solucionari acid base2 bat santillana - ies can puig 239 programaciÓ d'aula npejgjdbu tj ft...

Reaccions àcid-base6

237

=

PRESENTACIÓ

238

6Reaccions àcid-base

Competència en indagació i experimentació,

Comprensió de la naturalesa de la ciència,

/ 3−/

−2

CONTINGUTS

COMPETÈNCIES ESPECÍFIQUES DE LA UNITAT

K K

OBJECTIUS

239

PROGRAMACIÓ D'AULA

Competència comunicativa,

Competència en gestió i tractament de la informació i competència digital,

CONTRIBUCIÓ A LES COMPETÈNCIES GENERALS DEL BATXILLERAT

CONNEXIONS AMB ALTRES MATÈRIES DE BATXILLERAT

CRITERIS D’AVALUACIÓ

240


1. Indica i justifica la falsedat o la certesa de les afirmacions següents:

a) Segons Arrhenius, una base ha d’originar ions OH– quan es dissol

en aigua.

b) Segons Brönsted-Lowry, perquè un àcid pugui cedir protons

cal la presència d’una base capaç d’acceptar-los

(Prova de selectivitat real)

2. L’ió hidrogensulfat és amfòter. Escriu i anomena totes les espècies

que participen en la reacció amb aigua quan l’ió actua com a àcid

o com a base. Identifica els parells àcid-base de totes dues reaccions.


−4 + 2

←→ 42− + 3

+ → −/ 4

2−

−4 + 2

←→ 2 4 + − → −/ 2 4

3. Justifica, indicant els equilibris corresponents, l’acidesa o la basicitat

(segons Brönsted-Lowry) de les espècies següents. Indica els parells

àcid-base conjugats.

a) Ió clorur; b) Ió hidrogensulfur; c) Ió sulfat; d) Ió amoni.

−→− + → + A−

− + 2 ← + −

−

−

241

SOLUCIONARI

− + 2 →←2− + 3

+

− + 2 →← 2 + −

− 2−

−2

4

2−+ 2 →← 4

−+ −

4

2−4

−

4

++ 2 →← 3 + 3

+

4

+3

4. Raona si les afirmacions següents són certes o falses:

a) Una solució de pH = 13 és més bàsica que una altra de pH = 8.

b) Quant més petit és el pH d’una solució, més àcida és.


= − 3+

= −13

=−

=

5. Indica quines de les afirmacions següents sobre una solució aquosa

d’un àcid són certes:

a) El pH de la solució és bàsic

b) El producte [H+] [OH−] de la solució és 10−14 M.

c) La concentració de protons en la solució és més gran de 10−7.

d) El pOH és més petit que el pH.


242


−14

< 3+ > −

+ =

6. Indica els procediments que es fan servir en el laboratori per mesurar

el pH de les solucions, i digues-ne les característiques. Cita algun exemple

d’indicador i explica el perquè del seu canvi de color.


7. El vermell de fenol és un indicador àcid-base que té una forma àcida

(HI) de color groc i una forma bàsica I− de color vermell. Sabem

que l’interval de viratge és pH = 6−8, de quin color serà una solució

de NaOH 0,1 M i una de HClO4 0,02 M a les quals s’ha afegit aquest

indicador? Raona la resposta.

=−

8. Calcula de manera raonada el pH de 100 mL d’aigua destil·lada i el pH

d’aquesta aigua després d’afegir-hi 0,05 cm3 d’àcid clorhídric 10 M.


243

SOLUCIONARI

K = 3+ − = −14

3+ = − = −

= − 3+ = − − → =3

n n Mn

V

n M V

HCl H O HClHCl

HCl HCl

3

10 M 0,05

= → = →

→ = ⋅ = ⋅

+

⋅⋅ = ⋅− −10 L 5 10 mol3 4

[ ]HCl5 10 mol

0,1 L5 10 M

HCl4

3= =⋅

= ⋅−

−n

V

HCl → Cl− + H3O+

Concentració inicial 5 ⋅ 10−3 M – –

Concentració final – 5 ⋅ 10−3 M 5 ⋅ 10−3 M

= − + = − ⋅ −3 → =

9. Es dissolen 20 mL d’àcid clorhídric comercial, d’una riquesa del 36 %

en massa i densitat d’1,21 g/mL, en prou aigua per preparar 100 mL

de solució. Calcula la concentració d’àcid clorhídric en la solució

resultant i el seu pH.


20 mL sol.1,21 g sol.

1mL sol.

36 g HCl1

1

1

⋅ ⋅

1100 g sol.

1 mol HCl

36,5 g HCl0,239 mol

1

⋅ = HHCl

[HCl]0,239 mol HCl

0,1L sol.2,39 M

2

= =

+ 2 → − + 3+

244


3+ = =

= − 3+ = − = −

10. Quina és la concentració en HNO3 d’una solució de pH = 1?

Descriu-ne el procediment i indica el material necessari per preparar

100 mL de solució de HNO3 10−2 M a partir de la solució anterior.


3 + 2 → 3− + 3

+

= − 3+ =

3+ = = −1 =

3+ = 3 =

−2

100 mL sol.0,01 mol HNO

1.000 mL sol.

12

3

2

⋅ ⋅

L sol. HNO

0,1 mol HNO0,01 L

1 3

3

=

3 −

245

SOLUCIONARI

11. Tenim dues solucions aquoses de la mateixa concentració, una d’àcid

acètic (Ka = 1,8 ⋅ 10−5) i una altra d’àcid salicílic (Ka = 1,0 ⋅ 10−3).

Respon, de manera raonada, les preguntes següents:

a) Quin dels dos àcids és més feble?

b) Quin dels dos té un grau de dissociació més elevat?

c) Quin dels dos té un pH més petit?


= − 3+

12. L’aspirina és un medicament que té com a compost actiu l’àcid

acetilsalicílic, que és un àcid feble amb una Ka = 3,27 ⋅ 10−4.

El seu equilibri d’ionització és:

HC9H7O4 + H2O ⇆ C9H7O4− + H3O

+

a) Quina és la concentració inicial d’una solució formada per una pastilla

d’aspirina de 650 mg dissolta en 250 mL d’aigua?

b) Quin pH té?


4

[ ]HC H O

650 10 g

189 7 4

HC H O

HC H O3

9 7 4

9 7 4

= = =

⋅ −

n

V

m

Mm

V

00 g mol

0,250 L0,0144 M

1⋅=

−

HC9H7O4 + H2O ⇆ C9H7O4− + H3O

+

Concentració

inicial0,0144 – –

Concentració

equilibri0,0144 − x x x

246


K = ⋅ −4 x

K a =− +[ ][ ]

[ ]

HC H O H O

HC H O

9 7 3

9 7 4

4

3 27 100 0144

2 013 1042

3,,

,⋅ =

−

→ = ⋅− −

x

xx

3+ = x = ⋅ −3

= − 3+ = − ⋅ −3 → =

13. L’àcid hipoclorós és un àcid feble amb una constant d’ionització en aigua

Ka = 3,0 ⋅ 10−8. Si s’afegeixen 25,25 g d’àcid hipoclorós en la quantitat

d’aigua necessària per obtenir 500 mL de solució, calcula:

a) El grau de dissociació.

b) El pH de la solució resultant.

Nota: hem de menysprear els protons procedents de la ionització

de l’aigua.


concentració inicial

[HClO]

25,25 g

52,5 g molHClO

HClO

= = =

⋅n

V

m

Mm

V

––1

0,5 L0,96 M=

α

HClO + H2O →← ClO− + H3O+

Concentració

inicial0,96 – –

Concentració

equilibri0,96 · (1− α) 0,96 α 0,96 α

K = ⋅ −

α

K a3 8

2 2[ClO ] [H O ]

[HClO]3,0 10

0,96= → ⋅ =

+–– α

00,96 · (1 )– α

− α ≅ α α = ⋅ −4

= − 3+ = − −4 =

247

SOLUCIONARI

14. L’àcid sulfhídric pot perdre un o dos protons. Escriu les reaccions

de dissociació corresponents a la pèrdua del primer i el segon protó.


2 + 2 →← + 3+

− + 2 →←2– + 3

+

15. Indica com prepararies una solució aquosa d’hidròxid de sodi

de pH = 14,8.


= = + → = − = −

= − − = − → − = − = − − =

⋅ =

16. Calcula el pH de les solucions següents: a) hidròxid de sodi 0,05 M;

b) addició de 350 mL d’aigua a 150 mL de la solució anterior.


KOH → K+ + OH−

Concentració inicial 0,05 M – –

Concentració final – 0,05 M 0,05M

= − − = − = → =

= + → = − → =

248


M

M V M Vi i f f⋅ = ⋅

0 05 0 500 0 015, , ,M 0,150 L L Mf f⋅ = ⋅ → =M M

= − − = − = → =

= + → = − → =

−

17. Una solució aquosa d’amoníac d’ús domèstic té una densitat

de 0,962 g cm−3 i una concentració del 6,5 % en massa. Determina:

a) La concentració molar d’amoníac en aquesta solució.

b) El pH de la solució.

c) El pH de la solució resultant si la diluïm deu vegades.

Dada: Kb (amoníac) = 1,8 ⋅ 10−5


6,5 g NH

100 g sol.

0,962 g sol.

0,001 L sol

3⋅

..

1 mol NH

17 g NH3,68 M

[NH ] 3,68 M

3

3

3

⋅ =

=

NH3 + H2O →← NH4+

+ HO−

Concentració

inicial3,68 – –

Concentració


K = ⋅ –5

x = –

Kx

xb

4+

3

52[NH ] [OH ]

[NH ]1,8 · 10

3,68= → =

––

–

x ≅ x

x = − = ⋅ −3

249

SOLUCIONARI

= − − = − ⋅ −3 =

= + → = − =

M ⋅ V = M ⋅ V

⋅ V = M ⋅ → M =

3 =

1,8 10’

0,368 ’

52

⋅ =–

–

x

x

− x ≅ x

x = − = ⋅ −3

= − − ⋅ –3 =

= + → = − =

18. La fenilamina o anilina és una base molt feble que es dissocia en aigua

segons l’equilibri: C6H5NH2 + H2O ⇆ C6H5NH3+ + OH−. Si la constant

d’ionització de l’anilina en aigua és Kb = 4,3 ⋅ 10−10, i s’afegeixen

9,3 g d’aquesta substància en la quantitat d’aigua necessària per obtenir

250 mL de solució, calcula:

a) El grau de dissociació.

b) El pH de la solució resultant.


5 2

[ ]C H NH

9,3 g

93 g mol6 5 2

C H NH

C H NH

6 5 2

6 5 2

= = =⋅n

V

m

Mm

V

−−

=1

0,250 L0,4 M

α

C6H5NH2 + H2O →← C6H5NH3+

+ OH−

Concentració

inicial0,4 – –

Concentració

equilibri0,4 ⋅ (1 − α) 0,4α 0,4α

K = ⋅ − α

250


Kb6 5 3

6 5 2

102C H NH OH

C H NH4,3 10

0,4= → ⋅ =

+ −−[ ][ ]

[ ]

αα

α

2

0,4 (1⋅ − )

− α ≃ α = ⋅ −5

− = α = ⋅ ⋅ −5 = ⋅ −5

= − − = − ⋅ −5 = → =

= + → = − → =

19. 5 litres d’amoníac (gas), mesurats en c. n., es fan passar per aigua

destil·lada fins a obtenir 500 mL de solució. Sabem que la

Kb = 1,8 ⋅ 10−5, calcula:

a) La concentració inicial d’amoníac.

b) La concentració d’ions OH− en l’equilibri i el pH de la solució.


