departamento de fÍsica y quÍmica reacciones Ácido …

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DEPARTAMENTO DE FÍSICA Y QUÍMICA

REACCIONES ÁCIDO-BASE

1. Dadas las especies en disolución acuosa: NH4+, CH3COOH, HCO3

- y OH-. a) Justifique el comportamiento como ácido y/o base de cada una de ellas, según la teoría de

Brönsted-Lowry. b) Indique cuál es el par conjugado en cada caso.

2. De las siguientes especies químicas: H3O+; HCO3

-; CO32-; H2O; NH3; NH4

+, explique según la teoría de Brönsted-Lowry:

a) Cuáles pueden actuar solo como ácido. b) Cuáles pueden actuar solo como base. c) Cuáles pueden actuar como ácido o como base.

3. Justifique si las siguientes afirmaciones son correctas: a) El ion HSO4

- puede actuar como ácido según la teoría de Arrhenius. b) El ion CO3

2- es una base según la teoría de Brönsted-Lowry.

4. De acuerdo con la teoría de Brönsted-Lowry, indique cuáles de las siguientes especies: HSO4-

, HNO3, S2-, NH3, H2O y H3O+ a) Actúan sólo como ácido. b) Actúan sólo como base. c) Actúan como ácido y base.

5. Complete las ecuaciones siguientes e indique los pares ácido-base conjugados, según la

teoría de Brönsted-Lowry: a) CN- + H3O+ ↔ b) NH4

+ + OH- ↔ c) NO2- + H2O ↔

6. Dadas las siguientes especies químicas: H3O+, OH-, HCl, HCO3

-, NH3 y HNO3, justifique, según la teoría de Brönsted-Lowry:

a) Cuáles pueden actuar sólo como ácidos. b) Cuáles pueden actuar sólo como bases. c) Cuáles pueden actuar como ácidos y como bases.

7. En 500 mL de una disolución acuosa 0´1 M de NaOH: a) Cuál es la concentración de OH-. b) Cuál es la concentración de H3O+. c) Cuál es su pH.

8. Calcule el pH de las siguientes disoluciones acuosas: a) 100 mL de HCl 0´2 M. b) 100 mL de Ca(OH)2 0´25 M.

9. Razone la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) A igual molaridad, cuanto más débil es un ácido menor es el pH de sus disoluciones. b) A un ácido fuerte le corresponde una base conjugada débil. c) No existen disoluciones diluidas de un ácido fuerte.

10. a) ¿Cuál es la concentración en HNO3 de una disolución cuyo pH es 1?

b) Describa el procedimiento e indique el material necesario para preparar 100 mL de disolución de HNO3 10-2 M a partir de la anterior.

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11. a) ¿Cuál es la concentración de H3O+ en 200 mL de una disolución acuosa 0´1 M de HCl? b) ¿Cuál es el pH? c) ¿Cuál será el pH de la disolución que resulta al diluir con agua la anterior hasta un litro? 12. a) ¿Cuál es el pH de 50 mL de una disolución de HCl 0´5 M? b) Si añadimos agua a los 50 mL de la disolución anterior hasta alcanzar un volumen de 500 mL, ¿cuál será el nuevo pH? c) Describa el procedimiento a seguir y el material necesario para preparar la disolución más diluida. 13. a) Explique el procedimiento a seguir, indicando el material de laboratorio necesario, para

preparar 250 mL de una disolución acuosa 0´2 M de NaOH (masa molecular = 40). b) ¿Cuál es la concentración de OH-? c) ¿Cuál es su pH? 14. En dos disoluciones de la misma concentración de dos ácidos débiles monopróticos HA y HB,

se comprueba que [A-] es mayor que la de [B-]. Justifique la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes:

a) El ácido HA es más fuerte que HB. b) El valor de la constante de disociación del ácido HA es menor que el valor de la constante de

disociación de HB. c) El pH de la disolución del ácido HA es mayor que el pH de la disolución del ácido HB.

15. Considere cuatro disoluciones A, B, C y D caracterizadas por:

A: pH = 4; B: [OH-] = 10-14; C: [H3O+] = 10-7; D: pH = 9 a) Ordénelas de menor a mayor acidez. b) Indique cuáles son ácidas, básicas o neutras.

16. De los ácidos débiles HNO2 y HCN, el primero es más fuerte que el segundo. a) Escriba sus reacciones de disociación en agua, especificando cuáles son sus bases

conjugadas. b) Indique, razonadamente, cuál de las dos bases conjugadas es la más fuerte.

17. a) ¿Qué significado tienen los términos fuerte y débil referidos a un ácido o a una base?

b) Si se añade agua a una disolución de pH = 4, ¿qué le ocurre a la concentración de H3O+?

18. Razone, mediante un ejemplo, si al disolver una sal en agua: a) Se puede obtener una disolución de pH básico. b) Se puede obtener una disolución de pH ácido. c) Se puede obtener una disolución de pH neutro.

19. Justifique el carácter ácido, básico o neutro de las disoluciones acuosas de las siguientes

sales: a) KCl. b) NH4Cl.

20. Razone y, en su caso, ponga un ejemplo si al disolver una sal en agua se puede obtener: a) Una disolución de pH básico. b) Una disolución de pH ácido.

21. a) Escriba el equilibrio de ionización y la expresión de Kb para una disolución acuosa de NH3. b) Justifique cualitativamente el carácter ácido, básico o neutro que tendrá una disolución acuosa de KCN, siendo Ka (HCN) = 6´2·10-10.

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c) Indique todas las especies químicas presentes en una disolución acuosa de HCl.

22. a) El pH de una disolución de un ácido monoprótico (HA) de concentración 5·10 -3 M es 2´3. ¿Se trata de un ácido fuerte o débil? Razone la respuesta.

b) Explique si el pH de una disolución acuosa de NH4Cl es mayor, menor o igual a siete.

23. Se tienen dos disoluciones acuosas de la misma concentración, una de un ácido monoprótico A (Ka = 1·10-3) y otra de un ácido monoprótico B (Kb = 2·10-5). Razone la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:

a) El ácido A es más débil que el ácido B. b) El grado de disociación del ácido A es mayor que el del ácido B. a) El pH de la disolución del ácido B es mayor que el del ácido A.

24. Explique cuál o cuáles de las siguientes especies químicas, al disolverse en agua, formará

disoluciones con pH menor que siete: a) HF b) Na2CO3 c) NH4Cl

25. a) La lejía es una disolución acuosa de hipoclorito de sodio. Explique, mediante la correspondiente reacción, el carácter ácido, básico o neutro de la lejía.

b) Calcule las concentraciones de H3O+ y OH‒, sabiendo que el pH de la sangre es 7,4. c) Razone, mediante la correspondiente reacción, cuál es el ácido conjugado del ión HPO4

2- en disolución acuosa.

26. Se dispone de una disolución acuosa saturada de Fe(OH)3, compuesto poco soluble. a) Escriba la expresión del producto de solubilidad para este compuesto. b) Deduzca la expresión que permite conocer la solubilidad del hidróxido a partir del producto

de solubilidad. c) Razone cómo varía la solubilidad del hidróxido al aumentar el pH de la disolución. 27. Dada una disolución saturada de Mg(OH)2, cuya Ks = 1´2·10-11: a) Exprese el valor de Ks en función de la solubilidad. b) Razone cómo afectará a la solubilidad la adición de NaOH. c) Razone cómo afectará a la solubilidad una disminución del pH.

PROBLEMAS

1. La constante Kb del NH3 es igual a 1´8·10-5 a 25 ºC. Calcule: a) La concentración de las especies iónicas en una disolución 0´2 M de amoniaco. b) El pH de la disolución y el grado de disociación del amoniaco.

2. Calcule: a) El pH de una disolución 0´1 M de ácido acético, CH3COOH, cuyo grado de disociación es

1´33 %. b) La constante Ka del ácido acético.

3. En una disolución acuosa de HNO2 0´2 M, calcule: a) El grado de disociación del ácido. b) El pH de la disolución. Dato: Ka = 4´5·10-4

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4. Se disuelven 23 g de ácido metanoico, HCOOH, en agua hasta obtener 10 litros de disolución. La concentración de iones H3O+ es 0´003 M. Calcule:

a) El pH de la disolución y el grado de disociación. b) La constante Ka del ácido. Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16.

5. Calcule: a) El pH de una disolución 0´03 M de ácido perclórico, HClO4, y el de una disolución 0´05 M de

NaOH. b) b) El pH de la disolución que resulta al mezclar 50 mL de cada una de las disoluciones

anteriores (suponga que los volúmenes son aditivos). 6. Sabiendo que la constante de ionización del ácido acético (Ka) tiene un valor de 1´8·10-5,

calcule: a) El grado de disociación. b) El pH de una disolución 0´01 M de ácido acético (CH3COOH).

7. Calcule: a) El pH de una disolución 0´02 M de ácido nítrico y el de una disolución 0´05 M de NaOH. b) El pH de la disolución que resulta al mezclar 75 mL de la disolución del ácido con 25 mL de

la disolución de la base. Suponga los volúmenes aditivos.

8. Se preparan 100 mL de disolución acuosa de HNO2 que contienen 0´47 g de este ácido. Calcule:

a) El grado de disociación del ácido nitroso. b) El pH de la disolución. Datos: Ka (HNO2) = 5´0·10-4. Masas atómicas: N = 14; O = 16; H = 1.

9. En 50 mL de una disolución acuosa de HCl 0´05 M se disuelven 1´5 g de NaCl. Suponiendo

que no se altera el volumen de la disolución, calcule: a) La concentración de cada uno de los iones. b) El pH de la disolución. Masas atómicas: Na = 23; Cl = 35´5. 10. Se dispone de 80 mL de una disolución acuosa de NaOH 0´8 M. Calcule: a) El volumen de agua que hay que añadir para que la concentración de la nueva disolución sea

0´5 M. Suponga que los volúmenes son aditivos. b) El pH de la disolución 0´5 M.

11. Se disuelven 0´17 g de amoniaco en agua, obteniéndose 100 mL de disolución de pH = 11´12.

Calcule: a) El grado de disociación del amoniaco. b) El valor de la constante Kb de esta sustancia. Masas atómicas: N = 14; H = 1.

12. En una disolución acuosa 0´01 M de ácido cloroacético (ClCH2COOH), éste se encuentra

disociado en un 31 %. Calcule: a) La constante de disociación del ácido. b) El pH de esa disolución.

13. Un ácido monoprótico, HA, en disolución acuosa de concentración 0´03 M, se encuentra

ionizado en un 5 %. Calcule: a) El pH de la disolución. b) La constante de ionización del ácido.

