Programa de Acceso Inclusivo, Equidad y PermanenciaPAIEP U. de Santiago Química Soluciones amortiguadoras de pH o Buffer EJERCICIO 1. Calcular la concentración de OH- y el pH de una solución 0,030 M en NH3 y 0,060 M en NH4NO3. Kb= 1,8 × 10-5 RECUERDA QUE: las sales son compuestos iónicos solubles disolución acuosa. NH4NO3 (ac) 0,06 mol que se NO3- (ac) + NH4+ (ac) 0,06 mol 0,06 mol ionizan completamente en El amoníaco (NH3) es una base débil. La presencia de NH4+ del NH4NO3 produce que el NH3 se ionice menos que lo que normalmente lo haría si estuviera solo en la disolución. NH3 (ac) + H2O 0,03 mol NH4+ (ac) + OH- (ac) 0,03 mol 0,03 mol Aplicando la ecuación de Henderson-Hasselbalch, para el pOH se tiene: ??? = ?? ? + ??? ⌈á????⌉ ⌈????⌉ Tomar en cuenta que esta ecuación relaciona las concentraciones de ácido y base, sin embargo podemos usar los moles, ya que el volumen se cancelaría. pOH = − log 1,8 ∙ 10−5 + log ⌈0,06⌉ ⌈0,03⌉ pOH = 4,74 + log 2 pOH = 5,04 Según la fórmula ??? = − ???[??− ] Al despejar la [OH-] se tiene: [??− ] = ??−??? Reemplazando [OH-] = antilog (- 5,04) (Al realizarlo en la calculadora es SHIFT + log + -5,04, quedando 10- 5,04) [OH-] = 9,12.10-6 M Página 1 de 22 Programa de Acceso Inclusivo, Equidad y Permanencia PAIEP U. de Santiago Química ?? = ?? − ??? pH= 14-5,04 pH = 8,96 [?+ ] = ??−?? [H+] = antilog (-8,96) [H+] = 1,1.10-9 M EJERCICIO 2. Usando ácido acético y acetato de sodio ¿Cómo prepararía una solución reguladora que contenga un pH 5,0? Ka (ácido acético)= 1,8 . 10-5 CH3OO- (ac) CH3COOH (ac) + H2O + H3O+ (ac) RECUERDA QUE: para que haya un buffer tiene que estar presente (en este caso) el ácido y la base conjugada de esta misma. Expresando la constante de acidez para la reacción anterior: ?? = [?? ?+ ] ∙ [??? ???− ] [??? ????] Como se conoce el valor de pH, se puede calcular la concentración de H+ ?? = − ???[?∓ ] [?+ ] = ??????? − ?? [H+] = antilog (-5,0) [H+] = 1,0.10-5 M Reemplazando en la expresión de la constante de acidez Ka: ?? = [?? ?+ ] ∙ [??? ???− ] [??? ????] 1,8 ∙ 10−5 = 1 ∙ 10−5 ∙ [CH3 COO− ] [CH3 COOH] [CH3 COO− ] 1,8 ∙ 10−5 = −5 [CH 1 ∙ 10 3 COOH] Página 2 de 22 25 M [CH3COONa] = 0. Ka (ácido acético)= 1.10-5 ?? = ?? ? + ??? ⌈???? ?????????⌉ ⌈á????⌉ Página 3 de 22 .Programa de Acceso Inclusivo.26 = ⌈base conjugada⌉ ⌈ácido⌉ ⌈base conjugada⌉ = 1.0 = 4.15 M en acetato de sodio.(ac) + H+ (ac) Datos: [CH3COOH] = 0.15 M Ka= 1.8. Este problema también se puede resolver aplicando la ecuación de Henderson-Hasselbach ?? = ?? ? + ??? ⌈???? ?????????⌉ ⌈á????⌉ Reemplazando: 5.8 = [ácido] [CH3 COOH] Esto implica que la relación entre la concentración de la base y la concentración del ácido debe ser igual a 1.25 M en ácido acético y 0. si se toma una solución de acetato 0. CH3COONa (ac) CH3OO.056 M.26 = log ⌈base conjugada⌉ ⌈ácido⌉ antilog 0.(ac) + Na+ (ac) CH3COOH (ac) CH3OO. Calcular el pH de una solución que es 0. Equidad y Permanencia PAIEP U. 10-5 RECUERDA QUE: el acetato de sodio (CH3COONa) es un electrolito fuerte por lo que su disociación es completa.8. El ácido acético es un ácido débil y se ioniza solo parcialmente. de Santiago Química [base conjugada] [CH3 COO− ] = 1.0 = −log 1.8 . Por ejemplo.74 = log ⌈base conjugada⌉ ⌈ácido⌉ 0.8 ⌈ácido⌉ EJERCICIO 3.8 ∙ 10−5 + log ⌈base conjugada⌉ ⌈ácido⌉ 5.0 − 4. la concentración del ácido debe ser 0. esto permite suponer que la concentración en equilibrio de la base conjugada es igual a la concentración inicial.74 + log ⌈base conjugada⌉ ⌈ácido⌉ 5.1M. 1 M [ ] equil 0.