde). Kr = 10 .] = [ NH 4 + ]. por lo que puede deducirse que el pH de esta disolución no va a depender de la concentración de estas especies en la disolución.+ NH 4 + + H 2 O <==> CH 2 Cl-COOH + NH 3 + H + + OH y escribimos disociada el agua en el primer miembro CH 2 Cl-COO . sabiendo que: Kw = 10 .6. en la expresión anterior de la constante para esta reacción se pueden aplicar estas dos igualdades sustituyendo la [ NH 4 + ]. Kb = 10 .+ NH 4 + + H+ + OH .+ NH 4 + de la que podemos deducir que las concentraciones de + CH 2 Cl-COO . Por tanto.+ NH 4 + + H+ + OH . nos quedará: ==> ==> ==> ==> . por lo que al sustituir. por tanto: la expresión de la constante para esta reacción.por la del [CH 2 Cl-COO .<==> CH 2 Cl-COOH + NH 3 + H + + OH Tenemos simultáneamente los equilibrios de disociación del agua (en negro). aunque estos dos últimos invertidos: CH 2 Cl-COO .14 . Al sustituir cada constante por su valor. Para determinar el pH en esta disolución hemos de tener en cuenta la disociación inicial de la sal: CH 2 Cl-COONH 4 <==> CH 2 Cl-COO . Si consideramos también que ambas especies se hidrolizan aproximadamente en la misma proporción.4.8 .y de NH 4 son iguales entre sí e igual a 0.2. vamos a modificarla ligeramente multiplicando numerador y denominador por para que nos aparezca de nuevo la expresión de la constante de disociación del ácido: en la cual podemos hacer: ==> y la expresión que hay dentro del paréntesis corresponde a la inversa de la constante de disociación del ácido: Ka. y si escribimos donde podemos simplificarla ya que aparecen las concentraciones de H + y de OH . Ka = 10 .9 PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE . podremos poner que: [CH 2 Cl-COOH ] = [ NH 3 ].. nos queda: .en el numerador y denominador.CH 2 Cl-COO .<==> CH 2 Cl-COOH + NH 3 + H + + OH La constante para este equilibrio será.01 M [CH 2 Cl-COO .3 . por lo que la constante para esta reacción nos quedará finalmente: Como podemos observar.] y la de [ NH 3 ] por la de [CH 2 Cl-COOH ]. en esta expresión no aparecen las concentraciones de H + y de OH . con lo que nos quedará .51 de 76 . 52 de 76 .de donde pH = 6.05 PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE . 47 . .10 .25 M. los iones NH 4 + reaccionarán prácticamente todos pues es una base débil con los iones hidróxido (OH . de acuerdo con el equilibrio: NH 4 OH Inicial En equilibrio 0. y por tanto está parcialmente disociada. y esta expresión nos queda: 6.x = 6.8.DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS o TAMPÓN E-01 . son también el nº de mol/litro formadas de NH 4 + y también de OH .535 g de cloruro de amonio en 500 mL de agua c) Justificar brevemente los resultados obtenidos en el apartado b) y explicar. pH = 14 . .10 .+ H + <==> Cl .33. de acuerdo con la estequiometría del equilibrio. resulta que o.99 PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE . obtenida teniendo donde las concentraciones de las especies NH 4 OH y H + son iguales ya que al disociarse una molécula de agua se forma un H + y un OH .lg[OH . Pesos atómicos: Na: 22.55.pOH = 14 . por lo que en la disolución quedará un exceso de iones hidronio (H + ó H 3 O + ) también procedentes de la disociación del aguay por lo tanto se tratará de una disolución ácida. F = 18.10 2 .10 . asimismo las posibles diferencias con a) RESOLUCIÓN a) El hidróxido de amonio es una base débil. La reacción de hidrólisis que tiene lugar es: NH 4 Cl + H 2 O <==> Cl .11= 0 x = 3.. DATOS: Ka para el HF = 6.02 M de hidróxido de amonio b) El pH de otra disolución que contiene 0.6 = 10 .+ NH 4 + + OH .Grupo E. Calcular: a) El pH de una disolución acuosa 0.47 E-02 -Calcular el pH de la solución resultante al añadir 4 g de NaF a 250 mL de HF 0.lg 10 .47 por lo que como pH = -lg [H + ] = . dado que el cloruro de amonio es un electrolito fuerte.5. como corresponde a la disolución de una sal formada por la reacción entre un ácido fuerte (H Cl) y una base débil (NH 4 OH).98 . por otra parte. por lo que podemos despreciar esta x en el denominador.11.el cual se combina con el ion amonio.) procedentes de la disociación del agua para formar el NH 4 OH.5 . tenemos que: donde.02 .10 . pOH = .78 b) El cloruro de amonio es una sal procedente de un ácido fuerte (H Cl) y de una base débil (NH 4 OH) por lo que al disolverse y disociarse en agua.x H 2 O <==> NH 4 OH + --x H+ --x x + 5.4 = 3.02 0.x -1.10 .lg pH = 10.5. nos quedará: NH 4 + + Inicial En equilibrio 0.4 y de ahí pOH = . la concentración inicial del ion amonio (NH 4 + ) es igual a la inicial de la sal: Así.4 .8. dado que el valor de la constante de disociación es muy pequeño.o2 >> x.02 0. Por tanto.3.10 .02 .53 de 76 .10 .La constante de ionización del hidróxido amónico a 25ºC es 1.22 .22 . pH = 5. es: y su expresión.+ NH 4 OH + H + La constante de esta reacción de hidrólisis es: en cuenta la reacción de hidrólisis anterior.] .x <==> NH 4 + + --x OH La constante de disociación es: --x Siendo X = nº de moles/litro de NH 4 OH disociadas que. ] SAL = 0. es decir. por lo que de la estequiometría de esta disociación: NaF <===> Na + + F . por tanto si ponemos 1 mol de NaOH por cada 2 moles de CH 3 .COOH + NaOH —> CH 3 .38 M Pero en esta disolución coexisten dos compuestos que se disocian y cuyas disociaciones son NaF <===> Na + + F .10 .4 .COOH) y una de sus sales (el CH 3 . un ácido débil (el CH 3 .47.54 de 76 . justificando brevemente la respuesta: "Al mezclar NaOH y CH 3 .RESOLUCIÓN Al disolver una sal de un ácido débil. se disuelve en agua. Ka = quedará: [H + ] = 4. Ka = E-03 . al finalizar la reacción se habrá consumido todo el NaOH.38 M [HF] FINAL = [HF] ÁCIDO = 0. pues está muy poco disociado Así.COOH en una proporción molar 1 : 2.] TOTAL = [F .COONa.35 ----------------------- --------------- ------------------------- (*) Podíamos haberlo calculado partiendo directamente de la fórmula que nos da la constante de disociación para estos casos de disoluciones amortiguadoras: .deducimos que la concentración de iones fluoruro ( F ) procedentes de la disociación de la sal es igual a la concentración de ésta:[F ] = 0.10 .COONa).4 M en amoniaco.38 Molar en NaF Cuando esta sal. al aplicarle la expresión que nos da la Ka para la disociación de este ácido débil: HF <===> H + + F .COOH.COOH.. RESOLUCIÓN La reacción que tiene lugar entre los reactivos que nos dan es: CH 3 .] SAL + [F . conjuntamente con el ácido.4 -------------------- ===> 6.La cual está completamente disociada HF <===> H + + F .lg [H + ] = .8. En esta disolución tenemos dos equilibrios de disociación. formándose 1 mol de CH 3 COONa y sobrando 1 mol de CH 3 .25 M. respectivamente. se disocia completamente. se forma una disolución amortiguadora o disolución tampón.47.5 M en cloruro de amonio y 0.10 .8. como es el HF.] TOTAL = [F . los cuales FORMAN UNA DISOLUCIÓN TAMPÓN.] ACIDO y como [F .Indicar si la siguiente afirmación es cierta o falsa. La concentración de la sal es: M = = 0.3 M? (Kb = 1.] SAL >> [F . el de la base.Calcula el pH de una disolución que es 0.] ACIDO ==> [F . E-04 . que es un electrolito fuerte.COONa + H 2 O en la cual vemos que la reacción tiene lugar mol a mol. la disolución resultante podrá actuar como tampón".COOH y CH 3 . que al ser débil no está PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE . ¿Qué variación de pH se produce si a 25 mL de la anterior disolución se le añaden 5 mL de H Cl 0.10 .4 = al despejar [H + ].5 ) RESOLUCIÓN Se trata de una disolución amortiguadora o tampón ya que está formada por una base débil (el amoniaco: NH 3 ó NH 4 OH) y una de sus sales (el NH 4 Cl). ----------------------- pH = 3. La disolución resultante después de la reacción estará formada por CH 3 .La cual está muy poco disociada por ser un ácido débil Por tanto. las concentraciones de las diferentes especies en el equilibrio son: [F .lg 4. nos Y por tanto el pH = . 