5 L NH c. n.1 mol NH

22,4 L NH c. n.0,22 mol NH gas3

3

3

3⋅ =

[ ]NH0,22 mol

0,500 L0,45 M3

NH3= = =n

V

α

NH3 + H2O →← NH4+

+ OH−

Concentració

inicial0,45 – –

Concentració

equilibri0,45 ⋅ (1 − α) 0,45α 0,45α

K = ⋅ −5 α

Kb4

3

52NH OH

NH1,8 10

0,45

1= → ⋅ =

−

+ −−

[ ][ ]

[ ]

α

α

− α ≃α = ⋅ −3

− = α = ⋅ ⋅ −3 = ⋅ −3

251

SOLUCIONARI

= − − = − ⋅ −3 = → =

= + → = − → =

20. Tenim tres àcids monopròtics, HA, HB i HC. Els valors de les seves Ka són

3,0 ⋅ 10−5, 6,2 ⋅ 10−7 i 2,8 ⋅ 10−3. Ordena’n les bases conjugades en

ordre decreixent de fortalesa. Justifica aquest ordre.


K

+ 2←→ A− + 3

+ K = ⋅ −5

+ 2←→

− + 3+ K = ⋅ −

+ 2←→

− + 3+ K = ⋅ −3

K

− > − > −

21. Es preparen 500 mL d’una solució que conté 0,2 mols d’un àcid orgànic

monopròtic amb un pH de 5,7. Calcula:

a) La constant de dissociació de l’àcid.

b) El grau de dissociació de l’àcid en la solució.

c) La constant Kb de la base conjugada.


[ ]HA0,2 mol

0,500 L0,4 M

HA= = =n

V

HA + H2O →← A− + H3O−

Concentració

inicial0,4 – –

Concentració

equilibri0,4 ⋅ (1 − α) 0,4α 0,4α

= − 3+ = − α = → α = − →

→ α = ⋅ −

K

K a3

2H O A

HA

0,4

1= =

−=

⋅ ⋅

−

+ − −[ ][ ]

[ ]

α

α

0 4 5 10

1 5

6 2, ( )

⋅⋅= ⋅ →

→ = ⋅

−−

−

101 10

1 10

6

11

11K a

252


α = ⋅ −

K = K ⋅ K = −14 → K = ⋅ −3

22. L’amoníac aquós de concentració 0,20 M té un valor de Kb = 1,8 ⋅ 10−5.

a) Calcula la concentració d’ions hidroxil de la solució.

b) Calcula el pH de la solució.

c) Calcula el grau d’ionització per a l’amoníac aquós.

d) Compara la basicitat de l’amoníac amb la de les bases que s’indiquen.

Formula i ordena els compostos en sentit creixent de basicitat:

metilamina (pKb = 3,30); dimetilamina (pKb = 3,13).


NH3 + H2O →← NH4+

+ OH−

Concentració

inicial0,2 – –

Concentració


K = ⋅ −5

x = −

Kx

xb

4

3

52[NH ] [OH ]

[NH ]1,8 10

0,2 = → ⋅ =

+ ––

–

− x ≅ x

x = − = ⋅ −3

= − − = − ⋅ −3 =

= + → = − =

α x

C

α = =

⋅

= ⋅

x

Ci

331,9 10

0,29,5 10

––

K

253

SOLUCIONARI

K = − K

K 3 = − ⋅ −5 =

K − − −

K

23. Completa i ajusta les equacions àcid-base següents i digues el nom

de tots els compostos que es formen:

a) HNO3 + Mg(OH)2 → c) HCO3− + NaOH →

b) NH3 + H2SO4 → d) CH3−COOH + KOH →


3 + 2 → 3 2 + 2

+ → +

3 + 2 4 → 4 2 4

+ →

3− + → 3 + −

+ →→ +

3− + → 3− + 2

+ →→ +

24. El pH d’una solució d’àcid nítric és 1,50. Si a 25 mL d’aquesta solució

s’afegeixen 10 mL d’una solució de la base forta KOH 0,04 M, calcula:

a) El nombre de mols d’àcid nítric que quedarà sense neutralitzar.

b) Els grams de base que es necessitarien per neutralitzar l’àcid

de la solució anterior.


3

= − + =+ = − = − =

+ = 3 =

254


HNO KOH KNO H O

mL M 10 mL 0,04 M

3 3 2+ +→

25 0 032,

n M VKOH3 40,04 M 10 10 L 4,0 10 mol base= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅− −

n M VHNO3 4

30,032 M 25 10 L 8,0 10 mol àcid= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅

− −

⋅ −4

n n nHNO3excés inicials neutralitzats

8,0 1

= − =

= ⋅

00 mol 4,0 10 mol 4,0 10 mol4 4 4− − −

− ⋅ = ⋅

Mm = ⋅ −1

4 10 mol HNO1 mol KOH

1 mol HNO

56,1 g KOH

1 mo

43

3

⋅ ⋅ ⋅−

ll KOH0,022 g KOH=

25. Una solució d’àcid nitrós té un pH de 2,5. Calcula:

a) La concentració d’àcid nitrós inicial.

b) La concentració d’àcid nitrós en l’equilibri.

c) El grau de dissociació de l’àcid nitrós en aquestes condicions,

expressat en percentatge.

d) Si a 10 mL de la solució anterior s’afegeixen 5 mL d’una solució

d’hidròxid de sodi 0,10 M, raona si la solució resultant serà àcida,

neutra o bàsica.

Dada: Ka = 4,5 ⋅ 10−4


C

2

HNO2 + H2O →← NO2−

+ H3O+

Concentració

inicialC i – –

Concentració

equilibriC i − x x x

= − 3+

3+ = − = − = ⋅ −3 = x

K = ⋅ −4

C

K a

3NO H O

HNO= →

− +[ ][ ]

[ ]

2

2

255

SOLUCIONARI

→ ⋅ =

−

→

→ ⋅ =

⋅

−

−

−

−

4 5 10

4 5 103 16 10

3

42

43 2

,

,( , )

x

C x

C

i

i ,,,

16 100 0254

3⋅

→ =−

Ci M

C − x = − ⋅ − =

α = =

⋅

= →

x

C i

M

M

3 16 10

0 02540 1244 12 44

3,

,, , %

–

HNO NaOH NaNO H O

mL M 5 mL 0,1 M

2 2 2+ → +

10 0 0254,

n M VNaOH3 40,1 M 5 10 L 5,0 10 mol base= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅− −

n M VHNO3 40,0254 M 10 10 L 2,54 10 mol àcid

2= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅

− −

⋅ −4

>

26. Descriu el procediment i el material necessari per fer la valoració

d’una solució aquosa de HCl amb una altra de NaOH.


=

256


+ → + 2

n = n → M ⋅ V = M ⋅ V

MM V

Vàcid

base base

àcid

· =

27. Es van valorar 36 mL d’una solució de KOH amb 10 mL d’àcid sulfúric

de 98 % en massa i densitat 1,8 g/mL. Quina concentració, expressada

en g/L tenia la solució d’hidròxid?


+ 2 4 → 2 + 2

10 mL sol. H SO1,8 g sol. H SO

1mL sol. H2 4

2 4⋅

22 4

2 4

2 4

2

SO

98 g H SO

100 g sol. H SO

1 mol H S

⋅ ⋅

⋅

OO

98 g H SO

2 mol KOH

1 mol H SO0,36 mol

4

2 4 2 4

⋅ = KOH

[KOH]0,36 mol KOH

0,036 L sol.10 M= =

10 mol KOH

1 L sol.

56 g KOH

1 mol KOH560 g⋅ = //L

28. Es van necessitar 32,6 mL d’una solució d’hidròxid de sodi

de concentració desconeguda per valorar 50 mL d’una solució d’àcid

acètic 0,112 M. Sabem que Ka = 1,85 ⋅ 10−5:

a) Quin és el pH de la solució d’àcid acètic?

b) Quina és la concentració de la solució d’hidròxid de sodi?


257

SOLUCIONARI

CH3OOOH + H2O →← CH3COO−

+ H3O+

Concentració

inicial– –

Concentració

equilibri− x x x

K = ⋅ −

Kx

a3 3

3

52[CH COO ] [H O ]

[CH COOH]1,85 10

0= → ⋅ =

+––

,,112 – x

− x ≅ x

x = 3+ = ⋅ −3

= − 3+ = − ⋅ −3 =

CH COOH NaOH CH COONa H O

50

3 3 2+ → +

mL 0,112 M 32,6 mL M?

0,05 L sol. CH COOH0,112 mol CH COOH

1L so3

3⋅

ll. CH COOH

1 mol NaOH

1 mol CH COOH

= 5,6 1

33

⋅ =

⋅ 00 mols NaOH

[NaOH]5,6 10 mols NaOH

0,03

3

3

–

–

=

⋅

226 L sol.0,17 M=

29. Escriu les reaccions d’hidròlisi de les sals següents i indica si el pH

resultant serà àcid, bàsic o neutre:

a) NaCN (HCN és un àcid feble).

b) HCl.

c) NH4Cl.


→ + + −

+

258


−

CN H O HCN OH2

b− −+ +

K�

− > 3+ >

+ 2 → 3+ + −

<

4 →+4 + −

+4 3

NH H O NH H O4 2 3 3

a+ ++ +

K⇆

−

3+ > − <

30. Per a cadascun dels parells següents, justifica quina solució aquosa

0,1 M té un pH més alt:

a) NH4Cl i NH3

b) NaCH3COO i NaCl

c) K2CO3 i Na2CO3


4

4 aq →+

aq + −aq

+3

++ 2 → 3 + 3

+

−

4+

3−

3 > 4

3

259

SOLUCIONARI

3 aq → 3−

aq + +aq

3−

3

3− + 2 →← 3 + −

+

3

3−

3 >

2 3 2 3

2 3 aq → +aq + 3

2−aq

2 3 aq → +aq + 3

2−aq

+ +

2− + 2 →← 3− + −

2 3 = 2 3 >

31. Determina el pH d’una solució aquosa que és 0,4 M en clorur amònic.

Dada: Kb = 1,8 ⋅ 10−5.


4

4 →+4 + −

+4 3


a+ ++ +

K⇆

−

K K

K

260


K K K KK

Kw a b a

w

b

14

5

1010

1,8 105,5 10= ⋅ → = =

⋅

= ⋅

−

−

−

NH Cl NH Cl

0,4 M 0,4 M 0,4 M

4 → ++ −

4

4

x

NH4+

+ H2O →← NH3 + H3O+

Concentració

inicial0,4 – –

Concentració


K = ⋅ − x

Kx

xa

3 3

4

NH H O

NH= → ⋅ =

−

+

+−[ ][ ]

[ ]5 5 10

0 4

102

,,

− x ≃x = ⋅ −5

3+ = x = ⋅ −5

= − 3+ = − −5 =

32. Calcula el pH d’una solució aquosa de fluorur de potassi 1,0 M.

Dada: Ka (àcid fluorhídric) = 7,2 ⋅ 10−4.


→ + + −

+

−

F H O HF OH2

b− −+ +

K�

K

K K K KK

Kw a b b

w

a

14

4

1110

7,2 101,4 10= ⋅ → = =

⋅

= ⋅

−

−

−

261

SOLUCIONARI

KF F K

1 M 1 M 1 M

→ +− +

F− + H2O →← HF + OH−

Concentració

inicial1 – –

Concentració

equilibri1 − x x x

K = ⋅ −11 x

Kx

xxb

HF OH

F= → ⋅ =

−→ = ⋅

−

−− −[ ][ ]

[ ]1 4 10

13 74 1011

2

, , 66

− = x = ⋅ −

= − − = − ⋅ − →

→ = = − =

33. En el laboratori disposem de les substàncies següents: HCl, HNO3,

CH3COOH, H2SO4, NaCl, KNO3, CH3COONa i K2SO4. Indica quin parell

de substàncies permet formar una solució reguladora del pH.


3

3−

3

2 4

3

3

262


34. Quin pH té una solució reguladora que es prepara dissolent 23,1 g de

HCOONa en un volum suficient de HCOOH 0,432 M per obtenir

500 mL de solució?

Dada: pKa HCOOH = 3,68.

pH pbase conjugada

àcida= +K log

[ ]

[ ]

[ ]HCOONa

23,1 g

68 g molHCOONa

HCOONa1

= = =⋅ −

n

V

m

Mm

V 00,500 L0,679 M=

HCOOH H O HCOO H O

0,432 M 0,679 M2 3

a

+ +− +

K�

pH0,679 M

0,432 MpH= + → =3 75 3 95, log ,

[ ]

[ ]

35. Ateses les espècies NH3, OH− i HCl, escriu reaccions que en justifiquin

el caràcter àcid o bàsic segons la teoria de Brönsted-Lowry. En cada

reacció identifica el parell àcid-base conjugat.