(ac) CHCl2COONa (ac) [ ] inicial 0.5 × 10-2.1 M 0 0. RECUERDA QUE: el dicloroacetato de sodio (CHCl2COONa) es una sal. Calcular la concentración de H+ y el pH de una solución 0.1 M Ka= 5.2 − x) Página 4 de 22 .1 M CHCl2COO- CHCl2COOH (ac) + H2O [ ] inicial + Na+ (ac) 0. El ácido dicloroacético (CHCl2COOH) es un ácido débil y se ioniza solo parcialmente. esto permite suponer que la concentración en equilibrio de la base conjugada es igual a la concentración inicial. Ka = 5. ??⌉ ⌈?. CHCl2COO .5 ∙ 10−2 = x ∙ ( 0.2 M de ácido dicloroácetico (CHCl2COOH) en dicloroacetato sódico CHCl2COONa 0.Programa de Acceso Inclusivo.10-2 ?? = [?? ?+ ] ∙ [????? ???− ] [????? ????] 5.5.52 EJERCICIO 4.2 M [ ] equil 0.1 + x ) (0.6 pH = 4.1M 0.74 − 0.1 M +x + H3O+ 0 x Datos: [CHCl2COOH] inicial = 0.2 M -x 0 0. ? ∙ ??−? + ??? ⌈?.2 M [CHCl2COONa] inicial = 0.74 + log 0.22 pH = 4.1M.1 M 0. que su disociación es completa. ??⌉ pH = 4. de Santiago Química Reemplazando los datos se tiene: ?? = −??? ?. Equidad y Permanencia PAIEP U. 011 2 ?= −0.011 = 0 Reemplazando en la ecuación cuadrática: ?= ?= −? ± √?? − ??? ?? −0.155 ± √(0.155 ± 0.155 x − 0. se debe resolver la ecuación de segundo grado: 0.024 + 0. ahora sabiendo la concentración de protones se puede determinar el pH de la solución amortiguadora utilizando la siguiente fórmula: ?? = − ???[?∓ ] pH = − log[0.068 2 ?= −0.5 ∙ 10−2 ∙ (0.011 − 5.26 2 ? = 0.2 − x) = x ∙ ( 0.5 ∙ 10−2 x = 0.155 ± √0.155)2 − 4 ∙ −0.155 ± √0.155 ± √0.1x + x 2 Reordenando x 2 + 0.044 2 ?= −0.024 + 0. de Santiago Química 5.053] pH = 1.28 Página 5 de 22 .1 + x ) Como el valor de Ka es alto.044 2 ?= −0. Equidad y Permanencia PAIEP U.053M El valor de x representa la concentración de [H3O+].Programa de Acceso Inclusivo. 74 Página 6 de 22 .2 M [CH3COONa] = 0. ? ∙ ??−? + ??? ⌈?. ?⌉ RECUERDA QUE: el caso particular de que [base conjugada]=[ácido]. pH = 4.2 M Ka= 1. ?⌉ ⌈?.74 + 0 pH = 4. de Santiago Química EJERCICIO 5. a) [ ] inicial [ ] equil CH3OO.2M 0. RECUERDA QUE: el acetato de sodio (CH3COONa) es un electrolito fuerte por lo que su disociación es completa.(ac) CH3COONa (ac) 0.2M Datos: [CH3COOH] = 0.05 mol de HCl. Equidad y Permanencia PAIEP U.2M 0 [ ] inicial [ ] equil 0 0 0.(ac) CH3COOH (ac) 0.2M + H+ (ac) 0 0.2M 0 0 + Na+ (ac) 0. esto permite suponer que la concentración en equilibrio de la base conjugada es igual a la concentración inicial.8. El ácido acético es un ácido débil y se ioniza solo parcialmente. Una solución es 0.Programa de Acceso Inclusivo.10-5 a) Cuál es el pH b) Cuál será el nuevo valor del pH al agregar a un litro de esta solución 0.74 + log 1 pH = 4. entonces el valor del pH=pKa.2M CH3OO.2 M en ácido acético 0.2 M en acetato de sodio. Ka (ácido acético)= 1.8.10-5 ?? = ?? ? + ??? ⌈???? ?????????⌉ ⌈á????⌉ Reemplazando los datos se tiene: ?? = −??? ?. 