Taller  de  equilibrio  iónico    

Efecto  de  Ion  común    

1. Si   se   mezclan   10   mL   de   HCOOH   0,1  M     con   5   mL   de   HCl   0,05  M,   calcular   el   pH   de   la  solución.  

2. Si   se  mezclan   2  mL   de  NaOH  0,01  M   con   10  mL   de  NH3(ac)   0,1  M,   calcular   el   pH   de   la  solución    

3. Calcular  el  volumen  en  mL  de  NaF  0,1  M  que  se  deben  adicionar  a  20  mL  de  HF  0,05  M  para  obtener  una  solución  de  pH  2,87    

4. Calcular  el  volumen  de  etilamina  0,1M  que  se  debe  adicionar  a  10  mL  de  etilamonio  (sal  que  tiene  ion  común  con  la  etilamina)  0,06  M  para  formar  una  solución  de  pH  11,0  

5. Diez  mililitros  de  un  ácido  débil  desconocido  HX  0,1  M  se  mezcla  con  8  mL  de  NaX    0,2  M  y  se  obtiene  una  solución  de  pH  igual  a    3,6.    Identificar  el  ácido  débil  utilizando  los  datos  de  tabla  de  acidez.  

6. Doce  mililitros  de  una  base  débil  0,2M  mezclados  con  8  mL  de  una  sal  0,1  M  (la  sal  tiene  un   ion   común   con   la   base)   forman   una   solución   de   pH   10,3.     Identificar   la   base   débil  utilizando  los  datos  de  la  tabla  de  constantes  de  base.        

7. La   trimetilamina   es   una   base   débil   que   se   ioniza   según   la   ecuación:                                                                            (CH3)3N  +  H2O  D  (CH3)3NH+  +  OH-­‐.    Analizar  en  el  equilibrio,    si  la  concentración  de  la  base  es  mayor,  igual  o  menor  que  la  concentración  del  ion    (CH3)3NH+  en  los  siguientes  casos:  

a. pH  =  9,8  b. pH  menor  que  9,8  c. pH  mayor  que  9,8  

8. Un   ácido   débil   desconocido   HX   está   en   equilibrio   con   sus   iones   respectivos,   según   la  ecuación:    HX  +  H2O  D  H3O+  +  X-­‐  .    Una  solución  en  la  cual    [HX]  =  [X-­‐]  tiene  un  pH  de  4,9  identificar  el  ácido  utilizando  las  constantes  de  acidez  de  la  tabla.  

Ejercicios  de  Hidrólisis    

9.  Calcular  el  pH  de  una  solución  0,2  M  de  propianato  de  potasio  KC3H5O2.  Observar  que  el  propianato  de  potasio  es  una  sal  del  ácido  propiónico.    

10.  Una  sal  desconocida  de  fórmula  KX,  en  una  solución  acuosa  0,15  M  presenta  un  pH  de  8,5  (K  es  el  potasio  y  X  es  un  anión  de  un  ácido  débil  HX,  base  conjugada  del  HX).  Identificar  la  sal  desconocida.  

11. Calcular  el  pH  de  10  mL  de  cloruro  de  amonio  NH4Cl  0,15  M.  Analizar  el  cambio  en  el  pH  si  se  hubiese  tomado  un  volumen  de  20  mL  de    la  misma  solución.    

12. A  100  mL  de  una  solución  de  acetato  de  sodio  CH3COOH  0,001  M  se  le  adicionan  0,5  g  de  acetato  de  sodio  sólido,  calcular  el  pH  de  la  solución    

Ácidos  y  bases  débiles  y  fuertes    

13.  Diez  mililitros  de  una  solución  0,1  M  de  amoniaco  NH3(ac)    tiene  un  pH  de  11,12.    Si  a  esta  solución  se  le  adiciona  diez  mililitros  de  agua,  calcular  el  pH  de  la  solución  diluida  

14. Una  solución  de  ácido  propiónico  tiene  un  pH  de  2,94.    Cual  es  la  concentración  del  ácido  propiónico  sin  disociar  (concentración  inicial)  

15. La   solución   estomacal   consiste   en   una   solución   de   HCl,   la   cual   tiene   un   pH   de   4,0.   La  ingesta  de  un  alimento  ácido,  aumenta   la  acidez  del  estómago  a  pH  de  3,0.    Calcular   las  moles  de  ácido  consumidas.              

16. A  diez  mililitros  de  una  solución  0,1  M  de  NaOH  se  le  adicionan  1,0  g  de  Ca(OH)2    calcular  el  pH  de  la  solución  

17. Una  solución  0,05  M  de  HNO3  tiene  un  pH  de  1,3.    A  partir  de   los  datos   identifique  si  el  HNO3  es  un  ácido  fuerte  o  débil    

Soluciones  Buffer,  amortiguadoras  o  reguladoras    

18. Calcular   el   rango   de   pH   en   el   cual   las   siguientes   soluciones   tienen   un   comportamiento  Buffer  

a. Una  solución  de  ácido  fórmico  HCOOH  y  y  formiato  de  potasio  KCOOH  b. Una   solución   de   trimetilamina   y   trimetilamonio   (sal   con   ion   común   con   la  

trimetilamina)  c. Una  solución  de  amoniaco  y  amonio  (par  conjugado  del  amoniaco)    d. Una  solución  de  ácido  acético  y  acetato  de  sodio        

19.  Calcular  el  cambio  en  el  pH  ocasionado  por  la  adición  de  0,5  mL  de  NaOH  a  diez  militros  de   una   solución   amortiguadora   que   es   0,2  M   en   ácido   acético   y   0,15  M   en   acetato   de  sodio  

20. Calcular   el   cambio   de   pH  que   se   produce   por   la   adición   de   1  mL   de  KOH  0,12  M  a   una  solución  Buffer,   formada  por   la  mezcla   de   10  mL   de  NH4OH  0,15  M   con   8  mL   de  NH4Cl  0,21M    

21. Calcular  el  cambio  de  pH  que  se  produce  al  adicionar  1,5  mL  de  HCl  0,18M  a  40  mL  de  una  solución  Buffer  que    es  0,005  M  en  NH3  (ac)  y    0,025  M  en  NH4  OH  (ac)      

22. Si   se  mezclan   10  mL   de   CH3COONa  0,18  M   con   100  mL  de   CH3COOH  1  M,  Analice   si   se  forma  una  solución  Buffer  y  explique  su  respuesta.    

23. Se   necesita   preparar   un   litro   de   solución   Buffer   de   pH   4,0   mezclando   una   solución   de  HNO2    0,1M  con  otra  solución  de  KNO2  0,15  M,  Calcular  el  volumen  que  de  cada  solución  se  requiere      

24. Encontrar   la   relación  que  debe  existir  entre   las  concentraciones  de   la  sal  y  el  ácido  para  que  la  solución  resultante  no  cumpla  el  rango  de  pH  en  el  que  se  comporta  como  solución  Buffer,   a   partir   del   análisis   de   la   expresión   de   Henderson   Hanselbach:     pH   =   pKa   +   log  [Sal]/[ácido]