3 + 2 →←+4 + − → 3

+4

− + 3 →← 2 + −3 → −

2

+ 2 →← 3+ + − → −

36. Digues, de manera raonada, de les espècies químiques següents

les que són àcids i les que són bases segons la teoria de Brönsted-Lowry,

i indica’n les espècies conjugades (en solució aquosa): CN−, SO42−, NH4

+.


263

SOLUCIONARI

− + 2 →← + − →

42− + 2 →←

−4 + − → −

4

+4 + 2 →← 3 + 3

+ → 3

37. Identifica segons la teoria de Brönsted-Lowry els comportaments àcids,

bàsics o tots dos de les espècies químiques següents:

NaOH, CO32−

, HCO3−, H2S


→ + + −

32− + 2 →←

−3 + −

−3 + 2 →← 2 3 + −

−3 + 2 →← 3

2− + 3+

2 + 2 →←− + 3

+

38. Tenim una solució aquosa 1 M d’un àcid feble monopròtic

amb una Ka = 10−5 a 25 °C. Justifica si les afirmacions següents

són certes o falses:

a) El seu pH serà més gran de 7.

b) El grau de dissociació serà aproximadament de 0,5.

c) El grau de dissociació augmenta si es dilueix la solució.

d) El pH augmenta si es dilueix la solució.


3+ ⋅ − = −14

3+ > −]

3+ > − = − 3

+ → <

264


−5

α = ⋅ −3

KC

a3 5 i

2A H O

HA10

1= → =

⋅

−

− +−[ ][ ]

[ ]

α

α

= − 3+

3+] < 3

+] →

→ >

39. La constant d’acidesa de l’àcid acètic val: Ka = 1,8 ⋅ 10−5.

Suposem que el volum no es modifica. Digues, de manera raonada,

com afectarà el pH d’una solució d’àcid acètic, l’addició de:

a) àcid clorhídric b) acetat de sodi c) clorur de sodi


3− + 2 →← 3−− + 3

+

265

SOLUCIONARI

3− + 2 →← 3−− + 3

+

→ + + −

3+] = 3

+] + 3+]

>

3− + 2←→ 3−

− + 3+

3− → 3−− + +

3+ = 3

+]

<

3− + 2←→ 3−

− + 3+

→ − + +

3+ = 3

+]

=

40. En solucions de la mateixa concentració de dos àcids febles monopròtics

HA i HB, es comprova que [A−] és més gran que [B−]. Justifica la certesa

o la falsedat de les afirmacions següents:

a) L’àcid HA és més fort que l’àcid HB.

b) El valor de la constant de dissociació de l’àcid HA és menor que el valor

de la constant de dissociació de l’àcid HB.

c) El pH de la solució de l’àcid HA és més elevat que el pH de la solució

de l’àcid HB.


266


+ 2 →←− + 3

+ + 2 →←− + 3

+

−

−

41. Justifica la variació, si n’hi ha, del grau de dissociació quan es dilueix

amb aigua una solució 0,5 M d’àcid acètic.


42. Raona la certesa o la falsedat de les afirmacions següents:

a) Amb la mateixa molaritat, com més feble és un àcid, menor

és el pH de les seves solucions.

b) A un àcid fort li correspon una base conjugada feble.

c) No hi ha mai solucions diluïdes d’un àcid fort.

d) L’àcid sulfúric és un àcid fort perquè té dos hidrògens en la seva

estructura molecular.


267

SOLUCIONARI

43. Justifica amb quina de les dues espècies químiques de cada apartat

reaccionarà en major mesura el HF (aquós). Escriu les reaccions

corresponents:

a) NO3− o NH3

b) Cl− o NaOH

c) Mg(OH)2 o H2O

d) CH3−COOH o CH3−COO−

Dades: (Ka/Kb): HF = 6,6 ⋅ 10−4; HAc = 1,85 ⋅ 10−5; NH3 = 1,8 ⋅ 10−5


K = ⋅ −4

−3

3

3

+4

+ 3 →←− +

+4

−

+ → + 2

2

+ 2 → 2 + 2

3−

3−−

3−− + →←

− + 3−

268


44. A 25 °C una solució d’amoníac conté 0,17 g d’aquest compost per litre

i està ionitzat en un 4,24 %. Calcula:

a) La constant d’ionització de l’amoníac a la temperatura indicada.

b) El pH de la solució.


α =

[ ]NH

0,17 g

17 g mol

1,0 L

0,01mol

1,0 L3

NH1

3= =⋅

= =−

n

V00,01 M

NH3 + H2O →← NH4+

+ OH−

Concentració

inicial0,01 – –

Concentració

equilibri0,01 ⋅ (1 − α) 0,01α 0,01α

Kb4

3

2NH OH

NH

0,01

1= =

−=

⋅+ −[ ][ ]

[ ]

α

α

0 01 0 0424

0

2, ,

,,,

95761 877 10 5= ⋅ −

− = α = ⋅ = ⋅ −4

= − − = − ⋅ − = → =

= + → = − → =

45. L’àcid butanoic és un àcid feble de Ka = 1,85 ⋅ 10−5. Calcula:

a) El grau de dissociació d’una solució 0,02 M de l’àcid butanoic.

b) El pH de la solució 0,02 M.

c) El pH de la solució que resulta d’afegir 0,05 mols de HCl a 250 mL

d’una solució 0,02 M d’àcid butanoic. Suposem que el volum no varia.


CH3(CH2)2COOH + H2O →← CH3(CH2)2COO− + H3O+

Concentració

inicial0,02 – –

Concentració

equilibri0,02 ⋅ (1 − α) 0,02α 0,02α

269

SOLUCIONARI

K a3

2H O BuO

HBu

0,02

1= =

−= ⋅ →

+ −−[ ][ ]

[ ]

α

αα1 85 10 5, == 0 03,

= − 3+ = − α = − ⋅ −4 =

3+

CH (CH ) COOH H O CH (CH ) COO H O

250 mL

3 2 2 2 3 2 2 3

a

+ +− +

K�

00,02 M

HCl H O Cl H O

0,05 mol

2 3+ → +− +

n M VHBu M L mol= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅− −0 02 250 10 5 103 3,

nHCl ,05 mol= 0

n = n3

+

x

HBu + H2O →← BuO− + H3O+

n equilibri 0,005 − x x 0,05 + x

K = ⋅ −5

K

n n

V

na

3

BuO H O

TOTAL

HBu

BuO H O

HBu

3

= =

⋅− +

− +

[ ][ ]

[ ]

2

VVTOTAL

→

→ ⋅ =

+ ⋅

−

=−1 85 10

0 05

0 250

0 005

0 250

052

,

( , )

,

,

,

( ,

x x

x

005

0 250 0 005

+ ⋅

⋅ −

x x

x

)

, ( , )

x

3+

1 85 100 05

0 25 0 0054 625 105 7,

,

, ,,⋅ =

⋅

⋅

→ = ⋅− −

xx

270


[ ] [ ] [ ]H O H O H O

V

3 TOTAL 3 HCl 3 HBu

HCl HBu

+ + += + =

=+n n

TTOTAL

0,05 mol

0,25 L0,2 M=

+=

x

= − 3+ = − → =

46. Una solució aquosa d’amoníac d’ús domèstic té una densitat

de 0,85 g cm−3 i el 8 % de NH3 en massa. Calcula:

a) La concentració molar d’amoníac en aquesta solució.

b) El pH de la solució resultant, si la solució anterior es dilueix

deu vegades.

c) Les concentracions de totes les espècies (NH3, NH4+, OH− i H+)

en la solució diluïda deu vegades.

Dada: Kb = 1,8 ⋅ 10−5.


[ ]NH0,85 g sol. NH

1 mL sol.

1000 mL sol. NH

1 L so3

3 3= ⋅

ll. NH

8 g NH

100 g sol. NH

1 mol NH

17 g NH4 M

3

3

3

3

3

⋅

⋅ ⋅ =

M V M Vcc cc dil dil⋅ = ⋅

4 0 4M L) 10 (L) Mdil dil⋅ = ⋅ → =V M V M( ,

NH3 + H2O →← NH4+

+ OH−

Concentració

inicialC i – –

Concentració

equilibri0,4 ⋅ (1 − α⋅ ) 0,4α 0,4α

271

SOLUCIONARI

Kb4

3

2NH OH

NH= → ⋅ =

−

+ −−[ ][ ]

[ ]1 8 10

0 4

1

5,, α

α

α = ⋅ −3

− = ⋅ −3

= − − = + = →

→ =

3+

+4 = − = α = ⋅ −3

3 = ⋅ − α =

K = 3+ − = −14 →

→ =⋅

= ⋅+

−

−

−

−−[ ] =

[ ]H O

OH3

10 10

2 68 103 73 10

14 14

3

1

,, 22 M

47. Una solució 0,01 M d’àcid hipoclorós té un pH de 4,75. Calcula

la constant de dissociació d’aquest àcid.


HClO + H2O →← ClO− + H3O+

Concentració

inicial0,01 – –

Concentració


= − 3+ = − x = → x⋅ = ⋅ −5

K

Kx

xa

32H O ClO

HClO 0,01= =

−=

=⋅

+ −

−

[ ][ ]

[ ]

( , )1 78 10 5 22

5

8 8

0 01 1 78 103 17 10 3 17 10

, ,, ,

− ⋅= ⋅ → = ⋅

−− −

K a

48. Per preparar 0,50 L de solució d’àcid acètic 1,2 M disposem d’un àcid

acètic comercial del 96 % de riquesa en pes i densitat 1,06g/mL.

Sabem que la Ka (acètic) = 1,8 ⋅ 10−5.

a) Calcula el volum de solució d’àcid acètic comercial necessari

per preparar la solució desitjada.

272


b) Determina el pH de la solució obtinguda.

c) Calcula el grau de dissociació de l’àcid acètic en la solució preparada.


[ ]CH COOH1,06 g sol.

1 mL sol.

1000 mL s3 comercial = ⋅

ool.

1 L sol.

96 g àcid

100 g sol.

1 mol àcid

60 g àcid

⋅

⋅ ⋅ == 16,96 M

M V M V

VM V

M

cc cc dil dil

ccdil dil

cc

1,2 M 0

⋅ = ⋅

→ =

⋅

=

⋅

→

,,5 L

16,96 M0,035 L (35 mL)=

CH3COOH + H2O →← CH3COO− + H3O+

Concentració

inicial1,2 – –

Concentració

equilibri1,2 ⋅ (1 − α) 1,2α 1,2α

K a3

2H O Ac

HAc

1,2

1= =

−= ⋅ → =

+ −−

[ ][ ]

[ ]

α

αα1 8 10 3 85, , 77 10 3⋅ −

= − 3+ = − α = − ⋅ −3 =

α = ⋅ −3

49. Una solució aquosa d’àcid cianhídric (HCN) 0,01 M té un pH de 5,6.

Calcula:

a) La concentració de totes les espècies químiques presents.

b) El grau de dissociació de HCN i el valor de la seva constant d’acidesa.


HCN + H2O →← CN− + H3O+

Concentració inicial 0,01 – –

Concentració equilibri 0,01 − x x x

273

SOLUCIONARI

= − 3+ = − x = → x⋅ = ⋅ −

3+ = − = ⋅ −

= − x = ⋅ −3

K = 3+ − = −14 → − = ⋅ −

α = =

⋅

= ⋅

−

−x

C i

2 51 10

0 012 51 10

64,

,,

Kx

xa

32H O CN

HCN 0,01= =

−=

⋅+ − −[ ][ ]

[ ]

( , )

,

2 51 10

0

6 2

001 2 51 10

6 30 10 6 30 10

6

10 10

− ⋅=

= ⋅ → = ⋅

−

− −

,

, ,K a

50. L’àcid làctic és el responsable del cruiximent que tenim després de fer

exercici físic de manera intensa sense estar-hi avesats. Des del punt

de vista químic, és un àcid feble que podem indicar com HL. Quan

mesurem el pH d’una solució 0,05 M d’aquest àcid, obtenim un valor

de 2,59. Calcula:

a) La concentració de H+ en la solució.

b) El valor de la seva constant d’acidesa.

c) La concentració de OH− de la solució.