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14. a) Calcule los gramos de NaOH necesarios para preparar 250 mL de una disolución cuyo pH sea 12.

b) ¿Qué volumen de una disolución de ácido clorhídrico 0´2 M será necesario para neutralizar 50 mL de la disolución de NaOH anterior? Masas atómicas: Na = 23; O = 16; H = 1.

15. a) Calcule el pH de una disolución de HClO4 0´03 M y de una disolución 0´05 M de NaOH. b) Calcule el pH de la disolución obtenida al mezclar 50 mL de cada una de las disoluciones anteriores. Suponga que los volúmenes son aditivos. 16. Se disuelven 23 g de ácido metanoico, HCOOH, en agua hasta obtener 10 L de disolución.

La concentración de H3O+ es 0´003 M. Calcule: a) El grado de disociación del ácido en disolución. b) El valor de la constante Ka. Masas atómicas: C = 12; H = 1; O = 16. 17. Se disuelven 0´86 g de Ba(OH)2 en la cantidad de agua necesaria para obtener 0´1 L de

disolución. Calcule: a) Las concentraciones de las especies OH- y Ba2+ en la disolución. b) El pH de la disolución. Masas atómicas: Ba = 137; O = 16; H = 1. 18. Una disolución acuosa de ácido cianhídrico (HCN) 0´01 M tiene un pH de 5´6. Calcule: a) La concentración de todas las especies químicas presentes. b) El grado de disociación del HCN y el valor de su constante de acidez.

19. a) Calcule la masa de NaOH sólido del 80 % de riqueza en peso, necesaria para preparar

250 mL de disolución 0,05 M y determine su pH. b) ¿Qué volumen de la disolución anterior se necesita para neutralizar 20 mL de una disolución de ácido sulfúrico 0´01 M? Masas atómicas: Na = 23; O = 16; H = 1. 20. Se prepara una disolución tomando 10 mL de una disolución de ácido sulfúrico del 24 % de

riqueza en peso y densidad 1´17 g/mL, y añadiendo agua destilada hasta un volumen de 100 mL. Calcule:

a) El pH de la disolución diluida. b) El volumen de la disolución preparada que se necesita para neutralizar 10 mL de disolución

de KOH de densidad 1´05 g/mL y 15 % de riqueza en peso. Masas atómicas: K = 39; S = 32; O = 16; H = 1.

21. a) ¿Qué volumen de una disolución 0´03 M de HClO4 se necesita para neutralizar 50 mL de

una disolución 0´05 M de NaOH? b) Calcule el pH de la disolución obtenida al mezclar 50 mL de cada una de las disoluciones anteriores. Suponga que los volúmenes son aditivos. 22. El ácido cloroacético es un ácido monoprótico. En una disolución acuosa de concentración

0´01 M se encuentra disociado en un 31 %. Calcule: a) La constante de disociación del ácido. b) El pH de la disolución.

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RELACIÓN DE CUESTIONES Y PROBLEMAS RESUELTOS

CUESTIONES

4. De acuerdo con la teoría de Brönsted-Lowry, indique cuáles de las siguientes especies:

HSO4-, HNO3, S

2-, NH3, H2O y H3O+

a) Actúan sólo como ácido.

b) Actúan sólo como base.

c) Actúan como ácido y base.

Según Brönsted y Löwry un ácido se define como una sustancia capaz de ceder protones y una base

como una sustancia capaz de aceptar protones. Las dos especies, ácido y base, se necesitan en

cualquier reacción de transferencia de protones, puesto que si un ácido cede un protón ha de haber

una base que lo acepte. Por eso las reacciones de transferencia de protones se les conoce con el

nombre de reacciones ácido-base. ÁCIDO es todo compuesto capaz de ceder un protón (H+) BASE

es todo compuesto capaz de aceptar un protón (H+).

a) HNO3 + H2O ↔ NO3- + H3O+ Ácido

H3O+ + H2O ↔ H3O+ + H2O Ácido

Ya que ambas especies son capaces de ceder protones.

b) NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH- Base

S2- + H2O ↔ HS - + OH- Base

Ya que ambas sustancias aceptan protones.

c) El HSO4- y el H2O son especies anfóteras puesto que se pueden comportar como ácidos, cediendo

protones, y como bases, aceptando protones.

HSO4- + H2O ↔ SO4

2- + H3O+ Ácido

HSO4- + H2O ↔ H2SO4

+ OH- Base

H2O + H2O ↔ H3O+ + OH- Ácido/Base

5. Complete las ecuaciones siguientes e indique los pares ácido-base conjugados, según la

teoría de Brönsted-Lowry:

a) CN- + H3O+ ↔ HCN + H2O

CN- (Base 1) / HCN (Ácido 1) H3O+ (Ácido 2) / H2O (Base 2)

b) NH4+ + OH- ↔ NH3 + H2O

NH4+ (Ácido 1) / NH3 (Base 1) OH- (Base 2) / H2O (Ácido 2)

c) NO2- + H2O ↔ HNO2 +OH-

NO2- (Base 1) / HNO2 (Ácido 1) H2O (Ácido 2) / OH- (Base 2)

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6. Dadas las siguientes especies químicas: H3O+, OH-, HCl, HCO3

-, NH3 y HNO3, justifique,

según la teoría de Brönsted-Lowry:

Según Brönsted y Löwry un ácido se define como una sustancia capaz de ceder protones y una base

como una sustancia capaz de aceptar protones. Las dos especies, ácido y base, se necesitan en

cualquier reacción de transferencia de protones, puesto que si un ácido cede un protón ha de haber

una base que lo acepte. Por eso las reacciones de transferencia de protones se les conoce con el

nombre de reacciones ácido-base. ÁCIDO es todo compuesto capaz de ceder un protón (H+) BASE

es todo compuesto capaz de aceptar un protón (H+).

a) Cuáles pueden actuar sólo como ácidos.

H3O+ + H2O ↔ H3O+ + H2O Ácido

HNO3 + H2O ↔ NO3- + H3O+ Ácido

HCl + H2O ↔ Cl- + H3O+ Ácido

Las tres especies son ácidos, ya que ceden un protón.

b) Cuáles pueden actuar sólo como bases.

NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH- Base

OH- + H2O ↔ H2O + OH- Base

Ambos compuestos son bases porque aceptan un protón.

c) Cuáles pueden actuar como ácidos y como bases.

HCO3- + H2O ↔ CO3

2- + H3O+ Ácido

HCO3- + H2O ↔ H2CO3

+ OH- Base

El HCO3- es una especie anfótera puesto que se puede comportar como ácido, cediendo un protón,

y como base, aceptando un protón.

9. Razone la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:

a) A igual molaridad, cuanto más débil es un ácido menor es el pH de sus disoluciones.

b) A un ácido fuerte le corresponde una base conjugada débil.

c) No existen disoluciones diluidas de un ácido fuerte.

a) Falso. A igual molaridad, cuanto más débil es un ácido, menos disociado estará en sus iones, por

lo que la concentración de iones oxonio será menor y, por tanto, el pH será mayor.

𝑝𝐻 = − log[𝐻3𝑂+]

b) Verdadero. La fortaleza de un ácido o de una base viene indicada por su constante de acidez o

de basicidad. Cuanto más fuerte sea el ácido (HA), es decir, cuanto mayor sea la constante de acidez

del ácido (Ka); más débil será su base conjugada (A-), es decir, menor será la constante de basicidad

de la base conjugada (Kb) ya que al tratarse de un equilibrio ácido-base se cumple:

HA + H2O Ka⇔ A- + H3O+

Kb

𝐾𝑎 =𝐾𝑤

𝐾𝑏

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Por tanto, cuanto mayor sea la tendencia ceder protones de un ácido (ácido fuerte) menor será la

tendencia de su base conjugada a aceptarlos (base débil).

c) Falso. La concentración hace referencia a la relación entre la cantidad de soluto y disolución o

disolvente, como por ejemplo la molaridad o la molalidad. Podemos tener un ácido fuerte como el

ácido sulfúrico (H2SO4), que se disocia completamente cuando se disuelve en agua, todo lo diluido

que deseemos. Diluido quiere decir que presentará muy poca cantidad de soluto con respecto a la

disolución o al disolvente.

10. a) ¿Cuál es la concentración en HNO3 de una disolución cuyo pH es 1?

𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔[𝐻3𝑂+] → [𝐻3𝑂+] = 10−1𝑀 = 0,1𝑀 b) Describa el procedimiento e indique el material necesario para preparar 100 mL de disolución de HNO3 10-2 M a partir de la anterior.

La concentración de la disolución concentrada es 0,1 M, ya que al ser un ácido fuerte la concentración

de iones oxonio equivale a la concentración del ácido.

La disolución diluida (2) de ácido nítrico se prepara a partir de la disolución concentrada (1). Para

prepararla necesitamos coger un volumen de ácido nítrico de la disolución concentrada y añadirle

agua hasta llegar a 100 mL. Vamos a determinar qué cantidad de ácido nítrico 0,1M debemos coger.

Sabemos que la molaridad es:

𝑀 =𝑛

𝑉

En la disolución concentrada se cumple:

𝑀1 =𝑛1

𝑉1

Y en la diluida:

𝑀2 =𝑛2

𝑉2

Como el número de moles de ácido nítrico de la disolución concentrada que cogemos son los mismos

que habrá en la disolución diluida, se cumple:

𝑛1 = 𝑛2

𝑀1 · 𝑉1 = 𝑀2 · 𝑉2

𝑉1 =𝑀2 · 𝑉2

𝑀1=

10−2𝑀 · 0,1𝐿

0,1𝑀= 0,01𝐿 = 10 𝑚𝐿

Procedimiento: El procedimiento para preparar la disolución sería medir 10 mL de HNO3 0,1 M con

una pipeta y trasvasarlo a un matraz aforado de 100 mL. Para finalizar, con ayuda de un frasco

lavador completamos con agua destilada hasta el enrase y agitamos.

V2 = 100 mL

10 -2 M

V1 = ? 0,1M

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11. a) ¿Cuál es la concentración de H3O+ en 200 mL de una disolución acuosa 0´1 M de HCl?

Como el ácido clorhídrico es un ácido fuerte que en disolución acuosa está totalmente disociado en sus iones: HCl + H2O → Cl- + H3O+ [HCl] inicial = [H3O+] final = 0,1 M

b) ¿Cuál es el pH?

𝑝𝐻 = − log[𝐻3𝑂+] = −log (0,1) = 1 → 𝑝𝐻 = 1

c) ¿Cuál será el pH de la disolución que resulta al diluir con agua la anterior hasta un litro?

