Solución de Problemas: Ácido-Base
Problema 1.
i) ¿Qué es un par ácido-base conjugado?
Según la Teoría ácido-base de Brønsted-Lowry, base es toda sustancia capaz de aceptar protones, y ácido es aquella capaz de cederlos. Una consecuencia de lo anterior es que existe la reversiblidad de la transferencia de protones, ya que al ceder un protón, un ácido HA, la parte restante: A-, sería capaz de aceptar este H+, o sea, se comportaría como una base, la cual es conocida como par conjugado.
tomado de: https://es.wikipedia.org/wiki/Base_conjugada
ii) Dadas las siguientes reacciones químicas, identifique en cada una los pares de ácidos y bases
conjugados:
a) $HCl (ac) + H_{2}O \rightarrow H_{3}O^{+} (ac) + Cl^{-}(ac)$
Ácido/Base
$HCl/Cl^{-}$
b) $NH_{3} (ac) + H_{2}O \rightarrow NH_{4}^{+} (ac) + (OH)^{-}(ac)$
Ácido/Base
$NH_{4}^{+}/NH_{3}$
c) $CH_{3}COOH (ac) + H_{2}O \longleftrightarrow H_{3}O^{+} (ac) + CH_{3}COO^{-}(ac)$
Ácido/Base
$CH_{3}COOH/CH_{3}COO^{-}$
Problema 2.
a) Escriba y nombre la base conjugada de los siguientes ácidos:
Ácido / Base
HSO4+ Ácido Sulfúrico / SO4 Sulfato
HNO3, Ácido Nítrico / NO3- Nitrato
NH4+, Amonio / NH3 Amónico
H2PO4+, Ácido Fosfórico / HPO4 Fosfato acido
H2O, Agua / OH- Hidroxilo (oxidrilo)
b) Escriba y nombre el ácido conjugado de las siguientes bases:
F- Floruro / HF Floruro de Hidrogeno
HPO4- Ácido Fosfórico / H2PO4 Dihidrogeno Fosfato
CN- Cianuro / HCN Cianuro de Hidrogeno (Ácido CianHidrico)
CH3COO- Acetato / CH3COOH Ácido Acético
H2O Agua / OH- Oxidrilos
Problema 3.
a) Escriba la reacción de autoionización del agua y la expresión de $K_w$.
$$ H_{2}O (ac) + H_{2}O (ac) \longleftrightarrow H_{3}O^{+} (ac) + OH^{-} (ac)$$
$$ H_{2}O (ac) \longleftrightarrow H^{+} (ac) + OH^{-} (ac)$$
$$ H_{2}O (ac) + H_{2}O (ac) \longleftrightarrow H_{3}O^{+} (ac) + OH^{-} (ac)$$
$$ H_{2}O (ac) \longleftrightarrow H^{+} (ac) + OH^{-} (ac)$$
$$ k_{w}=[H^{+}][OH^{-}] $$
b) A 25°C, $K_w$ tiene un valor de $1.0\times 10^{-14}$. Calcule $[H_{3}O^{+}]$ y $[OH^{-}]$ en agua pura a dicha temperatura.
Como $[H_{3}O^{+}]=[OH^{-}]$, la ecuación para $K_w$ se simplifica como:
$$ k_{w}=[H^{+}]^2$$
por tanto, la concentración es:
$$ [H^{+}]=\sqrt{k_{w}}=\sqrt(1.0\times 10^{-14})=10^{-7}$$
$$ [OH^{-}]=\sqrt{k_{w}}=\sqrt(1.0\times 10^{-14})=10^{-7}$$
c) Dé la definición de pH y pOH y calcule sus valores en agua pura a 25°C.
Como $[H_{3}O^{+}]=[OH^{-}]$, la ecuación para $K_w$ se simplifica como:
$$ k_{w}=[H^{+}]^2$$
por tanto, la concentración es:
$$ [H^{+}]=\sqrt{k_{w}}=\sqrt(1.0\times 10^{-14})=10^{-7}$$
$$ [OH^{-}]=\sqrt{k_{w}}=\sqrt(1.0\times 10^{-14})=10^{-7}$$
c) Dé la definición de pH y pOH y calcule sus valores en agua pura a 25°C.
$$ pH=-\log{(\sqrt{k_{w}})}=-\log{(\sqrt{1.0\times 10^{-14}})}=7$$
$$ pOH=-\log{(\sqrt{k_{w}})}=-\log{(\sqrt{1.0\times 10^{-14}})}=7$$
$$ pOH=-\log{(\sqrt{k_{w}})}=-\log{(\sqrt{1.0\times 10^{-14}})}=7$$
Problema 4.
a) ¿Qué condición debe cumplir una solución acuosa para ser neutra, a cualquier temperatura?