74 − 0.05M H+ (ac) CH3COOH (ac) 0. disminuirá la concentración de la sal y aumentará proporcionalmente la del ácido débil.05M [ ] equil 0 0 0 0.22 pH = 4.05 mol -0.52 EJERCICIO 6.05M agregada a la solución anterior a la cual se le calculó el pH RECUERDA QUE: el ácido clorhídrico es un ácido fuerte por lo que su ionización es completa. Si multiplica la molaridad por el volumen en litros se obtiene el número de moles. Equidad y Permanencia PAIEP U.05M CH3COO. Página 7 de 22 .1 M. La reacción de neutralización es la siguiente: HCl (ac) + KOH (ac) KCl (ac) + H2O RECUERDA QUE: para poder determinar el pH de la disolución.2 mol 0.2 mol -0.05M* 0 * es la [H+] proveniente de la solución de HCl 0. de Santiago Química b) H+ (ac) HCl (ac) [ ] inicial 0.15 0.0 mL(después del punto de equivalencia) a) En este problema. se está planteando calcular el pH de la solución en dos puntos. luego reemplazando en la ecuación de Henderson-Hasselbach: ⌈???? ?????????⌉ ?? = ?? ? + ??? ⌈á????⌉ pH = − log 1. es necesario calcular el número de moles de H+ inicialmente y el número de moles OH. Al agregar una base fuerte a un ácido fuerte.(ac) + [ ] Inicial + Cl. los H+ de la disociación del ácido reaccionan con los OH.05 mol 0. formando H2O.25 Ahora sabiendo las concentraciones de la base y del ácido.1M con KOH 0. Al añadir un ácido clorhídrico.Programa de Acceso Inclusivo.0 mL (antes del punto de equivalencia) b) 51.8 ∙ 10−5 + log 0. Calcular el pH cuando se han agregado los siguientes volúmenes de la base a) 49.05 mol 0 CH3COOH 0.que se adicionan.de la base. Moles iniciales Moles que reaccionan Moles sin reaccionar CH3COO0.05 mol 0. Se titulan 50 mL de HCl 0.2M 0. uno cuando se le agregan 49 ml de la base (NaOH) y cuando se agregan 51 ml de la base.25 pH = 4.15 H+ 0.(ac) 0. 10-4 M.9 × 10-3 KOH 0.05 L Número de moles de H+ = 5.es igual a la concentración de la base. los moles que quedan sin reaccionar están completamente disociados por lo que la [H+] es 1. los moles que quedan sin reaccionar están completamente disociados por lo que la [OH-] es 1.0 × 10-3 0 RECUERDA QUE: Los moles que quedan sin reaccionar son de HCl.1 moles/L × 0. Para calcular el pH se tiene: Página 8 de 22 .0 ∙ 10−3 pH = 3.(ac) Sabiendo que el HCl es un ácido fuerte. Equidad y Permanencia PAIEP U. NaOH (ac) Na+ (ac) + OH.0 × 10-3 Moles sin reaccionar 0 1.9 × 10-3 Moles sin reaccionar 1.1 × 10-3 -5.1 50 5. H+ (ac) HCl (ac) + Cl.0 × 10-3 -4.(ac) Sabiendo que el NaOH es una base fuerte.Programa de Acceso Inclusivo.0×10-4 RECUERDA QUE: Los moles que quedan sin reaccionar son de NaOH.0.0 × 10-3 moles [H+] Concentración (M) Volumen (mL ) Moles iniciales Moles que reaccionan HCl 0.1 51 5.0 × 10-3 -5.1 50 5. por lo que se ioniza completamente. 10-3 M.0. por lo tanto la concentración de protones [H+] es igual a la concentración del ácido. además la concentración de iones OH. de Santiago Química Así para poder calcular el número de moles iniciales de HCl se tiene: Número de moles de H+ = Concentración (moles/L) × Volumen (L) Número de moles de H+ = 0. que es un ácido fuerte. por lo que se ioniza completamente. Para calcular el pH se tiene: ?? = − ???[?∓ ] pH = − log 1.1 49 4. que es un base fuerte.9 × 10-3 -4.0 b) HCl (ac) + KOH (ac) KCl (ac) + H2O Concentración (M) Volumen (mL ) Moles Moles que reaccionan HCl 0.0 × 10-3 KOH 0. 01 moles de NH3). quedan sin reaccionar 0.02 moles (por la relación estequiométrica) De la reacción anterior. se forma una sal NH4Cl cuya ionización es la siguiente: (ionización de la sal) NH4+ NH4Cl 0.8. Kb= 1. Equidad y Permanencia PAIEP U.03 Concentración (M) Volumen (mL ) Moles (ac) + H+ (ac) NH4Cl HCl 0. NH3 (ac) + HCl (ac) NH3 0. Escribiendo la expresión de la constante de equilibrio para esta reacción se tiene: ?? = [??? ] ∙ [??