Calculamos los moles de HCl:

𝑛 = 𝑀 · 𝑉 = 0,1 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝐶𝑙

𝐿· 0′2𝐿 = 0,02 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝐶𝑙

La molaridad de la nueva disolución será:

𝑀′ =𝑛

𝑉′=

0,02 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝐶𝑙

1𝐿= 0,02 𝑀

La concentración final de iones oxonio será: [HCl] inicial = [H3O+] final = 0,02 M

Por tanto, el pH: 𝑝𝐻 = − log[𝐻3𝑂+] = − log(0,02) = 1,69 → 𝑝𝐻 = 1,69

Se comprueba que al diluir, disminuye la concentración de iones oxonio y, por tanto, aumenta el pH de la disolución. 12. a) ¿Cuál es el pH de 50 mL de una disolución de HCl 0´5 M? Como el ácido clorhídrico es un ácido fuerte que en disolución acuosa está totalmente disociado en sus iones: HCl + H2O → Cl- + H3O+ [HCl] inicial = [H3O+] final = 0,5 M

𝑝𝐻 = − log[𝐻3𝑂+] = −log (0,5) = 0,3

Se trata de un pH ácido. b) Si añadimos agua a los 50 mL de la disolución anterior hasta alcanzar un volumen de 500 mL, ¿cuál será el nuevo pH?

Calculamos los moles de HCl:

𝑛 = 𝑀 · 𝑉 = 0,5 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝐶𝑙

𝐿· 0′05𝐿 = 0,025 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝐶𝑙

La molaridad de la nueva disolución será:

𝑀′ =𝑛

𝑉′=

0,025 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝐶𝑙

0,5 𝐿= 0,05 𝑀

La concentración final de iones oxonio será: [HCl] inicial = [H3O+] final = 0,05 M

Por tanto, el pH: 𝑝𝐻 = − log[𝐻3𝑂+] = −log (0,05) = 1,3

Se comprueba que al diluir, disminuye la concentración de iones oxonio y, por tanto, aumenta el pH de la disolución.

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c) Describa el procedimiento a seguir y el material necesario para preparar la disolución más diluida.

Con ayuda de un embudo trasvasamos los 50 mL disponibles de la disolución de HCl 0,5 M a un

matraz aforado de 500 mL. Para finalizar, con ayuda de un frasco lavador completamos con agua

destilada hasta el enrase y agitamos.

13. a) Explique el procedimiento a seguir, indicando el material de laboratorio necesario, para preparar 250 mL de una disolución acuosa 0´2 M de NaOH (masa molecular = 40).

En primer lugar, debemos calcular el número de moles de NaOH necesarios para preparar 250 mL

(0,25L) de disolución 0,2 M.

𝑀 =𝑛

𝑉→ 𝑛 = 𝑀 · 𝑉 = 0,5

𝑚𝑜𝑙

𝐿· 0,25𝐿 = 0,05 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻

Sin embargo, las balanzas no pesan “moles” por lo que debemos pasarlos a gramos:

0,05 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 ·40 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻

1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻= 2 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻

A continuación, cogemos un vidrio de reloj y lo ponemos sobre la balanza encendida y taramos. Con

una cucharilla pesamos 2 g NaOH sólido sobre el vidrio de reloj o pesasustancias en la balanza. Con

la ayuda de la espátula y/o una varilla de vidrio pasamos los 2 gramos de NaOH a un vaso de

precipitado y añadimos agua y empezamos a disolver moviendo con la varilla de vidrio hasta que la

disolución sea completa. Una vez se haya completado la disolución, con ayuda de un embudo,

trasvasamos la disolución a un matraz aforado de 250 mL. Para finalizar, con ayuda de un frasco

lavador completamos con agua hasta el enrase y agitamos.

b) ¿Cuál es la concentración de OH-?

Como el hidróxido de sodio es una base fuerte disociada en disolución acuosa está totalmente en

sus iones:

NaOH → Na+ + OH-

[NaOH] inicial = [OH-] final = 0,2 M

c) ¿Cuál es su pH?

𝑝𝑂𝐻 = − log[𝑂𝐻−] = − log(0,2) = 0,7

𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 14 → 𝑝𝐻 = 14 − 0,7 = 13,3

14. En dos disoluciones de la misma concentración de dos ácidos débiles monopróticos HA

y HB, se comprueba que [A-] es mayor que la de [B-]. Justifique la veracidad o falsedad de las

afirmaciones siguientes:

a) El ácido HA es más fuerte que HB.

b) El valor de la constante de disociación del ácido HA es menor que el valor de la constante

de disociación de HB.

c) El pH de la disolución del ácido HA es mayor que el pH de la disolución del ácido HB.

Los equilibrios de disociación de HA y de HB son:

HA + H2O ↔ A- + H3O+

HB + H2O ↔ B- + H3O+

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a) Verdadero. Si [A- ] es mayor que la de [B-], HA está más disociado que HB y, por tanto, HA es más

fuerte que HB.

b) Falso. Si las dos disoluciones de HA y HB tienen la misma concentración y la [A - ] es mayor que

la de [B-], HA estará más disociado que HB y, por tanto, el valor de la constante de disociación de

HA será mayor que el de HB.

c) Falso. Si las dos disoluciones de HA y HB tienen la misma concentración y la [A- ] es mayor que la

de [B-], HA estará más disociado que HB y, por tanto, la concentración de iones oxonio generados

por la disociación de HA será mayor que la concentración de iones oxonio generados por la

disociación de HB. Por consiguiente, el pH correspondiente a la disolución de HA será menor que a

la disolución de HB.

15. Considere cuatro disoluciones A, B, C y D caracterizadas por:

A: pH = 4; B: [OH-] = 10-14; C: [H3O+] = 10-7; D: pH = 9

a) Ordénelas de menor a mayor acidez.

A: pH = 4;

B: 𝑝𝑂𝐻 = − log[𝑂𝐻−] = −𝑙𝑜𝑔10−14 = 14

𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 14 → 𝑝𝐻 = 0

C: 𝑝𝐻 = − log[𝐻3𝑂+] = −𝑙𝑜𝑔10−7 = 7 → 𝑝𝐻 = 7

D: pH = 9

Solución: D < C < A < B

b) Indique cuáles son ácidas, básicas o neutras.

A y B son ácidas, ya que su pH es inferior a 7. C es neutra, porque su pH es 7. Y D es básica, puesto

que su pH es superior a 7.

16. De los ácidos débiles HNO2 y HCN, el primero es más fuerte que el segundo.

a) Escriba sus reacciones de disociación en agua, especificando cuáles son sus bases

conjugadas.

HNO2 + H2O ↔ NO2- + H3O+

La base conjugada del ácido nitroso, HNO2, es el ion nitrito, NO2-.

HCN + H2O ↔ CN- + H3O+

La base conjugada del ácido cianhídrico, HCN, es ion cianuro, CN-.

b) Indique, razonadamente, cuál de las dos bases conjugadas es la más fuerte.

La fortaleza de un ácido viene determinada con su constante de acidez, que no es más que una

constante de equilibrio. Cuanto menor sea la constante de acidez de un ácido, es decir, cuanto más

débil sea; mayor será la constante de basicidad de la base conjugada, es decir, más fuerte será la

base conjugada.

Si el HNO2 es más fuerte que el HCN, su base conjugada el ion NO2- será más débil que el ion CN-.

La base conjugada más fuerte, por tanto, será el ion CN-.

12

17. a) ¿Qué significado tienen los términos fuerte y débil referidos a un ácido o a una base?

Los ácidos o bases fuertes se disocian completamente cuando se disuelven en agua. Su

disociación será prácticamente del 100%. La ecuación química (o reacción química) se puede

simbolizar con una flecha (→).

Los ácidos o bases débiles no se disocian completamente en agua, si no parcialmente. Su grado

de disociación será pequeño. La ecuación química de un ácido débil se simboliza mediante una doble

flecha (↔).

18. Razone, mediante un ejemplo, si al disolver una sal en agua:

a) Se puede obtener una disolución de pH básico.

b) Se puede obtener una disolución de pH ácido.

c) Se puede obtener una disolución de pH neutro.

a) Se puede obtener una disolución de pH básico.

Sí, se puede. Por ejemplo el acetato de sodio, CH3COONa. Cuando disolvemos el CH3COONa en

agua se disocia en sus iones según la siguiente reacción:

CH3COONa → Na+ + CH3COO –

El ion Na+ es el ácido conjugado de una base fuerte, el NaOH, por lo que es un ácido débil y no

experimenta reacción de hidrólisis.

Na+ + H2O →/→ No se hidroliza

El ion acetato CH3COO – es la base conjugada de un ácido débil, el ácido acético (CH3COOH), por

lo que el ion acetato será una base fuerte con gran tendencia captar un protón y experimentará

reacción de hidrólisis.

CH3COO – + H2O → CH3COOH + OH –

Al hidrolizarse el ion acetato se produce un aumento en la concentración de iones hidroxilo, por lo

que la disolución resultante es básica.

b) Se puede obtener una disolución de pH ácido.

Sí, se puede. Por ejemplo el cloruro de amonio, NH4Cl. El NH4Cl cuando se disuelve en agua se

disocia en sus iones según la siguiente reacción:

NH4Cl → NH4+ + Cl –

El ion Cl – es la base conjugada de un ácido fuerte, el HCl, por lo que el ion cloruro es una base

débil con muy poca tendencia a aceptar protones, por lo que no experimenta reacción de hidrólisis.

Cl – + H2O →/→ No se hidroliza

El ion NH4+ es el ácido conjugado de una base débil, el amoniaco (NH3), por lo que es un ácido

fuerte con gran tendencia a ceder un protón y, por tanto, experimenta reacción de hidrólisis.

NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+

Al hidrolizarse el ion amonio, se produce un aumento en la concentración de iones oxonio por lo que

la disolución resultante es ácida.

c) Se puede obtener una disolución de pH neutro.

Sí, se puede. Por ejemplo el cloruro de sodio, NaCl. El NaCl en agua se disocia en sus iones según

la siguiente reacción:

NaCl → Na+ + Cl –




13


débil con muy poca tendencia a aceptar un protón, por lo que no experimenta reacción de hidrólisis.


Por tanto, al disolver NaCl en agua la concentración de iones oxonio y de iones OH – será la

misma, por lo que la disolución será neutra.

19. Justifique el carácter ácido, básico o neutro de las disoluciones acuosas de las siguientes sales: a) KCl.

El KCl en agua se disocia en sus iones según la siguiente reacción:

KCl → K+ + Cl –

El ion K+ es el ácido conjugado de una base fuerte, el KOH, por lo que es un ácido débil y no


K+ + H2O →/→ No se hidroliza


débil con muy poca tendencia a aceptar un protón, por lo que no experimenta reacción de hidrólisis.


Por tanto, al disolver KCl en agua la concentración de iones oxonio y de iones OH – será la misma,

por lo que la disolución será neutra.

b) NH4Cl.

El NH4Cl cuando se disuelve en agua se disocia en sus iones según la siguiente reacción:



débil con muy poca tendencia a aceptar protones, por lo que no experimenta reacción de hidrólisis.




NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+



20. Razone y, en su caso, ponga un ejemplo si al disolver una sal en agua se puede obtener: a) Una disolución de pH básico.

Sí, se puede. Por ejemplo el acetato de litio, CH3COOLi. Cuando disolvemos el CH3COOLi en agua

se disocia en sus iones según la siguiente reacción:

CH3COOLi → Li+ + CH3COO –

El ion Li+ es el ácido conjugado de una base fuerte, el LiOH, por lo que es un ácido débil y no


Li+ + H2O →/→ No se hidroliza

El ion acetato CH3COO – es la base conjugada de un ácido débil, el ácido acético (CH3COOH), por

lo que el ion acetato será una base fuerte con gran tendencia captar un protón y experimentará

reacción de hidrólisis.

CH3COO – + H2O → CH3COOH + OH –

Al hidrolizarse el ion acetato se produce un aumento en la concentración de iones hidroxilo, por lo

que la disolución resultante es básica.

14

b) Una disolución de pH ácido.

Sí, se puede. Veamos el siguiente ejemplo. El NH4Cl cuando se disuelve en agua se disocia en sus

iones según la siguiente reacción:


El ion Cl – es la base conjugada de un ácido fuerte, el HCl, por lo que el ion cloruro es una base débil

con muy poca tendencia a aceptar protones, por lo que no experimenta reacción de hidrólisis.


El ion NH4+ es el ácido conjugado de una base débil, el amoniaco (NH3), por lo que es un ácido fuerte

con gran tendencia a ceder un protón y, por tanto, experimenta reacción de hidrólisis.

NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+



21. a) Escriba el equilibrio de ionización y la expresión de Kb para una disolución acuosa de

NH3.

NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH- 𝑘𝑏 =

[𝑁𝐻4+][𝑂𝐻−]

[𝑁𝐻3]

b) Justifique cualitativamente el carácter ácido, básico o neutro que tendrá una acuosa de

KCN, siendo Ka (HCN) = 6´2·10-10.

El KCN en agua se disocia en sus iones según la siguiente reacción:

KCN → K+ + CN –

El ion K+ es el ácido conjugado de una base fuerte, el KOH, por lo que es un ácido débil y no


K+ + H2O →/→ No se hidroliza

El ion cianuro CN – es la base conjugada de un ácido débil, el ácido cianhídrico (HCN), por lo que el

ion cianuro será una base fuerte con gran tendencia captar un protón y experimentará reacción de

hidrólisis.

CN – + H2O → HCN + OH –

Al hidrolizarse el ion cianuro se produce un aumento en la concentración de iones hidroxilo, por lo

que la disolución resultante será básica.

c) Indique todas las especies químicas presentes en una disolución acuosa de HCl.

HCl + H2O → Cl- + H3O+

HCl (Ácido 1) / Cl- (Base 1) H2O (Base 2) / H3O+ (Ácido 2)

El HCl es un ácido fuerte, por lo que se puede simbolizar la ecuación química mediante una flecha.

22. a) El pH de una disolución de un ácido monoprótico (HA) de concentración 5·10-3 M es 2´3. ¿Se trata de un ácido fuerte o débil? Razone la respuesta.

El ácido monoprótico en disolución se disocia en sus iones según el siguiente equilibrio:

HA + H2O ↔ A– + H3O+

Si el ácido fuese fuerte la concentración inicial del ácido HA sería igual a la concentración final de

iones oxonio, ya que los ácidos fuertes están totalmente disociados. Es decir: [HA] inicial = [H3O+]final =

5·10-3 M

Sabiendo que el pH = - log [H3O+]

pH = - log [H3O+] = - log (5·10-3) = 2’3

15

Luego, se trata de un ácido fuerte. b) Explique si el pH de una disolución acuosa de NH4Cl es mayor, menor o igual a siete.

El NH4Cl cuando se disuelve en agua se disocia en sus iones según la siguiente reacción:







NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+


la disolución resultante es ácida, siendo su pH menor que 7.

Solución: pH < 7

23. Se tienen dos disoluciones acuosas de la misma concentración, una de un ácido

monoprótico A (Ka = 1・10-3) y otra de un ácido monoprótico B (Kb = 2・10-5). Razone la

veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:

a) El ácido A es más débil que el ácido B.

b) El grado de disociación del ácido A es mayor que el del ácido B.

a) El pH de la disolución del ácido B es mayor que el del ácido A.

a) Falso. El ácido A es más fuerte que el ácido B, ya la fortaleza de un ácido viene indicada por su

constante de acidez. Cuanto mayor es la constante de acidez más fuerte es el ácido. Como Ka es

mayor que Kb, el ácido A es más fuerte que el ácido B.

b) Verdadero. Aunque las dos disoluciones tengan la misma concentración, como Ka es mayor que

Kb, el ácido A es más fuerte que el ácido B y, por tanto, el grado de disociación del ácido A es mayor

que el del ácido B.

c) Verdadero. Aunque las dos disoluciones tengan la misma concentración, como Kb es menor que

Ka, el ácido B es más débil que el ácido A y, por tanto, el grado de disociación del ácido B es menor

que el del ácido A. La [H3O+] producida por el ácido B es menor que la [H3O+] producida por el ácido

A, por lo que el pH de la disolución del ácido B será mayor, ya que:

𝑝𝐻 = − log[𝐻3𝑂+]

24. Explique cuál o cuáles de las siguientes especies químicas, al disolverse en agua, formará disoluciones con pH menor que siete: a) HF

El HF es un ácido débil. Cuando se disuelve en agua se disocia en iones F- e iones oxonio estableciéndose el siguiente equilibrio:

HF + H2O ↔ F – + H3O+

Como vemos, al disolver HF en agua aumenta la concentración iones oxonio por lo que la disolución

resultante será acida con pH menor que 7.

Solución: pH < 7

16

b) Na2CO3

El Na2CO3 cuando se disuelve en agua se disocia en sus iones según la siguiente reacción: Na2CO3 → 2 Na+ + CO3

2–




El ion carbonato, CO32-, es la base conjugada de un ácido débil, el HCO3

–, por lo que el carbonato es una base fuerte con gran tendencia a captar un protón y, por tanto, experimenta reacción de hidrólisis.

CO32- + H2O → HCO3

– + OH –

Al hidrolizarse el ion carbonato, se produce un aumento en la concentración de iones hidroxilo, o

disminución de concentración de iones oxonio, por lo que la disolución resultante será básica, siendo

su pH mayor que 7.

Solución: pH > 7

c) NH4Cl El NH4Cl cuando se disuelve en agua se disocia en sus iones según la siguiente reacción:





El ion NH4+ es el ácido conjugado de una base débil, el amoniaco (NH3), por lo que es un ácido fuerte

con gran tendencia a ceder un protón y, por tanto, experimenta reacción de hidrólisis.

NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+


la disolución resultante es ácida, siendo su pH menor que 7.

Solución: pH < 7

25. a) La lejía es una disolución acuosa de hipoclorito de sodio. Explique, mediante la

correspondiente reacción, el carácter ácido, básico o neutro de la lejía.

La lejía es una disolución acuosa de hipoclorito de sodio: NaClO. El hipoclorito de sodio en agua se

disocia en sus iones según la siguiente reacción:

NaClO → Na+ + ClO‒




El ion hipoclorito, ClO‒, es la base conjugada de un ácido débil, el HClO, por lo que el hipoclorito es una base fuerte con gran tendencia a captar un protón y, por tanto, experimenta reacción de hidrólisis.

ClO‒+ H2O → HClO + OH –

Al hidrolizarse el ion carbonato, se produce un aumento en la concentración de iones hidroxilo, o

disminución de concentración de iones oxonio, por lo que la disolución resultante será básica, siendo

su pH mayor que 7.

b) Calcule las concentraciones de H3O+ y OH‒, sabiendo que el pH de la sangre es 7,4.

pH = 7,4

𝑝𝐻 = − log[𝐻3𝑂+] = 7,4

17

Recuerda que según las propiedades de los logaritmos, en este caso decimales, para despejar la

concentración de iones oxonio elevamos la base (10) al pH, sin olvidarnos del signo. Lo hago pasito

a pasito…

log[𝐻3𝑂+] = −7,4

[𝐻3𝑂+] = 10−7,4 = 4 · 10−8𝑀

Utilizando el producto iónico del agua:

[𝐻3𝑂+][𝑂𝐻−] = 10−14

[𝑂𝐻−] =10−14

[𝐻3𝑂+]=

10−14

4 · 10−8𝑀= 2,5 · 10−7𝑀

c) Razone, mediante la correspondiente reacción, cuál es el ácido conjugado del ion HPO42-

en disolución acuosa.

El ácido conjugado del ion hidrogenofosfato (HPO42-) es el ion dihidrogenfosfato (H2PO4

‒). El HPO42-

actúa como base, cediendo un protón, y el H2PO4‒ como ácido, captando un protón.

HPO42‒+ H2O → H2PO4

‒ + OH‒

26. Se dispone de una disolución acuosa saturada de Fe(OH)3, compuesto poco soluble.

a) Escriba la expresión del producto de solubilidad para este compuesto.

b) Deduzca la expresión que permite conocer la solubilidad del hidróxido a partir del producto

de solubilidad.

c) Razone cómo varía la solubilidad del hidróxido al aumentar el pH de la disolución.

El equilibrio de solubilidad del hidróxido de hierro(III) es:

Fe(OH)3 (s) ↔ Fe3+ (ac) + 3 OH- (ac)

s 3s

a) El producto de solubilidad es: 𝐾𝑠 = [𝐹𝑒3+][𝑂𝐻−]3 = 𝑠 · (3𝑠)3 = 27𝑠4

b) La solubilidad (s) del hidróxido de hierro(III) a partir de Ks es: 𝑠 = √𝐾𝑠

27

4

c) Al aumentar el pH de la disolución, disminuye la concentración de iones oxonio y, por consiguiente,

aumenta la concentración de iones hidroxilo. Al aumentar la concentración de iones hidroxilo, el

equilibrio se desplazará hacia el reactivo sólido, según el principio de Le Châtelier, disminuyendo así

la solubilidad del hidróxido de hierro(III).

27. Dada una disolución saturada de Mg(OH)2, cuya Ks = 1´2・10-11:

a) Exprese el valor de Ks en función de la solubilidad.

b) Razone cómo afectará a la solubilidad la adición de NaOH.

c) Razone cómo afectará a la solubilidad una disminución del pH.