HL + H2O →← L− + H3O+


Concentración equilibri 0,05 − x x x

= − 3+ = − x = → x⋅ = ⋅ −3 →

→ 3+ = ⋅ −3

Kx

xa

32H O L

HL 0,05= =

−=

⋅+ − −[ ][ ]

[ ]

( , )

,

2 57 10

0 05

3 2

−− ⋅=

= ⋅ → = ⋅

−

− −

2 57 10

1 39 10 1 39 10

3

4 4

,

, ,K a

K = 3+ − = −14 → − = ⋅ −12

274


51. Calcula el pH d’una solució 0,2 M d’àcid metanoic (Ka = 1,0 ⋅ 10−4).

Calcula també el pH i el grau de dissociació de l’àcid fòrmic quan

a 40 mL d’aquesta solució hi afegim 10 mL de HNO3 0,05 M.


HCOOH + H2O →← HCOO− + H3O+



Kx

xxa

32H O HCOO

HCOOH 0,2= =

−= ⋅ → =

+ −−

[ ][ ]

[ ]1 0 10 4, 44 47 10 3, ⋅ −

= − 3+ = − x = − ⋅ −3 =

3+

HCOOH H O HCOO H O

40 mL 0,2 M

2 3

a

+ +− +

K�

HNO H O NO H O

10 mL 0,05 M

3 2 3+ → +− +3

n M VHCOOH M L mol= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅− −0 2 40 10 8 103 3,

n M VHNO-4

3M L 5 10 mol= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅

−0 05 10 10 3,

3 n3

= n3

+


n equilibri 0,008 − x x 0,0005 + x

K

n n

Va

3

HCOO H O

TOTALHCOO H O

HCOOH

3

= =

⋅− +

− +

[ ][ ]

[ ]

2

nn

V

HCOOH

TOTAL

→

275

SOLUCIONARI

→ ⋅ =

+ ⋅

−=

−1 0 10

0 0005

0 050

0 008

0 050

04

2

,

( , )

,

,

,

(

x x

x

,, )

, ( , )

0005

0 05 0 008

+ ⋅

⋅ −

x x

x

x

3+

x

x2 + ⋅ −4x − − =

x = ⋅ −5

[ ] [ ] [ ]H O H O H O3 TOTAL 3 HNO 3 HCOOHHNO H

3

3+ + += + =+n n CCOOH

TOTAL

0,0005 mol

0,05 L

0,0005

V=

=+

=+ ⋅x 6 95 1, 00 5−

=mol

0,05 L0,0114 M

= − 3+ = − → =

α = =

⋅

= ⋅

−

x

n i

6 95 10

0 0088 7 10

53,

,, –

52. Es dissolen 23 g d’àcid metanoic, HCOOH, en aigua fins a obtenir

10 L de solució. La concentració de H3O+ és 0,003 M.

a) Calcula el grau de dissociació de l’àcid en solució.

b) Calcula el valor de la constant Ka.


[ ]HCOOH

23 g

46 g mol

10 LM

1

= = =⋅

=−

n

V

m

Mm

V0 05,

276



Concentració

inicial0,05 – –

Concentració

equilibri0,05 − x x x = 0,003 M

α = = =

x

C i

0 003

0 050 06 6

,

,, ( %)

K

K

x

x

a3

2

H O HCOO

HCOOH

0,05

= =

=−

=

+ −[ ][ ]

[ ]

0 003

0 0

2,

, 55 0 0031 91 10 1 91 104 4

−= ⋅ → = ⋅− −

,, ,K a

53. Es prepara una solució d’un àcid feble com l’acètic (etanoic) dissolent

0,3 mols d’aquest àcid en aigua. El volum total de la solució és de 0,05 L.

Si la solució resultant té un = 2, quina serà la concentració molar

dels ions hidroni? Calcula la constant d’acidesa de l’àcid acètic.


[ ]CH COOH0,3 mol

0,05 LM3 = = =

n

V6


Concentració

inicial6 – –

Concentració

equilibri6 − x x x

= − 3+ = − x = → x = → 3

+ =

K

Kx

xa

3 3

3

2H O CH COO

CH COOH 6= =

−=

−

+ −[ ][ ]

[ ]

0 01

6 0

2,

,0011 67 10

1 67 10

5

5

= ⋅ →

→ = ⋅

−

−

,

,K a

277

SOLUCIONARI

54. Quin és el percentatge d’ionització de l’àcid acètic en aigua per a les dues

concentracions següents: 0,6 M i 6,0 ⋅ 10−4 M.

Explica’n la diferència del resultat.

Dada: Ka = 1,85 ⋅ 10−5.



Concentració

inicialCi – –

Concentració

equilibriCi ⋅ (1 − α) Ci ⋅ α Ci ⋅ α

C =

K a3

2H O Ac

HAc

0,6

1= =

−= ⋅ → =

+ −−[ ][ ]

[ ]

α

αα1 85 10 55, ,555 10 3⋅ −

C = ⋅ −4

K a3

4 2H O Ac

HAc

6 10

1= =

⋅

−= ⋅ →

→

+ − −−

[ ][ ]

[ ]

α

α1 85 10 5,

66 10 0 164⋅ + ⋅ − ⋅ = → =− − −α α α2 51,85 10 1,85 10 05 ,

55. Normalment, l’àcid fluorhídric concentrat té una concentració del 49 %

en pes i una densitat de 1,17 g/mL.

a) Calcula la molaritat d’aquesta solució.

b) Calcula’n el pH. Sabem que Ka = 3,55 ⋅ 10−4.

c) Si es barregen 450 mL d’aquesta solució amb 750 mL de solució

d’àcid fluorhídric 2,5 M, quina serà la molaritat de la solució resultant?


[ ]HF1,17 g sol.

1 mL sol.

1000 mL sol.

1 Lcomercial = ⋅

ssol.

49 g àcid

100 g sol.

1 mol àcid

20 g àcid28,6

⋅ ⋅

⋅ = 77 M

278


HF + H2O →← F− + H3O+



Kx

x

x

a3

2H O F

HF 28,67= =

−= ⋅ →

=

+ −−

[ ][ ]

[ ]3 55 10

0

4

2

,

→ ++ ⋅ − =−3 55 10 0 0102 0 10084, , ,x x→

= − 3+ = − x = − = →

→ =

n M VHFcc M L 12,90 mol= ⋅ = ⋅ ⋅ =−28 67 450 10 3,

n M VHF dil M L 1,875 mol= ⋅ = ⋅ ⋅ =−2 5 750 10 3,

[ ]HFm

mesclaHF cc HF dil

TOTAL

=+

=+n n

V

12 90 1 875, , ool

1,2 L12,31 M=

56. Escriu la reacció de l’àcid acètic amb l’aigua, l’expressió de la constant

d’acidesa i calcula el pH d’una solució 0,25 M d’àcid acètic. Escriu la

reacció de la base conjugada de l’àcid acètic amb l’aigua, l’expressió

de la constant de basicitat i calcula el seu valor numèric.

Dada: Ka (acètic) = 1,8 ⋅ 10−5.





Kx

xxa

32H O Ac

HAc 0,25= =

−= ⋅ → =

+ −−

[ ][ ]

[ ]1 8 10 2 15, , 22 10 3⋅ − M

= − 3+ = − x =

3− + 2

←→ 3 + −

279

SOLUCIONARI

Kb

OH HAc

Ac=

−

−

[ ][ ]

[ ]

K K K KK

Kw a b b

w

a 1,8 10M= ⋅ → = =

⋅

= ⋅

−

−

−10

5 55 1014

5

10,

57. Les solucions d’àcid «fòrmic» (metanoic) poden produir cremades

a la pell; algunes formigues (formica) el fan servir com a mecanisme

de defensa. Tenim 250 mL d’una solució de metanoic que conté

1,15 g d’aquest àcid.

Dada: Ka = 2 ⋅ 10−4.

a) Calcula el pH de la solució.

b) Si a 9 mL de la solució anterior afegim 6 mL d’una solució de NaOH

0,15 M, explica si la solució resultant serà àcida, neutra o bàsica.


[ ]HCOOH

1,15 g

46 g mol

0,250 LM

1

= = =⋅

=−

n

V

m

Mm

V0 1,




Kx

xxa

32H O HCOO

HCOOH 0,1= =

−= ⋅ → =

+ −−[ ][ ]

[ ]2 10 44 ,337 10 3⋅ −

= − 3+ = − x =

HCOOH NaOH HCOONa H O

mL M 6 mL 0,15 M

2+ → +

9 0 1,


n M VHCOOH3 40,1 M 9 10 L 9,0 10 mol àcid= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅− −

→ + + −

+

280


−

HCOO H O HCOOH OH2

b− −+ +

K�

− > 3+ >

58. Calcula el pH d’una solució d’amoníac 0,1 M si saps que la 0,1 M si

Kb = 1,8 ⋅ 10−5 i el volum d’aquesta solució necessari per neutralitzar

100 mL d’àcid sulfúric 0,2 M.


K

NH3 + H2O →← NH4+

+ OH+

Concentració

inicial0,1 – –

Concentració

equilibri0,1 ⋅ (1 − α⋅ ) 0,1α 0,1α

Kb4

3

2NH OH

NH= → ⋅ =

−

+ −−[ ][ ]

[ ]1 8 10

0 1

1

5,, α

α

α =

− = ⋅ −3 → = − − =

+ =

= − → =

2 NH H SO (NH ) SO

M 100 mL 0,2 M

3 2 4 4 2 4+ →

V ? ,0 1

VNH 2 4

2 4

2 4

3

30,1 L H SO

0,2 mol H SO

1 L H SO

2 mol NH

1 m= ⋅ ⋅

ool H SO

1 L NH

0,1 mol NH0,4 L (400 mL)

2 4

3

3

⋅

⋅ =

59. Tenim una solució d’àcid nítric de pH pH = 2,30.

a) Determina el nombre de mols d’ió nitrat en solució. Sabem que el

volum de la solució és de 250 mL.

281

SOLUCIONARI

b) Calcula la massa d’hidròxid de sodi necessària per neutralitzar 25 mL

de la solució anterior.

c) Determina el pH de la solució obtinguda en afegir 25 mL d’hidròxid

sòdic 0,001 M a 25 mL de la primera solució d’àcid nítric. Suposem

que els volums són additius.


HNO3 → NO3−

+ H+

Concentració inicial Ci – –

Concentració final – C i C i

−3 = + = − = − = ⋅ −3

250 10 L sol. nitrat5,012 10 mol nitrat

1 L s

33

⋅ ⋅

⋅−

−

ool. nitratmol= ⋅

−1 25 10 3,

HNO NaOH NaNO3 + → 33 2H O

5 mL M

,

+

⋅−2 5 012 10 3 m??

25 10 L sol. àc. nítric5,012 10 mol àcid

1

33

⋅ ⋅

⋅−

−

LL sol. àcid

1 mol NaOH

1 mol àcid

40 g NaOH

1 mol N

⋅

⋅ ⋅

aaOHg NaOH= ⋅

−5 012 10 3,

n M VNaOH 0,001 M 025 L 2,5 10 mol inicials= ⋅ = ⋅ = ⋅−0 5,

n M VHNO3 4

35,012 10 M L 5 10 mol in= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅

− −0 025 1 2, , iicials

3

n n nHNO3excés inicials neutralitzats

1,25 1

= − =

= ⋅ 00 5 10 mol5− − −

− ⋅ = ⋅4 42 1 10,

+

282


3

3 = +

[ ]Hexcés 1 10 mol

0,05 L2 10 M

total

+

−

−= =

⋅= ⋅

n

V

43

= − + = − ⋅ −3 =

60. Determina:

a) La concentració d’una solució d’àcid benzoic, àcid monopròtic de fórmula

C6H5COOH, sabent que per neutralitzar 20 mL d’aquesta solució

s’han fet servir 15,2 mL de solució d’hidròxid de bari 0,5 M.

b) Sabent que l’hidròxid de bari és una base forta, determina el valor

del pH en el punt d’equivalència.