5.y Para este caso concreto: y de ahí: pOH = .25 mL de la disolución amortiguadora.5 = 4.16 ----------------------------------------- Estas disoluciones amortiguadoras tienen la propiedad de mantener constante. la cantidad disociada es despreciable. [OH .0125 moles moles --0.4.84 = 9.5 M en cloruro de amonio: n(NH 4 Cl) = M. calcularemos el pOH.en ninguna otra especie de las presentes en la disolución. se encontrará prácticamente sin disociar .0125 moles de NH 4 + y otros tantos de Cl NH 4 Cl <===> Inicial En equilibrio 0.84 .10 .3.10 . podremos decir que: [NH 4+] total = [NH 4+] sal + [NH 4+] base Í [NH 4+] sal .] = 1.+ H + y son estos iones H + los que modificarían el pH.44. por lo que el número de NH 4+ que dejará libres en disolución será grande. dentro de unos límites el pH de la disolución aunque se le añadan pequeñas cantidades de ácido o de base. éste se disocia: H Cl <==> Cl . El número de moles de cada sustancia que vamos a mezclar es: . Pero se encuentran en la disolución amortiguadora con otros iones OH . por lo que desaparecerían ambos de la disolución.0125 0.3 M de HCl: n(HCl) = M. y el de su sal. el número de NH 4+ que dejará libres en disolución será muy pequeño.: con ella.44.0100 moles de NH 4 OH. -------------------------------------- . las cuales. podemos escribir:. se encontrará completamente disociada en sus iones.completamente disociada. aproximación ésta que no será origen de error ya que como hemos indicado: [NH 4+]base << [NH 4+]sal Y así.0. al añadirle una cierta cantidad de H Cl. la cual es 0.0. que al ser un electrolito fuerte estará completamente disociado: Disociación de la base: NH 4 (OH) <=> NH 4 + + OH + Disociación de la sal: NH 4 Cl <=> NH 4 + X+ Disociación total: B(OH) <=> NH 4 + OH + Xdonde NH 4+ corresponde a la cantidad de NH 4+ procedentes de la disociación parcial de la base más los procedentes de la disociación total de la sal. la cual como es un electrolito débil.4.0125 moles de NH 4 Cl. pH = 14 . dado que es una sal electrolito fuerte.V = 0.025 = 0.lg 1.V = 0. mientras que la sal.5 mL de la disolución 0. la cual al estar completamente disociada hace que la concentración de ion sea igual a la concentración inicial de la sal. donde podemos despejar la concentración de iones OH.–> H 2 O.005 = 0. En este caso.V = 0. estará completamente disociada. al ser un electrolito fuerte. Al tratarse de una base débil.pOH = 14 .4 M en amoniaco: n(NH 4 OH) = M.0015 moles de H Cl Ente ácido es un ácido fuerte y se encontrará.procedentes de la disociación de la base y reaccionarán con ellos para formar agua: H + + OH . en la que: [NH 4+] : es prácticamente la procedente de la sal. por lo que será igual a la concentración inicial de la base y así.025 = 0. originando 0. [NH 4(OH)]: al tratarse de una base débil. la constante de disociación de la base: . pues no existen OH. [OH-]: procede todo de la disociación de la base.5. y así.55 de 76 .0125 -----NH 4 + + Cl --0.0. por tanto. completamente disociado: PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE . como es el ác. que es: = 4.procedentes de la disociación del NH 4 OH .0085 .0085 moles .lg (2.0. conjuntamente con el ácido.0085 0.34 E-05 .0015) n(NH 4 OH) = 0.0015 Vamos a realizar los cálculos en dos etapas.NH 4 OH: las moles que había en un principio (0. por lo que en la disolución final (inmediatamente después de la neutralización) tendremos : .0140 moles . tendremos en cuenta que se trata de una base débil y que ha de cumplir con su constante de equilibrio Kc. Además. . DATOS Ka para el ácido acético: 1. dado que los iones H + van a reaccionar con otros tantos iones OH ..19. con estas cantidades hemos de tener en cuenta que todas ellas se encuentran en un volumen de disolución procedente de la suma de otros dos: 25 mL de la disolución amortiguadora más otros 5 mL de la disolución de H Cl.NH 4 : las moles procedentes de la disociación del cloruro de amonio (0.procedentes del NH 4 OH.0015 ------ H+ + --- Cl --0.H el procedente del HCl habrá reaccionado completamente con los OH .0125 + 0..OH .10 .0015 = 0. lo que hace un volumen total de 30 mL (0.0100 .0125 + 0.030 Litros).4.HCl <===> Inicial En equilibrio 0.8.0140 0. La concentración de ambos se modifica al mezclar ambas disoluciones ya que aumenta el volumen (es la suma de ambos: 50 mL + 50 mL = 100 mL = 0. y.pOH = 14 .0015 moles moles 0.10 . Así.1 L total después de la mezcla). y por lo tanto.0125) más las procedentes de la disociación del amoniaco necesario para neutralizar al HCl añadido (0.0015 = 0.x NH 4 + + OH --x moles moles 0.56. tendrá que disociarse esa misma cantidad de moles de NH 4 OH para neutralizarlos.1 M de ácido acético con otros 50 mL de otra disolución 0. por lo que vamos a determinar el nº de moles de ácido y de sal que hay en cada una de las cantidades que se van a mezclar PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .5 RESOLUCIÓN Al disolver una sal de un ácido débil.5 ) pH = 14 .66. se producirá una disociación de la base dado que al tratarse de un electrolito débil debe cumplir también con la expresión de su constante de disociación. en la primera de ellas tendremos en cuenta únicamente la reacción de neutralización entre los iones H + procedentes de la disociación del HCl con los iones OH .7 y de ahí calculamos la concentración de OH .Se mezclan 50 mL de una disolución 0. .0140 moles Y ahora. por lo que tendremos: NH 4 OH <===> Inicial En equilibrio 0. Calcule el pH de la disolución resultante. posteriormente.0015 = 0. se forma una disolución amortiguadora o disolución tampón.66 = 9. Acético (HAc).Cl .0125) + n(Cl -) = 0.2 M de acetato de sodio.0100) menos las que se hayan disociado (0.56 de 76 .en esta disolución existirán los procedentes de la disociación completa del HCl (0.0015) + n(NH 4 +) = 0. el pOH es: pOH = . de donde: x = 6. también completa del NH 4 Cl (0.0140 + x .0015) más los procedentes de la disociación. los cuales habrán reaccionado completamente con los H + procedentes de la disociación del HCl por lo que no quedará nada .10 . y por tanto.procedentes de la disociación del NH 4 OH por lo que no quedará nada . se disocia completamente.