El equilibrio de solubilidad del hidróxido de magnesio es:

Mg(OH)2 (s) ↔ Mg2+ (ac) + 2 OH- (ac)

s 2s

a) El producto de solubilidad en función de la solubilidad (s) es:

𝐾𝑠 = [𝑀𝑔2+][𝑂𝐻−]2 = 𝑠 · (2𝑠)2 = 4𝑠3

18

b) Al añadir NaOH, aumenta la concentración de iones hidroxilo por efecto de ion común, ya que el

hidróxido de sodio es una base fuerte y en disolución acuosa se encuentra totalmente disociada en

sus iones.

NaOH → Na+ + OH-

Al aumentar la concentración de iones hidroxilo, el equilibrio se desplazará hacia el reactivo sólido,

según el principio de Le Châtelier, disminuyendo así la solubilidad del hidróxido de magnesio.

c) Al disminuir el pH de la disolución, aumenta la concentración de iones. Según el principio de Le

Châtelier, el equilibrio se desplazará hacia los productos acuosos, aumentando así la solubilidad del

compuesto.

PROBLEMAS

1. La constante Kb del NH3 es igual a 1´8・10-5 a 25 ºC. Calcule:

a) La concentración de las especies iónicas en una disolución 0´2 M de amoniaco. b) El pH de la disolución y el grado de disociación del amoniaco.

PLANTEANDO EL EQUILIBRIO CON “x”

a) El amoniaco en disolución acuosa se disocia en sus iones estableciéndose el siguiente

equilibrio ácido-base:

NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-

[ ]inicial 0,2 - - [ ]eq 0,2 – x x x El agua no influye en el equilibrio.

𝑘𝑏 =[𝑁𝐻4

+][𝑂𝐻−]

[𝑁𝐻3]=

𝑥2

0,2 − 𝑥= 1′8 · 10−5

Como el ácido es muy débil (𝑘𝑏 = 1′8 · 10−5), se puede realizar la siguiente aproximación en el denominador: 0,2 − 𝑥 ≈ 0,2

𝑥2

0,2= 1′8 · 10−5 → 𝑥2 = 0,2 · 1′8 · 10−5 → 𝑥 = 1,9 · 10−3𝑀

La concentración de las especies iónicas será:

[𝑁𝐻4+] = [𝑂𝐻−] = 1,9 · 10−3𝑀

b) El pH se determina a partir del pOH:

𝑝𝑂𝐻 = − log[𝑂𝐻−] = −log (1,9 · 10−3) = 2,721

𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 14 → 𝑝𝐻 = 14 − 2,721 = 11,279 El grado de disociación será:

𝛼 =𝑥

[ ]𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙=

1,9 · 10−3𝑀

0,2 𝑀= 0,0095 → 𝛼 = 0,95%

19

PLANTEANDO EL EQUILIBRO CON EL GRADO DE DISOCIACIÓN “α”

a) El amoniaco en disolución acuosa se disocia en sus iones estableciéndose el siguiente


NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-

[ ]inicial 0,2 - - [ ]eq 0,2 (1- α) 0,2α 0,2α El agua no influye en el equilibrio.


+][𝑂𝐻−]

[𝑁𝐻3]=

(0,2𝛼)2

0,2(1 − 𝛼)= 1′8 · 10−5

Como el ácido es muy débil (𝑘𝑏 = 1′8 · 10−5), se puede realizar la siguiente aproximación en el

denominador: 1 − 𝛼 ≈ 1 El grado de disociación será:

(0,2𝛼)2

0,2(1 − 𝛼)= 1′8 · 10−5 → 0,2𝛼2 = 1′8 · 10−5 → 𝛼 = 0,0095 → 𝛼 = 0,95%

Sabiendo que el grado de disociación es:

𝛼 =𝑥

[ ]𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙→ 𝑥 = 0,0095 · 0,2 𝑀 = 1,9 · 10−3𝑀

La concentración de las especies iónicas será:

[𝑁𝐻4+] = [𝑂𝐻−] = 𝑥 = 1,9 · 10−3𝑀

b) El pH se determina a partir del pOH:

𝑝𝑂𝐻 = − log[𝑂𝐻−] = −log (1,9 · 10−3) = 2,721

𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 14 → 𝑝𝐻 = 14 − 2,721 = 11,279 El grado de disociación es:

𝛼 = 0,0095 → 𝛼 = 0,95%

2. Calcule: a) El pH de una disolución 0´1 M de ácido acético, CH3COOH, cuyo grado de disociación es 1´33 %. b) La constante Ka del ácido acético. El ácido acético en disolución acuosa se disocia en sus iones estableciéndose el siguiente equilibrio ácido-base:

CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H3O+

[ ]inicial 0,1 - - [ ]eq 0,1 (1- α) 0,1α 0,1α

𝛼 =1,33

100= 0,0133

a) La concentración de iones oxonio será:

[𝐻3𝑂+] = 0,1 · 0,0133 = 0,00133 𝑀 El pH será:

𝑝𝐻 = − log[𝐻3𝑂+] = −log (0,00133) = 2,88

20

b) La constate de acidez será:

𝑘𝑎 =[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−][𝐻3𝑂+]

[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻]=

(0,1𝛼)2

0,1(1 − 𝛼)=

0,1𝛼2

1 − 𝛼=

0,1(0,0133)2

1 − 0,0133= 1,8 · 10−5

Soluciones: a) pH = 2,88 b) Ka = 1,8 · 10-5. 3. En una disolución acuosa de HNO2 0´2 M, calcule: a) El grado de disociación del ácido. b) El pH de la disolución.

Dato: Ka = 4´5・10-4

El ácido nitroso en disolución acuosa se disocia en sus iones estableciéndose el siguiente equilibrio ácido-base:

HNO2 + H2O ↔ NO2- + H3O+

[ ]inicial 0,2 - - [ ]eq 0,2 (1- α) 0,2α 0,2α

𝑘𝑎 =[𝑁𝑂2

−][𝐻3𝑂+]

[𝐻𝑁𝑂2]=

(0,2𝛼)2

0,2(1 − 𝛼)= 0,2𝛼2

Como el ácido es muy débil (Ka < 10-3) se puede realizar la siguiente aproximación en el denominador:

1 − 𝛼 ≈ 1

a) El grado de disociación será:

0,2𝛼2 = 4,5 · 10−4 → 𝛼 = 0,048 → 𝛼 = 4,8% NOTA.- No hace falta resolver la ecuación de segundo grado completa. Al ser un ácido muy débil

(Ka = 4´5・10-4) realizamos la aproximación 1 − 𝛼 ≈ 1 y simplificamos el cálculo. Quien no haya

realizado la aproximación y haya resuelto la ecuación de segundo grado completa, habrá obtenido

el mismo resultado en el grado de disociación o similar, ya que el error cometido al aproximar es muy

pequeño. Mi consejo es que realicéis la aproximación, puesto que los cálculos son muchos más

rápidos y más sencillos.

b) El pH será:

𝑝𝐻 = − log[𝐻3𝑂+] = −log (0,2 · 0,048) = 2,02

Soluciones: a) α = 0,048 (4,8%) b) pH = 2,02

4. Se disuelven 23 g de ácido metanoico, HCOOH, en agua hasta obtener 10 litros de disolución. La concentración de iones H3O

+ es 0´003 M. Calcule: a) El pH de la disolución y el grado de disociación. b) La constante Ka del ácido. Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16.

Calculamos la concentración inicial de ácido metanoico:

[ ]𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 =

23 𝑔 𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻

46𝑔

𝑚𝑜𝑙 𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻

10 𝐿= 0,05 𝑀

21

El ácido metanoico en disolución acuosa se disocia en sus iones estableciéndose el siguiente equilibrio ácido-base:

HCOOH + H2O ↔ HCOO- + H3O+

[ ]inicial 0,05 - - [ ]eq 0,05 (1- α) 0,05α 0,05α

a) Sabiendo que la concentración de iones oxonio es 0,003 M, el pH de la disolución será:

𝑝𝐻 = − log[𝐻3𝑂+] = − log(0,003) = 2,52

Y el grado de disociación:

[𝐻3𝑂+] = 0,05𝛼 → 𝛼 =[𝐻3𝑂+]

0,05=

0,003

0,05= 0,06 → 6%

b) La constante de acidez será:

𝑘𝑎 =[𝐻𝐶𝑂𝑂−][𝐻3𝑂+]

[𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻]=

(0,05𝛼)2

0,05(1 − 𝛼)=

0,05𝛼2

(1 − 𝛼)=

0,05(0,06)2

1 − 0,06= 1,8 · 10−4

Solución: a) pH = 2,52 α = 0,06 (6%) b) Ka = 1,8 = 10-4

5. Calcule:

a) El pH de una disolución 0´03 M de ácido perclórico, HClO4, y el de una disolución 0´05 M de

NaOH.

b) El pH de la disolución que resulta al mezclar 50 mL de cada una de las disoluciones

anteriores (suponga que los volúmenes son aditivos).

a) El ácido perclórico HClO4 es un ácido fuerte y el hidróxido de sodio es una base fuerte.

HClO4 + H2O → ClO4- + H3O+

NaOH → Na+ + OH-

Los ácidos y las bases fuertes en disolución acuosa están totalmente disociados en sus iones, de

forma que:

[HClO4]inicial = [H3O+]final = 0’03 M 𝑝𝐻 = − log[𝐻3𝑂+] = −log (0,03) = 1,5

[NaOH]inicial = [OH-]final = 0,05 M 𝑝𝑂𝐻 = − log[𝑂𝐻−] = − log(0,05) = 1,3 → 𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝑂𝐻 = 14 −

1,3 = 12,7

b) Cuando se mezcla el ácido perclórico y el hidróxido de sodio se produce la siguiente reacción

ácido-base:

HClO4 + NaOH ↔ NaClO4 + H2O

(Escribimos la reacción y la ajustamos)

Calculamos los moles de HClO4 0,03 M que habrá en 50 mL:

𝑛𝐴 = 𝑀𝐴 · 𝑉𝐴 = 0,03𝑚𝑜𝑙

𝐿· 0,05𝐿 = 0,0015 𝑚𝑜𝑙

Calculamos los moles de NaOH 0,05 M que hay en 50 mL:

𝑛𝐵 = 𝑀𝐵 · 𝑉𝐵 = 0,05𝑚𝑜𝑙

𝐿· 0,05𝐿 = 0,0025 𝑚𝑜𝑙

Según la estequiometría de la reacción es por cada mol de HClO4 se neutraliza un mol de NaOH,

por lo que si disponemos de 0,0015 moles de HClO4 se neutralizarán con 0,0015 moles de NaOH,

quedando NaOH en exceso.

