Química General e Inorgánica (UAX).Preparador: Paco Martínez Tema 10.- Equilibrios ácido-base. 10.1. Definiciones de ácido y base. 10.2. Constante de ionización. Fuerza de ácidos y bases. 10.3. Autoionización del agua. Escala de pH. 10.4. Cálculo de pH de disoluciones de ácidos y bases. Acidos polipróticos. 10.5. Cálculo de pH de disoluciones de sales. Iones ácidos y básicos. Hidrólisis. 10.6. Disoluciones mixtas: efecto del ión común. Tampones. 10.7. Valoraciones volumétricas. Indicadores. [H+]·[OH-]= Kw=10-14 - 1. ¿Cuál es la concentración de iones OH en una disolución de HCl cuya concentración - -15 de hidrógenos es 1,3 M? { Soluc: [OH ]=7,7·10 M} 2. El pH del agua de lluvia recogido en una región del noreste de Estados Unidos, pH+P0H=14; pH= - log [H+] + durante un día determinado, es de 4,82. ¿Cuál es la concentración de sus iones H ? [H+] = 10 –pH + -5 { Soluc: [H ]=1,5·10 M} Si [H+] > 10-7 pH<7 Ácido - -7 3. La concentración de iones OH de una muestra de sangre es de 2.5 · 10 M. ¿Cuál es el pH de la sangre? { Soluc: pH=7,40} -3 4. ¿Cuál es el pH de una disolución 2 x 10 M de HNO3? { Soluc: pH=2,7} 5. ¿Cuál es el pH de una disolución 1.8 x 10-2 M de Ba(OH)2? { Soluc: pH=12,56} 0 -4 6. a) ¿Cuál es el pH de una disolución 0,5 M de HF (a 25 C)? Ka=7,1·10 Aceptamos la aproximación de x=0,50 = 3,8 % de c0 Aproximación correcta { Soluc: pH=1,72} c0-x=c0 cuando x es inferior al 5 0 b) ¿Cuál es el pH de una disolución 0,05 M de HF (a 25 C)? % del valor de partida (c0) x=0,006= 12 % de c0 Aproximación incorrecta -4 7. ¿Cuál es el pH de un ácido monoprótico 0,122 M cuya Ka es 5,7 x 10 ? Ka·Kb = Kw=10-14 (No es posible la aproximación x=6,8 % de c0 > 5 % { Soluc: pH=2,09} 8. ¿Cuál de las siguientes sales sufren hidrólisis? a) NaCl; b) CH3-COONa; c) NH4Cl; d) KNO3; e) BaCl2; e) NaNO2; f) NH4CN; g) KCN; h) Na2SO4; i) KClO4; j) NH4-OOC-CH3 { Soluc: b); c); e); f); g); j} 9. ¿Cuál es el pH de una disolución que contiene 0,30 M de HCOOH y 0,52 M Reguladoras. Ecuación de H-H: - de HCOOK? Dato pKa (H-COOH)=3,77) { Soluc: pH=4,01} pH=pKa+log([A ]/[HA] 10. ¿Cuáles de los siguientes sistemas constituyen una disolución reguladora o tampón? (a) KF/HF (b) KBr/HBr, (c) Na2CO3/NaHCO3 { Soluc: a) HF/F-; c) HCO3-/CO32-} 11. 16 Química General e Inorgánica (UAX). Preparador: Paco Martínez Resumen de Reacciones ácido – base -1 Teoría de Bronsted y Lowry Según Arrhenius un ácido es toda sustanciq que posee algún átomo de hidrógeno capaz + de disociarse en disolución acuosa dando iones H (protones) y una base que contiene - algún grupo OH capaz de disocuiarse en disolución acuosa en iones OH (oxhidrilo). Fuerzas de ácidos y bases Escala de pH Propiedades ácido – base de las sales Ácidos y bases de Lewis + El protón (H ) y el trifluoruro de boro (BF3) son ejemplos de ácidos de Lewis, por tener orbitales vacios y ser aceptores de pares de electrones, y el amoniaco (NH3) es un ejemplo de base de Lewis por tener parejas de electrones solitarios y ser por tanto dador de pares de electrones. Lewis amplia el concepto de ácido. 17 Química General e Inorgánica (UAX). Preparador: Paco Martínez Resumen de aplicaciones de reacciones ácido - base Equivalente gramo. Valoraciones ácido base Indicadores ácido - base Disoluciones reguladoras Ecuación de Henderson - Hasselbach [ A ] pH pK a log [ HA] Lluvia ácida. La fuerza de los acidos Fuerza de los ácidos oxoácidos Fuerza de los ácidos hidracidos HClO4 > HBrO4 > HIO4 La fuerza de un ácido binario HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO aumenta al disminuir la entalpia del enlace HX. HF<< HCl<HBr<HI 18 Química General e Inorgánica (UAX). Preparador: Paco Martínez 19 Química General e Inorgánica (UAX). Preparador: Paco Martínez 20 Química General e Inorgánica (UAX). Preparador: Paco Martínez Reacciones Ácido Base -1 1. Teoría de Arrhenius y de Brönsted Lowry. Constante de acidez y basicidad. - 1.1. El ion hidrogenocarbonato, HCO3 , puede actuar como ácido y como base de Brønsted−Lowry. a) ¿Cuál es su ácido conjugado? b) ¿Qué 2- especie es su base conjugada? [Solución: a) H2CO3; b) CO3 ] −2 −4 1.2. Razona si el ácido cloroso, HClO2 (Ka = 1,1·10 ), es un ácido más fuerte o más débil que el ácido nitroso, HNO2 (Ka = 4,6 · 10 ). ¿Cuál estará más disociado en disolución acuosa? [Solución: El HClO2 es más fuerte y a igual concentración está más disociado que el HNO2] 1.3. El NaH2PO4 y el Na2HPO4 se obtienen a partir del ácido fosfórico, H3PO4, y de la sosa, Na2CO3, según las reacciones: 2- 2- - - 2- 2- - a) H3PO4 (aq) + CO3 (aq) H2PO4 (aq) + HCO3 (aq); b) H2PO4 (aq) + CO3 HPO4 (aq) + HCO3 (aq) Identifica los pares ácido−base conjugados de Brønsted-Lowry en cada una de estas reacciones e indica una especie que sea - 2- anfótera. [Solución: a) H3PO4/ H2PO4- y HCO3-/ CO32- ; H2PO4 / HPO4 y HCO3-/ CO32- ] 2. Escalas de pH. Antiácidos. 2.1. Calcula el pH de una disolución 0,010 mol L−1 de HI, que es un ácido fuerte. [Solución: 2 ] + −5 −1 2.2. La concentración de H3O en el suelo de los bosques es de alrededor de 3,2 · 10 mol L , mientras que en los suelos desérticos es de casi −10 −1 1,0 · 10 mol L . Esta diferencia se debe al CO2 producido por descomposición de la materia orgánica. Calcula el pH de ambos tipos de suelos. [Solución: bosque: 4,49 y desiertos: 10,00 ] + 2.4. El pH de los jugos gástricos es alrededor de 1,7. ¿Cuál es la concentración aproximada de los iones H 3O en el estómago? [Solución: 0,02 M ] 2.5. Indica cuáles de los antiácidos de la tabla dada producen gas al reaccionar con el ácido clorhídrico. Aldrox Alka Seltzer Almax Rennie Rolaids Fosfalumina Alcalak Al(OH)3 con NaHCO3 Metasilicato de aluminio y Mg(OH)2 y CaCO3 NaAl(OH)2CO3 Fosfato de aluminio CaCO3 Mg(OH)2 magnesio. MgAl [Al(SiO4)2] AlPO4 [Solución: Alka Seltzer; Rennie; Rolaids y Alcalak] 3. pH de disoluciones de ácidos y bases. 