-----------------(*) Podíamos haberlo calculado partiendo directamente de la fórmula que nos da la constante de disociación para estos casos de disoluciones amortiguadoras: .7x10 .1 M Por su parte. en la cual se tienen dos equilibrios de disociación simultáneos: HAc <===> H + + Ac .lg [H + ] = ..10 .1 M. las concentraciones de las diferentes especies en el equilibrio son: [Ac . Nº moles de sal = 0.deducimos que la concentración de iones Acetato ( Ac . teniendo en cuenta que el volumen total es 0.05 Molar en HAc .El nº de moles de la sal es: M = . la concentración de los iones acetato será la suma de los R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .] TOTAL = [Ac . Ka = quedará: [H + ] = 9.5 = al despejar [H + ].) procedentes de la disociación de la sal es igual a la concentración de ésta: [Ac ] = 0.04 ----------------------------------------------. y teniendo en cuenta que como todas las sales es un electrolito fuerte.5 = E-06 . Ka = ==> 1.] SAL >> [Ac . la concentración final del ácido será prácticamente igual a la inicial.5 RESOLUCIÓN Al disolver ambos conjuntamente se obtiene una disolución amortiguadora o tampón. a 25ºC. se disuelve en agua. ambos a una concentración 0. por lo que de la estequiometría de esta disociación: NaF <===> Na + + F .57 de 76 ..6 .] SAL + [Ac .] ACIDO .05 M.6 ===> 1. Nº moles de ácido = 0.10 . pues al tratarse de un ácido débil está muy poco disociado: [HAc] FINAL = [HAc] ÁCIDO = 0.Tenemos una disolución reguladora constituida por una mezcla de ácido acético y de acetato sódico.] ACIDO y como [Ac . pH = 5. que está poco disociado por ser un ácido débil NaAc <===> Na + + Ac la cual se encuentra completamente disociada por ser un electrolito fuerte Dado que se ha de cumplir la expresión de la constante de disociación del ácido acético. coexisten dos compuestos que se disocian (NaAc y HAc) y cuyas disociaciones son NaAc <===> Na + + Ac . Así.8.1 Molar en NaAc Cuando esta sal NaAc.La cual está completamente disociada HAc <===> H + + Ac . [NaAc] = = 0.] SAL = 0.10 .10 .El cual está muy poco disociado por ser un ácido débil Por tanto.lg 9. la cual viene dada por la expresión: PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL . 1. Datos: K ionización del ácido acético.8.1 M Pero en la disolución obtenida al mezclar ambas.01 Moles de NaAc Y análogamente con el ácido: . estará muy poco disociado.1 L [HAc] = = 0. por lo que tendremos que ==> [Ac .] TOTAL = [Ac . nos Y por tanto el pH = . Calcular: a) El valor del pH de dicha disolución b) ¿variará mucho el valor del pH si se añade una pequeña cantidad de hidróxido sódico? Justifique su respuesta. al ser débil.005 moles de HAc Las concentraciones de ambos son. ya que la sal se encuentra completamente disociada y el ácido. al aplicarle la expresión que nos da la Ka para la disociación de este ácido débil: HAc <===> H + + Ac . 7. teniendo en cuenta que el volumen de la disolución son los 500 mL que teníamos.24. mientras que el ácido. al ser débil. los OH .7. con lo que ésta nos queda: pOH = -lg[OH-] = .4 .4 . de donde.01 moles/L iniciales se han disociado x = 4. ¿A qué se debe esta variación? a) El equilibrio de disociación es: NH4OH inicialmente 0.10 . expresión en la cual se puede despreciar “x” frente a 0. por lo que: = 0.4 = 3.58 de 76 . tenemos: el hidróxido de amonio inicial y el cloruro de amonio añadido PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .La constante de ionización del hidróxido amónico es 1.02 Molar Así en la disolución resultante. con estas dos aproximaciones.10 .pOH = 14 .x Siendo “x” el número de mol/L de NH 4 OH disociadas Aplicando la expresión de la constante de disociación: y sustituyendo en ella: .77 b) Cuando se le añade una pequeña cantidad de NaOH.aportados por éste. de donde se calcula x.01 <===> NH 4 + ---x + OH ---x En equilibrio 0.24. del NH4CI añadido. en el denominador de la fracción .24.8 .24 % b) Calcularemos la concentración en moles/L. se disociará una cierta cantidad del ácido que quedaba sin disociar. obtendremos la concentración de protones: valor del pH de esta disolución será: pH = .5 .37 y así: .01 M de hidróxido amónico. (pocos por ser débil) y los procedentes de la disociación de la sal. b) La disolución resultante al añadir a 500 mL de la disolución anterior 0.37 = 10. la expresión de la constante quedará: al sustituir. por lo que para mantener la expresión de la constante de disociación.10 .log 4. 10-5 Calcular el grado de ionización del hidróxido amónico y el pH de: a) Una disolución 0.lg[H + ] = . regenerando los H + perdidos. pH . lo calculamos teniendo en cuenta que de los 0.10 . el pH de la disolución no variará apreciablemente E-07 .24.procedentes de la disociación del ácido.63 El grado de disociación.2 = 4.3. por tanto. que es: x = 4. c) Coméntese brevemente la variación observada en el grado de ionización del hidróxido amónico en a) y b). su concentración en el equilibrio será prácticamente la misma que la inicial. y de ahí: pH = 14. reaccionarán con los H + presentes en la disolución. [H + ] = 1. por lo que: = 4. .535 g de cloruro amónico.5 y por lo tanto el = 4. por lo que podemos suponer que prácticamente serán los mismos que los procedentes de la sal.10 .01. que es completa.lg 1. por tanto.10 .01 . 01 moles/L iniciales se han = El grado de disociación. [OH .025 Molar para la sal. debido al efecto de ión común. C) Razonar brevemente el resultado obtenido en b) RESOLUCIÓN En el equilibrio de disociación del ácido acético (H Ac) vamos a llamar “x” al número de moles de ácido que se disocian. .8. dado que la constante de disociación es muy pequeña.x <==> Ac --x + H+ --x Al sustituir todos los valores nos queda: desde donde se despeja “x”: Las concentraciones de las especies en equilibrio son. ¿variará el pH sensiblemente? Calcular el pH resultante.05 = 8.025 moles/L .pOH = 14 .59 de 76 . no obstante.Se pide: a) Calcule el valor del pH de una disolución 0.5.] = 0.05 Molar para el ácido y 0. se forma una disolución amortiguadora o disolución tampón.10 -4 .10 . Y además [NH 4 OH] EQUILIBRIO [NH 4 OH] INICIAL = 0. pues esta se ioniza totalmente. por lo que se formarán también “x” moles de ion acetato (Ac . La concentración de ambos será 0.10 .) y “x” moles de iones hidronio (H 3 O + ) . Con estas aproximaciones.05 y así: .] = [H +] = x = 9.9. pH B) = 3.4 = 0. Acético (HAc). el grado de ionización.48. podemos despreciar “x” frente a 0.10 . por lo que: 9.09 % c) Como vemos.05 0. por tanto: [Ac .NH 4 OH NH 4 Cl <====> —> NH 4 + NH 4 + ‘ ‘ + + OH Cl - siendo: [NH 4 +]TOTAL [[NH 4 +]SAL+ [NH 4 +] BASE = [NH 4 +] SAL = 0.5 de ahí: pOH = -lg[OH-] = . el equilibrio de disociación será: H Ac Inicial En el equilibrio 0.05 .10 -4 .02 Al añadir una sal de un ácido débil.05 . como es el ác.9.48.9. lo calculamos teniendo en cuenta que de los 0.5 = 5. conjuntamente con el ácido.x) moles (la cantidad inicial menos la cantidad que se ha disociado). el pH de esta disolución es: pH = .05 M de ácido acético (Ka = 1. disociado en este caso x = 0. provocado por los NH 4 + que aparecen al añadir el NH4CI.05.5 . podemos sustituir ya en la expresión de la constante de equilibrio de disociación del NH 4 OH: 0. Así.log pH = 14. PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .10 .5 ) b) Si añadimos a esa disolución una cantidad de acetato de sodio en la proporción de 0. . ya que el NH 4 OH se disocia muy poco.95 . ha disminuido mucho (casi es 50 veces menor). Por tanto. El mismo efecto hace que el pH disminuya al producirse menos iones OH - E-08 .10 . a la hora de realizar los cálculos.0.01 M.lg [H +] = .02 M debido a que el NH 4 + que proviene de la disociación de la base es mucho menor que el que proviene de la disociación de la sal.lg 9. quedando sin disociar: (0. 5 ===> 1.5 .La cual está completamente disociada HAc <===> H + + Ac . nos Y por tanto el pH = .60 de 76 .44 ------------------.El cual está muy poco disociado por ser un ácido débil Por tanto.lg [H + ] = .10 . pues al tratarse de un ácido débil está muy poco disociado: [HAc] FINAL = [HAc] ÁCIDO = 0.] TOTAL = [Ac ] SAL + [Ac ] ACIDO y como [Ac ] SAL >> [Ac ] ACIDO .025 M Pero en la disolución obtenida al mezclar ambas.---------------------. Ka = quedará: [H + ] = 3. la concentración final del ácido será prácticamente igual a la inicial. estará muy poco disociado. Así. pH = 4.] TOTAL = [Ac . y teniendo en cuenta se trata de un electrolito fuerte (como casi todas las sales) . Ka = ==> 1. al ser débil..10 . coexisten dos compuestos que se disocian (NaAc y HAc) y cuyas disociaciones son NaAc <===> Na + + Ac .6.