22

Moles de NaOH en exceso:

𝑛𝐵 𝑒𝑥𝑐𝑒𝑠𝑜 = 0,0025 𝑚𝑜𝑙 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙𝑒𝑠 − 0,0015 𝑚𝑜𝑙 𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎𝑑𝑜𝑠 = 0,001 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑒𝑥𝑐𝑒𝑠𝑜

El volumen final de la disolución será = 50 mL + 50 mL = 100 mL = 0,1 L

[NaOH]inicial = [OH-]final =0,001 𝑚𝑜𝑙

0,1 𝐿= 0,01 𝑀

𝑝𝑂𝐻 = − log[𝑂𝐻−] = − log(0,01) = 2 → 𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝑂𝐻 = 14 − 2 = 12

Solución: a) pH (HClO4) = 1,5 pH (NaOH) = 12,7 b) pH = 12

6. Sabiendo que la constante de ionización del ácido acético (Ka) tiene un valor de 1´8・10-5,

calcule:

a) El grado de disociación.

b) El pH de una disolución 0´01 M de ácido acético (CH3COOH).

El ácido acético en disolución acuosa se disocia en sus iones estableciéndose el siguiente equilibrio

ácido-base:

CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H3O+

[ ]inicial 0,01 - -

[ ]eq 0,01 (1- α) 0,01α 0,01α

a) Sabiendo que la constante de acidez es:

𝑘𝑎 =[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−][𝐻3𝑂+]

[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻]=

(0,01𝛼)2

0,01(1 − 𝛼)=

0,01𝛼2

1 − 𝛼= 0,01𝛼2 = 1,8 · 10−5

Como el ácido es muy débil (Ka < 10-3) se puede realizar la siguiente aproximación en el denominador:

1 − 𝛼 ≈ 1

El grado de disociación será:

0,01𝛼2 = 1,8 · 10−5 → 𝛼 = √1,8 · 10−5

0,01= 0,042 → 4,2%

b) El pH será:

𝑝𝐻 = − log[𝐻3𝑂+] = −log (0,01 · 0,042) = 3,38

Solución: a) α = 0,042 (4,2%) b) pH = 3,38

7. Calcule:

a) El pH de una disolución 0´02 M de ácido nítrico y el de una disolución 0´05 M de NaOH.

b) El pH de la disolución que resulta al mezclar 75 mL de la disolución del ácido con 25 mL

de la disolución de la base. Suponga los volúmenes aditivos.

a) El ácido nítrico HNO3 es un ácido fuerte y el hidróxido de sodio es una base fuerte.

HNO3 + H2O → NO3- + H3O+

NaOH → Na+ + OH-

23


forma que:

[HNO3]inicial = [H3O+]final = 0’02 M 𝑝𝐻 = − log[𝐻3𝑂+] = −log (0,02) = 1,69


1,3 = 12,7

b) Cuando se mezcla el ácido nítrico y el hidróxido de sodio se produce la siguiente reacción ácido-

base:

HNO3 + NaOH ↔ NaNO3 + H2O


Calculamos los moles de HNO3 0,02 M que habrá en 75 mL:


𝐿· 0,075𝐿 = 0,0015 𝑚𝑜𝑙



𝐿· 0,025𝐿 = 0,00125 𝑚𝑜𝑙

Según la estequiometría de la reacción es por cada mol de HNO3 se neutraliza un mol de NaOH,

por lo que si disponemos de 0,00125 moles de NaOH se neutralizarán con 0,00125 moles de

HNO3, quedando HNO3 en exceso.

Moles de HNO3 en exceso:

𝑛𝐴 𝑒𝑥𝑐𝑒𝑠𝑜 = 0,0015 𝑚𝑜𝑙 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙𝑒𝑠 − 0,00125 𝑚𝑜𝑙 𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎𝑑𝑜𝑠 = 2,5 · 10−4 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝑁𝑂3 𝑒𝑥𝑐𝑒𝑠𝑜


[HNO3]inicial = [H3O+]final =2,5·10−4 𝑚𝑜𝑙

0,1 𝐿= 2,5 · 10−3 𝑀

𝑝𝐻 = − log[𝐻3𝑂+] = − log(2,5 · 10−3) = 2,6

Solución: a) pH (HNO3) = 1,69 pH (NaOH) = 12,7 b) pH = 2,6

8. Se preparan 100 mL de disolución acuosa de HNO2 que contienen 0´47 g de este ácido. Calcule: a) El grado de disociación del ácido nitroso. b) El pH de la disolución.

Datos: Ka (HNO2) = 5´0・10-4. Masas atómicas: N = 14; O = 16; H = 1.

Calculamos la concentración inicial de ácido nitroso:


0,47 𝑔

47𝑔

𝑚𝑜𝑙0,1 𝐿

= 0,1 𝑀

El ácido nitroso en disolución acuosa se disocia en sus iones estableciéndose el siguiente equilibrio ácido-base:

HNO2 + H2O ↔ NO2- + H3O+

[ ]inicial 0,1 - - [ ]eq 0,1 (1- α) 0,1α 0,1α

𝑘𝑎 =[𝑁𝑂2

−][𝐻3𝑂+]

[𝐻𝑁𝑂2]=

(0,1𝛼)2

0,1(1 − 𝛼)= 0,1𝛼2 = 5 · 10−4

24

V = 80 mL 0,8 M

Como el ácido es muy débil (Ka < 10-3), se puede realizar la siguiente aproximación en el denominador: 1 − 𝛼 ≈ 1

a) El grado de disociación será:

0,1𝛼2 = 5 · 10−4 → 𝛼 = 0,07 → 7% b) El pH es:

𝑝𝐻 = − log[𝐻3𝑂+] = −log (0,1 · 0,07) = 2,15

Soluciones: α = 0,07 (7%) b) pH = 2,15

9. En 50 mL de una disolución acuosa de HCl 0´05 M se disuelven 1´5 g de NaCl. Suponiendo

que no se altera el volumen de la disolución, calcule:

a) La concentración de cada uno de los iones.

b) El pH de la disolución.

Masas atómicas: Na = 23; Cl = 35´5.

a) El ácido clorhídrico es un ácido fuerte, por lo que se encontrará totalmente disociado en sus iones.

El cloruro de sodio es una sal, luego al estar disuelta en la disolución acuosa de HCl también estará

disociada en sus iones.

HCl + H2O → Cl- + H3O+

NaCl → Na+ + Cl-

De forma que la concentración de iones oxonio y de iones sodio se debe solo al HCl y al NaCl,

respectivamente. Sin embargo, la concentración de iones cloruro es debida a ambas especies.

Vamos a calcularlas:

[𝐻𝐶𝑙]𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 = [𝐻3𝑂+]𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 = 0,05 𝑀

[𝑁𝑎𝐶𝑙]𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 = [𝑁𝑎+]𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 =

1,5 𝑔58,5 𝑔/𝑚𝑜𝑙

0,05 𝐿= 0,51𝑀

[𝐶𝑙−] = [𝐻3𝑂+]𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 + [𝑁𝑎+]𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 = 0,05 𝑀 + 0,51 𝑀 = 0,56 𝑀

b) El pH será:

𝑝𝐻 = − log[𝐻3𝑂+] = − log(0,05) = 1,3

Solución: a) [H3O+] = 0,05 M [Na+] = 0,56 M [Cl-] = 0,52 M b) pH = 1,3

10. Se dispone de 80 mL de una disolución acuosa de NaOH 0´8 M. Calcule:

a) El volumen de agua que hay que añadir para que la concentración de la nueva disolución

sea 0´5 M. Suponga que los volúmenes son aditivos.

b) El pH de la disolución 0´5 M.

a) Calculamos el número de moles de NaOH que hay en la disolución concentrada:

𝑛 = 𝑀 · 𝑉 = 0,8𝑚𝑜𝑙

𝐿· 0,08 𝐿 = 0,064 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻

25

V ‘ = ¿?

0,5 M

Esos mismos moles habrá en la disolución diluida, ya que: n = n’. Por tanto, el volumen de la nueva

disolución 0,5 M será:

𝑛′ = 𝑀′ · 𝑉′ → 𝑉′ =𝑛′

𝑀′=

0,064 𝑚𝑜𝑙

0,5𝑚𝑜𝑙

𝐿

= 0,128 𝐿 = 128 𝑚𝐿

El volumen de agua que hay que añadir a la disolución inicial de NaOH 0,8 M será: 128 mL – 80

mL = 48 mL

b) El hidróxido de sodio es una base fuerte.

NaOH → Na+ + OH-

[NaOH]inicial = [OH-]final = 0,5 M

𝑝𝑂𝐻 = − log[𝑂𝐻−] = − log(0,5) = 0,3 → 𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝑂𝐻 = 14 − 0,3 = 13,7

Solución: a) 48 mL de agua b) pH = 13,7

11. Se disuelven 0´17 g de amoniaco en agua, obteniéndose 100 mL de disolución de pH = 11´12. Calcule: a) El grado de disociación del amoniaco. b) El valor de la constante Kb de esta sustancia. Masas atómicas: N = 14; H = 1. Calculamos la concentración inicial de amoniaco:


0,17 𝑔

17𝑔


= 0,1 𝑀

El amoniaco en disolución acuosa se disocia en sus iones estableciéndose el siguiente equilibrio ácido-base:

NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-

[ ]inicial 0,1 - - [ ]eq 0,1 (1- α) 0,1α 0,1α

a) Si el pH es 11’12, el pOH será:

𝑝𝑂𝐻 + 𝑝𝐻 = 14 → 𝑝𝑂𝐻 = 14 − 11,12 = 2,88 Luego la concentración de iones hidroxilo será:

[𝑂𝐻−] = 10−2,88 = 0,00132

Como: [𝑂𝐻−] = 0,1𝛼 → 𝛼 =0,00132

0,1= 0,0132 → 1,32%

b) La constante de basicidad es:


+][𝑂𝐻−]

[𝑁𝐻3]=

(0,1𝛼)2

0,1(1 − 𝛼)=

0,1𝛼2

1 − 𝛼=

0,1(0,0132)2

1 − 0,0132= 1′8 · 10−5

26

Soluciones: a) α = 0'0132 (1'32%) b) Kb = 1,8 = 10-5

12. En una disolución acuosa 0´01 M de ácido cloroacético (ClCH2COOH), éste se encuentra disociado en un 31 %. Calcule: a) La constante de disociación del ácido. b) El pH de esa disolución. El ácido cloroacético en disolución acuosa se disocia en sus iones estableciéndose el siguiente equilibrio ácido-base:

ClCH2COOH + H2O ↔ ClCH2COO- + H3O+

[ ]inicial 0,01 - - [ ]eq 0,01 (1- α) 0,01α 0,01α

𝛼 =31

100= 0,31

a) La constante de acidez, o disociación del ácido, será:

𝑘𝑎 =[𝐶𝑙𝐶𝐻2𝐶𝑂𝑂−][𝐻3𝑂+]

[𝐶𝑙𝐶𝐻2𝐶𝑂𝑂𝐻]=

(0,01𝛼)2

0,01(1 − 𝛼)=

0,01𝛼2

1 − 𝛼=

0,01(0,31)2

1 − 0,31= 1,39 · 10−3

b) El pH será:

𝑝𝐻 = − log[𝐻3𝑂+] = −log (0,01 · 0,31) = 2,5 Soluciones: a) Ka = 1,39 = 10-3 b) pH = 2,5

13. Un ácido monoprótico, HA, en disolución acuosa de concentración 0´03 M, se encuentra ionizado en un 5 %. Calcule: a) El pH de la disolución. b) La constante de ionización del ácido.