Dada: Ka (C6H5COOH) = 6,5 ⋅ 10−5.


2 C H COOH Ba(OH) C H COO) Ba H O

20 mL ? 1

6 5 2 6 5 2 2+ → +( 2

M 55,2 mL 0,5 M

[ ]C H COOH 2 10 L base0,5 mol base

1 L base6 5

3= ⋅ ⋅ ⋅−15,

⋅⋅ ⋅⋅

=−

2 mol àcid

1 mol base

1

20 10 L àcid0,76 M

3

5 2 → 2+ + 5−

[ ]( ,C H COO) Ba 2 10 L base

0,5 mol base

1 L

6 5 23= ⋅ ⋅

⋅

−15

bbase

1mol sal

1 mol base

1

35,2 10 L solució0,

3⋅ ⋅

⋅=

−2216 M

5−

5

C H COO H O C H COOH OH6 5 2 6 5

b− −+ +

K�

283

SOLUCIONARI

C6H5COO− + H2O →← C6H5COOH + OH−

Concentració


Concentració


K K K KK

Kw a b b

w

a

14

5

1010

6,5 101,54 10= ⋅ → = =

⋅

= ⋅

−

−

−

K

x

b6 5

6 5

C H COOH OH

C H COO= →

→ ⋅ =

−

−

−

[ ][ ]

[ ]

1 54 10 102

,00 432

8 16 10 6

,,

−→ = ⋅ −

xx

− = x = ⋅ −

= − − = − ⋅ − →

→ = = − =

61. Es preparen dues solucions, una amb 1,61 g d’àcid metanoic en aigua

fins a un volum de 100 mL i una altra de HCl amb el mateix volum

i la mateixa concentració. Calcula:

a) El grau de dissociació de l’àcid metanoic.

b) El pH de les dues solucions.

c) El volum d’hidròxid potàssic 0,15 M necessari per assolir el punt

d’equivalència, en una neutralització àcid-base, de la solució

de l’àcid metanoic.

d) Els grams de NaOH que afegits a la solució de HCl proporcionaran

un pH = 1. Considerem que el volum no varia.

Dades: Ka (metanoic) = 2 ⋅ 10−4.


[ ]HCOOH

1,61 g

46 g mol

0,100 LM

1

= = =⋅

=−

n

V

m

Mm

V0 35,


Concentració

inicial0,1 – –

Concentració

equilibri0,35 ⋅ (1 − α) 0,35α 0,35α

284


K a3

2H O HCOO

HCOOH

0,35

1= =

−= ⋅ → =

+ −−[ ][ ]

[ ]

α

αα2 10 4 00 024,

= − 3+ = − α = − ⋅ −3 = →

→ =

= 3+

= − 3+ = − = → =

HCOOH KOH HCOOK H O

100 mL 0,35 M ? 0,

2+ → +

V 115 M

VKOH300 10 L HCOOH

0,35 mol àcid

1 L àcid

1 mol b= ⋅ ⋅ ⋅

−1aase

1 mol àcid

1 L sol. KOH

0,15 mol KOH0,233 L (23

⋅

⋅ = 33 mL)

HCl NaOH NaCl H O

100 mL 0,35 M ?

pH

2

fi

+ → +

m

nnal 1=

= − 3+ = → 3

+] =

n = M ⋅ V

n n nH O H O H O3 3 3neutralitzats inicials final+ + += − ss

0,35 M 0,1 L 0,1 M 0,1 L 0,025 mol

=

= ⋅ − ⋅ =

mNaOH 5 mol HCl1 mol base

1 mol àcid

40 g base

1= ⋅ ⋅0 02,

mmol NaOH1,0 g=

62. En una solució aquosa, un àcid benzoic 0,05 M està ionitzat

en un 3,49 %. Calcula:

a) La constant d’ionització en aigua d’aquest àcid.

285

SOLUCIONARI

b) El pH de la solució que s’obté en diluir amb aigua 3 mL de l’àcid

0,05 M fins a un volum de 10 mL.

c) El volum de KOH 0,1 M necessari per neutralitzar 20 mL de l’àcid

0,05 M.


C6H5COOH + H2O →← C6H5COO− + H3O+

Concentració

inicial0,05 – –

Concentració

equilibri0,05 ⋅ (1 − α) 0,05α 0,05α

K a3 6 5

6 5

2

H O C H COO

C H COOH

1

= =

=−

=

+ −[ ][ ]

[ ]

0 05 0, ,α

α

005 0 0349

1 0 03496 3 10 6 31 10

25 5⋅

−= ⋅ → = ⋅− −,

,, ,K a


0 05 3 0 015, ,M mL 10 mL Mdil dil⋅ = ⋅ → =M M


Concentració


Concentració


Kx

xa

3 6 5

6 5

2H O C H COO

C H COOH 0,015= =

−=

+ −[ ][ ]

[ ]6 3, 11 10

9 73 10

5

4

⋅ →

→ = ⋅

−

−x ,

= − 3+ = − x = − ⋅ −4 → =

x x = ⋅ −4

x x = ⋅ −4

=

=

286


C H COOH KOH C H COOK H O

20 mL 0,05 M ? 0,1 M

6 5 6 5 2+ → +

V

VKOH L àcid0,05 mol àcid

1 L àcid

1 mol base

1 m= ⋅ ⋅0 02,

ool àcid

1 L KOH

0,1 mol KOH0 L (10 mL)

⋅

⋅ = ,01

63. Volem preparar 200 mL d’àcid clorhídric 0,4 M a partir d’un àcid

comercial d’1,18 g/mL de densitat i una riquesa del 36,2 % en pes.

Calcula:

a) La molaritat de l’àcid comercial.

b) Quants mL d’àcid comercial fan falta?

c) El pH obtingut en afegir 15 mL d’hidròxid sòdic 0,15 M a 5 mL

d’àcid clorhídric 0,4 M.

d) Quants mL d’hidròxid sòdic 0,15 M neutralitzaran 5 mL d’àcid

clorhídric 0,4 M?


[ ]HCl1,18 g sol.

1 mL sol.

1000 mL sol.

1comercial = ⋅

LL sol.

36,2 g àcid

100 g sol.

1 mol àcid

36,5 g àcid

⋅ ⋅

⋅ == 11,7 M


11 7 6 84, ,M 0,4 M 200 mL mLcc cc⋅ = ⋅ → =V V

HCl NaOH NaCl H O

mL M 15 mL 0,15 M

2+ → +

5 0 4,


n M VHCl3 30,4 M 5 10 L 2,0 10 mol àcid= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅− −

n n nNaOH excés inicials neutralitzats

2,25 1

= − =

= ⋅ 00 0 10 mol3 3− − −

− ⋅ = ⋅2 2 5 10 4, ,

287

SOLUCIONARI

= −

[ ]OHexcés 2,5 10 mol

0,02 L0,0125 M

total

−−

= =⋅

=n

V

4

= − − = − = →

→ = =

HCl NaOH NaCl H O

mL M ? 0,15 M

2+ → +

5 0 4, V

VNaOH L HCl0,4 mol àcid

1 L àcid

1 mol base

1 m= ⋅ ⋅0 005,

ool àcid

1 L NaOH

0,15 mol NaOH0 L (13,3 mL)

⋅

⋅ = ,0133

64. L’àcid nitrós és un àcid feble, amb una constant de dissociació

Ka = 4,3 ⋅ 10−4.

a) Escriu la reacció de neutralització de l’àcid nitrós amb l’hidròxid

de bari.

b) Calcula la concentració que ha de tenir una solució d’àcid nitrós

si volem que el seu pH sigui igual al d’una solució d’àcid clorhídric

0,01 M.

c) Determina la massa d’hidròxid de bari necessària per neutralitzar

10 cm3 de la solució d’àcid nitrós de l’apartat b).

Dades: masses atòmiques: H = 1, N = 14, O = 16, Ba = 137,3


2 HNO Ba(OH) Ba(NO ) 2 H O2 2 2 2 2+ → +

+ 2 → − + 3+

= 3+ =

= − 3+ = − =

288


HNO2 + H2O →← NO2− + H3O

+

Concentració

inicialCi – –

Concentració

equilibriCi − x x x

K = ⋅ −4

x = 3+ =

Kx

C x

C

a2 3

2

42

i

i

[NO ] [H O ]

[HNO ]4,3 10= → =

=

+––·

–

[[HNO ] 0,24 mol dm23

= · –

2 HNO Ba(OH) Ba(NO ) 2 H O

10 c

2 2 2 2 2 + → +

mm 0,24 M g?3

0,01 L sol. HNO 0,24 mol HNO

1L sol. HN2

2·

OO

1 mol Ba(OH)

2 mol HNO

171,3 g B

2

2

2

· ·

·aa(OH)

1 mol Ba(OH)0,21 g Ba(OH)

2

2

2=

65. L’equació termoquímica corresponent a la reacció de neutralització

en una solució aquosa és:

H+(aq) + OH−

(aq) → H2O (l) ∆H º = −54 kJ · mol−1

a) Calcula quina quantitat de calor correspon a la neutralització de 25 cm3

d’àcid clorhídric 2 M amb 25 cm3 d’hidròxid de sodi 2 M.

b) La solució s’escalfarà o es refredarà?

c) Si la massa de la solució anterior és de 52 g i estava a 20 °C, calcula

la temperatura final de la solució.

Dada: capacitat calorífica de l’aigua: 4,18 J ⋅ g−1K−1


HCl NaOH NaCl H O º 54 kJ 2 – · + → + =∆H mmol

25 cm M 25 cm M

1

3 3

–

2 2

289

SOLUCIONARI

0,025 L sol. HCl2 mol HCl

1L sol. HCl

5· ·

44 kJ

1 mol HCl2,7 kJ =

∆H º <

Q = m ⋅ ce ⋅ ∆t → ⋅ 3 = ⋅ ⋅ −1 ⋅ −1 ⋅ t −

t t =

66. L’àcid fòrmic, o metanoic, té com a constant d’ionització

Ka = 1,77 ⋅ 10−4 a 25 °C.

a) Troba el pH d’una solució 0,02 M d’àcid fòrmic.

b) Determina el volum de solució d’hidròxid de sodi 0,015 M que serà

necessari per neutralitzar 30 cm3 de la solució de l’àcid.

c) Justifica si en el punt d’equivalència de la valoració el pH serà menor,

igual o més gran que 7.



Concentració

inicial0,02 – –

Concentració


K = ⋅ −4

Kx

a3 4

2[HCOO ] [H O ]

[HCOOH]1,77 10 ·

––

= → =

+

00,02 – x

− x ≅ x

x = 3+ = ⋅ −3 ⋅ −3

x = 3+ = ⋅ −3 ⋅ −3

= − 3+ = − ⋅ −3 =

290


= − 3+ = − ⋅ −3 =

HCOOH NaOH HCOONa H O

30 cm 0,02 M V?

2

3

+ → +

0,015 M

0,03 L sol. HCOOH0,02 mol HCOOH

1L sol. H·

CCOOH

1 mol NaOH

1 mol HCOOH

1 L sol

· ·

· .. NaOH

0,015 mol NaOH0,040 L 40 cm sol. N3= = aaOH 0,015 M

−

aq → +aq + −

aq

−

− + 2←→ + −

+

−

67. El clorur d’hidrogen és un gas molt soluble en aigua i la seva solució

aquosa s’anomena àcid clorhídric. Es pot obtenir mitjançant reacció

del clorur de sodi amb àcid sulfúric concentrat.

a) Escriu la reacció corresponent a l’obtenció de clorur d’hidrogen

a partir dels compostos anteriors.

b) Calcula el pH de la solució obtinguda si el clorur d’hidrogen format

a partir d’1 g de clorur de sodi es dissol en 0,5 L d’aigua.

c) Calcula quina concentració i quin pH haurà de tenir una solució

de NaOH perquè 1 L d’aquesta solució neutralitzi la solució d’àcid

clorhídric de l’apartat anterior.