------------------Podíamos haberlo calculado partiendo directamente de la fórmula que nos da la constante de disociación para estos casos de disoluciones amortiguadoras: .8.10 . se disuelve en agua.] SAL = 0.) procedentes de la disociación de la sal es igual a la concentración de ésta: [Ac ] = 0.lg 3.10 . se disocia completamente. al aplicarle la expresión que nos da la Ka para la disociación de este ácido débil: HAc <===> H + + Ac . las concentraciones de las diferentes especies en el equilibrio son: Ac .Cuando esta sal NaAc.05 M.5 = al despejar [H + ].--------------------.5 = PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .deducimos que la concentración de iones Acetato ( Ac . por lo que de la estequiometría de esta disociación: NaF <===> Na + + F . ya que la sal se encuentra completamente disociada y el ácido.6. por lo que tendremos que ==> [Ac .025 M Por su parte.8. DATO: Constante de disociación del ácido. por lo que su concentración es: F-02 . además. por lo que dada la estequiometría que presenta.001 Molar): por lo que habrán reaccionado: 10. utilizando para ello el equilibrio de disociación de ese NaOH.00 = 163.0.Al mezclar 10.35.10 .0 ml de la disolución que tomamos. b) El pH de ambas disoluciones antes de iniciar la neutralización.0 ml) y su molaridad (M = 0.6 = 8.4 + OH ---10 . que la -4 concentración final resultante de la misma para el NaOH debe ser: [NaOH ] = 10 M y el volumen final es la suma de los volúmenes de las dos disoluciones mezcladas: 20.61 de 76 .Una muestra de ácido tricloroacético.4 NaOH Inicial En equilibrio 10 .final = 10 .REACCIONES ÁCIDO-BASE F-01 .16.001 M con 10. se trata de una disolución básica. Cl 3 C-COOH.6 los cuales se encontraban en los 10. que es un electrolito fuerte y por tanto está completamente disociado.01 + 2.00 + 1.5 . en la disolución final: [OH ] = 10 que será la concentración de OH . Ka = 10 . se determina de la misma forma conociendo el volumen de esa disolución (10.4 -4 Considerando ahora la reacción ácido . por lo que en la reacción entre el H Cl y el NaOH nos habrá sobrado una cierta cantidad de este último: Si pH = 10 ==> pOH = 14 .10 = 4 y así.base entre el H Cl y el NaOH teniendo en cuenta.45 + 12.4 ---<==> Na + ---10 .que nos quedan al final de la reacción ácido -base y que nos deben servir para calcular la concentración del NaOH sobrante en esa reacción.01 + 12. que pesa 1. la concentración inicial de NaOH será idéntica a la de OH .2.0 ml.6 moles de NaOH que habrán reaccionado con el H Cl y de acuerdo con la estequiometría de la correspondiente reacción ácido-base: H Cl + 1 mol x NaOH 1 mol 8.0.10 .Grupo F. el número de moles de NaOH sobrantes se obtiene a partir de la expresión de la Molaridad de la disolución y es: El nº de moles inicial de NaOH.0 ml de ácido clorhídrico de concentración desconocida se obtiene una disolución de pH = 10.85 g se disuelve en 100 ml de agua y la disolución se neutraliza con 20 ml de una disolución de hidróxido sódico.9 RESOLUCIÓN Los pesos moleculares son: Cl 3 C-COOH = 3.378 PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE . Calcule la concentración del ácido RESOLUCIÓN Si el pH = 10. Calcule: a) La concentración de la base.6 –> NaCl + H2O de donde deducimos que el número de moles de H Cl que han reaccionado es Nº moles H Cl = 8.10 .0 ml de una disolución de hidróxido de sodio 0.10 . 10 M partiendo de H Cl 12 Molar RESOLUCIÓN PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .99 + 16.x <====> CCl 3 -COO ----x + H+ ----x Y a estas concentraciones en equilibrio les aplicamos la expresión de la constante de disociación Ka.32 M con 50 ml de H Cl 0. nos queda: pH = -lg [H + ] = .A) Señale cual es el pH resultante cuando se mezclan 12. por lo que: pOH = .5 ml de NaOH 0.56 ----<====> Na + ----0.lg 0. deducimos que cuando se alcanza el equilibrio [OH . ya que se trata de un electrolito fuerte. mientras que el ácido tricloroacético es un electrolito débil y por ello su disociación es solamente parcial .00 = 39.0.11 .07 .11 0.56 M. que son: NaOH ==> 0.15 F-03 . y la estequiometría de esta reacción son Cl 3 C-COOH + 1 mol = 163.99 La reacción que tiene lugar entre el ácido tricloroacético (Cl 3 C-COOH) y el hidróxido de sodio.56 = 0. La disociación del NaOH es total.pOH = 14 .56 Molar Cl 3 C-COOH : Y con ellas.99 g X -----> Cl 3 C-COONa + 1 mol H2O 1 mol de donde: Teniendo en cuenta que se emplearon 20 ml de la disolución de NaOH.25 Y de ahí: pH = 14 .56 + OH ----0. por lo que este equilibrio nos quedará como: CCl 3 -COOH Inicial En el equilibrio 0. se plantean los respectivos equilibrios de disociación.] = . que es: y al resolver esta ecuación.lg[OH .] = 0.NaOH = 22.75 Puesto que el ácido tricloroacético es un ácido débil (nos dan como dato su constante de disociación) se disociará parcialmente. su concentración es: b) Para determinar el pH de cada disolución hemos de conocer las molaridades respectivas.62 de 76 .38 g 1. por lo que tendremos: NaOH Inicial En el equilibrio 0.07 por lo que pH = 1.85 g NaOH 1 mol = 39. y así: [H + ] = 0. pH = 13.25 .56 De aquí.10 M B) ¿Alguno de los dos reactivos puede ser considerado como limitante? C) Indique detalladamente cómo prepararía la disolución ácida de 50 ml de H Cl 0.lg 0.00 + 1. teniendo en cuenta que el NaOH es un electrolito fuerte y por tanto estará completamente disociado. 3 moles de HCl.16. y dado que la reacción tiene lugar mol a mol.016 .5 ml de una disolución acuosa de hidróxido de sodio 0. 10 .416 ml Se cogerían 0.5 ml de disolución 0.5 ml = 0.3 . obtenidas a partir de la expresión que nos da la Molaridad de una disolución.10 . la forma más real y cómoda de preparar esta disolución es preparar una cantidad mayor. . A) Calcule el pH de la disolución resultante b) ¿Alguno de los reactivos tendría la consideración de limitante? ¿Por qué? RESOLUCIÓN Las cantidades que tenemos de ambos reactivos puros.Las cantidades de los dos reactivos que tenemos.3 moles en un volumen total de V = 12.32 Molar: HCl 50 ml de disolución 0. por lo que el volumen de ésta que necesitaremos lo determinamos partiendo de la expresión de la Molaridad de la disolución: 0. se terminará el NaOH (Reactivo limitante) ya que es el reactivo que está en menor cantidad. del cual hay 1. 10 .016 Cl --0. se vierten en un matraz aforado de 500 ml que contenga un poco de agua.416 ml es demasiado pequeña.02 --<===> H3O+ + --0. los colocaríamos en un matraz aforado de 50 ml que tuviera un poco de agua. se agita para que mezclen bien.5 + 50 = 62. n = 5.3 moles de NaOH . expresadas en moles son: NaOH 12. y se llena (se enrasa) con más agua destilada. 10 . por lo que su concentración es: Molaridad: Así.10 . M = 0. sobrando : 5 . 10 . El pH de la disolución resultante será el que corresponda a la disolución final de HCl. 10 . 10 . 