− ] [??? ] [OH− ] = K b ∙ [NH3 ] [NH4 ] Página 9 de 22 .02 mol (efecto ion común*) * Proveniente de la disociación de la sal NH4Cl. La reacción entre el ácido fuerte (HCl) y la base débil (NH3) es la siguiente.0 ∙ 10−4 pOH = 4.01 moles de NH3 (inicialmente habían 0. NH3 NH4+ + H2O 0.2 150 0.Programa de Acceso Inclusivo.01 mol + OH.03 moles de NH3 y solo reaccionaron 0.10-5 0.8. A 200 mL de HCl 0. Calcular el pH de la solución resultante.02 moles.0 pOH + pH = 14 4 + pH = 14 pH = 10 EJERCICIO 7. por lo que quedan sin reaccionar 0.02 La cantidad de NH4Cl que se forma es 0.1 200 0.02 moles + Cl0.10-5 A partir de las concentraciones de cada especie y el volumen de cada una. de Santiago Química ??? = − ???[??− ] pOH = − log 1.02 moles De acuerdo a los cálculos estequiométricos.1 M se agregan 150 mL de NH3 0.Kb= 1. se calcula la cantidad de moles para el HCl y el NH3.02 moles 0.2M. 8 × 10-5 A partir de las concentraciones de cada especie y el volumen de cada se calcula la cantidad de moles para el CH3COOH y el NaOH.5×10 5×10 -4 4.5×10-3 0 Página 10 de 22 .2 ∙ 10−6 M Sabiendo la concentración de [OH-] es 9.100 M a 50.100 0.057 M [??− ] = ? ? ∙ [??? ] [??? ] [OH− ] = 1. Ka (ácido acético)= 1.0 mL de CH3COOH 0.100 Volumen (L ) 0.01 moles/0.2 ∙ 10−6 pOH = 5.8 ∙ 10 −5 ∙ 0.2. CH3COOH (ac) + NaOH (ac) CH3COONa (ac) + H2O (ac) CH3COOH NaOH Concentración M 0. con la siguiente fórmula: ??? = − ???[??− ] pOH = − log 9.029 0.96 EJERCICIO 8.045 Moles Moles que reaccionan Moles sin reaccionar 5×10 -3 -4.35 L [NH3] = 0.02 moles/0.100 M. es necesario reemplazar los valores de concentración de NH3 y NH4. Calcule el pH de una disolución formada cuando se agregan 45.04 pOH + pH = 14 5.35L = 0.0 mL de NaOH 0.35L = 0.5×10-3 -3 -4.04 + pH = 14 pH = 8.050 0. La reacción entre la base fuerte (NaOH) y el ácido débil (CH3COOH) es la siguiente. Calculando las concentraciones se tiene: Volumen Total= 200ml + 150 ml=350ml =0.029 M [NH4] = 0.10-6 se calcula el pOH. Equidad y Permanencia PAIEP U. de Santiago Química Para poder calcular la concentración de OH-.Programa de Acceso Inclusivo.057 [OH− ] = 9.8 ∙ 10 −5 ∙ [NH3 ] [NH4 ] [OH− ] = 1. 5.095 L Calculando los valores de concentración ????????????? ????? (?) = [CH3 COOH ] = ????? ?? ?????? ??????? ??????ó? (?) 5 ∙ 10−4 moles 0. a los cálculos estequiométricos.26 ∙ 10−3 M [CH3 COO− ] = 4.10-3 moles (ion común) (que no reaccionaron) Escribiendo la expresión de la constante de acidez ?? = [??? ???− ] ∙ [?∓ ] [??? ????] [?+ ] = ? ? ∙ [??? ????] [??? ???− ] Volumen Total= 45ml + 50 ml= 95 ml =0.095 L [CH3 COOH ] = 5.5. Se forman 4.5.5.0.10-3 moles).10-3 moles de CH3COOH y solo reaccionaron 4.5 ∙ 10−3 moles 0. quedan sin reaccionar 0.10-3 moles + Na+ (ac) 4.10-4 moles 4.(ac) + H+ (ac) CH3COOH (ac) 5. de Santiago Química De acuerdo.Programa de Acceso Inclusivo.10-3 moles de CH3COONa La disociación de la sal es: CH3COO- CH3COONa (ac) 4.10-3 moles CH3COO.74 ∙ 10−2 M Reemplazando los valores de concentración: [?+ ] = ? ? ∙ [??? ????] [??? ???− ] Página 11 de 22 .5. Equidad y Permanencia PAIEP U.0005 moles de CH3COOH (inicialmente habían 5.095 L [CH3 COO− ] = 4. 