Un ácido monoprótico HA en disolución acuosa se disocia en sus iones estableciéndose el siguiente equilibrio ácido-base:

HA + H2O ↔ A- + H3O+

[ ]inicial 0,03 - - [ ]eq 0,03 (1- α) 0,03α 0,03α

𝛼 =5

100= 0,05

a) El pH será:

𝑝𝐻 = − log[𝐻3𝑂+] = −log (0,03 · 0,05) = 2,82

b) La constante de acidez, o disociación del ácido, será:

𝑘𝑎 =[𝐴−][𝐻3𝑂+]

[𝐻𝐴]=

(0,03𝛼)2

0,03(1 − 𝛼)=

0,03𝛼2

1 − 𝛼=

0,03(0,05)2

1 − 0,05= 7,9 · 10−5

27

Soluciones: a) pH = 2,82 b) Ka = 7,9 = 10-5

14. a) Calcule los gramos de NaOH necesarios para preparar 250 mL de una disolución cuyo

pH sea 12.

b) ¿Qué volumen de una disolución de ácido clorhídrico 0´2 M será necesario para

neutralizar 50 mL de la disolución de NaOH anterior?

Masas atómicas: Na = 23; O = 16; H = 1.

a) Si el pH es 12, el pOH será:

𝑝𝑂𝐻 + 𝑝𝐻 = 14 → 𝑝𝑂𝐻 = 14 − 12 = 2

La concentración de iones hidroxilo es:

𝑝𝑂𝐻 = − log[𝑂𝐻−] → [𝑂𝐻−] = 10−2𝑀 = 0,01 𝑀

El hidróxido de sodio es una base fuerte.

NaOH → Na+ + OH-

Las bases fuertes en disolución acuosa están totalmente disociados en sus iones, por lo que:

[OH-]final = [NaOH]inicial = 0,01 M

Calculamos el número de moles de hidróxido de sodio necesarios para preparar 250 mL de disolución

0,01 M.


𝐿· 0,25𝐿 = 2,5 · 10−3 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻

La masa de hidróxido de sodio necesaria será:

2,5 · 10−3 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻40 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻

1𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻= 0,1 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻

b) Cuando se mezcla el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio se produce la siguiente reacción ácido-

base:

HCl + NaOH ↔ NaCl + 2 H2O


Calculamos los moles de NaOH 0,01 M que habrá en 50 mL que hay que neutralizar:


𝐿· 0,05 𝐿 = 5 · 10−4 𝑚𝑜𝑙

Según la estequiometría de la reacción: nA = nB

1 𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑆𝑂4

2 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻=

5 · 10−4 𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑆𝑂4

𝑛𝐵

𝑛𝐴 = 5 · 10−4 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻

𝑛𝐴 = 𝑀𝐴 · 𝑉𝐴 → 𝑉𝐴 =𝑛𝐴

𝑀𝐴=

5 · 10−4 𝑚𝑜𝑙

0,2 𝑚𝑜𝑙/𝐿= 2,5 · 10−3𝐿 = 2,5 𝑚𝐿

Solución a) 0,1 g NaOH b) VA = 2,5 mL

15. a) Calcule el pH de una disolución de HClO4 0´03 M y de una disolución 0´05 M de NaOH.

28

b) Calcule el pH de la disolución obtenida al mezclar 50 mL de cada una de las disoluciones

anteriores. Suponga que los volúmenes son aditivos.

a) El ácido perclórico HClO4 es un ácido fuerte y el hidróxido de sodio es una base fuerte.

HClO4 + H2O → ClO4- + H3O+

NaOH → Na+ + OH-


forma que:

[HClO4]inicial = [H3O+]final = 0’03 M 𝑝𝐻 = − log[𝐻3𝑂+] = −log (0,03) = 1,5


1,3 = 12,7


ácido-base:





𝐿· 0,05𝐿 = 0,0015 𝑚𝑜𝑙



𝐿· 0,05𝐿 = 0,0025 𝑚𝑜𝑙








0,1 𝐿= 0,01 𝑀


Solución: a) pH (HClO4) = 1,5 pH (NaOH) = 12,7 b) pH = 12

17. Se disuelven 0´86 g de Ba(OH)2 en la cantidad de agua necesaria para obtener 0´1 L de

disolución. Calcule:

a) Las concentraciones de las especies OH- y Ba2+ en la disolución.


Masas atómicas: Ba = 137; O = 16; H = 1.

Calculamos la concentración inicial de hidróxido de bario:

29


0,86 𝑔

171𝑔


= 0,05 𝑀

El equilibrio de solubilidad del hidróxido de bario es:

Ba(OH)2 (s) ↔ Ba2+ (ac) + 2 OH- (ac)

s 2s

a) Las concentraciones de las especies en disolución son:

[𝐵𝑎2+] = 𝑠 = 0,05 𝑀

[𝑂𝐻−] = 2𝑠 = 0,1 𝑀

b) El pH de la disolución es:

𝑝𝑂𝐻 = − log[𝑂𝐻−] = 1

𝑝𝑂𝐻 + 𝑝𝐻 = 14 → 𝑝𝐻 = 14 − 1 = 13

Solución: a) [Ba2+] = 0,05 M [OH-] = 0,1 M b) pH = 13

18. Una disolución acuosa de ácido cianhídrico (HCN) 0´01 M tiene un pH de 5´6. Calcule:

a) La concentración de todas las especies químicas presentes.

b) El grado de disociación del HCN y el valor de su constante de acidez.

a) El ácido cianhídrico en disolución acuosa se disocia en sus iones estableciéndose el siguiente


HCN + H2O ↔ CN- + H3O+

[ ]inicial 0,01 - -

[ ]eq 0,01 (1- α) 0,01α 0,01α

Sabiendo que el pH es 5,6, la concentración de iones oxonio es:

𝑝𝐻 = − log[𝐻3𝑂+] → [𝐻3𝑂+] = 10−5,6 = 2,5 · 10−6 𝑀

Del mismo modo, la concentración de iones cianuro es:

[𝐶𝑁−] = 2,5 · 10−6 𝑀

Para calcular la concentración de HCN necesitamos el grado de disociación.

b) El grado de disociación será:

[𝐻3𝑂+] = 0,01𝛼 = 2,5 · 10−6 → 𝛼 =2,5 · 10−6

0,01= 2,5 · 10−4 → 𝛼 = 0,025 %

La concentración de HCN será:

[𝐻𝐶𝑁] = 0,01(1 − 𝛼) = 0,01(1 − 2,5 · 10−4) = 9,99 · 10−3 𝑀

30

La constante de acidez será:

𝑘𝑎 =[𝐶𝑁−][𝐻3𝑂+]

[𝐻𝐶𝑁]=

(0,01𝛼)2

0,01(1 − 𝛼)=

0,01𝛼2

1 − 𝛼=

0,01(2,5 · 10−4)2

1 − 2,5 · 10−4= 6,25 · 10−10

Solución: a) [CN-] = [H3O+] = 2,5 ·10-6 M [HCN] = 9,99 ·10-3 M b) α = 2,5 ·10-4 M (0,025%) Ka = 6,25

·10-10

19. a) Calcule la masa de NaOH sólido del 80 % de riqueza en peso, necesaria para preparar

250 mL de disolución 0,05 M y determine su pH.

b) ¿Qué volumen de la disolución anterior se necesita para neutralizar 20 mL de una

disolución de ácido sulfúrico 0´01 M?

Masas atómicas: Na = 23; O = 16; H = 1.

a) Calculamos el número de moles de hidróxido de sodio necesarios para preparar 250 mL de

disolución 0,05 M.


𝐿· 0,25𝐿 = 0,0125 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻

La masa de hidróxido de sodio necesaria será:

0,0125 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻40 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻

1𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻= 0,5 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻

Estos 0,5 g de NaOH serían si el reactivo fuera 100% puro, pero como la pureza del reactivo es del

80% la masa de NaOH sólido necesaria será:

100 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑖𝑚𝑝𝑢𝑟𝑜𝑠

80 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑝𝑢𝑟𝑜𝑠=

𝑥

0,5 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻→ 𝑥 = 0,625 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑖𝑚𝑝𝑢𝑟𝑜𝑠


NaOH → Na+ + OH-

Las bases fuertes en disolución acuosa están totalmente disociados en sus iones, de forma que el

pH será:


1,3 = 12,7

b) Cuando se mezcla el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio se produce la siguiente reacción ácido-

base:

H2SO4 + 2 NaOH ↔ Na2SO4 + 2 H2O


Calculamos los moles de H2SO4 0,01 M que habrá en 20 mL que hay que neutralizar:


𝐿· 0,02 𝐿 = 2 · 10−4 𝑚𝑜𝑙

Según la estequiometría de la reacción: nA = 2nB



2 · 10−4 𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑆𝑂4

𝑛𝐵

𝑛𝐵 = 4 · 10−4 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻

31

𝑛𝐵 = 𝑀𝐵 · 𝑉𝐵 → 𝑉𝐵 =𝑛𝐵

𝑀𝐵=

4 · 10−4 𝑚𝑜𝑙

0,05 𝑚𝑜𝑙/𝐿= 8 · 10−3𝐿 = 8 𝑚𝐿

Solución a) 0,625 g NaOH pH = 12,7 b) VB = 8 mL

20. Se prepara una disolución tomando 10 mL de una disolución de ácido sulfúrico del 24 %

de riqueza en peso y densidad 1´17 g/mL, y añadiendo agua destilada hasta un volumen de

100 mL. Calcule:

a) El pH de la disolución diluida.

b) El volumen de la disolución preparada que se necesita para neutralizar 10 mL de

disolución de KOH de densidad 1´05 g/mL y 15 % de riqueza en peso.

Masas atómicas: K = 39; S = 32; O = 16; H = 1.

a) En primer lugar, hallamos el número de moles de disolución concentrada de H2SO4.