3.1. El ácido clorhídrico, HCl, es un ácido fuerte. Durante mucho tiempo, se pensaba que contenía oxígeno. Calcula el pH de una disolución −1 0,05 mol· L de HCl. [Solución: 1,3 ] 3.2. El hidróxido de sodio, conocido como sosa cáustica, es el principal componente de muchos desatascadores de desagües y de limpiadores de hornos, ya que disuelve muy bien las grasas. Calcula el pH de una disolución que contiene 6,0 g de NaOH por litro. [Solución: 13,18 ] 3.4. Cinco litros de amoniaco (gas), medidos en c. n., se hacen pasar por agua destilada hasta obtener 500 mL de disolución. -5 - Sabiendo que Kb = 1,8 ⋅ 10 , calcula: a) La concentración inicial de amoniaco. b) La concentración de iones OH en el equilibrio y el pH de la disolución. [Solución: a) 0,45 M; b) [OH-] =2,85·10-3; pH=11,45] + 3.6.Tenemos una disolución de C6H5COOH (ácido benzoico) 0,05 M. Calcula [H3O ], el pH del medio y el grado de ionización del ácido. Dato: -5 Ka= 6,5· 10 [Solución: [H3O+]= 1,80·10-3; pH=2,74; α=0,035 ] -4 3.9. La aspirina es un medicamento cuyo principio activo, el ácido acetilsalicílico, un ácido débil monoprótico con Ka = 3,27⋅10 . - + Su equilibrio de ionización es: HC9H7O4 + H2O C9H7O4 + H3O a) ¿Cuál es la concentración inicial de una disolución formada por una tableta de aspirina de 650 mg disuelta en 250 mL de agua? b) ¿Qué pH tiene? [Solución: a) 0,0144 M ; b) pH=2,69 ] -4 3.11. Una disolución de ácido nitroso tiene un pH de 2,5. Calcule: (Ka = 4,5 ⋅ 10 ). a) La concentración de ácido nitroso inicial. b) La concentración de ácido nitroso en el equilibrio. c) El grado de disociación del ácido nitroso en estas condiciones, expresado en porcentaje. d) Si a 10 mL de la disolución anterior se le añaden 5 mL de una disolución de hidróxido de sodio 0,10 M, razone si la disolución resultante será ácida, neutra o básica. [Solución: a) ci=0,0254 M; b) 0,0222; c) α= 0,1244; d) básico; pH>7] 3.12. El ácido butanoico es un ácido débil de Ka = 1,85 ⋅ 10-5. Calcule: a) El grado de disociación de una disolución 0,02 M del ácido butanoico. b) El pH de la disolución 0,02 M. c) El pH de la disolución que resulta de añadir 0,05 moles de HCl a 250 mL de una disolución 0,02 M de ácido butanoico. Suponer que no hay variación de volumen. [Solución: a) α=0,03; b) pH= 3,22; c) pH= 0,6099] −2 -1 −4 -1 −8 3.16. Calcular el pH de una disolución de HCl a)10 mol·L ; b) el de una disolución 10 mol· L , c) el pH de una disolución 10 -1 mol L de HCl. [Solución: a) pH=2; pH=4; pH=6,98 ] 4. Propiedades ácido – base de las sales. 4.1. Considera las disoluciones de las siguientes sales: FeCl3, KClO4 y NH4I. ¿Cuáles de estas disoluciones serán ácidas, básicas o neutras? [Solución: ácidas: FeCl3; NH4I; neutras: KClO4 ] 4.2. La lejía es una disolución acuosa de hipoclorito de sodio, NaClO. Predice el carácter ácido, básico o neutro de la lejía . [Solución: básica] -5 4.4. a) Calcule el pH y el grado de disociación de una disolución 0,2 M de acetato sódico. Ka = 1,8 ⋅ 10 . b) Calcule ahora el pH de la disolución que resulta de mezclar 50 mL de la disolución anterior con 150 mL de agua. [Solución: a)) pH= 9,02; b) pH=8,22] 4.6. Escriba las reacciones de hidrólisis de las siguientes especies e indique si el pH resultante será ácido, básico o neutro: a) NaCN (HCN es un ácido débil). b) HCl. c) NH4Cl. [Solución: a) básico; b) ácido; c) ácido] -5 4.7. Determina el pH de una disolución acuosa que es 0,4 M en cloruro amónico. Kb = 1,8 ⋅ 10 . [Solución: pH= 4,83] -4 4.8. Calcule el pH de una disolución acuosa de fluoruro de potasio 1,0 M. Ka (ácido fluorhídrico) = 7,2 ⋅ 10 . [Solución: pH= 8,57] -1 4.9. El benzoato de sodio, NaC7H5O2, se utiliza como preservativo de los alimentos (código E-211). Calcula el pH de una disolución 0,30 mol L −5 de dicho compuesto. La constante de acidez del ácido benzoico, HC7H5O2, es 6,5 · 10 . [Solución: pH=8,83] −5 4.10. El ácido sórbico, HC6H7O2, es un ácido monoprótico débil cuya Ka es 1,7 · 10 . Una de sus sales, el sorbato de potasio (KC6H7O2), se añade al queso, y a otros alimentos, para evitar la formación de moho. Calcula el pH de una disolución que contiene 27,8 g de sorbato de potasio en 0,500 L de disolución. [Solución: 9,18 ] 4.12. El fosfato de sodio, Na3PO4, tiene muchos usos industriales, que van desde la fabricación del papel hasta la limpieza de los grafiti de las paredes. Se vende comercialmente como TSP, con la advertencia de que es dañino para la piel y los ojos. Calcula el pH de una disolución que 2− −13 contiene 8,2 g de Na3PO4 en un volumen de 250 mL. Ka (HPO4 ) = 4,8 · 10 . [Solución: pH=12,74 ] 21 Química General e Inorgánica (UAX). Preparador: Paco Martínez Reacciones Ácido Base 1-2 y Aplicaciones 1. Teoría de Arrhenius y de Brönsted Lowry. Constante de acidez y basicidad. 1.4. Indica cuál es el ácido o la base conjugada de los siguientes iones y si producirán hidrólisis en disolución acuosa; especifica si se - - - + comportarán como ácidos o como bases, y el tipo de pH de la disolución: a) Cl ; b) NO3 ; c) HS ; d) NH4 . [Solución: a) HCl, no, neutro; b) HNO3, no, neutro; c) H2S, si, básico; d) NH3, si, ácido] 1.5. El ion hidrogenosulfato es anfótero. Escriba y nombre todas las especies que participan en la reacción con agua cuando el ion actúa a) como ácido o b) como base, identificando los pares ácido-base para las dos reacciones anteriores. [Solución: a) ácido: SO4-/SO42- ; b) base: HSO4-/H2SO4 ] 2. Escalas de pH. Antiácidos. −14 2.3. La constante de ionización del agua, Kw, a la temperatura del cuerpo (37 ºC) es 2,5 · 10 . a) Determina cuál es el pH de una disolución + − neutra a esta temperatura. b) Si el pH de la sangre es 7,4, ¿cuáles son las concentraciones de H3O y OH ? [Solución: a) 6,80; b) 4·10-8 y 6·10-7] 2.4. Algunos antiácidos comerciales como el “Aldrox” combinan Al(OH)3 con Mg(OH)2. ¿Cuál crees que puede ser la razón? 