10-5) CH3COOH (ac) + NaOH (ac) CH3COONa (ac) + H2O La cantidad de moles que se tienen en 50ml (0. (Ka=1. Equidad y Permanencia PAIEP U.7 Otra manera de resolverlo es: ?? = ?? ? + ??? pH = 4.0 × 10−3 moles Como se debe calcular el pH en el punto de equivalencia.26 ∙ 10−3 4.0 × 10−4 pH = 5.1 M es moles de CH3 COOH = 0.100M.0 × 10−3 moles = x(L)NaOH × 0.1M x = 0.8. Calcule el pH en el punto de equivalencia de la titulación de 50.0 ∙ 10−6 Calculando el pH de la solución: ?? = − ???[?∓ ] pH = − log 2. de Santiago Química [H+ ] = 1.74 ∙ 10−2 [H+ ] = 1. la cantidad de moles de ácido y ion acetato deben ser iguales.26 ∙ 10−3 4.74 ∙ 10−2 [H+ ] = 2.8 ∙ 10−5 ∙ 5.10-3 moles será: 5.0 ∙ 10−6 pH = 5.05L) de CH3COOH 0. por lo tanto.0 ml de CH3COOH 0.05 L de NaOH x = 50 ml de NaOH Página 12 de 22 . el volumen en el que están contenidos 5.1 M × 0.100M con NaOH 0.Programa de Acceso Inclusivo.75 + log ⌈????⌉ ⌈ á????⌉ 4.8 ∙ 10−5 ∙ 5.05 L moles de CH3 COOH = 5.5 × 10−3 5.70 EJERCICIO 9. 56 ∙ 10−10 ± √3.6 ∙ 10−10 La expresión de Kb será: ?? = [??? ????] ∙ [??− ] [??? ???− ] Reemplazando los valores 5.78 ∙ 10−11 ) 2∙1 [OH− ] = x = −5.56 ∙ 10−10 x − 2.56 ∙ 10−10 )2 − 4 ∙ 1 ∙ (2. por lo tanto (0.05 M 0.78 ∙ 10−11 = 0 Reemplazando en la ecuación cuadrática: ?= [OH − ] = x = −? ± √? ? − ??? ?? −5. de Santiago Química Por lo tanto la concentración de CH3COOH será la cantidad de moles en el punto de equivalencia dividido por el volumen total ( 50 ml + 50 ml =100 ml = 0.05-x) se toma como 0.8 ∙ 105 K b = 5.56 ∙ 10−10 ± √(5.Programa de Acceso Inclusivo.05 − x) * No es necesario resolver la ecuación de segundo grado.11 ∙ 10−10 2 Página 13 de 22 . este es el desarrollo: x 2 + 5.1 L) [CH3 COO− ] = 5.0 × 10−3 moles = 0. Si lo quieres hacer resolviendo la ecuación de segundo grado.(ac) + CH3COOH (ac) + OH-(ac) H2O(l) CH3COO0.56 × 10−10 = x2 (0.es una base débil CH3COO.05.05 M El ión CH3COO. ya que la constante es pequeña y la concentración es alta.09 ∙ 10−19 + 1. Equidad y Permanencia PAIEP U.05 0.05-x Concentraciones Iniciales (M) Concentraciones Equilibrio(M) CH3COOH 0 x OH0 x El valor de Kb (para el CH3COO-) se puede calcular a partir del valor de Ka de su ácido conjugado ?? = ?? ∙ ?? Kb = Kb = Kw Ka 1 ∙ 10−14 1.1 L [CH3 COO− ] = 0. Ahora calculando el pOH se tiene: ??? = − ???[??− ] pOH = − log 5.0. La Ka es 4.73 EJERCICIO 10.12 ∙ 10−10 2 [OH− ] = x = −5. Equidad y Permanencia PAIEP U.05 ∙ 10−5 2 [OH− ] = x = 5.25 ∙ 10−6 Este valor de x corresponde a la concentración de OH. de Santiago Química [OH− ] = x = −5.2∙10-7.Programa de Acceso Inclusivo. Un sistema amortiguador de bicarbonato-ácido carbónico tiene un pH de 8.27 + pH = 14 pH = 8. H+(ac) + X-(ac) HX(ac) La expresión de la constante de acidez será: ?? = [?+ ] ∙ [? − ] [??] Despejando la [H+] [? + ] = ?? [??] [? − ] De donde se deriva la ecuación de Henderson-Hasselbach ?? = ?? ? + ??? ⌈????⌉ ⌈ á????⌉ Página 14 de 22 .25 ∙ 10−6 pOH = 5.y una base para neutralizar los iones H+ En general una solución amortiguadora siempre está compuesta por un ácido débil (HX) y una de sus sales (MX). Calcule la proporción de concentración de ácido (H2CO3) respecto a la concentración del ion (HCO3-).56 ∙ 10−10 ± 1. porque contiene un ácido para neutralizar iones OH.56 ∙ 10−10 ± √1.27 pOH + pH = 14 5. RECUERDA QUE: las soluciones que contienen un par conjugado ácido-base débil. pueden resistir cambios de pH.y CH3COOH. Si a la solución amortiguadora se le adicionan iones H+.38 + CO3-2 (ac) ⌈????