Dades: masses atòmiques: H = 1; O = 16; Na = 23;

Cl = 35,5; Kw = 1.0 ⋅ 10−14


291

SOLUCIONARI

+ 2 4 → + 2 4

+ 2 4 → + 4

−

1g NaCl1 mol NaCl

58,5 g NaCl

2 mol HCl· ·

22 mol NaCl0,017 mol HCl

[HCl]0,017 mol

=

=

HCl

0,5 L sol.0,034 mol dm 3

= ⋅–

= 3+ = ⋅ −3

= − 3+ = −

HCl NaOH NaCl H O

0,5 L 0,034 M

2+ → +

1 L M?

0,5 L sol. HCl0,034 mol HCl

1L sol. HCl· ·

1 mol NaOH

1 mol HCl0,017 mol NaOH

[NaO

=

HH]0,017 mol NaOH

1 L sol.0,017 mol dm 3= = · –

= − = −3

= − − = − =

= − = − =

68. En la valoració del NH3 contingut en 50 mL d’un producte de neteja

es van gastar 20 mL de H2SO4 0,1 M.

a) Dibuixa el muntatge experimental per fer aquesta volumetria. Indica

en el dibuix els materials i les substàncies utilitzades.

292


b) En el laboratori disposem de fenolftaleïna (interval de viratge 8,3-10)

i taronja de metil (interval de viratge 3,1-4,4). Proposa quin és

l’indicador més adequat per fer aquesta valoració i escriu

les reaccions químiques que justifiquen la teva elecció.

c) Calcula la concentració molar d’amoníac en el producte de neteja.


3 2 4

3

2 4

3 + 2 → 4 2 4

4 2 → +4 + 4

2−


a+ ++ +

K�

3+ > − <

2 NH H SO NH ) SO

50 mL ? 20 mL 0,1 M

3 2 4 4 2 4+ → (

M

[ ]NH 20 10 L àcid0,1 mol àcid

1 L àcid

2 mol bas3

3= ⋅ ⋅ ⋅− ee

1 mol àcid

1

50 10 L àcid0,08 M

3

⋅

⋅⋅

=−

69. L’àcid acètic és un àcid monopròtic feble que prové de l’oxidació

de l’etanol (alcohol etílic) i es troba en el vinagre de vi. Valorem 15 mL

d’una solució d’àcid acètic amb una solució de NaOH 0,860 M, i la corba

de valoració obtinguda és la que es representa a la figura.

293

SOLUCIONARI

4 12

14

12

4

2

a) Calcula la molaritat de la solució d’àcid acètic.

b) Observa la corba, indica el pH de la solució de l’àcid acètic

i calcula el grau d’ionització de l’àcid en aquesta solució.

c) Calcula la Ka de l’àcid acètic.



15 mL ? 10 mL 0,860 M

3 3 2+ → +

M

[ ]CH COOH 10 10 L NaOH0,860 mol base

1 L base3

3= ⋅ ⋅ ⋅

⋅

−

11 mol àcid

1 mol base

1

15 10 L àcid0,573 M

3⋅

⋅=

−


Concentració


Concentració

equilibri0,573 ⋅ (1 − α) 0,573α 0,573α

= − 3+ = − α = →

→ α = ⋅ −3

294


K a3 6 5

6 5

2H O C H COO

C H COOH 1= =

−=

=

+ −[ ][ ]

[ ]

0 573

0

, α

α

,, ( , ),

573 5 52 101 76 10

35⋅ ⋅

− ⋅= ⋅ → =

−−

2

-3 a1 5,52 10

K 11 76 10 5, ⋅ −

70. Fem reaccionar una certa quantitat de NaCl amb H2SO4 segons l’equació:

2 NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2 HCl. El resultat es valora amb una solució

de NaOH 0,5 M. Es consumeixen 20 mL de la solució. Quants grams de

NaCl han reaccionat?


+ → + 2

mNaCl 20 L NaOH0,5 mol NaOH

1 L NaOH

1 mol HCl

1 m= ⋅ ⋅0 0,

ool NaOH

2 mol NaCl

2 mol

Valoració6 744444 844444

⋅

⋅

HHCl

58,5

Reaccióde l’enunciat

1 244444 344444

⋅

gg NaCl

1 mol NaCl0,585 g=

71 10 mL d’una solució aquosa d’hidròxid de sodi es barregen amb

20 mL d’una altra solució d’àcid clorhídric 1 M. La mescla obtinguda

té caràcter àcid i necessita per a la seva valoració 15 mL d’hidròxid

de sodi 0,5 M. Calcula:

a) La concentració de la solució inicial d’hidròxid de sodi en g ⋅ L−1.

b) El pH de la solució àcida obtinguda en barrejar les solucions inicials

d’hidròxid de sodi i àcid clorhídric.


HCl NaOH NaCl H O

20 mL 1 M 10 mL ? pH 7

2+ → + ⇒

<M

⇒ < +Mescla pH 7 (HCI no neutralitzat) NaOH (neutrallitza la mescla)

15 mL 0,5 M

295

SOLUCIONARI

nHCl excés 15 L NaOH0,5 mol NaOH

1 L NaOH

1 mol= ⋅ ⋅0 0,

HHCl

1 mol NaOH

mol

=

= ⋅−7 5 10 3,

n n nHCl neutralitzats al principi inicials ex= − ccés

2 5 10 mol3

=

= − ⋅ =−0 0 7 0 0125, , ,

⋅ −1

CNaOH 3

0,0125 mol NaOH

10 10 L NaOH

40 g NaOH

1 mol=

⋅

⋅

− NNaOH50 g L 1

= ⋅−

= 3+

[ ]H Oexcés 7,5 10 mol

0,03 L0,25 M3

total

+−

= =⋅

=n

V

3

= − 3+ = − = → =

72. Es valora una solució aquosa d’àcid acètic amb hidròxid sòdic.

Calcula la concentració de l’àcid si sabem que 25 mL han necessitat

20 mL de NaOH 0,1 M per assolir el punt d’equivalència.



25 mL ? 20 mL 0,1 M

3 3 2+ → +

M

[ ]CH COOH 20 10 L NaOH0,1 mol base

1 L base

1 mo3

3= ⋅ ⋅ ⋅− ll àcid

1 mol base

1

25 10 L àcid0,08 M

3

⋅

⋅⋅

=−

296


73. Es valoren 20 mL d’una solució 0,50 M d’àcid acètic (àcid feble)

amb una solució 1,0 M d’hidròxid de potassi.

a) Calcula el volum de la solució d’hidròxid de potassi que es necessitarà

per assolir el punt d’equivalència.

b) Raona, escrivint la reacció corresponent, si el pH en el punt

d’equivalència serà 7, més gran que 7 o més petit que 7.

c) Explica, indicant el material necessari i el procediment seguit, com

prepararies al laboratori 50 mL d’una solució d’àcid acètic 0,25 M

a partir de la solució 0,50 M de l’enunciat.


CH COOH KOH CH COOK H O

20 mL 0,5

3 3 2+ → +

MM V ? 1,0 M


1L sol.3

3⋅

CH COOH

1 mol KOH

1 mol CH COOH

1 L sol.

3 3

⋅ ⋅

⋅ KOH

1 mol KOH0,010 L 10 mL sol. KOH 1,0 M= =

3

3

3 aq → 3−

aq + +aq

3−

3

3− + 2 →← 3 + −

+

3−

0,05 L sol. diluïda0,25 mol CH COOH

1L sol

3⋅

.. diluïda

1 L sol. 0,5 M

0,5 mol CH COOH

0

3

⋅ =

= ,,025 L solució 0,5 M

297

SOLUCIONARI

74. Es disposa d’una solució d’hidròxid de potassi del 2,380 % en massa

i densitat 1,020 g cm−3.

a) Calcula el pH d’aquesta solució.

b) S’utilitza aquesta solució per valorar 20,0 cm3 d’una solució d’àcid

sulfúric i s’arriba al punt d’equivalència amb un volum de 18,2 cm3.

Calcula la molaritat de l’àcid sulfúric.

c) Explica el procediment que seguiries al laboratori per dur a terme

la valoració anterior, indicant el material i l’indicador emprats.

Podries llençar per la pica del laboratori la solució un cop valorada?

Dades: K = 39,1; H = 1,0; O = 16,0


aq → +aq + −

aq

3

2,380 g KOH

100 g sol.

1,020 g sol.

1cm sol.3⋅ ⋅⋅ =

= ⋅

1 mol KOH

56,1 g KOH

4,33 10 mol · cm4 3– –== 0,433 M

− = =

= − − = − =

= − = − =

H SO 2 KOH K SO H O

20,0 cm

2 4 2 4 2+ → +

33 3M? 18,2 cm 0,433 M

298


0,0182 L sol. KOH0,433 mol KOH

1L sol. KOH⋅ ⋅

11 mol H SO

2 mol KOH3,94 10 mol

[H SO

2 4 3

2 4

= · –

]]3,94 10 mol H SO

0,02 L sol.0,197

32 4

= =

·

–

mmol dm 3· –

=−

−−

2 4

2 4

2 4 2

75. A 25 °C es té una solució 0,100 M d’àcid acètic en la qual l’àcid es troba

ionitzat un 1,3 %.

299

SOLUCIONARI


b) Calcula el valor de Ka a 25 °C.

c) Calcula el volum d’una solució 0,250 M d’hidròxid de potassi necessari

per valorar 50 mL de la solució d’àcid acètic.

d) Detallant el procediment seguit, els materials i l’indicador emprats,

explica com faries al laboratori la valoració de l’apartat anterior.



Concentració

inicialCi – –

Concentració

equilibriCi (1− α) Ci α Ci α

3+ = C α = ⋅ = ⋅ −

= − 3+ = − C α = − ⋅ −3 =

K

K Ka3 3

3

a

3[CH COO ] [H O ]

[CH COOH]

1,3 10= → =

⋅ ⋅+

– – 11,3 10

0,1 (1 0,013)1,71 10

35⋅

⋅

= ⋅

––

–

CH COOH KOH CH COOK H O

50 mL 0,100

3 3 2 + → +

MM V? 0,250 M


1L sol.3

3⋅

CH COOH

1 mol KOH

1 mol CH COOH

1 L sol

3 3

⋅ ⋅

⋅

.. KOH

0,25 mol KOH0,02 L de KOH 0,25 M=

300


−

76. Barregem 50 cm3 d’una solució de NaOH 0,1 M amb 100 cm3

d’una solució de NaOH 0,4 M.

a) Esbrina la concentració de la solució resultant.

b) Fem servir la solució que hem preparat per valorar 20 cm3 d’un àcid

clorhídric de concentració desconeguda, i n’emprem 11,4 cm3

per arribar al punt d’equivalència.

Determina la concentració de la solució d’àcid clorhídric.

c) Explica detalladament el procediment de laboratori que cal seguir

per fer la valoració, i esmenta el material emprat.


n1 = ⋅ ⋅ −1 =

n2 = ⋅ ⋅ −1 =

n = n1 + n2 =

301

SOLUCIONARI

[NaOH]0,045 mol

(0,05 0,1) L

0NaOH

T

= =

+

= n

V

,,045 mol

0,15 L0,3 M=

HCl NaOH NaCl H O

20 cm M? 11,

2

3

+ → +

44 cm 0,3 M3

0,0114 L sol. NaOH0,3 mol NaOH

1L sol. Na⋅

OOH

1 mol HCl

1 mol NaOH3,42 10 mols

[HCl

3⋅ = ⋅ –

]]3,42 10 mol HCl

0,02 L sol.0,171 mol

3

=

⋅

= ⋅

–

ddm 3–

3

77. Disposem de dos recipients; un d’ells conté 25 cm3 d’àcid clorhídric

0,2 M i l’altre 25 cm3 d’àcid fluorhídric 0,2 M.

a) Justifica qualitativament quina de les dues solucions tindrà

un pH més elevat.

b) Justifica quina de les dues solucions necessitaria un volum més gran

de solució d’hidròxid de sodi 0,1 M per arribar al punt d’equivalència

en una valoració.

c) Indica en cada cas si la solució resultant de la valoració un cop arribat

al punt d’equivalència és àcida, bàsica o neutra.

d) Indica el significat de les advertències de perillositat que hi ha

en els recipients d’àcid fluorhídric concentrat.