Teniendo en cuenta que el VD = 10 mL

𝑑 =𝑚𝐷

𝑉𝐷→ 𝑚𝐷 = 𝑑 · 𝑉𝐷 = 1,17

𝑔

𝑚𝐿· 10 𝑚𝐿 = 11,7 𝑔

24 𝑔 𝐻2𝑆𝑂4

100 𝑔 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛=

𝑚𝑠

11,7 𝑔 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

𝑚𝑠 = 2,808 𝑔 𝐻2𝑆𝑂4

𝑛 = 2,808 𝑔 𝐻2𝑆𝑂4


98 𝑔 𝐻2𝑆𝑂4= 0,029 𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑆𝑂4

Esos mismos moles habrá en la disolución diluida, ya que: n = n’. Por tanto, la molaridad de la

disolución diluida (preparada) será:

𝑛′ = 𝑀′ · 𝑉′ → 𝑀′ =𝑛′

𝑉′=

0,029 𝑚𝑜𝑙

0,1 𝐿= 0,29 𝑀

El ácido sulfúrico es un ácido fuerte:

H2SO4 + H2O → SO42+ + 2H3O+

Los ácidos fuertes en disolución acuosa están totalmente disociados en sus iones, por lo que:

[H2SO4]inicial = 2[H3O+]final = (2·0,29) M

El pH será:

𝑝𝐻 = − log[𝐻3𝑂+] = −log (2 · 0,29) = 0,24

b) Cuando el ácido sulfúrico reacciona con el hidróxido de potasio lo hacen según la siguiente

reacción:

H2SO4 + 2 KOH ↔ K2SO4 + 2 H2O

(Escribimos y ajustamos la reacción)

En primer lugar averiguamos el número de moles de la base, KOH.

VD = 10 mL 24 %

d = 1,1 g/mL

V ‘ = 100 mL

M’ = ¿?

32

Teniendo en cuenta que el VD = 10 mL

𝑑 =𝑚𝐷

𝑉𝐷→ 𝑚𝐷 = 𝑑 · 𝑉𝐷 = 1,05

𝑔

𝑚𝐿· 10 𝑚𝐿 = 10,5 𝑔

15 𝑔 𝐾𝑂𝐻

100 𝑔 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛=

𝑚𝑠

10,5 𝑔 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

𝑚𝑠 = 1,575 𝑔 𝐻2𝑆𝑂4

𝑛𝐵 = 1,575 𝑔 𝐾𝑂𝐻1 𝑚𝑜𝑙 𝐾𝑂𝐻

56 𝑔 𝐾𝑂𝐻= 0,028 𝑚𝑜𝑙 𝐾𝑂𝐻

Según la estequiometría de la reacción: 𝑛𝐴 = 2𝑛𝐵


2 𝑚𝑜𝑙 𝐾𝑂𝐻=

𝑛𝐴

0,028 𝑚𝑜𝑙 𝐾𝑂𝐻

𝑛𝐴 = 0,014 𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑆𝑂4

Luego, el volumen de la disolución preparada de ácido sulfúrico necesario para neutralizar la

disolución de KOH será:

𝑛𝐴 = 𝑀′ · 𝑉𝐴 → 𝑉𝐴 =𝑛𝐴

𝑀′=

0,014 𝑚𝑜𝑙

0,29𝑚𝑜𝑙

𝐿

= 0,048 𝐿 = 48 𝑚𝐿

Soluciones: a) pH = 0,24 b) VA = 0,048 L = 48 mL

21. a) ¿Qué volumen de una disolución 0´03 M de HClO4 se necesita para neutralizar 50 mL de

una disolución 0´05 M de NaOH?

b) Calcule el pH de la disolución obtenida al mezclar 50 mL de cada una de las disoluciones

anteriores. Suponga que los volúmenes son aditivos.

a) Cuando hacemos reaccionar el ácido perclórico y el hidróxido de sodio se produce la siguiente

reacción ácido-base:





𝐿· 0,05𝐿 = 0,0025 𝑚𝑜𝑙

Según la estequiometría de la reacción: nA = nB

1 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝐶𝑙𝑂4


𝑛𝐴

2,5 · 10−3 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻

𝑛𝐴 = 2,5 · 10−3 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻

𝑛𝐴 = 𝑀𝐴 · 𝑉𝐴 → 𝑉𝐴 =𝑛𝐴

𝑀𝐴=

2,5 · 10−3 𝑚𝑜𝑙

0,03 𝑚𝑜𝑙/𝐿= 0,0833 𝐿 = 83,3 𝑚𝐿


ácido-base:




VD = 10 mL 15 %

d = 1,05 g/mL

33


𝐿· 0,05𝐿 = 0,0015 𝑚𝑜𝑙



𝐿· 0,05𝐿 = 0,0025 𝑚𝑜𝑙








NaOH → Na+ + OH-


0,1 𝐿= 0,01 𝑀


Soluciones: a) 83,8 mL b) pH = 2

22. El ácido cloroacético es un ácido monoprótico. En una disolución acuosa de

concentración 0´01 M se encuentra disociado en un 31 %. Calcule:

a) La constante de disociación del ácido.


El ácido cloroacético en disolución acuosa se disocia en sus iones estableciéndose el siguiente


ClCH2COOH + H2O ↔ ClCH2COO- + H3O+

[ ]inicial 0,01 - -

[ ]eq 0,01 (1- α) 0,01α 0,01α

𝛼 =31

100= 0,31

a) La constante de acidez, o disociación del ácido, será:

𝑘𝑎 =[𝐶𝑙𝐶𝐻2𝐶𝑂𝑂−][𝐻3𝑂+]

[𝐶𝑙𝐶𝐻2𝐶𝑂𝑂𝐻]=

(0,01𝛼)2

0,01(1 − 𝛼)=

0,01𝛼2

1 − 𝛼=

0,01(0,31)2

1 − 0,31= 1,39 · 10−3

b) El pH será:

𝑝𝐻 = − log[𝐻3𝑂+] = −log (0,01 · 0,31) = 2,5

Soluciones: a) Ka = 1,39 = 10-3 b) pH = 2,5

34



RECOPILACIÓN DE VÍDEOS DE ÁCIDO-BASE

Teorías ácido-base

https://www.youtube.com/watch?v=Igb21Z5_KKI

Pares conjugados ácido-base

https://www.youtube.com/watch?v=gLpoHK2m7j8

pH, pOH y producto iónico del agua (Kw)

https://www.youtube.com/watch?v=rw1HKsRudnM&t=462s

Fuerza relativa de ácidos y bases (fuertes y débiles). Constante de acidez (Ka) y basicidad (Kb)

https://www.youtube.com/watch?v=GRxPrh_GMvc

Cálculo de la concentración inicial conocido el pH. Ácido y base fuerte

https://www.youtube.com/watch?v=19m9KucziVA

Cálculo de la concentración inicial conocido el pH. Ácido y base débil

https://www.youtube.com/watch?v=Eo2Z3VAhJy4

Cálculo del pH de una base débil

https://www.youtube.com/watch?v=-ennLlf2gN4

Cálculo del pH de una base fuerte

https://www.youtube.com/watch?v=alfeyY__v8M

Cálculo del pH de un ácido débil

https://www.youtube.com/watch?v=GW4qEfnFkkw

Cálculo del pH de un ácido fuerte

https://www.youtube.com/watch?v=07E5ltSSTJs

Cálculo del grado de disociación de un ácido débil a partir del pH

https://www.youtube.com/watch?v=UjiKXvgJ39E&list=PLD22BC01A8A5C70C0&index=11&t=0s

Cálculo del grado de disociación de una base débil dada Kb

https://www.youtube.com/watch?v=ve-BBIgJSKg&list=PLD22BC01A8A5C70C0&index=12

Cálculo de concentración de iones oxonio e hidroxilo a partir del pH

https://www.youtube.com/watch?v=QkkcymCQ9LM&list=PLD22BC01A8A5C70C0&index=6&t=0s

Hidrolisis de sales (especies iónicas)

https://www.youtube.com/watch?v=7Tol4rH8e1c

https://www.youtube.com/watch?v=Igb21Z5_KKI

https://www.youtube.com/watch?v=gLpoHK2m7j8

https://www.youtube.com/watch?v=rw1HKsRudnM&t=462s

https://www.youtube.com/watch?v=GRxPrh_GMvc

https://www.youtube.com/watch?v=19m9KucziVA

https://www.youtube.com/watch?v=Eo2Z3VAhJy4

https://www.youtube.com/watch?v=-ennLlf2gN4

https://www.youtube.com/watch?v=alfeyY__v8M

https://www.youtube.com/watch?v=GW4qEfnFkkw

https://www.youtube.com/watch?v=07E5ltSSTJs

https://www.youtube.com/watch?v=UjiKXvgJ39E&list=PLD22BC01A8A5C70C0&index=11&t=0s

https://www.youtube.com/watch?v=ve-BBIgJSKg&list=PLD22BC01A8A5C70C0&index=12

https://www.youtube.com/watch?v=QkkcymCQ9LM&list=PLD22BC01A8A5C70C0&index=6&t=0s

https://www.youtube.com/watch?v=7Tol4rH8e1c

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TAREA DE REPASO DE ÁCIDO-BASE

Martes, 14 de abril de 2020.

Los siguientes ejercicios se entregan como tarea de Classroom o por correo electrónico como límite el miércoles 15 de abril a las 14:30 horas. Se ruega limpieza y correcta ortografía en la presentación de los ejercicios. Para quien todavía no tenga mi correo electrónico: [email protected]

1.- (2 puntos) a) La lejía es una disolución acusa de hipoclorito de sodio. Justifique razonadamente,

incluyendo la reacción correspondiente, su carácter ácido, básico o neutro.

b) De acuerdo con la teoría de Brönsted-Lowry, ¿qué es una especie anfótera? Incluya un ejemplo

en su justificación.

2. - (2 puntos) Considere cuatro disoluciones A, B, C y D caracterizadas por:

A: pH = 7; B: [OH-] = 10-5; C: [H3O+] = 10-1; D: pH = 13

a) Ordénelas de menor a mayor acidez.

b) Indique cuáles son ácidas, básicas o neutras.

3.- (2 puntos) Se dispone de una disolución acuosa saturada de Fe(OH)3, compuesto poco soluble.

a) Escriba la ecuación del equilibrio y deduzca las expresiones del producto de solubilidad y la que

permite calcular su solubilidad a partir de Ks.

c) Razone cómo varía su solubilidad al aumentar el pH de la disolución.

4.- (4 puntos) a) El ácido cloroacético (ClCH2COOH) es un ácido monoprótico débil con una constante

de acidez Ka= 1,34⋅10−3. Calcule la molaridad de una disolución acuosa de dicho ácido para que, a

25 ºC, se encuentre ionizado al 31 %.

b) Calcule la masa de Mg(OH)2 que debemos usar para neutralizar 25 mL de una disolución de HCl

de riqueza 35% y densidad 1,17 g⋅mL−1.

Datos: masas atómicas relativas Mg=23, O=16, H=1 y Cl=35,5.

mailto:[email protected]

departamento de fÍsica y quÍmica reacciones Ácido …

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