2.6. La picadura de hormiga roja o de abeja puede tratarse con una disolución de NaHCO 3. En cambio, la picadura de avispa debe tratarse con vinagre o zumo de limón. ¿A qué se debe la diferencia? Solución: Al carácter acido o básico de la picadura.] 3. pH de disoluciones de ácidos y bases. 3.3. Calcula el pH de las siguientes disoluciones: a) hidróxido de potasio 0,05 M; b) adición de 350 mL de agua a 150 mL de la anterior. [Solución: a) 12,70; b) 12,18] 3.14. La sacarina, un edulcorante artificial bajo en calorías, es un ácido muy débil cuyo pKa vale 11,68 a 25 ºC. En disolución acuosa se ioniza según el equilibrio: HNC7H4SO3 (aq) + H2O (l) NC7H4SO3- (aq) + H3O+ (aq). Calcula el pH de una disolución 0,20 mol L-1 de sacarina. [Solución: pH=6,19] −5 −12 3.15. El ácido ascórbico, H2C6H6O6 (vitamina C), es un ácido diprótico (Ka1 = 7,9 · 10 y Ka2 = 5,0 · 10 ). Calcula el pH y la concentración de -1 todas las especies presentes en una disolución 0,080 mol·L de ácido ascórbico. [Solución: pH= 2,60; [H2C6H6O6]= 0,078 mol·L-1 [HC6H6O6-]=[H3O+]=2,5·10-3 mol·L-1; [OH-]= 4,0·10-2 mol·L-1] 3.17. El ácido láctico, HC3H5O3, se encuentra en la leche agria, en donde es producido por la acción de lactobacilos sobre la lactosa (el azúcar -1 de la leche). Una disolución 0,025 mol L de ácido láctico tiene un pH igual a 2,75. a) Determina el grado de ionización del ácido láctico en dicha disolución. b) Calcula la Ka del ácido láctico. [Solución: a) 0,071; b) 1,4·10-4] 3.19. La penicilina, el primer antibiótico utilizado para tratar infecciones bacterianas, es un ácido débil. Calcula el valor de su constante de acidez si sabemos que una disolución preparada añadiendo agua a 109,5 g de penicilina hasta obtener 625 mL tiene un pH igual a 1,55. Dato. −1 La masa molar de la penicilina es 356 g mol . [Solución: 1,7·10-3] 3.20. La aspirina es un medicamento cuyo compuesto activo, el ácido acetilsalicílico, es un ácido débil con Ka = 3,27 ⋅ 10-4. Su equilibrio de - + ionización es: HC9H7O4 + H2O C9H7O4 + H3O a) ¿Cuál es la concentración inicial de una disolución formada por una tableta de aspirina de 650 mg disuelta en 250 mL de agua? b) ¿Qué pH tiene? Solución: a) 1,44·10-2 M; pH= 2,69] 4. Propiedades ácido – base de las sales. Hidrólisis. 4.0 .Escriba la reacción correspondiente al proceso químico que tiene lugar al disolver en agua cada una de las siguientes sustancias indicando si su pH será ácido, básico o neutro: nitrato de sodio, cianuro de potasio, bromuro de litio, cloruro de amonio y acetato de sodio. Datos: Ka -10 -5. (cianhídrico) = 4,0 ⋅ 10 ; Ka (acético) = 1,8 ⋅ 10-5; Kb (amoniaco) = 1,8 ⋅ 10 [Solución: Neutra; básica; neutra; ácida; básica] -10 -14 4.5.Se tiene una disolución de KCN 0,5 M. (Datos: Ka = 7,25 ⋅ 10 , Kw = 10 .) a) Calcular el pH y el grado de hidrólisis de esa disolución. b) ¿Cuál debería ser el valor de la constante Kb de una base BOH 0,5 M para que nos diera el mismo pH que la disolución anterior? [Solución: a) pH= 11,42; αh= 5,25·10-3; b) Kb= 1,38·10-5] -5 4.16. Calcule el pH y el grado de disociación de una disolución 0,2 M de acetato sódico. Ka = 1,8 ⋅ 10 . Calcule ahora el pH de la disolución que resulta de mezclar 50 mL de la disolución anterior con 150 mL de agua [Solución: pH=9,02; α=5,25·10-5; pH=8,22] 5. Equivalente gramo. Valoraciones Ácido -Base. 5.3. Para valorar 20,0 mL de NaOH se ha gastado 16,4 mL de una disolución 0,010 N de H2SO4. Calcula la normalidad de la disolución de NaOH. [Solución: 0,082] *5.4. El pH de una disolución de ácido nítrico es 1,50. Si a 25 mL de esta disolución se añaden 10 mL de KOH 0,04 M, calcule: a) El número de moles de ácido nítrico sin neutralizar. b) Los gramos de base que se necesitarían para neutralizar el ácido de la disolución anterior. [Solución: a) 4·10-4 mol; b) 0,022 g de KOH ] 6. Indicadores Ácido -Base. 6.3. Razona si el azul de timol, que tiene un pKIn de 8,9, será o no un indicador adecuado para valorar amoníaco con ácido clorhídrico. [Solución: No es adecuado] 6.11. El rojo de fenol es un indicador ácido-base cuya forma ácida HI es amarilla y la forma alcalina I- es roja. Sabiendo que el intervalo de viraje es pH = 6 - 8, ¿de qué color será una disolución de NaOH 0,1 M y una de HClO4 0,02 M a las que se ha añadido este indicador? [Solución: Rojo y amarillo] 7. Disoluciones reguladoras. 7.3. ¿Cuántos moles de NaHCO3 deben añadirse a 1 litro de una disolución 0,225 mol L-1 de Na2CO3 para obtener el pH = 9,40? [Solución: 1,9 mol] 2- - - 7.4. a) Calcula la razón [HPO4 ]/ [H2PO4 ] en un fluido intracelular a un pH de 7,2 (pKa del H2PO4 = 6,8). b) Razona cómo afecta a la relación 2- - [HPO4 ]/ [H2PO4 ] la producción de ácido láctico durante una sesión de ejercicio físico. [Solución: a) 2,5; b) disminuye ] 7.9. Un sistema amortiguador importante en los fluidos corporales es ion hidrógenofosfato /iondihidrógeno fosfato. a) Considera la sangre - 2- con un pH = 7,44; ¿cuál es la proporción [H2PO4 ]/ [HPO4 ] b) ¿Cuál será el pH si el 25% de los iones hidrógenofosfato se convierten en iones 2- -8 dihidrógenofosfato? Dato. Ka HPO4 ) = 6,2 · 10 . [Solución: a) 0,59 ; b) 7,16 ] 8. La lluvia ácida – Fuerza de los ácidos 8.1. La cal viva (CaO) se utiliza para neutralizar el agua en los lagos que se han vuelto muy ácidos debido a la lluvia ácida. a) Supón que la acidez se debe al ácido sulfúrico