⌉ ⌈ á????⌉ pH= 8 Ka= 4.y aumenta la concentración de HX.38 + log ⌈base⌉ ⌈ ácido⌉ 8 − 6.(ac) + H2O (l) Por lo tanto disminuye la concentración de HX y aumenta la concentración de X 2. 1. de Santiago Química Indica que la [H+] y el pH dependen de la constante de acidez del ácido y de la relación entre las concentraciones del par conjugado.10-7 pKa= 6.Programa de Acceso Inclusivo.69 ⌈ ácido⌉ La relación entre ambas soluciones debe ser ≈ 42.(ac) Ka= 4.2∙10-7 pka= 6. Si a la solución amortiguadora se le adiciona iones de OH-. de acuerdo a: H+(ac) + X-(ac) HX (ac) + H2O (l) Por lo tanto disminuye la concentración de X. Ahora para resolver el problema planteado se tiene: H2CO3 (ac) H+ (ac) HCO3- H+ (ac) + (ac) ?? = ?? ? + ??? Los datos de las soluciones que se tiene son: HCO 3. Equidad y Permanencia PAIEP U.62 = ⌈base⌉ ⌈ ácido⌉ ⌈base⌉ = 41. de acuerdo a: OH-(ac) + HX (ac) X . reaccionara con el ácido para producir H2O y X-.2.38 Reemplazando: 8 = 6. estos reaccionaran con el componente básico.38 = log ⌈base⌉ ⌈ ácido⌉ 1. Página 15 de 22 .62 = log ⌈base⌉ ⌈ ácido⌉ Aplicando antilog 101. 1/2 M 0. los OH.05 − ?) Tomando en cuenta que X tiende a cero.hidroliza: H2O Concentración inicial Concentración en el equilibrio + HCOO- HCOOH (ac) HCOO0.23 Como en este ejercicio no mencionaban el volumen de la solución se consideró que era un litro.1M a 50.0 mL de Ácido acético 0.7 × 10−6 ? ??? = 5. CH3COOH) con una base fuerte (Hidróxido de sodio.1M HCOOH 0. En este ejercicio se pide calcular el pH de una titulación o valoración de un ácido débil (Ácido acético. Luego se calcula cuantos moles quedan después de la reacción de neutralización.5-x + HCOOH 0 X OH.1M Luego el ion HCOO.se divide por 2. Cuando se agregan NaOH a la solución de CH3COOH . NaOH).9 × 10−11 5.1M Concentración inicial H 2O HCOONa 0. EJERCICIO 12. se tiene: ? = 1. para poder determinar el pH. formando H2O. Calcule el pH en el punto de equivalencia en la valoración de una solución de HCOOH 0.7 × 10−4 × ?? = 1 × 10−14 ?? = 5. Ka= 1.que se agregaron.1M.1M. luego: ?? × ?? = 1 × 10−14 1. Es por esta razón que en la concentración inicial del ión HCOO. ya que este sería el volumen total.76 ?? = 8. de Santiago Química EJERCICIO 11. se debe calcular Kb.7×10-4 NaOH (ac) + HCOOH (ac) HCOONa (ac) + NaOH 0.1M con una solución de NaOH 0.(ac) OH0 X Como se produce una hidrólisis básica.0 mL de NaOH 0. después de haber agregado 30. Calcular el pH en una titulación de una solución de ácido acético con hidróxido de sodio. Página 16 de 22 . Equidad y Permanencia PAIEP U.Programa de Acceso Inclusivo.9 × 10−11 = ?2 (0. primero se debe calcular la cantidad de moles de H+ y de OH.(ac) reaccionan con los H+(ac). 10-3 0 CH3COOH 50 0.1 M es moles CH3 COOH = 0.1 M × 0.0.08L).0 ∙ 10−3 mol = 0.0ml (0.025-x H+ (ac) CH3COO.1 M × 0.037 M 0.025 0.0.0. Equidad y Permanencia PAIEP U.03L) de NaOH 0.05 L moles CH3 COOH = 5.03 L moles de NaOH = 3.037 0.08 L La disociación de ácido acético (ácido débil): CH3COOH Concentración inicial Concentración equilibrio CH3COOH 0.0ml (0.05L) de CH3COOH 0.1 M 3. por lo que la concentración de CH3COO.1M 5.10-3 (*) (*)De acuerdo a la estequiometría de la reacción la cantidad de moles de CH3COO.037+x Página 17 de 22 . de Santiago Química Para calcular el número de moles se tiene: La cantidad de moles que se tienen en 50.08 L Y la concentración de CH3COOH que queda sin reaccionar será: M= 2.0 × 10−3 moles CH3COOH (ac) + OH- (ac) H2O OH30 0.