10 .016 molar en HCl pH = 1.3 Por tanto.4 L = F-04 .10 .3 H20 1 mol --4 .10 Molar de HCl.10 .10 . necesitamos 5.02 pH = -lg[H 3 O +] y así: pH = -lg 0. la disociación de este ácido será HCl Inicial Final 0. por ejemplo 500 ml (10 veces más) para lo cual se pipetearían 4.32 M com 50 ml de ácido clorhídrico 0.3 1 .4 .63 de 76 .3 = 1 . las cuales hemos de tomar de la disolución 12 Molar.79 Para preparar esos 50 ml de la disolución 0. resultantes de la mezcla de ambas disoluciones . agitaríamos y después llenaríamos dicho matraz con más agua. y además no es habitual disponer de pipetas de 1 ml graduadas.10 .10 Molar: .Se hacen reaccionar 12. son: PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .10 M.16 ml (con una pipeta graduada de 5 ml). Una vez preparada esta disolución.416 ml de la disolución de HCl 12 M con una pipeta de 1 ml graduada. V = 4. se sacarían los 50 ml necesarios por medio de una pipeta aforada de 50 ml.3 moles del ácido.0625 litros. Pero dado que esa cantidad 0.3 NaOH 1 mol 4 .3 --—> NaCl + 1 mol --4 .3 moles de HCl Teniendo en cuenta la reacción estequiométrica entre estos dos reactivos: H Cl + Estequiometría Cantidades Iniciales Cantidades finales 1 mol 5. n = 4. la cantidad del mismo que se disocia será el 30% de 0. el mismo número de moles que tenemos de NaOH.050 + 0.10 . nHCl = 0. vamos a disociar este H Cl. M = 0.13. Por ello. M Hcl = 0.64 de 76 . un volumen de HCl concentrado que contenga 1gramo de ácido.016 --<===> Cl --0. es: . por lo que al final de la reacción nos sobrarán: 0.016 pH = . Después de añadir a 100 cm 3 de la disolución anterior.0.13 . .016 + H+ --0.004 moles de De acuerdo con la estequiometría de la reacción: H Cl + NaOH —> NaCl + H 2 O.001 moles de H Cl que sobran al final de la reacción El volumen final será el resultante al mezclar las dos disoluciones: 0.0. Sabiendo que su masa molecular es 62 y que está disociado en un 30%.0167 = 1.lg[H + ] = .0625 Litros.039 El equilibrio de disociación del ácido es HA <==> Inicial En equilibrio 0. el reactivo limitante es el NaOH.005 moles de H Cl .039 = 0. vemos que los dos reactivos dados: H Cl y NaOH reaccionan mol a mol. Calcule la constante de disociación del ácido .H Cl: NaOH .091 H+ ---0.67. nNaOH = 0. el cual como es un ácido fuerte.039 Y por tanto la constante de disociación será: Ka = 0.2 PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE . que es la que nos va a servir para determinar el pH de la misma. calcular el grado de disociación y la concentración de protones en la disolución resultante.004 = 0.79 F-05 .005 . RESOLUCIÓN La concentración inicial del ácido es: .lg 0.0125 = 0. pues el que se encuentra en menor cantidad y es el que se termina antes. es decir: = 0.Se dispone de una disolución acuosa de un ácido HA y su concentración es de 8 g/L. estará completamente disociado: H Cl Inicial En equilibrio Por lo que el pH será: 0.004 moles.016 Molar de H Cl Para determinar el pH de esta disolución. Conocida la masa molecular del HCI = 36'5 y considerando despreciable el volumen de HCl añadido frente al de la disolución. NaOH : .13 Molar Teniendo en cuenta que se encuentra disociado un 30%.039 + A---0. Por tanto la concentración final del ácido clorhídrico.016 = 1. La cantidad de H Cl que reacciona será de 0.13 0. 004 moles de NaOH que hemos añadido . " = 0.171. de concentración desconocida.5 = 0 x = 7.1.x) = x.0274 En equilibrio 0.0. Procedentes de la disociación del HCl los cuales no influyen en el equilibrio.(0.0274 moles.1 litro: HA = 0. encontrando que el punto de equivalencia se alcanza cuando hemos agregado 40.x .= 0. H + tendremos el número de moles procedente de la disociación total del HCl = 0.no tendremos nada.46 ¿cuál será el valor Ka del ácido? ¿Cual será su grado de disociación? c) ¿Cual será la concentración de iones CIO . Para conocerla valoramos la disolución anterior con una disolución 0.6 % .04 Molar R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE . la cual hemos calculado y vale Ka = 0.Un vaso de precipitados contiene 100 mL de una disolución de ácido hipocloroso.013 .013 moles de este ácido HA.(0. H + y A . las cantidades de cada especie presentes en la disolución de este ácido serán: HA = 0. Vamos a considerar que el ácido HA no está disociado cuando le añadimos el Hcl.N = 0.) cumplan esa Ka: HA <==> Inicial 0.10 . y es también el nº de moles de H y de A .una vez alcanzado el punto de equivalencia? RESOLUCIÓN La reacción de neutralización que tiene lugar es: H ClO + NaOH —> Na ClO + H 2 O en la cual vemos que la reacción tiene lugar mol a mol. de A .10 .65 de 76 .x 0. que es la cantidad de HA disociada.0039 moles y se le añade 1 g de HCl ( = 0. y puesto que inicialmente teníamos 0.027 moles) el cual se disocia completamente en H + y Cl -.040. HOCI.0167.100 M de NaOH.0274 moles de Cl -.2. Y como estas cantidades en el equilibrio han de cumplir el valor de la constante de disociación del ácido HA.0274 + x x + Siendo X = nº moles de HA que se disocian. Estas cantidades tienen que cumplir el valor de la constante de disociación del ácido HA.013 moles (la cantidad total inicial del ácido que tenemos.4 .0274 + x) ==> x 2 + 0.0 mL de hidróxido sódico. H + = A . Calcular: a) La concentración inicial del ácido b) Suponiendo que el pH de la disolución inicial del ácido hipocloroso fuese igual a 4.281 M F-06 .013 H+ + A---- 0. por lo que este equilibrio se desplazará hacia la izquierda hasta que las concentraciones de todas las especies (HA.0. que es también el número de moles de ácido que había en la disolución inicial.28. Su concentración es: PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL 0. tendremos que. donde: expresión ésta que nos permite calcular el valor de X: 0. ya que estamos considerando como punto de partida el ácido HA sin disociar.formadas.013 .02907.0091 moles . por lo que el número de moles inicial del ácido es el mismo que las que añadimos de base.Si de esta cantidad se toman 100 ml. así: Nº moles NaOH = V. de manera que las cantidades (en moles) iniciales serán. teniendo en cuenta que se toma un volumen de 0.056 = y la concentración de protones (H 3 O + o bien H + ) es 0. además tendremos en la disolución 0.0167.100 = 0. el grado de disociación será: % disociado = = 5. sabiendo que se disuelven 28. c) el pH resultante de la mezcla de las disoluciones anteriores. que es X.8 El grado de disociación es: En el punto de equivalencia prácticamente no quedará nada de ácido sin disociar ya que todo él habrá ido descomponiéndose para reaccionar con el NaOH añadido. La expresión que nos da la constante de disociación de este ácido es: 0.25% de NaOH F-08 . La reacción que tiene lugar es: H Cl + Na OH —> Na Cl + H 2 O.4. Así. pues solamente se produce la reacción entre el NaOH y el H Cl. la cual con los datos que tenemos: X = [ClO .04 .029 Molar en ClO - F-07 .El equilibrio de disociación del ácido en la disolución inicial es: H ClO <===> Inicial En equilibrio 0.04 0. ya que el Na Cl no reacciona.4.4. será: 0.0127 moles de NaOH. en la cual vemos que la reacción entre el ácido clorhídrico ( H Cl) y el hidróxido de sodio tiene lugar mol a mol.04 .0.635 moles de NaOH en la muestra inicial Esta cantidad. por lo que en disolución acuosa estarán PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE . es decir: 0. RESOLUCIÓN Tanto el H Cl como el Ba(OH) 2 son electrolitos fuertes. b) el pH de 50 mL de Ba(OH) 2 de concentración 0. en esos 20 mL tendremos también 0.04. la pureza de la misma (o riqueza en NaOH) será: Riqueza de la muestra en NaOH = = 90.51 M RESOLUCIÓN Cuando disolvemos la muestra en 1000 ml de agua y de ellos valoramos 20 mL. del cual se toma 20 ml que necesitan para su neutralización 24..14 g.Hallar la pureza de una sosa cáustica comercial impurificada con cloruro de sodio.004 moles. de manera que como podemos observar en la disociación de ácido cada mol de éste origina 1 mol de iones ClO .9 ml de una disolución de ácido clorhídrico 0.01 M.46 y [H ClO] = Ka = 3.10 .46 = 0.0127 moles de H Cl Por tanto. en gramos.635. por tanto: M = 0. determinamos la cantidad de NaOH que hay en esos 20 mL.0249 = 0.V = 0.X H+ --X + ClO --X Si pH = 4. [H + ] = 10 . partiendo de la fórmula de la Molaridad. vamos a calcular el número de moles de H Cl.14 g de la misma en un litro de disolución.01 M.0. Su concentración será. por lo que en el volumen total en el cual disolvimos la mezcla habrá: = 0.10 .46.40 g de NaOH hay en la muestra inicial Como la masa total de la muestra era de 28.Calcula: a) el pH de 50 mL de HCl de concentración 0. queda . n = M. dado que conocemos su volumen y concentración: .40 = 25.] = [H + ] = 10 .46 . el nº de moles de este ion existentes al final de la valoración será el mismo nº que moles iniciales de ácido teníamos.66 de 76 .51. en un volumen de 140 ml totales (100 ml procedentes del la disolución del ácido y otros 40 ml procedentes de la disolución de NaOH añadida. pues sabemos tanto el volumen de disolución empleada como su molaridad. pH = 11.4 .4 moles.pOH = 14 . que es la suma de los volúmenes de las dos disoluciones mezcladas. sus equilibrios de disociación serán: H Cl <===> INICIAL EN EQUILIBRIO 0.01 ---2 . = 2.3 Cuando se mezclan ambas disoluciones. 2. PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL son: R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE . es decir: 5.01 + 2 OH pOH = .01 => ---0.02 => pOH = 1. disueltas en un volumen de 0.3 => pOH = 2.3 pOH = .2.1.4 moles de Ba(OH) 2 El pH de la disolución resultante después de la reacción corresponderá al de una disolución de Ba(OH) 2 formada por 2.7 F-09 .5. y su estequiometría es: 2 H Cl + 2 moles 5.45 Molar.Se añaden 40 mL de hidróxido de sodio 0. Así. ya ajustada. H Cl ==> 0.10 .01 pH = 14 .completamente disociados. y por tanto.10 .3 ---Ba 2 + ---2.10 Molar a 10 mL de ácido clorhídrico 0.lg[H + ] = .01 ---Ba(OH) 2 <===> INICIAL EN EQUILIBRIO 0.10 . Nº moles iniciales de H Cl = 5. tendremos que la concentración del Ba(OH) 2 es: M = = 2.01 ---H+ + Cl ---0. dado que conocemos el número inicial de moles de cada uno.10 .lg 0.100 L.3 .4 = 2.5.3 .4 .67 de 76 . así.10 .10 . ¿Cuál es el pH de la disolución resultante? RESOLUCIÓN Las cantidades que tenemos de ambos reactivos puros.5.3 + 2 OH ---2 .lg[OH + ] = . pH pH = . obtenidas a partir de la expresión que nos da la Molaridad de una disolución.3 pH = 14 .10 . 0.10 .4 Ba(OH) 2 1 mol X ----> Ba Cl 2 + 2.5.7 .pOH = 14 .01 = Ba(OH) 2 ==> 0.lg 0.10 . por lo que se gastará todo el H Cl (es por tanto el reactivo limitante. Nº moles iniciales de Ba(OH) 2 = 5.01 = .10 .H 2 O En la cual vemos que se necesitan 2 moles de H Cl por cada mol de Ba(OH) 2 .2.5.01 Ba 2 + pH = 2 = 12. mientras que del Ba(OH) 2 se gastarán : X = Y nos sobrará el resto.4 Y la reacción que tiene lugar.lg[OH + ] = .5.10 . que es la cantidad sobrante de la disolución.10 .10 .4 moles.lg 5. hemos de tener en cuenta la estequiometría de la reacción para calcular si sobra alguna cantidad de alguno de los dos reactivos.5.5. teniendo en cuenta ahora su equilibrio de disociación: Ba(OH) 2 <==> INICIAL EN EQUILIBRIO 2.7 ---0. 01 pH = .03 moles de KOH.015 moles de H 2 SO 4 había en la muestra inicial. Al realizar la neutralización resulta que se han consumido 300 mL de la disolución básica.01 + H+ --0. nHCl = 0.004 moles de De acuerdo con la estequiometría de la reacción: H Cl + NaOH —> NaCl + H 2 O. por lo que al final de la reacción nos sobrarán: 0. Calcular: a) ¿Cual será la concentración del ácido? B) Cual será el pH de la disolución inicial del ácido? ¿Y el de la disolución resultante de la neutralización? RESOLUCIÓN La reacción que tiene lugar es: H 2 SO 4 + 2 KOH —> K 2 SO 4 + 2 H 2 O.075 Molar R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE . M Hcl = 0. estará completamente disociado: H Cl Inicial En equilibrio Por lo que el pH será: 0. ==> n SOLUTO = 0. que es la de KOH: 300 mL de concentración 0.1 M de KOH.01 = 2 F-10 . y es: .03 —> K 2 SO 4 + 2 H2O de donde: = 0.68 de 76 PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL .0. .050 Litros. M = 0. nNaOH = 0. hemos de determinar la cantidad que conocemos. y para aplicarle la estequiometría a las cantidades que reaccionan.010 + 0.H Cl: NaOH . Dado que el volumen de la misma era de 200 mL. por lo que a partir de la estequiometría de la misma calculamos la cantidad de ácido que se tenía en la muestra: H 2 SO 4 + 1 mol X 2 KOH 2 moles 0. que son las que intervienen en la reacción. por lo que el nº de moles del mismo que intervienen en la reacción lo calculamos a partir de la expresión de la Molaridad de una disolución.004 = 0.01 Molar de H Cl Para determinar el pH de esta disolución. La cantidad de H Cl que reacciona será de 0. el cual como es un ácido fuerte. es: . el mismo número de moles que tenemos de NaOH. vemos que los dos reactivos dados: H Cl y NaOH reaccionan mol a mol. Por ello.0005 moles de H Cl que sobran al final de la reacción El volumen final será el resultante al mezclar las dos disoluciones: 0.0045 moles de H Cl . pues el que se encuentra en menor cantidad y es el que se termina antes.Se quiere proceder a la valoración de 200 mL de una disolución de H 2 SO 4 empleando para ello una disolución o.lg 0.004 moles. vamos a disociar este H Cl.01 --<===> Cl --0. el reactivo limitante es el NaOH. Por tanto la concentración final del ácido clorhídrico. que es la que nos va a servir para determinar el pH de la misma. su Molaridad se determina aplicando la expresión de la misma: . NaOH : .lg[H + ] = .0045 .040 = 0.1 M. 075 <===> 2 H+ --2. aplicamos la expresión que nos la da: . DATO: Ka a 25 ºC para el ácido acético es 1. ¿Cuánto ácido nítrico teníamos en la disolución inicial?. Sulfúrico es un ácido fuerte. así. son fuertes. calculamos su pH: 0.2 M a 25 mL de NaOH 0. teniendo en cuenta que se trata de un electrolito fuerte y por tanto está completamente disociado es: PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .15 = 0. tendremos: H 2 SO 4 Inicial En equilibrio y de ahí. hemos de determinar la cantidad que conocemos. y nos queda: Para determinar su Molaridad. F-11 .2 Molar F-12 . 10 .8.El pH en el punto de equivalencia.075 = 0.Se añaden lentamente una disolución de ácido acético 0.4 g de NaOH.2 M. . ¿Cual es su Molaridad? RESOLUCIÓN La reacción que tiene lugar es: HNO 3 + NaOH —> NaNO 3 + H 2 O.69 de 76 . ya que se ha añadido a la disolución ácida la cantidad equivalente de base.075 pH = .Para determinar el pH de esta disolución inicial del ácido. ácido y base.4 —> NaNO 3 + H2O de donde: = 0. que son los que intervienen en la reacción con el ácido nítrico.5 RESOLUCIÓN: 1.0.lg[H + ] = -lg 0. la .82 El pH de la disolución final resultante de la neutralización será 7 (Disolución neutra) . con lo que se habrá neutralizado y no sobra nada de ácido ni de base. por lo que a partir de la estequiometría de la misma calculamos la cantidad de ácido que se tenía en la muestra: HNO 3 + 1 mol = 63 g X NaOH 1 mol = 40 g 0. g = 0. que es la de NaOH: 20 mL de una disolución obtenida al disolver 80 g en 4 litros: cantidad del soluto NaOH será: ==20 g/L.63 gramos de HNO 3 había en la muestra inicial. hemos de tener en cuenta que el ác. y por tanto está completamente disociado. La estequiometría de la disociación de la disolución inicial de NaOH. y ambos. por lo que si se utilizan 20 mL.El pH de la solución inicial de NaOH.Se quiere saber cuantos gramos de ácido nítrico hay en 50 mL de una disolución. Para ello se valoran con 20 ml de una disolución de NaOH obtenida al disolver 80 g del mismo el 4 litros de agua. 2.15 + SO 4 2 --0. y para aplicarle la estequiometría a las cantidades que reaccionan. M = 0. Calcular: 1.El pH de la solución al añadir los 5 primeros mililitros de ácido acético 3. 