Para que una solución sea neutra su pH debe ser 7.
b) ¿Que condición debe cumplir una solución acuosa para ser ácida o básica, a cualquier temperatura?
Para que una solución sea ácida su pH < 7
Para que una solución sea básica su pH > 7
Problema 5.
A 60°C, Kw tiene un valor de 9,6×10-14.
a) ¿Cuál es el pH del agua pura a esa temperatura?
Tenemos que las concentraciones de protones y oxidrilos es:
$$[H{+}]=[OH^{-}]$$
entonces
$$ k_{w}=[H^{+}]^2$$
por lo tanto el pH es:
$$ pH=-\log{[H^{+}]}$$
$$ pH=-\log{(\sqrt{k_{w}})}=-\log{(\sqrt{9.6\times 10^{-14}})}=14.9872$$
$$ pH=-\log{[H^{+}]}$$
$$ pH=-\log{(\sqrt{k_{w}})}=-\log{(\sqrt{9.6\times 10^{-14}})}=14.9872$$
b) ¿Es neutra el agua pura a 60 °C?
No.
Problema 6.
Complete la siguiente tabla (todos los valores están a T = 25ºC)
$$\begin{array}{c|c|c|c|c|c|}
& [H^{+}] & [OH^{-}] & pH & pOH & \text{Tipo de solución:} \\
& & & & & \text{ácida, básica o neutra.} \\ \hline
\text{Destapa cañerías} & 6.31\times10^{-14}M & 1.58\times10^{-1}M & 13.20 & 0.80 & \text{Básica} \\ \hline
\text{Bicarbonato de sodio}& 6.31\times10^{-10}M & 1.58\times10^{-5}M & 9.20 & 4.80 & \text{Básica}\\ \hline
\text{Sangre} & 3.98\times10^{-8}M & 2.51\times10^{-7}M & 7.40 & 6.60 & \text{Neutra}\\ \hline
\text{Vino} & 3.16\times10^{-4}M & 3.16\times10^{-11}M & 3.50 & 10.50 & \text{Ácida}\\ \hline
\text{Jugo de limón} & 3,98\times10^{-3}M & 2.63\times10^{-12}M & 2.42 & 11.58 & \text{Ácida}\\ \hline
\end{array}$$
c) 500 cm3 de la solución anterior
Problema 9.
a) Una solución acuosa de $HNO_{3}$ tiene un pH = 2,30. Calcule la concentración de protones y de oxhidrilos en la solución. ¿Cuál era la concentración inicial del ácido?
Como tenemos el pH podemos calcular la concentración de protones
$$[H^{+}]=10^{-pH}=10^{-2.30}=5.01\times 10^{-3}$$
ahora calculamos la concentración de oxidrilos (hidronios)
$$pOH=14-pH = 11.70 $$
$$[OH^{-}]=10^{-pOH}=10^{-11.70}=1.9952623\times 10^{-12}$$
ahora, analizamos la reacción química,
$$\begin{array}{rcccccll}
& HNO_{3} (ac) &\rightarrow& NO_{3}^{-} (ac) &+& H^{+}(ac) \\
\text{Inicial [M]} & [HNO_{3}]_{0} & & --- & & 10^{-7} \\
\text{Cambio [M]} & -[HNO_{3}]_{0} & & +5.01\times 10^{-3} & & +5.01\times 10^{-3}\\ \hline
\text{Final [M]} & --- & & 5.01\times 10^{-3} & & \sim 5.01\times 10^{-3}\
\end{array}$$
por tanto ,
$$[HNO_{3}]_{0} = [H^{+}] = 5.01\times 10^{-3}$$
b) Una solución acuosa de KOH tiene un pH = 11,50. Calcule la concentración de protones y de oxhidrilos en la solución. ¿Cuál era la concentración inicial de la base?