y escribe la ecuación de la reacción de neutralización. b) Calcula cuántas toneladas de cal viva se necesitan para neutralizar 10 toneladas de ácido sulfúrico. [Solución: b) 5.700 kg de CaO] *8.5. Como consecuencia de la extracción del carbón y otros minerales, la pirita de hierro (FeS2) queda expuesta al oxígeno y acaba formando ácido sulfúrico: 4 FeS2 + 15 O2 + 2 H2O → 2 Fe2(SO4)3 + 2 H2SO4 . El agua ácida de las minas luego drena en lagos y arroyos y mata peces y otros animales. En una mina de Colorado, Estados Unidos, una muestra de 16,25 mL de agua fue completamente neutralizada con 25,00 mL de una -1 disolución 0,255 mol L de KOH. Determina cuál era la concentración molar de H2SO4 en esa agua. [Solución: [H2SO4]= 0,196 M ] 22 Química General e Inorgánica (UAX). Preparador: Paco Martínez Selección de Tipos de Problemas de Ácido – Base [33] 1.CÁLCULO DE pH, CONSTANTE DE ACIDEZ, CONSTANTE DE BASICIDAD Y GRADO DE DISOCIACIÓN Ejercicio 1: Cálculo del pH de un ácido fuerte: 1.1. Calcular el pH de una disolución preparada añadiendo agua a 7,84 g de ácido sulfúrico hasta completar 500 ml de disolución. [Solución: pH=0,5] Ejercicio 2: Cálculo del pH de una disolución de base fuerte: 2.1. Calcular el pH de una disolución 9,10 M de: a) hidróxido de sodio; b) hidróxido de calcio. [Solución: a) pH=13; b) Ph=13,3] Ejercicio 3: Cálculo del pH de un ácido débil a partir del valor de Ka: -4 3.1. Calcular el pH de una disolución 0,20 M de ácido fórmico (metanoico) y su grado de disociación Ka=1,77·10 . [Solución: pH=2,22; =0,030] Ejercicio 4: Cálculo del pH de una base débil a partir de su valor de Kb: *4.1. Calcular el pH de una disolución 0,05 M de amoniaco. Su pKb=4,76. [Solución: pH=10,97] + - Ejercicio 5: Cálculo de la [H3O ] y de la [OH ] a partir del valor de pH: 5.1. El pH de un disolución es 4,25.Calcular la concentración de protones y de iones oxhidrilos. [Solución: [H3O]+=5,62·10-5; [OH-]=]1,78,62·10-10] Ejercicio 6:Cálculo del pH de una disolución mezcla de varias bases fuertes: 6.1. Calcular el pH de la disolución resultante de añadir a 400 ml de NaOH 0,5 M, 100 ml de Ca(OH)2 0,5 M. [Solución: [pH=13,78] Ejercicio 7: Cálculo del pH de una disolución mezcla de varios ácidos fuertes: 7.1. Calcular el pH de la disolución resultante de añadir a 200 ml de H2SO4 0,1 M, 300 ml de HCl 0,4 M. [Solución: pH=0,983] Ejercicio 8: Cálculo del pH de un ácido débil a partir de su Ka o de su c0 y de su grado de disociación (): -5 8.1. Calcular el pH de una disolución de ácido acético que esta ionizado un 5,0 % , si su Ka=1,8·10 . [Solución: pH=3, 47] *8.2. Calcular el pH de una disolución 0,01 M de ácido acético que esta ionizado el 4,45 %. [Solución: pH=3, 35] Ejercicio 9: Cálculo de la Kb de una base débil a partir de su concentración o de su Kb y de su grado de disociación (): 9.1. Calcular el pH de una disolución acuosa 0,1 M de amoniaco que está ionizado un 1,34 %. [Solución: pH=11, 3] -5 9.2. Calcular el pH de una disolución acuosa de amoniaco que está ionizado un 2,0 %. Kb=1,8·10 [Solución: pH= 9,95] + Ejercicio 10: Cálculo del grado de disociación () de un ácido débil a partir de la [H3O ] en el equilibrio y su Ka: -5 *10.1. Una disolución de ácido benzoico tiene un pH de 2,25, Calcular su grado de disociación. Ka=6,6·10 . [Solución: = 0,0124] + Ejercicio 11:Cálculo de la Ka de un ácido débil a partir de su concentración total y de la [H3O ] de la disolución: 11.1.Una disolución de ácido cianhídrico 0,05 M tiene un pH de 5,22. Calcular la Ka del ácido. [Solución: Ka=7,2·10-10] Ejercicio 12: Cálculo del grado de disociación de una base débil a partir de su Kb y de su concentración: -5 12.1. Calcular el grado de disociación y el pH de una disolución de amoniaco 0,1 M. Kb=1,8·10 . [Solución: = 0,0134; pH=11,3] *12.2. Una disolución 0,010 M de amoniaco, esta ionizada un 4,25 %. Calcular el grado de disociación y el pH de una disolución 0,70 M de esta base? [S: = 0,0052; pH=11,56] Ejercicio 13: Variación del producto iónico del agua y del pH con la temperatura: 13.1. Calcular el pH del agua pura a 10 ºC, 25 ºC y 60 ºC si KW(10 ºC)=2,92·10-15; KW (25 ºC)=1,00·10-14; KW(60 ºC)=9,61·10-14. [Solución: pH=7,27; 7; 6,51] *13.2. Calcular el producto iónico del agua y el pH del agua pura a 87 ºC. Sabiendo que la entalpia de la reacción de ionización del agua es - -1 -16 37,514 KJ·mol , que suponemos que no varía con la Temperatura. [Solución: KW2 (87 ºC)= 1,83·10 ; pH=7,87] Ejercicio 14: Modificación del pH de una disolución de ácido fuerte por dilución con agua: 3 *14.1. Calcular la variación del pH al añadir a 50 cm de disolución de HCl 0,01 M agua hasta obtener medio litro de disolución. [Solución: ∆pH=1] Ejercicio 15: Cálculo del pH de una disolución en la que los datos de concentración del ácido nos los dan en forma gaseosa: 15.1. Calcular el pH de 500 ml de disolución de ácido clorhídrico formado al disolver en agua 1 g de cloruro de hidrógeno (g). [Solución: pH=1,26] Ejercicio 16: Cálculo del grado de disociación y el pH de una mezcla de un ácido débil con un ácido fuerte: *16.1. Una disolución 2·10-3 M de HNO3, contiene 0,5 moles de ácido acético por litro. Calcular el pH de la disolución y el grado de disociación del ácido débil. Ka=1,8·10-5 [Solución: pH=2,38; α=4,3·10-3] 2. EJERCICIOS HIDRÓLISIS Ejercicio 17: Cálculo del pH de disoluciones resultantes de disolver una sal de base débil en agua: *17.1. Calcular el pH de una disolución acuosa 1,0·10-3 M de cloruro amónico. Kb=1,75·10-5. [Solución: pH=6,12] Ejercicio 18: Cálculo del pH resultante de disolver una sal de ácido débil en agua: 18.1. Calcular el pH de una disolución acuosa 0,03 M de acetato sódico. Ka=1,76·10-5. [Solución: pH=8,61] 3. EJERCICIOS SOLUCIONES AMORTIGUADORAS Ejercicio 19: Cálculo del pH de una disolución amortiguadora ácida o básica en base a las concentraciones de las especies en el equilibrio: *19.1. Calcular la concentración de iones acetato y el pH de la disolución formada por 250 cm 3 de una disolución 0,02 M de ácido acético a la cual se le añaden 6,25·10-4 moles de acetato de sodio. -3 [Solución: [Ac-]= 2,64·10 ; pH=3,85] 3 3 3 *19.2. Se dispone de 1 dm de agua pura y se le añade 1,0 cm de disolución 1,0 M de HCl. Así mismo se dispone de 1 dm de una disolución de una disolución que contiene 0,1 moles/L, tanto de ácido acético como de acetato de sodio y se le añade 1 cm3 de disolución 1 M de HCl. Calcular el pH: a) del agua pura; b) del agua pura después de añadir el HCl; c) de la mezcla reguladora. d) de la mezcla reguladora después de añadir el pH. [Solución: a) pH= 7,0; b) pH=4,75; ∆pH=- 2,25 c) pH=4,754; d) pH=4,745; ∆pH=- 0,009] 19.3. Hallar el pH de una solución que preparada mezclando1 litro de ácido acético 0,30 M con un litro de hidróxido de sodio 0,20 M. Ka=1,8·10-5 [Soluc: a) pH= 5,05] 19.4. Se mezclan 10 ml de NH3 0,250 M con 30 ml de NH4NO3 0,1 M. Calcular el pH de la disolución resultante. Kb=1,81·10-5 [Solución: a) pH=9,18] Ejercicio 20: Cálculo de disoluciones reguladoras ácidas o básicas aplicando la ecuación de Henderson-Hasselbach; 20.1. Hallar el pH de una disolución reguladora compuesta de ácido acético 0,2 M y acetato de sodio 0,3 M. Ka=1,8·10-5 [Solución: a) pH= 4,92] 20.2. Hallar el pH de una disolución que se prepara mezclando 1 L de NH3, 0,5 M y 1 L de HCl 0,10 M. Kb=1,85·10-5 [Solución: a) pH= 9,87] *20.3. Calcular que masa de cloruro amónico debe añadirse a 500 ml de NH3 0,2 M para obtener una disolución de pH=9. [Solución: 9,68 g] 4. EJERCICIOS INDICADORES ÁCIDO BASE Ejercicio 21: Cálculo del intervalo de viraje de un indicador: 21.1. El intervalo de viraje del indicador rojo de metilo está comprendido entre los pH de 4,20 y 6,30, siendo rojo en medio ácido y amarillo en medio básico. Calcular la mínima cantidad de acetato de sodio que debe añadirse a 25 cm 3 de ácido acético 0,01 M para que el rojo de metilo vire al color amarillo. La constante de ionización del ácido acético es 1,77·10-5. [Solución: 0,73 g de NaAC] 5. EJERCICIOS REACCIONES NEUTRALIZACIÓN ÁCIDO BASE Ejercicio 22: Cálculo de la cantidad de disolución ácida necesaria para neutralizar cierta cantidad de disolución básica: -5 22.1. Calcular el volumen de ácido acético 0,2 M necesario para neutralizar 20 cm3 de NaOH 0,1 M y el pH final de la disolución. Ka=1,8·10 . [Soluc: 10 cm3; pH=8,20] Ejercicio 23: Cálculo del pH resultante de mezclar una disolución ácida y una disolución básica en cantidades no estequiométricas: 23.1. Calcular el pH de una disolución de 25 ml de HCl 0,1 M al añadir los volúmenes de NaOH 0,1 M: a) 5 ml; b) 25 ml; c) 50 ml. [Solución: a) 1,18; b) 7; c) 12,52] Ejercicio 24: Cálculo del pH de la disolución resultante de neutralizar un ácido débil con una base fuerte: *24.1. Calcular el pH de la disolución formada al añadir a 25 ml de ácido acético 0,1 M los siguientes volúmenes de NaOH 0,1 M: a) 5 ml; b) 25 ml; c) 50 ml. Ka=1,8·10-5. [Solución: a) pH= 4,15; pH=8,72 ; pH= 12,52] 23 Química General e Inorgánica (UAX). Preparador: Paco Martínez Propuesta de problemas de Reacciones ácido - base por criterios e indicadores de evaluación Criterio de evaluación: “Conocer el concepto de ácido y de base de Brönsted y Lowry, y clasificar distintas sustancias según este criterio, asignando, además, sus especies conjugadas. Conocer el concepto de fortaleza de un acido o de una base e identificar ácidos y bases fuertes y débiles. Resolver problemas y cuestiones sobre equilibrios acido-base donde se trabaje con constantes de equilibrio, concentraciones y pH. Realizar predicciones de posibles reacciones acido-base en función de sus constantes de disociación. Justificar el pH de disoluciones acuosas de sales. Escribir los distintos equilibrios y constantes de disociación de ácidos polipróticos comprendiendo la variación en la fortaleza de las especies involucradas” Indicador de evaluación 1: " Conoce el concepto de ácido y de base de Brönsted y Lowry, y clasifica distintas sustancias según este criterio, asignando, además, sus especies conjugadas. " 1.1. Dadas las siguientes especies: Ca(OH)2, HCO3 − , HNO3, NH4+ , NH3 y HS−, responde a las siguientes cuestiones. a) Indica cuales se comportan como ácidos, bases o son sustancias anfóteras según la teoría de Brönsted y Lowry. b) Señala su especie conjugada. c) ¿Cuál de ellos serian ácidos o bases según la teoría de Arrhenius y cuáles no? ¿Por qué? [Solución: a) Ácidos: HNO3, NH4+. Bases: Ca(OH)2 ; Anfóteras: HCO3- ; HS− b) OH-; H2CO3; NO3-;NH3; H2S; c) Ácidos: HNO3, NH4+. HS−; HCO3-. Bases: Ca(OH)2] 1.2. Completa los siguientes equilibrios ácido-base caracterizando los correspondientes pares ácido-base conjugados según la 2- + + - teoría de Brönsted y Lowry. a) …………………… + H2O CO3 + H3O ; b) NH4 + OH H2O + …………; + 2- c) ……………….. + H2O H3O + SO4 [Solución: a) HCO3- b) NH3; c) HSO4-; H3O+/H2O; HCO3-/CO32-; NH4+/NH3; HSO4- /SO42-] Indicador de evaluación 2: "Conoce el concepto de fortaleza de un ácido o de una base e identifica ácidos y bases fuertes y débiles ” 2.1. Si 0,7 g de amoniaco se encuentran disueltos en 500 cm3 de disolución (Kb = 1,79⋅10−5 (a 25 °C), a) calcula el pH de la disolución. b) ¿cuál es el grado de disociación? [Solución: a) pH= 11,1; α=0,0125] Solución: a) ; b)] 3 2.2. Se prepara una disolución a partir de 800 mg de hidróxido de sodio en agua suficiente hasta obtener un volumen de 200 