(ac) + H+ 0 x CH3COO0.Programa de Acceso Inclusivo.(ac) CH3COO- 3. el volumen total de la solución será de 80 ml (0.0 ×10-3 Considerando que los volúmenes son aditivos.formado será de 3.025 M 0.10-3 Volumen (mL ) Concentración Moles Moles sin reaccionar + CH3COO.10-3 2.0 ∙ 10−3 mol = 0.será: M= 3.0 × 10−3 moles De igual manera para calcular los moles de OH-: La cantidad de moles que se tienen en 30.1 M es moles de NaOH = 0.0. Programa de Acceso Inclusivo.025 = 0. Página 18 de 22 . formando H2O. de Santiago Química RECUERDA QUE: el equilibrio entre el CH3COOH y el CH3COO. HCl) con una base fuerte (Hidróxido de sodio.025 − X) Como la constante es pequeña la disociación del ácido tiende a 0 por lo que se puede despreciar el valor de x.92 EJERCICIO 13.037 ∙ X X = 1.que se agregaron.2 × 10−5 Ahora.1M. Calcular el pH cuando se añaden 49 mL de NaOH 0. entonces para calcular el pH de la solución se tiene: ?? = − ???[?+ ] pH = − log 1.037 + X) (0.2 × 10−5 pH = 4. La ecuación de la valoración en forma iónica será: H3O+(ac) + Cl-(ac) + Na+(ac) + OH-(ac) Na+(ac) + Cl-(aq)+ 2 H2O(l) Iónica neta: H3O+(ac) + OH-(ac) 2 H2O(l) Cuando se agregan NaOH a la solución de HCl .debe cumplir con la expresión de la constante de equilibrio del ácido acético La expresión de la constante de equilibrio para disociación del ácido es: ?? = [??? ???− ] ∙ [?+ ] [??? ????] Reemplazando: 1. primero se debe calcular la cantidad de moles de H+ y de OH.(ac) reaccionan con los H+(ac). sabiendo que x representa el valor de la concentración de [H+] . para poder determinar el pH. En este ejercicio se pide calcular el pH de una titulación o valoración de un ácido fuerte (Ácido clorhidrico.1M a 50 mL de HCl 0. quedando: 1. NaOH).8 × 10−5 ∙ 0. los OH. Equidad y Permanencia PAIEP U. Luego se calcula cuantos moles quedan después de la reacción de neutralización.8 × 10−5 = x (0. 10-4 0 H2O 4. Equidad y Permanencia PAIEP U.10-3 0 La cantidad de moles de H3O+ que quedan sin ser neutralizados son 1.099 L) de volumen. correspondiente a la suma entre el volumen del ácido y el volumen de la base (50 mL + 49 mL).0 ∙ 10−3 moles De igual manera para calcular los moles de OH-: La cantidad de moles que se tienen en 49. se debe calcular la concentración de [H+].10-3 -4.0. La concentración de H3O+ será: [H3 O+ ] = moles de H3 O+ volumen solución (L) [H3 O+ ] = 1 ∙ 10−4 moles 0.9. al considerar que los volúmenes son aditivos se tienen 99 mL (0.10-3 -4.9 ∙ 10−3 moles H3O+(ac) + OH-(ac) Moles iniciales Moles que reaccionan Moles que se forman Moles sin reaccionar 2 H2O(l) H3O+ 5.1 ??? ) ? mol L Moles de NaOH = 4.0.9.05L) de HCl 0. Ahora para poder calcular el pH de la solución.10-4 moles. calculando el pH de la solución se tiene: ?? = − ???[?+ ] pH = − log 1.9.10-3 1.0ml (0.1 M es: ????? ?? ???? = ??????? (?) ∙ ????????????? ( Moles de NaOH = 0.099 L [H3 O+ ] = 1 ∙ 10−9 M Ahora. de Santiago Química Para calcular el número de moles se tiene: La cantidad de moles que se tienen en 50.1 M es ????? ?? ??? = ??????? (?) ∙ ????????????? ( Moles de HCl = 0.0 ∙ 10−9 Página 19 de 22 .1 ??? ) ? mol L Moles de HCl = 5.9.Programa de Acceso Inclusivo.05 L × 0.10-3 OH4.049 L ∙ 0.0.049L) de NaOH 0.0ml (0. se tiene: HC2H3O2 (ac) Moles iniciales Moles equilibrio H2O C2H3O2- HC2H3O2 0. que es un ion común para la reacción de disociación de la sal.12+X + (ac) + H3O+ (ac) H3O+ 0 X La expresión de equilibrio para esta reacción es: ?? = [?? ?? ?? − ] ∙ [?? ?