Como tenemos el pH podemos calcular la concentración de protones
$$[H^{+}]=10^{-pH}=10^{-11.50}=3.16\times 10^{-12}$$
ahora calculamos la concentración de oxidrilos (hidronios)
$$pOH=14-11.50 = 2.50 $$
$$[OH^{-}]=10^{-pOH}=10^{-11.70}=3.16\times 10^{-3}$$
ahora, analizamos la reacción química,
$$\begin{array}{rcccccll}
& KOH (ac) &\rightarrow& K^{+} (ac) &+& (OH)^{-}(ac) \\
\text{Inicial [M]} & [KOH]_{0} & & --- & & 10^{-7} \\
\text{Cambio [M]} & -[KOH]_{0} & & +3.16\times 10^{-3} & & +3.16\times 10^{-3}\\ \hline
\text{Final [M]} & --- & & 3.16\times 10^{-3} & & \sim 3.16\times 10^{-3}
\end{array}$$
por tanto ,
$$[KOH]_{0} = [OH^{-}] = 3.16\times 10^{-3}$$
& [H^{+}] & [OH^{-}] & pH & pOH & \text{Tipo de solución:} \\
& & & & & \text{ácida, básica o neutra.} \\ \hline
\text{Destapa cañerías} & 6.31\times10^{-14}M & 1.58\times10^{-1}M & 13.20 & 0.80 & \text{Básica} \\ \hline
\text{Bicarbonato de sodio}& 6.31\times10^{-10}M & 1.58\times10^{-5}M & 9.20 & 4.80 & \text{Básica}\\ \hline
\text{Sangre} & 3.98\times10^{-8}M & 2.51\times10^{-7}M & 7.40 & 6.60 & \text{Neutra}\\ \hline
\text{Vino} & 3.16\times10^{-4}M & 3.16\times10^{-11}M & 3.50 & 10.50 & \text{Ácida}\\ \hline
\text{Jugo de limón} & 3,98\times10^{-3}M & 2.63\times10^{-12}M & 2.42 & 11.58 & \text{Ácida}\\ \hline
\end{array}$$
Problema 7.
a) Calcule el pH de soluciones de HCl 0,1; 0,01 y 0,001 M. Compare los resultados: ¿Cuándo la
concentración de H + aumenta 10 veces, qué sucede con el pH? ¿A medida que la concentración de ácido
baja, a qué valor se acerca el pH de la solución?
Tenemos que el HCl (cloruro de hidrógeno), es un ácido monoprótico (solo puede liberar un ion H+). es un ácido fuerte ya que se disocia completamente en agua. La reacción escribimos de la siguiente forma:
$$\begin{array}{cccccccl}
HCl (ac) & + & H_{2}O & \rightarrow & H_{3}O^{+} (ac) & + & Cl^{-}(ac) & pH = -\log{([H_{3}O^{+}])} \\
0.1M & & & & 0.1M & & 0.1M & pH = -\log{(0.1)}=1 \\
0.01M & & & & 0.01M & & 0.01M & PH = -\log{(0.01)}=2 \\
0.001M & & & & 0.001M & & 0.001M & pH = -\log{(0.001)}=3
\end{array}$$
$$\begin{array}{cccccccl}
HCl (ac) & + & H_{2}O & \rightarrow & H_{3}O^{+} (ac) & + & Cl^{-}(ac) & pH = -\log{([H_{3}O^{+}])} \\
0.1M & & & & 0.1M & & 0.1M & pH = -\log{(0.1)}=1 \\
0.01M & & & & 0.01M & & 0.01M & PH = -\log{(0.01)}=2 \\
0.001M & & & & 0.001M & & 0.001M & pH = -\log{(0.001)}=3
\end{array}$$
Cuando la concentración aumenta 10 veces el pH disminuye 1
Cuando la concentración disminuye el pH aumenta
b) Calcule el pH de una solución de Ca(OH)2 0,1M y 0,01 M. Compare el resultado con el obtenido para
NaOH de igual concentración y explique la diferencia.