025.13 3.13 Molar pOH = .10 .2 + OH --0.025.NaOH Inicial En equilibrio 0.025.87 = 13.13 = 0.030 L Los cuales se disociarán de la misma forma que en el caso anterior: NaOH Inicial En equilibrio 0.] = .70 de 76 PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL .que se hidrolizan. Así. la cual se hidroliza en agua. y que para este equilibrio la expresión de la constante R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .050 L y así: Y la reacción de hidrólisis de esta sal es Ac . por lo que no sobrará nada de ninguno de los dos reactivos.1 0.0.2 M.004 mol Volumen final: 0.2 = 0. la cual se encontrará en un volumen total correspondiente a la suma de los volúmenes de las dos disoluciones mezcladas La reacción estequiométrica entre el ácido y la base es: H Ac + Cantidades estequimétricas En la reacción 1 mol 0.lg[OH .001 = 0.7 = 13. El punto de equivalencia corresponde al estado en el cual se ha añadido la misma cantidad estequiométrica de ácido y base.lg[OH . que será la suma de los 25 mL de la disolución de NaOH más los 5 mL de la disolución de H Ac añadidos. en realidad la reacción se produce entre el H Ac y los iones OH . por lo que el pH de la disolución resultante corresponderá al NaOH que quede sin reaccionar.005 mol X = 0.1-X H2O —> HAc + --X OH --X = 0.001 mol de NaOH reaccionan Cantidad restante de NaOH = 0.005 –> NaAc + 1 mol x H2O 1 mol H Ac: n = 0.2 = 0. los cuales se encontrarán ahora disueltos en el volumen total.0. Para llegar al mismo tendríamos que añadir 25 mL de HAc 0.005 mol NaOH: n = 0.005 NaOH 1 mol 0.13 --<===> Na + --0.13 = 0.0.025 + 0.) H Ac + Cantidades estequiométricas En la reacción 1 mol 0.5.2 = 0.] = .2 pOH = .025 = 0.7 pH = 14 .001 NaOH 1 mol X —> NaAc + H2O H Ac: n = 0. por lo que ninguno está en exceso . reaccionarán con la cantidad equivalente de NaOH.0. por lo que estaríamos en el caso de la hidrólisis de una sal procedente de una base fuerte (NaOH) y un ácido débil.005 mol X = 0.005 . pero se habrá formado la cantidad correspondiente de NaAc.2 = 0.005 mol de NaAc formados Volumen final total: 0.2 --- <===> Na + --0.lg 0. De esta forma los moles de H Ac añadidos serán igual a los moles iniciales de NaOH. teniendo en cuenta el cálculo estequiométrico para la reacción: (Puesto que se trata de reactivos en disolución.005.10 M Siendo X el nº de mol/L de Ac .0.3 2.0.10.pOH = 14 .87 pH = 14 . Cuando se añaden 5 mL del ácido acético.2 = 0.005 = 0.originando H 2 O y iones Ac .025 + 0.13 + OH --0.0.+ Inicial En equilibrio 0.2 M a los 25 mL de NaOH 0. y que es también el nº de mol/L de Hac y de OH formados Teniendo en cuenta que el valor de la constante de hidrólisis para este equilibrio se determina por la expresión: = 5.lg 0.001 mol NaOH: n = 0.pOH = 14 . 12.5.. Si hemos determinado el pH=12..10 .04 = 0.20 M NaOH b) 0...04 Molar en OH [H + ] = 10 .12 M H Cl.6 = 5.15 M NaOH RESOLUCIÓN En los tres casos se trata de una mezcla de una disolución de un ácido con la de una base (Vamos a suponer que en todos los casos se mezcla 1 litro de cada una de las disoluciones).04 Molar de NaOH la cual se disociará según el proceso: OH --0.13 = 8...0.. a) 0. será: PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .20 M H Cl. que será básico por ser una disolución de NaOH.20 moles de NaOH Puesto que reaccionan mol a mol.) y los del NaOH que no ha reaccionado..Lg [OH . hemos de calcular la Molaridad de esta nueva disolución de NaOH: NaOH Inicial Equilibrio 0. sin que ello afecte apreciablemente al resultado) Y así: pOH = .. que se encontrarán en un volumen igual a la suma de los volúmenes de las disoluciones mezcladas: 2 litros.1. 0...lg 7.20 . a) 0.06 Molar en Cl = Na + (Proceden del NaCl y del NaOH) = 0.71 de 76 ..4 = 12.1. para resolver más fácilmente esta ecuación se puede despreciar X frente a 0.. Para determinar el pH.87 F-13 .04 = 1. 0. se formarán 0. por lo que reaccionarán ambas de acuerdo con el proceso: HCl + NaOH –> NaCl + H 2 O .10 Molar en Na + OH ..08= 0..Lg 0. 0.6 (Dado que la constante es muy pequeña..es: .13 .12 Moles => = 0..12 moles de HCl .0..20 M NaOH El Nº de moles de cada reactivo se determina teniendo en cuenta la expresión de la molaridad de las disoluciones: 1 Litro de HCl 0.] = . 0.Establecer las especies iónicas principales presentes en las disoluciones obtenidas mezclando volúmenes iguales de las disoluciones indicadas y calcular el pH de la disolución resultante.pOH = 14 .04 pOH = . pH = 14 ..12 M : 1 litro de NaOH 0.25 M H Cl.6 Los iones presentes son los procedentes de la disociación del NaCl formado (cada mol se disocia dando 1 mol de Na + y 1 mol de Cl . en el cual vemos que reaccionan mol a mol y el pH será el de la disolución resultante.lg[OH .12 + 0..12 M HCl.4 pH + pOH = 14 pH = 14 . de donde X = 7.42..(Proceden del NaCl). n= 0. n= 0.08 Moles => = 0.] = ..08 moles de NaOH.5.20 M: .. así como los del agua Cl .42.(Proceden del NaOH y del agua.25 M NaOH c) 0.0..20 Moles => 0.04 --<==> Na + + --0..6 Molar H + (Procedentes de la disociación del agua).. aunque los procedentes de ésta son despreciables frente a los procedentes de la disociación del NaOH)..12 = 0..12 moles de NaCl y sobrarán: 0.10 . ..0125 Cl --0..Lg 0... n= 0..0125 --<==> = 0.25 M NaOH El Nº de moles de cada reactivo se determina teniendo en cuenta la expresión de la molaridad de las disoluciones: 1 Litro de HCl 0. los del HCl que no ha reaccionado.0125 pH = 1. 0. así como los del agua Cl .10 Molar en Cl - PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .] = 10 ..(Proceden del NaCl).05 moles de HCl. se formarán 0. n= 0.1 Los iones presentes son los procedentes de la disociación del NaCl formado (cada mol se disocia dando 1 mol de Na + y 1 mol de Cl .25 Moles => Na + (Proceden del NaCl .25 moles de HCl .9 = 12.Lg [H .. y al ser neutra la disolución: H + (Proceden del agua.1.. n= 0.25 moles de NaCl y no sobrará ni HCl ni NaOH .20 Moles => = 0.125 Molar en Cl 0.15 = Para determinar el pH. hemos de calcular la Molaridad de esta nueva disolución de HCl: HCl Inicial Equilibrio 0.05 = 0.15 M: .125 Molar en Na + [OH .25 M HCl.72 de 76 .7 Molar en OH - [H + ] = 10 .9 pOH = 14 ..) y los del agua Cl .0125 pH = ...15 moles de NaOH = = 0. y su pH será 7 Los iones presentes son los procedentes de la disociación del NaCl formado (cada mol se disocia dando 1 mol de Na + y 1 mol de Cl ..0.. y al ser neutra la disolución: a) 0.(Proceden del agua..7 Molar en H + Dado que reaccionan mol a mol..25 Moles => OH . que será ácido por ser una disolución de HCl..25 moles de NaOH Puesto que reaccionan mol a mol.20 0..20 M : 1 litro de NaOH 0.) .15 M NaOH El Nº de moles de cada reactivo se determina teniendo en cuenta la expresión de la molaridad de las disoluciones: 1 Litro de HCl 0. n= 0. se tratará de una disolución NEUTRA..b) 0.(Proceden del NaCl y del HCl) = 0.0.25 M : 1 litro de NaOH 0. se formarán 0.025 Molar de HCl la cual se disociará según el proceso: H+ + --0.20 M HCl. Puesto que no sobra ni ácido ni base y AMBOS SON FUERTES. [OH ....25 M: . 0. 0.12.15 + 0.15 moles de NaCl y sobrarán: 0..1 .. que se encontrarán en un volumen igual a la suma de los volúmenes de las disoluciones mezcladas: 2 litros.20 moles de HCl .] = . que se encontrarán en un volumen igual a la suma de los volúmenes de las disoluciones mezcladas: 2 litros..] = 10 .. 