cm . -2 -1 Calcula su pH e indica si es una base débil o fuerte. b) Indica si es más o menos fuerte que una disolución 10 mol L de hidróxido de calcio. Calcula la concentración de las especies presentes en la misma. [Solución: pH=13. Base fuerte; b) Es más fuerte; [Ca(OH)2] = 0, [Ca 2+] = 10-2 mol L-1; [OH-] = 2·10-2 mol L-1]. -2 - 2.3. Razona si el ácido cloroso, HClO2 (Ka = 1,1·10 ), es un ácido más fuerte o más débil que el ácido nitroso, HNO2 (Ka = 4,6·10 4 ). ¿Cuál estará más disociado en disolución acuosa? [Solución: El ácido cloroso es más fuerte y está más disociado al ser mayor su Ka] Indicador de evaluación 3: "Resuelve problemas y cuestiones sobre equilibrios ácido – base donde se trabaje con constantes de equilibrio, concentraciones y pH” -1 3-1. Calcula el pH de una disolución 0,010 mol L de HI, que es un ácido fuerte. [Solución: pH=2 ] −2 −1 3-2. Una disolución 11,5⋅10 mol L de acido acético se encuentra disociada un 1,25%. a) Calcula la constante de disociación del acido. b) ¿Cuál es la concentración de las especies en el equilibrio? [Solución: a)Ka=1,8·10-5; b)[H3O+]=[CH3COO-]=1,4 ⋅10-3 mol L-1; [CH3COOH]=1,13⋅10-2 mol L-1] -8 3.3. Si 100 mL de una disolución de ácido hipocloroso contiene 0,001 mol de dicho ácido (Ka = 3,2 · 10 ), calcula: a) el pH de la disolución. b) el grado de disociación del ácido. c) si esos 100 mL de disolución se diluyen hasta un volumen total de 1 L, ¿cuál es el nuevo pH? [Solución: a) pH=4,7; b) α=0.18 ; c) pH=5,2] - -2 3.4. Calcula el pH de una disolución 0,20 N de ácido sulfúrico. Datos.Ka (HSO4 )=1,26·10 [Solución: pH=0,68] -1 -10 3.5. Determina el pH de una disolución 0,010 mol L de ácido cianhídrico, HCN, un ácido débil cuya Ka vale 4,9 · 10 . [Sol: pH=5,66] -1 3.6. Se colocan 20 mL de una disolución 0,1 mol L de amoníaco en un matraz aforado de 500 mL y se completa con agua hasta conseguir -5 dicha cantidad de disolución. ¿Qué color tomará la disolución al añadir unas gotas de fenolftaleína? Datos. Kb = 1,75 · 10 . Nota. La fenolftaleína es un indicador cuyo intervalo de viraje se encuentra entre 8 y 9,5. Por debajo de pH = 7 es incolora, pasando a color rosa cuando alcanza pH = 8 y volviéndose completamente roja a partir de 9,5. [Solución: pH=10,42. Roja] Indicador de evaluación 4: "Realiza predicciones de posibles reacciones ácido – base en función de sus constantes de disociación" 4.1. Al mezclar una disolución de acido acético diluido con otra de cianuro de potasio diluido, ¿tendrá lugar la reacción de formación de acido -5 -10 -4 cianhídrico? Razona tu respuesta. Datos: Ka (acético) = 1,8⋅10 ; Ka (cianhídrico) = 4,0⋅10 . [Solución: Si; Ka=2,5·10 ] 4.2. Algunos productos blanqueantes poseen hipocloritos en su composición. Si por accidente se me cae vinagre (ácido acético) en un cubo con dicho producto, ¿se producirá la reacción entre el ion hipoclorito y el ácido acético del vinagre? -5 -8 2 Datos. Ka (acético) = 1,8 · 10 ; Ka (hipocloroso) = 3,2 · 10 . [Solución: Si se produce la reacción: K=5,6·10 ] Indicador de evaluación 5: "Justifica el pH de disoluciones acuosas de sales." 5.1. Razona el pH que tendrán las disoluciones acuosas de las siguientes sales: a) nitrato de potasio. b) hipoclorito de sodio. c) sulfato de amonio. [Solución: a neutro); b) básico; c) ácido] 5.2. ¿Qué pH posee una disolución de nitrato de amonio en agua? [Solución: ácido ] 5.3. Considera las disoluciones de las siguientes sales: FeCl3, KClO4; NH4I y NaClO. ¿Cuáles de estas disoluciones serán ácidas, básicas o neutras? [Solución: Ácidas: FeCl3 y NH4I ; Básicas: NaClO]; Neutras: KClO4; Indicador de evaluación 6: "Escribe los distintos equilibrios y constantes de disociación de ácidos poliproticos comprendiendo la variación en la fortaleza de las especies involucradas." 6.1. Tenemos una disolución acuosa de acido fosfórico. a) Escribe todos los posibles equilibrios de transferencia de protones que se producen en la disolución. b) Indica las expresiones de las constantes de disociación correspondientes a cada equilibrio. c) Explica cualitativamente como varia el valor de dichas constantes. d) Utilizando el valor de la constante de acidez que se precise, calcula la 3- -2 constante de basicidad del ion PO4 [Solución:) d) Kb=2,2·10 ] 24 Química General e Inorgánica (UAX). Preparador: Paco Martínez Propuesta de problemas de Aplicaciones de los equilibrios ácido - base por criterios e indicadores de evaluación Criterio de evaluación: “Conocer las expresiones de normalidad y equivalentes-gramo de ácido y de base y realizar cálculos con ellos. Calcular concentraciones desconocidas de ácidos o bases y puntos de equivalencia a partir de volumetrías de neutralización. Construir e interpretar gráficas de valoraciones ácido-base, identificar el punto de equivalencia y justificar el uso de indicadores. Realizar cálculos con disoluciones reguladoras.”. Indicador de evaluación 1: "Conoce las expresiones de normalidad y equivalentes –gramo de ácido y de base y realizar cálculos con ellos. " 1.1. Para neutralizar 5mL de una disolución de NaOH de concentración desconocida se necesitaron 10 mL de ácido sulfúrico de concentración 0,1 N. a) Calcula la concentración normal y molar del NaOH. b) Indica los equivalentes y los moles de ácido y base neutralizados. [Solución: a) 0,2 N; b) 2 equivalentes y 2 moles] 1.2. Calcula la masa de 1 equivalente gramo de hidróxido de magnesio, Mg(OH) 2. [Solución: 29,16 g ] 1.3. Para valorar 20,0 mL de NaOH se ha gastado 16,4 mL de una disolución 0,010 N de H 2SO4. Calcula la normalidad de la disolución de NaOH. [Solución: 0,082 ] Indicador de evaluación 2: "Calcula concentraciones desconocidas de ácidos o bases y puntos de equivalencia a partir de volumetrías de neutralización.” 