El hidróxido de calcio es una base fuerte por lo que la disociación es
$$\begin{array}{cccccll}
Ca(OH)_{2} (ac) & \rightarrow & Ca_{2}^{+} (ac) & + & 2(OH)^{-}(ac) & pOH = -\log{([OH^{-}])}& pH=14-pOH \\
0.1M & & 0.1M & & 0.2M & pOH = -\log{(0.2)}=0.699 & pH = 13.301 \\
0.01M & & 0.01M & & 0.02M & pOH = -\log{(0.02)}=1.699 & pH = 12.301
\end{array}$$
$$\begin{array}{cccccll}
Ca(OH)_{2} (ac) & \rightarrow & Ca_{2}^{+} (ac) & + & 2(OH)^{-}(ac) & pOH = -\log{([OH^{-}])}& pH=14-pOH \\
0.1M & & 0.1M & & 0.2M & pOH = -\log{(0.2)}=0.699 & pH = 13.301 \\
0.01M & & 0.01M & & 0.02M & pOH = -\log{(0.02)}=1.699 & pH = 12.301
\end{array}$$
El hidróxido de sodio también es una base fuerte por lo que la disociación es
$$\begin{array}{cccccll}
NaOH (ac) & \rightarrow & Na^{-} (ac) & + & (OH)^{-}(ac) & pOH = -\log{([OH^{-}])}& pH=14-pOH \\
0.1M & & 0.1M & & 0.1M & pOH = -\log{(0.1)}=1 & pH = 13 \\
0.01M & & 0.01M & & 0.01M & pOH = -\log{(0.01)}=2 & pH = 12
\end{array}$$
$$\begin{array}{cccccll}
NaOH (ac) & \rightarrow & Na^{-} (ac) & + & (OH)^{-}(ac) & pOH = -\log{([OH^{-}])}& pH=14-pOH \\
0.1M & & 0.1M & & 0.1M & pOH = -\log{(0.1)}=1 & pH = 13 \\
0.01M & & 0.01M & & 0.01M & pOH = -\log{(0.01)}=2 & pH = 12
\end{array}$$
Problema 8.
Calcule el pH de las siguientes soluciones acuosas:
a) HCl 1% m/m (δ = 1,02 g/cm3)
Primero calculamos la masa molar
$$Mr(HCl) = 1+35.5=36.5g/mol$$
Ahora, como tenemos 1 g de HCl por cada 100g de solución (1% m/m) podemos calcular los moles de HCl en 1 g del mismo:
$$\begin{array}{rcl}
36.5g \text{ de HCl} & ------ & 1 \text{ mol} \\
1.0g \text{ de HCl} & ------ & x =(1g \text{ de HCl})\frac{1 mol}{36.5g \text{ de HCl}} = 0.0274 \text{ moles}
\end{array}$$
$$\begin{array}{rcl}
36.5g \text{ de HCl} & ------ & 1 \text{ mol} \\
1.0g \text{ de HCl} & ------ & x =(1g \text{ de HCl})\frac{1 mol}{36.5g \text{ de HCl}} = 0.0274 \text{ moles}
\end{array}$$
Luego calculamos el volumen de la solución ya que tenemos su densidad y su masa
$$V=\frac{\text{Masa de la solución}}{\text{Densidad de la solución}}=\frac{100g} {1.02g/cm^3}=98.04 cm^3$$
y entonces calculamos la molaridad
$$Molaridad=\frac{0.0274 moles}{0.09804 L} = 0.279 M$$
y ahora por estequiometria calculamos el pH
$$\begin{array}{cccccccl}
HCl (ac) & + & H_{2}O & \rightarrow & H_{3}O^{+} (ac) & + & Cl^{-}(ac) & pH = -\log{([H_{3}O^{+}])} \\
0.279M & & & & 0.279M & & 0.279M & pH = -\log{(0.279)}=0.554
\end{array}$$
$$\begin{array}{cccccccl}
HCl (ac) & + & H_{2}O & \rightarrow & H_{3}O^{+} (ac) & + & Cl^{-}(ac) & pH = -\log{([H_{3}O^{+}])} \\
0.279M & & & & 0.279M & & 0.279M & pH = -\log{(0.279)}=0.554
\end{array}$$
b) $10\,cm^{3}$ de una solución de ácido sulfúrico 0,3 molar ($\delta = 1,16 g/cm^3$ )
ahora por estequiometria calculamos el pH
$$\begin{array}{rcccccccl}
&H_{2}SO_{4} (ac) & + & 2H_{2}O & \rightarrow & 2H^{+} (ac) & + & SO_{4}^{2-}(ac) & pH = -\log{([H^{+}])} \\