47 moles en ese litro.47 moles. g = 0.279 g para neutralizar el ácido que había.0207 R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE . podemos determinar la Molaridad de esta disolución:: .1.10 g 0. M = 1. será: [H ] = 10 Molar en H + F-14 . así: KOH sobrante = 0.15 Moles => ...022 moles NaOH . se gastan 0. Calcule: a) La masa molecular del ácido.279 -----> KA 1 mol + H2O 1 mol => .47. suponiendo un volumen final de 50 mI.12..73 de 76 . en la cual.47 Molar. y la estequiometría de esta reacción son de donde la cantidad de KOH utilizada la calculamos a partir de la expresión de la Molaridad de una disolución: reacción.022 moles Y dado que esta cantidad de NaOH se encontraba en un volumen de 22 mL. Calcular el peso de NaOH contenido en 1 L de solución. = 0..337 g de KOH.075 Molar en Na + - OH .Na + (Proceden del NaCl . la masa de NaOH que tenemos será: g = 1. y dado que la masa molecular del mismo es 40 g/mol y tenemos 1.. El peso de NaOH contenido en 1 litro de disolución lo determinamos teniendo en cuenta que la Molaridad es el nº de moles que hay en 1 litro de disolución.9 los procedentes de la disociación del HCl)). como ya habíamos calculado. por lo que en 1 litro de esta disolución tendremos 1..54 g/mol ..Quince mL de una solución de NaOH necesitan para su neutralización 22 mL de HCI 1M..15 M de KOH.9...------------------------[OH ] = 10 Molar en OH + H (Proceden del HCl y de la disociación del agua aunque los procedentes de ésta son despreciables frente a + ..279 = 0.. la cantidad de ésta añadida es: que la cantidad de ésta que sobrará la calculamos a partir de la estequiometría de la reacción. RESOLUCIÓN Con los datos que nos dan.. Si hemos determinado el pH=1. n H Cl = 0.. .40 = 58.Una muestra de 500 mg de un ácido monoprótico fuerte se neutralizó con 33..500 g de donde = 100.. conocemos la cantidad de H Cl que reacciona.(Proceden del agua . b) El pH de la mezcla cuando se hubieran añadido 40 mI de la base. g = 0..80 g de NaOH había en 1 litro de esa disolución F-15 .058 g de KOH sobran.279 g de KOH se gastan en la 1 mol = X 0.1 = 0.. RESOLUCIÓN La reacción que tiene lugar entre el ácido monoprótico ( HA ) y el hidróxido de potasio. HA + KOH 1 mol = 56.... Dado que el volumen total es de 50 mL. la molaridad de esta disolución de KOH es: PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL = 0.022 NaOH 1 mol x –> NaCl + H2O = 0... por lo Si añadimos 40 mL de base..337 . .16 mI de disolución 0. que calculamos a partir de la expresión que nos da la Molaridad de una disolución: La reacción que tiene lugar entre ambos reactivos es: H Cl + 1 mol 0..0.. pOH = 1.0207 --- <==> K+ --- + OH --0.7 C) Al mezclar ambas disoluciones reaccionarán el ácido acético y el hidróxido de sodio.lg 0. c) La mezcla de las dos disoluciones suponiendo que los volúmenes son aditivos. pues 0.lg 4. y son: PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .7 .que se forman.y como pH + pOH = 14 pH = 14 .lg 0.CH3-COOH. por lo que está completamente disociada: NaOH Inicial En equilibrio 0.74 de 76 .3 .01 en la cual al La expresión de la constante de disociación para el ácido acético es: sustituir todos los valores nos queda: desde la cual se despeja “x”: Las concentraciones de las especies en equilibrio son.05 --<=> Na+ + --0.lg[OH .10 -4 Y si el pH es: pH = .1.10 -4 . Las cantidades que tenemos de cada uno de los reactivos las calculamos partiendo de la expresión de la Molaridad de una disolución . de acuerdo con la estequiometría de la reacción. b) 5 mL de una disolución de NaOH de concentración 0. pH = 3.Molar de KOH y esta base se disocia completamente en disolución acuosa ya que se trata de una base fuerte.32 F-16 .01 >> x.] = [H 3 O +] = x = 4.0207 pH = 12.Calcule el pH de: a) 20 mL de una disolución de ácido acético. 0. pH = 12. y es también el número de moles del H 3 O + (ó H + ) y de iones Ac .0207 pOH = . el pH KOH Inicial En equil.1.8 • 10-5 RESOLUCIÓN A) En el equilibrio de disociación del ácido acético: H Ac Inicial En el equilibrio 0. de acuerdo con la reacción: H Ác + NaOH <==> NaAc + H 2 O en la que vemos que cada mol de ácido reacciona con un mol de la base.05 - pOH = -lg [OH -+ ] . la cantidad de H Ac que queda al alcanzarse el equilibrio es prácticamente al misma que había al principio. por tanto: [Ac . con lo que calculamos el pOH y con él.05 OH --0.37 B) En este caso se trata de una base fuerte. y por tanto podemos despreciar x y quedará: (0.lg [H 3 O +] = . pOH = .x) 0. Dado que la constante de disociación es muy pequeña. DATOS: constante Ka = 1.0207.01 M.pOH = 14 .24.24.01 . de concentración 0.05 M.01 .] = .68 pH = 14 .x x x llamamos “x” al número de moles/litro de ácido que se disocian.05 pOH = 1.68 0.01 <==> Ac --- + H3O+ --- 0.3 = 12. 3 F-17 .H 2 O = 0.020 + 0.5. sobrarán: 2.01.y como pH + pOH = 14 pH = 14 .10 . g = 0.NaOH 2 mol= 2.4 mol de NaOH . nH Ác = 0. podemos determinar el volumen de la misma partiendo de la expresión de la Molaridad: .10 .04 MoIar RESOLUCIÓN Como se mezclan volúmenes iguales.4 mol de NaOH.005 = 2. si los volúmenes son aditivos.5.10 .40 g 0. por lo que está completamente disociada: NaOH Inicial En equilibrio 0 --<=> Na+ + --0 OH --0 - pOH = -lg [OH -+ ] . F-18 .4 mol de NaOH Teniendo en cuenta que la reacción entre ambos tiene lugar MOL a MOL. por lo que la concentración final del NaOH sobrante será: NaOH: = 2.16 –> Na 2 SO 4 + 2.2 Molar.4 g/l de NaOH c) KOH 0.4 mol de H Ac . pOH = .025 Litros finales. al tratarse de una base fuerte.10 .4 mol de NaOH Por otra parte. .10 .2 M de ácido sulfúrico serán precisos para neutralizar 40 mL de una solución que contiene 4 g/L de hidróxido sódico? RESOLUCIÓN Con los datos que nos dan.002 pOH = 2.0.7 = 12.2 Molar b) Una disolución que contiene 6.lg 0.05. y tenemos 2.10 .Calcular el pH de una disolución preparada mezclando volúmenes iguales de las disoluciones siguientes: a) HCI 0. nNaOH = 0.HAc: NaOH: .005 = 0.002 moles de H 2 SO 4 .5.7 .5. que como en el caso anterior.3 Molar en NaOH y el pH de la disolución resultante será el pH de esta disolución 2. vamos a suponer que mezclamos 1 litro de cada una de las disoluciones. el volumen final de la mezcla de ambas disoluciones será: 0. conocemos la cantidad de NaOH que reacciona.7 .2.4 mol de H A y 2.10 .3 Molar de NaOH.75 de 76 .010L = 10 mL se necesitan de la disolución de H 2 SO 4. por lo que tendremos: PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE . pH = 11.16 g de NaOH tenemos en esa disolución Y dado que esta cantidad de H 2 SO 4 procede de una disolución 0.10 . L = 0.0.10 .¿Cuántos mL de solución 0. que calculamos a partir de la concentración que nos dan: 4 g/L: La reacción que tiene lugar entre ambos reactivos es: H 2 SO 4 1 mol x + 2.2.020 = 2.4 mol de H A = 0. 04 moles de ácido sobrante de la reacción anterior y otros 0.16 moles con el NaOH.20 moles de H Cl y reaccionan 0. reaccionará con la otra base: H Cl + NaOH –> NaCl + H 2 O Reaccionan mol a mol.16 moles de NaOH c) 1 L de KOH 0.16 M ==> 0. nos sobrarán: 0.16 moles de NaOH con la misma cantidad de moles del ácido H Cl . Dado que teníamos 0.04 moles de KOH. por lo que reaccionarán 0.04 M ==> 0. reaccionarán completamente y no sobrará nada de ninguno de los reactivos. y la cantidad de ácido que sobre.a)1 L de H Cl 0.2 M ==> 0.76 de 76 . Las dos sales formadas: NaCl y K Cl son sales procedentes de un ácido fuerte (H Cl) y de bases fuertes (NaOH y KOH).4 g/L: = 0.16 = 0.2 moles de ácido H Cl b) 1 L de NaOH con 6.04 moles de KOH Dado que tenemos un ácido y dos bases. por lo que dado que disponemos de 0.20 . también reaccionan mol a mol. las disoluciones serán neutras. vamos a suponer que las reacciones son consecutivas. por lo que se producirá la reacción del ácido con una de las bases.0. aunque la reacción es simultánea entre todos los reactivos.04 moles de H Cl sobrarán en esta primera reacción Y esta cantidad reaccionará con la otra base: H Cl + KOH –> KCl + H 2 O Como vemos. por consiguiente: pH = 7 PRO BLEM AS RESUELTO S DE Q UÍM ICA G ENER AL R EA C C IO NES ÁC ID O -B A SE .