T+

e) Raona quin dels dos pictogrames anteriors s’ha de posar en els envasos

d’àcid clorhídric concentrat.

Dada: Ka (àcid fluorhídric) = 5,6 ⋅ 10−4


302


+ → + 2

+ → + 2

− + 2 →← + −

78. En la valoració d’una mostra de HCl amb una solució de NaOH

s’ha representat gràficament la concentració de protons [H+] present

a cada moment en funció del volum de NaOH afegit.

a) Justifica quina de les dues gràfiques següents reprodueix millor

la variació de [H+] al llarg de la valoració:

[H+

] / m

ol ⋅

dm

−3

[H+

] / m

ol ⋅

dm

−3

Volum solució NaOH/cm−3 Volum solució NaOH/cm−3

0,10 0,10

0,08 0,08

0,06 0,060,04

0,040,02

0,020,00

0,00−0,020 04 48 812 12

303

SOLUCIONARI

b) Quin pH té la solució inicial de HCl?

c) Quin volum de solució de NaOH s’ha afegit en el punt d’equivalència?

d) Si el volum inicial d’àcid és 20 cm3, esbrina la concentració

de la solució de NaOH.


⋅ −3

3+ = −3

= − 3+ − =

3+ = − = − ≈

3

HCl NaOH NaCl H O

20

2 + → +

ccm 0,10 M 10 cm M ?3 3

0,02 L sol. HCl0,1 mol HCl

1L sol. HCl

1⋅ ⋅

mmol NaOH

1 mol HCl0,002 mol NaOH

[NaOH]0,0

=

=

002 mol NaOH

0,01 L sol.= ⋅0,2mol dm–3

79. Una ampolla de solució d’àcid fòrmic (o metanoic) indica a l’etiqueta

una concentració de 0,015 M. Per comprovar l’exactitud d’aquesta

dada, valorem una mostra de 20 cm3 d’aquesta solució amb hidròxid

de potassi de concentració 0,01 M.

a) Escriu la reacció que té lloc entre l’àcid fòrmic i l’hidròxid de potassi.

b) En la valoració es consumeixen 2 cm3 menys de solució d’hidròxid

de potassi del que caldria esperar. Troba la concentració veritable de

l’àcid fòrmic.

c) Explica detalladament la manera de fer aquesta valoració al laboratori

i anomena el material emprat.


304


+ → + 2

3

0,02 L sol. HCOOH0,015 mol HCOOH

1L⋅

ssol. HCOOH

1 mol KOH

1 mol HCOOH⋅ ⋅

⋅ = =

1L sol. KOH

0,01 mol KOH0,03 L 330 mL sol. KOH

Volum real: 30 2 28 cm so3– = ll. KOH

0,028 L sol. KOH0,0⋅

11 mol KOH

1L sol. KOH

1 mol HCOOH

1 mol KOH⋅ ==

= 2,8 · 100 mol HCOOH

[HCOOH]2,8 10 m

4

4

–

–

·

=

ool HCOOH

0,02 L sol.= 0,014mol·dm–3

3

80. L’àcid benzoic és un àcid monopròtic amb una constant de dissociació

Ka = 6,3 ⋅ 10−5.

a) Determina el pH d’una solució 0,05 M d’àcid benzoic i la concentració

de les espècies presents a la solució.

b) Determina el volum d’una solució de NaOH 0,1 M que es necessita

per valorar 25 cm3 de la solució anterior.

c) Justifica si, en el punt d’equivalència de la valoració, la solució

serà àcida, bàsica o neutra.


305

SOLUCIONARI


Concentració

inicialCi – –

Concentració

equilibriCi 1− x x x

K = ⋅ −5

K a6 5 3

6 5

5[C H COO ] [H O ]

[C H COOH]6,3 10= → ⋅ =

+

–

– xx

x

2

0,05 –

− x ≅ x

x = 3+ = ⋅ −3 ⋅ −3

x = 3+ = ⋅ −3 −3

= − 3+ = − ⋅ −3 =

5 = C x = ⋅ −3 = ⋅ −3

5− = 3

+ = ⋅ −3 ⋅ −3

[OH ][H O ]

10

1,77 105,65 1– w

3

14

3= = =

+

· ·

–

–

K00 mol dm12 3– –·

C H COOH NaOH C H COONa H O

25 cm

6 5 6 5 2

3

+ → +

00,05 M V? 0,1 M

0,025 L sol. C H COOH0,05 mol C H COOH

1L6 5

6 5·

sol. C H COOH

1 mol NaOH

1 mol C H COOH6 5 6 5

· ·

· 1 L sol. NaOH

0,1 mol NaOH0,0125 L == 112,5 cm de NaOH 0,1 M3

306


5

5

5 aq → 5−

aq + +aq

5−

5

5− + 2 →← 5 + −

+

5−

81. Es valora una mostra de 3,0 g de sosa càustica (formada per hidròxid

de sodi i impureses inerts) emprant com a agent valorant una solució

d’àcid sulfúric 2,0 M. El punt final de la valoració s’assoleix quan

s’han consumit 13,2 cm3 d’àcid.

a) Escriu la reacció de neutralització que té lloc en la valoració.

b) Calcula el percentatge d’hidròxid de sodi present en la sosa càustica.

c) Descriu el procediment de laboratori corresponent a aquesta valoració

i indica i anomena els estris necessaris.

Dades: masses atòmiques: H = 1; O = 16; Na = 23; S = 32


+ 2 4 → 2 4 + 2

2 NaOH H SO Na SO H O

3,0 g mo

2 4 2 4 2 + → +

sstra 13,2 cm 2 M3

0,0132 L sol. H SO2 mol H SO

1L sol. H2 4

2 4

2

· SSO

2 mol NaOH

1 mol H SO

40 g NaOH

4 2 4

· ·

· 11 mol NaOH

2,112 g NaOH

%2,112 g NaOH

3 g

=

=ssosa càustica

100 70,4 % de NaOH· =

307

SOLUCIONARI

82. El pH d’un producte de neteja és 11,5. Volem preparar una solució aquosa

d’amoníac que tingui el mateix pH que el producte esmentat.

a) Esbrina quina concentració d’amoníac haurà de tenir la solució.

b) Per comprovar si la preparació és correcta, valorem 20 cm3 de la solució

d’amoníac amb àcid clorhídric 0,50 M. Quin volum d’àcid haurem

de gastar en la valoració?

c) Justifica si el pH de la solució en el punt d’equivalència de la valoració

serà més petit, igual o més gran que 7.

Dada: Kb(NH3) = 1,8 ⋅ 10−5


C

3

NH3 + H2O →← NH4+

+ HO−

Concentració

inicialCi – –

Concentració


K + ⋅ −5 − x

pOH 14 pH 14 11,5 2,5

[OH ] 10 = 10pOH 2

= = =

= =

– –

– – –x

,,5 3 3

b4

3,16 10 mol dm

[NH ] [OH ]

[

=

=

+

· ·– –

–

KNNH ]

1,8 10x

(3,16 10 )

33

52

i

3 2

i

→ = =·–

·

–

––

x

C C ,,16 10 3· –

x C C = ⋅ −

HCl NH3+ → NH Cl

V? 0,5 M 20 cm 0

4

3 ,,558 M

308


0,02 L sol. NH 0,558 mol NH

1L sol. NH 3

3

3

· ·· · 1 mol HCl

1 mol NH

1 L sol. HCl

0,5 mo3 ll HCl

0,0223 L = 22,3 mL sol. HCl 0,5 M

=

=

4

+

4 aq → 4

+aq + −

aq

4

+3

4

++ 2 ↔ 3 + 3

+

−

4

+

83. Respon, de manera raonada, les preguntes següents:

a) Ordena de menys a més valor el pH de les solucions aquoses

de la mateixa concentració dels compostos KCl, HF i HNO3.

b) Ordena de menys a més valor el pH de les solucions aquoses

de la mateixa concentració de les sals NaClO2, HCOONa i NaIO4.

Dades: Ka(HF) = 10−3; Ka(HClO2) = 10−2; Ka(HCOOH) = 10−4;

Ka(HIO4) = 10−8.


→ + + −

+

−

3+ = − =

+ 2 →← 3+ + −

<

309

SOLUCIONARI

3

3 + 2 → 3+ + 3

−

<

3 < <

Més àcid > > Menys àcid

2

2 → + + 2−

+

2−

2

ClO H O HClO OH2 2

b

2− −+ +

K

�

− > 3+ >

→ + + −

+

−

HCOO H O HCOOH OH2

b− −+ +

K

�

− > 3+ >

4

4 → + + 4−

+

4−

4

IO H O HIO OH2 4

b

4− −+ +

K

�

− > 3+ >

310


K

K 2 = −2 > K = −4 > K 4 = −

K −2 < K − < K −

4

−2 < − < −

4

84. Afegim 1,08 g de HClO2 a 427 mL d’una solució de NaClO2 0,015 M.

Considerem que el volum de la solució no varia. Calcula les concentracions

finals de totes les espècies químiques presents si sabem que la constant

d’ionització de l’àcid HClO2 és Ka = 1,1 ⋅ 10−2.


−

HClO H O ClO H O

1,08 g

2 2 3

a

+ +− +

K� 2

NaClO ClO Na

427 mL 0,015 M

2 → +− +2

nm

MmHClO 12

g

8,45 g molmol= =

⋅

=

−

1 08

60 0158

,,

n M VNaClO3

2M L 6,405 10 mol= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅

− −0 015 427 10 3,

2 n2

= n2−

HClO2 + H2O →← ClO2−

+ H3O+

n equilibri 0,0158 − x 6,405 ⋅ 10−3 + x x

K

n n

Va

3

2

ClO H O

TOTALClO H O

HClO

3

= =

⋅− +

− +

[ ][ ]

[ ]

2

2

2

nn

V

lHC O

TOTAL

2

→

311

SOLUCIONARI

→ ⋅ =

+ ⋅

−

=−11 10

0 0064

0 427

0 0158

0 427

22

,

( , )

,

,

,

(

x x

x

00 0064

0 427 0 0158

, )

, ( , )

+ ⋅

⋅ −

x x

x

2

0 0 011097 7 42 10 4 698 102 5 3= + − ⋅ → = ⋅

− −x x x, , ,

[ ]H Omol

0,427 L

mol

0,423

TOTAL

+−

= = =⋅n

V

x 4 698 10 3,

77 LM= 0 011,

K

K

w 3

w

3

H O OH

OHH O

= ⋅ = →

→ = =

+ − −

−+

−

[ ] [ ]

[ ][ ]

10

10

14

14

00,011M= ⋅ −9 09 10 13,

[ ]ClO

mol

0,427 L

TOTAL

2

0 0064 0 0064 4

− = =

=+

=+

n

V

x, , ,,698 100

3⋅=

− mol

0,427 L,026 M

[ ]HClO

mol

0,427 L

2

TOTAL

= =

=−

=−

n

V

x0 016 0 016 4 6, , , 998 100

3⋅=

− mol

0,427 L,026 M

85. Ordena de més a menys acidesa les solucions aquoses següents, totes

amb la mateixa concentració: etanoat de sodi, àcid nítric i clorur

potàssic. Formula les equacions iòniques corresponents que justifiquen

la resposta.


3

3 → + + 3−

+

3−

3

CH COO H O CH COOH OH3 2 3

b− −+ +

K�

312


− > 3+ >

3

3 + 2 → 3+ + −

3

<

→ + + −

+

−

3+ = − =

Més àcid 3 > > 3 − Menys àcid

86. Escriu la reacció corresponent al procés químic que té lloc quan

dissolem en aigua cadascuna de les substàncies següents. Indica si

el pH serà àcid, bàsic o neutre: nitrat de sodi, cianur de potassi,

bromur de liti, clorur d’amoni i acetat de sodi.