\text{C. ini} &0.3M & & & & 10^{-7} & & --- & \\
\text{C. fin} & --- & & & & 0.6M & & 0.3M & pH = -\log{(0.6)}=0.22
\end{array}$$
&H_{2}SO_{4} (ac) & + & 2H_{2}O & \rightarrow & 2H^{+} (ac) & + & SO_{4}^{2-}(ac) & pH = -\log{([H^{+}])} \\
\text{C. ini} &0.3M & & & & 10^{-7} & & --- & \\
\text{C. fin} & --- & & & & 0.6M & & 0.3M & pH = -\log{(0.6)}=0.22
\end{array}$$
c) 500 cm3 de la solución anterior
Es igual que en el caso anterior, si no cambia la concentración no cambia el pH
$$pH = -\log{(0.6)}=0.22$$
d) Una solución que contiene 5 g de NaOH y 795 g de agua ($\delta = 1,05 g/cm^3$)
Primero calculamos la masa molar de NaOH
$$M_{r}(NaOH)= (23+16+1) \, g/mol=40\, g/mol$$
Con este valor, podemos calcular los moles que hay en 5g de NaOH,
$$\begin{array}{rcl}
40.0g \text{ de NaOH} & ------ & 1 \text{ mol} \\
5.0g \text{ de NaOH} & ------ & x =(5g \text{ de NaOH})\frac{1 mol}{40.0g \text{ de NaOH}} = 0.125 \text{ moles}
\end{array}$$
Ahora calculamos el volumen de la solución
$$V_{SN}=\frac{m_{SN}}{\delta_{SN}}=\frac{m_{H_{2}O}+m_{NaOH}}{\delta_{SN}}=\frac{5g+795g}{1.05\, g/cm^3}=762\, cm^3$$
Ahora, podemos calcular la concentración, en este caso expresada en moralidad
$$Molaridad=\frac{0.125\, moles}{0.762\, L} = 0.164 M$$
por ultimo, por estequiometria calculamos el pH
$$\begin{array}{rcccccll}
& NaOH (ac) & \rightarrow & Na^{-} (ac) & + & (OH)^{-}(ac) & pOH = -\log{([OH^{-}])}& pH=14-pOH \\
\text{C. ini} & 0.164M & & ------ & & 10^{-7} & & \\
\text{C. fin} & ------ & & 0.164M & & 0.164M & pOH = -\log{(0.164)}=0.785 & pH = 13.215
\end{array}$$
d) Una solución que contiene 5 g de NaOH y 795 g de agua ($\delta = 1,05 g/cm^3$)
Primero calculamos la masa molar de NaOH
$$M_{r}(NaOH)= (23+16+1) \, g/mol=40\, g/mol$$
Con este valor, podemos calcular los moles que hay en 5g de NaOH,
$$\begin{array}{rcl}
40.0g \text{ de NaOH} & ------ & 1 \text{ mol} \\
5.0g \text{ de NaOH} & ------ & x =(5g \text{ de NaOH})\frac{1 mol}{40.0g \text{ de NaOH}} = 0.125 \text{ moles}
\end{array}$$
Ahora calculamos el volumen de la solución
$$V_{SN}=\frac{m_{SN}}{\delta_{SN}}=\frac{m_{H_{2}O}+m_{NaOH}}{\delta_{SN}}=\frac{5g+795g}{1.05\, g/cm^3}=762\, cm^3$$
Ahora, podemos calcular la concentración, en este caso expresada en moralidad
$$Molaridad=\frac{0.125\, moles}{0.762\, L} = 0.164 M$$
por ultimo, por estequiometria calculamos el pH
$$\begin{array}{rcccccll}
& NaOH (ac) & \rightarrow & Na^{-} (ac) & + & (OH)^{-}(ac) & pOH = -\log{([OH^{-}])}& pH=14-pOH \\
\text{C. ini} & 0.164M & & ------ & & 10^{-7} & & \\
\text{C. fin} & ------ & & 0.164M & & 0.164M & pOH = -\log{(0.164)}=0.785 & pH = 13.215
\end{array}$$
Problema 9.
a) Una solución acuosa de $HNO_{3}$ tiene un pH = 2,30. Calcule la concentración de protones y de oxhidrilos en la solución. ¿Cuál era la concentración inicial del ácido?