2.1. Se prepara una disolución de hidróxido de potasio partiendo de 3 g de esta y agua destilada suficiente hasta enrasar un matraz aforado de 500 cm3. ¿Cuántos mL de ácido clorhídrico 0,05 N se necesitan para neutralizar completamente 100 mL de la disolución anterior? Masas atómicas relativas: O = 16; K = 39; y H = 1. [Solución: 220 ml ] 2.2. Calcula la constante de equilibrio de la reacción de neutralización del ácido acético con NaOH. Dato. Ka del CH3COOH = 1,8·10−5 [Solución: Kc=1,8·109 ]. *2.4. El pH de una disolución de ácido nítrico es 1,50. Si a 25 mL de esta disolución se añaden 10 mL de KOH 0,04 M, calcule: a) El número de moles de ácido nítrico sin neutralizar. b) Los gramos de base que se necesitarían para neutralizar el ácido de la disolución anterior. [Solución: a) 4·10-4 mol; b) 0,022 g de KOH ] *2.5. Calcular el pH de una disolución de amoniaco 0,1 M si Kb = 1,8 ⋅ 10-5 y el volumen de esta disolución necesario para neutralizar 100 mL de ácido sulfúrico 0,2 M. [Solución: pH=11,13; 400 mL] *2.6. Determine: a) La concentración de una disolución de ácido benzoico, ácido monoprótico de fórmula C 6H5COOH, sabiendo que para neutralizar 20 mL de la misma se han utilizado 15,2 mL de disolución de hidróxido de bario 0,5 M. b) Sabiendo que el hidróxido de bario es una base fuerte, determine el valor del pH en el punto de equivalencia. Ka (C6H5COOH) = 6,5 ⋅ 10-5. [Solución: a) 0,76 M; b) pH=8,91] *2.7. Se desean preparar 200 mL de ácido clorhídrico 0,4 M a partir de un ácido comercial de 1,18 g/mL de densidad y una riqueza del 36,2 % en peso. Calcular: a) La molaridad del ácido comercial. b) ¿Cuántos mL de ácido comercial se necesitan? c) Calcular el pH obtenido al añadir 15 mL de hidróxido sódico 0,15 M a 5 mL de ácido clorhídrico 0,4 M. d) ¿Cuántos mL de hidróxido sódico 0,15 M neutralizan a 5 mL de ácido clorhídrico 0,4 M? [Solución: a) 11,7 M; b) 6,84 ml; c)pH=12,1; d) 13,3 ml] Indicador de evaluación 3:"Construye e interpreta gráficas de valoraciones ácido-base, identifica el punto de equivalencia y justifica el uso de indicadores.” 3.1. a) En la valoración de una disolución de amoníaco con ácido clorhídrico, ¿qué indicador de los siguientes utilizarías? ¿Por qué? – Rojo de metilo (intervalo de viraje: 4,8-6,2). – Azul de bromotimol (intervalo de viraje: 6,0-7,2). – Fenolftaleína (intervalo de viraje: 8-9,8). b) Dibuja la forma general que tendría la gráfica de pH-concentración de ácido. Señala dónde se encontraría el punto de equivalencia. [Solución: a) Rojo de metilo; b) En la zona de pH= 4-6] 3-2. Elige un indicador adecuado para una valoración de un ácido débil con una base fuerte en cuyo punto de equivalencia el pH es 9,2. [Datos: pKIn (naranja de metilo) = 3,4; pKIn (rojo de metilo) = 5 ;pKIn (azul de bromotimol) = 7,1 pKIn (fenolftaleína) = 9,4; pKIn (alizarina) =11.7 ] [Sol: Fenolftaleína ] 3.3. Razona si el azul de timol, que tiene un pKIn de 8,9, será o no un indicador adecuado para valorar amoníaco con ácido clorhídrico. [Solución: No es adecuado ] 3.4. El ácido acético es un ácido monoprótico débil que proviene de la oxidación del etanol (alcohol etílico) y se encuentra en el vinagre del vino. Valoramos 15 mL de una disolución de ácido acético con una disolución de NaOH 0,860 M, y la curva de valoración obtenida es la que se representa en la figura. a) Calcule la molaridad de la disolución de acético. b) Observe la curva, indique el pH de la disolución de ácido acético y calcule el grado de ionización del ácido en esta disolución. c) Calcule Ka.[Solución: a) 0,573 M; b) pH= 2,5 ; α=5,52·10-3 ; c) Ka=1,76·10-5] 3.5. El rojo de fenol es un indicador ácido-base cuya forma ácida HI es amarilla y la forma alcalina I- es roja. Sabiendo que el intervalo de viraje es pH = 6 - 8, a) ¿de qué color será una disolución de NaOH 0,1 M y b) una de HClO4 0,02 M a las que se ha añadido este indicador? Razona la respuesta. [Solución: a) rojo; b) amarillo] 3.6. La fenoftaleína es el indicador más empleado para valorar un ácido fuerte con una base fuerte. También se utiliza como laxante suave e, incluso, para escribir mensajes secretos. a) Si el pKIn de la fenoftaleína es 9,10, ¿cuál es la relación entre la forma no ionizada del indicador (incolora) y la forma ionizada (rosa rojizo) a pH de 8,00? b) Si en la valoración de un volumen de 50,0 mL se utilizan dos gotas de fenoftaleína 0,060 mol L-1, ¿cuál es la concentración de la forma coloreada a un pH de 8,00? Supón que 1 gota = 0,050 mL. [Solución: a) 12,6; b) 8,8·10-6 mol·L-1 ] Indicador de evaluación 4: “Realiza cálculos con disoluciones reguladoras" 4.0. ¿Cuál es el pH de una disolución reguladora que se prepara disolviendo 23,1 g de HCOONa en un volumen suficiente de HCOOH 0,432 M para obtener 500 mL de disolución? Dato: pKa HCOOH = 3,68. [Solución: pH= 3,95 ] 4.1. Se quiere obtener una disolución tampón de pH = 8,50. A partir de 0,010 mol de KCN. Indica como la prepararías sabiendo que −10 Ka(HCN) = 4,8 ⋅ 10 . [Solución: Disolviendo 0,010 mol de HCN y 0,0087 mol de HCl en agua hasta preparar 1 L de disolución] - 2- - −11 4.2. Una disolución reguladora NaHCO3/Na2CO3 tiene un pH de 9,40. ¿Cuál es la relación [HCO3 ]/[CO3 ] ? Ka(HCO3 ) = 4,7·10 [Sol: 8,5] -1 4.3. ¿Cuántos moles de NaHCO3 deben añadirse a 1 litro de una disolución 0,225 mol L de Na2CO3 para obtener el pH = 9,40? [Solución: 1,9] 4.4. a) Calcula la razón [HPO42- ]/ [H2PO4- ] en un fluido intracelular a un pH de 7,2 (pKa del H2PO4 - = 6,8). b) Razona cómo afecta a la relación [HPO42- ]/ [H2PO4- ] la producción de ácido láctico durante una sesión de ejercicio físico. Solución: a) 2,5; b) disminuye ] 25 Química General e Inorgánica (UAX). Preparador: Paco Martínez Selección Problemas de equilibrio Ácido -Base 1. Hallar la variación de pH que se origina: a) al añadir 1 mL de HCl 0.1 M a 1 litro de una disolución de agua pura y b) a 1 L de disolución 0.1 M de AcH y 0.1 M de NaAc. [Solución: a) pHo = 7. Concentración de HCl añadida = 1· 0.1· 10-3 = 10-4 M; ∆[H+] = 10-4 M; pHf = 4. a) pHo = 7 2. Se obtiene una disolución reguladora, tampón o amortiguadora disolviendo 68 g de formiato de sodio en 1,000 litros de disolución de ácido fórmico 2,00 M (Ka(HCOOH) = 1,6 10–4 mol l–1). Calcula: a) El pH de la disolución. b) El pH tras agregar 0,500 moles de HCl. c) El pH tras agregar a la disolución 8,0 gramos de NaOH. d) El pH resultante si añadimos dichas disoluciones de ácido y de base al agua pura. [Solución: a) pH = 3,49; b) pH = 3,10; c) pH = 3,62.] 3. Se obtiene una disolución reguladora, tampón o amortiguadora volúmenes iguales de disoluciones 0,1 M de amoniaco y de cloruro amónico. Kb=1,8·10-5. Calcula: a) El pH de la disolución. b) El pH tras agregar 0,500 moles de HCl. c) El pH tras agregar a la disolución 8,0 gramos de NaOH. d) El pH resultante si añadimos dichas disoluciones de ácido y de base al agua pura. 4. Tenemos 0,250 l de una disolución amortiguadora que contiene ácido acético 0,350 M y acetato de sodio 0,350 M. Calcula qué variación sufrirá el pH si se añaden (a) 30,0 ml de HCl 0,100 M, (b) 300 ml de HCl 0,350 M, suponiendo que los volúmenes son aditivos (Ka = 1,8 10–5 mol l–1). [Solución a) Pasa de 4,74 a 4,72; b) pasa de 4,74 a 1,50] –5 –1 5. El indicador verde de bromocresol tiene una Ka= 1 10 mol l . Para qué valoración ácido–base será apropiado este indicador? a) ácido fuerte–base fuerte, b) ácido débil–base fuerte, c) ácido fuerte–base débil. [Solución: Para la a) ácido fuerte–base fuerte y la c) ácido fuerte–base débil. 6. Sugiere un indicador apropiado para cada una de las siguientes valoraciones: Limitándonos a escoger, por ejemplo, entre fenolftaleína (pKa = 9,4) y naranja de metilo (pKa = 3,4): a) Hidróxido de potasio y ácido nítrico b) Hidróxido de potasio y ácido nitroso (pKa = 3,37) c) Ácido clorhídrico y etilenodiamina (pKb = 3,19) d) Hidróxido de potasio y ácido láctico (pKa = 3,08) [Solución: a) cualquiera de los dos; b) fenolftaleína; c) naranja de metilo; d) fenolftaleína.] 7. Si se valoran 25,0 ml de ácido benzoico 0,100 M con NaOH 0,100 M, determina: el pH de la disolución cuando el volumen de –5 –1 NaOH añadido es: a) 5,0 ml, b) 25,0 ml, c) 26,0 ml (Ka(C6H5COOH) = 6,0 10 mol· l ). d) ¿En qué instante de la valoración se tiene una disolución reguladora? e) Si el bromo de cresol es un indicador cuyo pK = 4.95, ¿se podrá utilizar como tal en esta valoración? [Solución: a) pH = 3,62, b) pH = 8,62, c) pH =11,30. d) Se tiene una disolución reguladora en a). e) No se podrá utilizar bromo de cresol como indicador.] –4 –1 –5 –1 8. La constante de disociación del ácido láctico a 25 °C vale 1,4 10 mol l y la del ácido benzoico 6,0 10 mol l . ¿Qué concentración debe tener una disolución de ácido benzoico para dar un pH igual a una disolución de ácido láctico 0,10 M? [Solución: 64 % en NaOH y 36 % en KOH] 9. Tenemos 10 gramos de una mezcla de NaOH y KOH, añadimos agua hasta tener 200 ml de disolución, tomamos 50 ml y valoramos con HCl 0,5 M, gastándose 112,15 ml de ella. Hallar la composición de la mezcla. (Mr: NaOH=40 KOH=56) [Solución: 64 % en NaOH y 36 % en KOH] 10. Una disolución de un ácido débil HA(aq) tiene un pH = 3. Para neutralizar 100 ml de la misma son necesarios 100 ml de disolución 0,1 M de NaOH. Hallar el pKa del ácido. [Solución: pKa=5] 11. Algunas lejías de uso doméstico son disoluciones acuosas al 5% en peso de hipoclorito de sodio que está totalmente disociado en disolución. El ácido hipocloroso tiene un pKa de 7,5. a) ¿Cuál es la molaridad del hipoclorito de sodio en la lejía? b) Formula la reacción del anión hipoclorito, ClO- (aq), en agua. Escribe la expresión de la constante de equilibrio de esa reacción. ¿Qué símbolo se suele emplear para designar la constante de equilibrio de una reacción como esta? ¿Cuál es el valor numérico de la constante de equilibrio? Explica las respuestas. c) ¿Cuál es el pH de la lejía. d) Si se desea cambiar el pH de la lejía a 6,5 ¿habría que añadir hidróxido de sodio o ácido clorhídrico? Explica la respuesta. e) En una lejía cuyo pH se ha ajustado a 6,5 ¿cuál es el cociente entre base y ácido conjugado? Se supone que la lejía tiene la densidad del agua. [Solución: a) [NaClO]=0,67 M; b) Kb(ClO-)=10-6,5; c) pH=10,67; d) Debe añadirse HCl e) 1/10] 12. El azul de bromotimol es un indicador ácido‐base. Cuando en la disolución hay un 90,9%, o más, de la forma molecular no ionizada, la disolución es claramente de color amarillo. En cambio, es suficiente la presencia de un 80,0% de la forma ionizada para que la disolución sea claramente de color azul. a) Determine el intervalo de pH para el viraje del color del indicador. b) Si se mezclan 20 mL de ácido clorhídrico 0,03 M con 50 mL de hidróxido sódico 0,01 M y se le añaden unas gotas del indicador azul de bromotimol, indique razonadamente cuál será el color de la disolución. (Dato. La constante de acidez del azul de bromotimol es, a 25°C, Ka= 1,0·10-7) [Solución: a) 6<pH<7,6; b) Exceso de ácido: azul] 13. Calcular el pH que se obtiene al mezclar un litro de una disolución, exactamente 0,25 M de acetato sódico (NaCOOC-CH3) con un litro de disolución 0,1 M de ácido clorhídrico. Se considera que los volúmenes de ambas disoluciones son aditivos. -5 (Dato. La constante de disociación del ácido acético es Ka = 1,7·10 ) [Solución: pH = 4,95] 26