Dades: Ka (cianhídric) = 4,0 ⋅ 10−10; Ka (acètic) = 1,8 ⋅ 10−5;

Kb (NH3) = 1,8 ⋅ 10−5.


3

3 → + + −3

+

3

−3

3+ = − =

→ + + −

+

−

CN H O HCN OH2

b− −+ +

K�

313

SOLUCIONARI

− > 3+ >

→ + + −

+

−

3+ = − =

4

4 →+4 + −

+4 3


a+ ++ +

K�

−

3+ > − <

3

3 → + + 3−

+

3−

3


b− −+ +

K�

− > 3+ >

87. Considera solucions aquoses, de la mateixa concentració, dels compostos:

HNO3, NH4Cl, NaCl i KF.

Dades: Kb (NH3) = 1,8 ⋅ 10−5, Ka (HF) = 10−3.

a) Dedueix si les solucions seran àcides, bàsiques o neutres.

b) Ordena-les, de manera raonada, de menys a més valor del pH.


3

3 + 2 → 3+ + −

3

314


4

4 →+4 + −

+4 3


a+ ++ +

K�

−

3+ > − <

→ + + −

+

−

3+ = − =

→ + + −

+

−

F H O HF OH2

b− −+ +

K�

− > 3+ >

3 < 4 < <

88. Calcula el pH i el grau de dissociació d’una solució 0,2 M d’acetat

sòdic. Ka = 1,8 ⋅ 10−5. Calcula el pH de la solució que resulta

de barrejar 50 mL de la solució anterior amb 150 mL d’aigua.


3

315

SOLUCIONARI


b− −+ +

K�

K

K K K KK

Kw a b b

w

a

14

5

1010

1,8 105,55 10= ⋅ → = =

⋅

= ⋅

−

−

−

CH COONa CH COO Na

0,2 M 0,2 M 0,2 M

3 3→ +− +

CH3COO− + H2O →← CH3COOH + OH−

Concentració

inicial0,2 – –

Concentració


K = ⋅ − x

K

x

b3

3

CH COOH OH

CH COO= →

→ ⋅ =

−

−

−

[ ][ ]

[ ]

5 55 100

102

,,22

1 05 10 5

−→ = ⋅ −

xx ,

− = x = ⋅ −5

= − − = − ⋅ −5 →

→ = =

α = =

⋅

= ⋅

−

−x

C i

1 05 10

0 25 25 10

55,

,,


0 2 50 0 05, ,M mL 200 mL Mdil dil⋅ = ⋅ → =M M

α = ⋅ −4 =

316


89. Tenim una solució de KCN 0,5 M.

Dades: Ka = 7,25 ⋅ 10−10, Kw = 10−14.

a) Calcula el pH i el grau d’hidròlisi d’aquesta solució.

b) Quin hauria de ser el valor de la constant Kb d’una base BOH 0,5 M

perquè ens donés el mateix pH que la solució anterior?


CN H O HCN OH2

b− −+ +

K�

K

K K K KK

Kw a b b

w

a

14

10

510

7,25 101,38 10= ⋅ → = =

⋅

= ⋅

−

−

−

KCN CN K

0,5 M 0,5 M 0,5 M

→ +− +

CN− + H2O →→← HCN + OH−

Concentració

inicial0,5 – –

Concentració

equilibri0,5 ⋅ (1 − α) 0,5α 0,5α

K = ⋅ −5 α

Kb

HCN OH

CN= → ⋅ =

−→ =

−

−−[ ][ ]

[ ]1 38 10

0 5

15 25

2

,,

,α

αα 55 10 3⋅ −

= − − = − α = − ⋅ −3

= = − → =

K

K = ⋅ −5

90. L’àcid làctic és un àcid monopròtic feble que es troba a la llet i als

productes lactis. En solució aquosa, la ionització d’aquest àcid es pot

representar mitjançant la reacció següent:

317

SOLUCIONARI

CH3−CH−COOH + H2O → CH3−CH−COO– + H3O+

− −

OH OH

àcid làctic ió lactat protó hidratat o ió oxoni

a) Una solució aquosa 0,100 M d’àcid làctic té un pH = 2,44.

Calcula el valor de la constant d’acidesa (Ka).

b) Tres vasos de precipitats sense etiquetar contenen, respectivament,

una solució aquosa de clorur de sodi, una solució aquosa de clorur

d’amoni i una solució aquosa de lactat de sodi. Raona, escrivint les

reaccions que s’escaiguin, com identificaries, amb l’ajut del paper

indicador universal de pH, el contingut de cada vas de precipitats.

En funció del color que pren el paper indicador un cop mullat amb una

solució, en podem saber el pH aproximat: vermell o taronja (solució

àcida), groc o verd clar (solució neutra), verd fosc o blau (solució

bàsica).


K

CH3−CHOH−COOH + H2O →← CH3−CHOH−COO− + H3O+

Concentració

inicialCi – –

Concentració


C = 3+ x

= → 3+ = x = − = − =

= ⋅ −3 ⋅ −3

K Kx

C xa

3a

2

i

[lactat ] [H O ]

[àcid làctic]= → =

+–

–

(3,63 10 )

0,1 3,63 10

3 2

3=

·

– ·

–

–

x C K K = ⋅ −4

4

318


4

++ 2 →← 4 + 3

+ 4

++ 2 →← 4 + +

<

3− −

3− − − + 2 →← 3− − + −

>

91. La reacció d’esterificació entre l’àcid acètic i l’etanol a 25 °C:

CH3COOH + CH3CH2OH → CH3COOCH2CH3 +H2O

arriba a l’equilibri quan s’han transformat en èster 2/3 del nombre

de mols de reactius presents a l’inici de la reacció:

a) Calcula la constant d’equilibri de la reacció (Kc) suposant que partim

d’una mescla que conté el mateix nombre de mols dels dos reactius.

b) Justifica si el pH de la solució varia al llarg de la reacció.

c) Usualment, aquesta reacció es duu a terme en presència de HCl

que actua com a catalitzador. Digues quins avantatges pot implicar

la utilització d’un catalitzador en la reacció.


K

CH3COOH + CH3CH2OH →← CH3COOCH2CH3 + H2O

Concentració

inicialn n – –

Concentració

equilibri1/3n 1/3n 2/3n 2/3n

K c3 2 3 2

3 3 2

[CH COOCH CH ] [H O]

[CH COOH] [CH CH OH]= →→ = =K

n

nc

2

2

(2/3 )

(1/3 )4

K

92. a) Indica quin és el pH d’una solució 0,01 M d’àcid nítric.

b) Afegim 0,82 g d’acetat de sodi a 1 L de la solució anterior.

Raona si el pH serà més petit, igual o més gran que en el cas anterior.

319

SOLUCIONARI

c) Per al cas b, calcula la concentració d’ió acetat en la solució.

Dades: masses atòmiques: H = 1; C = 12; O = 16;

Na = 23; Ka (àcid acètic) = 1,8 ⋅ 10−5


HNO3 + H2O → NO3−

+ H3O+

Concentració

inicialC – –

Concentració

equilibri0 C C

3] = 3+] = =

= − 3+ = − =

3

3 aq → 3−

aq + +aq

3−

3

3− + 2 → 3 + −

+

[CH COONa]

0,82 g

82 g mol

1 L0,013

1

= = =

m

Mr

V

· –

MM

3− = 3 = = C

CH3COO− + HNO3 → CH3COOH + NO3−

Concentració

inicialC C – –

Concentració

equilibri0 0 C C

3 = C =

320


CH3COOH + H2O →→← CH3COO− + H3O+

Concentració

inicial0,01 – –

Concentració


Kx

a3 3

3

52[CH COO ] [H O ]

[CH COOH]1,8 10

0= → =

+––·

,,01

[CH COO ] = 4,2 10 M34

–

·– –

x

x =

93. a) Explica breument i de forma clara en què es diferencien un àcid

fort i un àcid feble.

b) Explica també en què consisteix el fenomen de la hidròlisi.

c) Ordena en ordre creixent de pH les solucions dels compostos següents

(totes de concentració 0,1 M) i justifica la resposta:

HCl, H2SO4, NaOH, NH3, CH3COOH

d) Ordena també en ordre creixent de pH les solucions següents

(totes de concentració 0,1 M):

NaCl, NH4Cl, KNO3, NaCH3COO


HA + H2O → A−

+ H3O+

Concentració

inicialC – –

Concentració

equilibri0 C C

HA + H2O →→← A−

+ H3O+

Concentració

inicialC – –

Concentració

equilibriC − x x x

321

SOLUCIONARI

2 4 3

2 4 > > 3

2 4 < < 3

3

−

< 3

3 <

2 4 < < 3 < 3 <

3

4

4 aq → 4

+aq + −

aq

4

+3

4

++ 2 →← 3 + 3

+

−

4

4

+

3

3 aq → 3−

aq + +aq

3−

3

3− + 2 →← 3 + −

+

322

Reaccions àcid-base6

3

3−

4 < = 3 < 3

94. Una possible manera de neutralitzar un vessament d’àcid sulfúric

és mitjançant una reacció amb hidrogencarbonat de sodi, a partir

de la qual es forma sulfat de sodi, diòxid de carboni i aigua.

b) Escriu la reacció que té lloc.

b) Si es vessa 1 L d’àcid sulfúric 18 M, determina quina massa

d’hidrogencarbonat de sodi caldrà afegir-hi com a mínim.

c) Calcula el volum de diòxid de carboni que s’obtindrà, mesurat

a 1 atm de pressió i a 20 °C de temperatura.

d) Indica el significat del pictograma següent, que apareix a les ampolles

d’àcid sulfúric:

Dades: masses atòmiques: H = 1; C = 12; O = 16; Na = 23; S = 32;

R = 0,082 atm ⋅ L ⋅ K−1 ⋅ mol−1 = 8,31 J ⋅ K−1 ⋅ mol−1


2 4 + 3 → 2 4 + + 2

1 L sol. H SO18 mol H SO

1L sol. H SO2 4

2 4

2 4

· · ·

·

2 mol NaHCO

1 mol H SO

84 g

1 mol N

3

2 4

aaHCO3.024 g = 3,024 kg de NaHCO

3

3=

2

1 L sol. H SO18 mol H SO

1L sol. H SO2 4

2 4

2

·

44

2

2 4

2

2 mol CO

1 mol H SO= 36 mols de CO ·

Vn R T

P= = =

36 0,082 293

1864,9 L de

· ·

· · CO2

32

323

SOLUCIONARI

95. L’àcid fluorhídric és un àcid feble amb una Ka = 7,20 ⋅ 10−4.

Disposem d’una solució 5,00 10–2 M d’aquest àcid.


b) Calcula la massa d’hidròxid d’alumini que reaccionarà

estequiomètricament amb 200 mL d’aquesta solució.

c) Defineix solució amortidora (o reguladora) i raona el valor aproximat

que presentarà el pH en el punt d’equivalència quan es valori

una solució d’àcid fluorhídric amb una solució d’hidròxid de sodi.

Dades: Al = 27,0; H = 1,01; O = 16,0


HF + H2O →← F− + H3O+

Concentració

inicial5,00 · 10−2 – –

Concentració

equilibri5,00 · 10−2 − x x x

K = ⋅ −4

Kx

a3 4

2[F ] [H O ]

[HF]7,20 10

5,00 10= → =

+––·

· –– –2x

x = 3+ = ⋅ −3

= − 3+ = − ⋅ −3 =

−2 x ≅ ⋅ −2 x

x = 3+ = ⋅ −3 =

%· – ·

·– –

–=

(6,00 10 5,65 10 )

5,65 · 101

3 3

3000 6,19 %=

3 HF Al(OH) AlF3 3 + → + 3 HH O

200 mL 5 10 M g?

2

2· –

324


3

0,200 mL sol. HF5 10 mol HF

1L sol. H

2

·· –

FF

1 mol Al(OH)

3 mol HF

78 g Al(OH)

3

3

· ·

·11 mol Al(OH)

0,260 g Al(OH)3

3=

−

− + 2 →← + −

K = ⋅ −11 −

solucionari acid base2 bat santillana - ies can puig 239 programaciÓ d'aula npejgjdbu tj ft...

Documents