+ ] [??? ?? ?? ] Reemplazando en la expresión de la constante de equilibrio. de Santiago Química pH = 2. se tiene: 1.8 ∙ 10−5 = X ∙ (0.1 La reacción del ácido débil con la base será: HC2H3O2 (ac) OH.8 ×10-5 a) Determine el pH luego de agregar 0.08-X C2H3O20.1 Na C2H3O2 0.02 -0.1 -0.1 moles de HC2H3O2 y 0.08 0.08 + X Página 20 de 22 .1 moles de NaC2H3O2 forman una solución amortiguadora con un pH=4.(ac) HC2H3O2 0.02 0.74.12 Como producto de esta reacción de neutralización se formará C 2H3O2.Un litro de una solución que contiene 0.02 Moles iniciales Moles que reaccionan Moles que se forman Moles totales Moles sin reaccionar 0..99 EJERCICIO 14. En equilibrio entonces.Programa de Acceso Inclusivo.(ac) por lo que se tiene: Na+ 0. Equidad y Permanencia PAIEP U. La disociación de la sal es completa o de un 100% por lo que la cantidad de moles de los productos de la disociación será igual a los moles iniciales de la sal: Na+ (ac) NaC2H3O2 (ac) + C2H3O2.02 + H2O C2H3O20. Ka=1.02 moles de NaOH (suponga que no hay cambios de volumen).12 + X) 0.08 * Estos son los moles provenientes de la disociación de la sal OH0.12 0.1* +0.(ac) + C2H3O2.1 Moles iniciales C2H3O20. 02 0.1 C2H3O20.8 ∙ 10−5 ∙ 0.92 b) Determine el pH luego de agregar 0.2 ∙ 10−5 pH = 4.02 0.12 0.12 ∙ X 0.12 ∙ X = 1. calculando el pH de la solución se tiene: ?? = − ???[?+ ] pH = − log 1.8 ∙ 10−5 = x ∙ (0. de Santiago Química 1.12 + X) 0.12-x + H3O+ (ac) H3O+ 0 x La expresión de equilibrio para esta reacción es: ?? = [?? ?? ?? − ] ∙ [?? ?+ ] [??? ?? ?? ] Reemplazando en la expresión de la constante de equilibrio.44 ∙ 10−6 X = 1.(ac) C2H3O2H (ac) + H2O Moles iniciales Moles equilibrio C2H3O2H 0.08 1.08 + X Despreciando el valor de x se tiene: 1.12 ∙ X 0.1 -0.08 = 0.8 ∙ 10−5 = 0.12 0.20 ∙ 10−5 M este valor de x corresponde a la concentración de [H+] Ahora. se tiene: Página 21 de 22 .(ac) Moles iniciales Moles que reaccionan Moles que se forman Moles totales Moles sin reaccionar + H+ (ac) C2H3O2H (ac) C2H3O2 0.02 H+ 0. Equidad y Permanencia PAIEP U.08+x HC2H3O2 0.02 moles de HCl Los moles de H+ agregados del HCl (0.Programa de Acceso Inclusivo.02 -0.08 0.02 moles) reaccionan con la base y forman el ácido C2H3O2.08 0 C2H3O2. Pearson Educación. Bursten. (7ª. de Santiago Química 1. Lemay.Programa de Acceso Inclusivo. C. (2002).8 ∙ 10−5 = 0. E. Página 22 de 22 .70 ∙ 10−5 pH = 4. Química.16 ∙ 10−6 X = 2.A.12 + X Despreciando el valor de x se tiene: 1.70 ∙ 10−5 M Este valor de x corresponde a la concentración de [H+] Ahora.Murphy.8 ∙ 10−5 ∙ 0. T.paiep@usach. S. B. México: Mc Graw-Hill Interamericana Editores S. Madrid.cl PAIEP. Química.08 ∙ X 0. ed).ed.A. Química General (8ª.G.ed). W. Pearson Educación.12 1.Petrucci. Equidad y Permanencia PAIEP U.Hering. La Ciencia Central. Brown.Harwood. 11ª. R. R. F.08 ∙ X 0.. W.57 Responsables académicos Corregida por comité Editorial coordinaciontutores.08 ∙ X = 2. College.8 ∙ 10−5 = (0. Si encuentra algún error favor comunicarse a Referencias y fuentes utilizadas Chang.08 + X) ∙ X 0.12 = 0. calculando el pH de la solución se tiene: ?? = − ???[?+ ] pH = − log 2.