Como tenemos el pH podemos calcular la concentración de protones
$$[H^{+}]=10^{-pH}=10^{-2.30}=5.01\times 10^{-3}$$
ahora calculamos la concentración de oxidrilos (hidronios)
$$pOH=14-pH = 11.70 $$
$$[OH^{-}]=10^{-pOH}=10^{-11.70}=1.9952623\times 10^{-12}$$
ahora, analizamos la reacción química,
$$\begin{array}{rcccccll}
& HNO_{3} (ac) &\rightarrow& NO_{3}^{-} (ac) &+& H^{+}(ac) \\
\text{Inicial [M]} & [HNO_{3}]_{0} & & --- & & 10^{-7} \\
\text{Cambio [M]} & -[HNO_{3}]_{0} & & +5.01\times 10^{-3} & & +5.01\times 10^{-3}\\ \hline
\text{Final [M]} & --- & & 5.01\times 10^{-3} & & \sim 5.01\times 10^{-3}\
\end{array}$$
por tanto ,
$$[HNO_{3}]_{0} = [H^{+}] = 5.01\times 10^{-3}$$
b) Una solución acuosa de KOH tiene un pH = 11,50. Calcule la concentración de protones y de oxhidrilos en la solución. ¿Cuál era la concentración inicial de la base?
Como tenemos el pH podemos calcular la concentración de protones
$$[H^{+}]=10^{-pH}=10^{-11.50}=3.16\times 10^{-12}$$
ahora calculamos la concentración de oxidrilos (hidronios)
$$pOH=14-11.50 = 2.50 $$
$$[OH^{-}]=10^{-pOH}=10^{-11.70}=3.16\times 10^{-3}$$
ahora, analizamos la reacción química,
$$\begin{array}{rcccccll}
& KOH (ac) &\rightarrow& K^{+} (ac) &+& (OH)^{-}(ac) \\
\text{Inicial [M]} & [KOH]_{0} & & --- & & 10^{-7} \\
\text{Cambio [M]} & -[KOH]_{0} & & +3.16\times 10^{-3} & & +3.16\times 10^{-3}\\ \hline
\text{Final [M]} & --- & & 3.16\times 10^{-3} & & \sim 3.16\times 10^{-3}
\end{array}$$
por tanto ,
$$[KOH]_{0} = [OH^{-}] = 3.16\times 10^{-3}$$
Problema 10.
a) Calcule el pH de una solución acuosa de HCl $10-^{8}$ M.
Analizamos la reacción química,
$$\begin{array}{rcccccll}
& HCl (ac) &\rightarrow& Cl^{-} (ac) &+& H^{+}(ac) \\
\text{Inicial [M]} & 10^{-8} & & --- & & 10^{-7} \\
\text{Cambio [M]} & -10^{-8} & & +10^{-8} & & +10^{-8}\\ \hline
\text{Final [M]} & --- & & 10^{-8} & & 1.1\times 10^{-7}
\end{array}$$
por tanto ,
$$pH = -\log{([H^{+}])}=-\log{(1.1\times 10^{-7})}=6.96$$
b) Calcule el pH de una solución acuosa de NaOH $10^{-8}$ M.
a) Calcule el pH de una solución acuosa de HCl $10-^{8}$ M.
Analizamos la reacción química,
$$\begin{array}{rcccccll}
& HCl (ac) &\rightarrow& Cl^{-} (ac) &+& H^{+}(ac) \\
\text{Inicial [M]} & 10^{-8} & & --- & & 10^{-7} \\
\text{Cambio [M]} & -10^{-8} & & +10^{-8} & & +10^{-8}\\ \hline
\text{Final [M]} & --- & & 10^{-8} & & 1.1\times 10^{-7}
\end{array}$$
por tanto ,
$$pH = -\log{([H^{+}])}=-\log{(1.1\times 10^{-7})}=6.96$$
b) Calcule el pH de una solución acuosa de NaOH $10^{-8}$ M.
Analizamos la reacción química,
$$\begin{array}{rccccc}
& NaOH (ac) &\rightarrow& Na^{+} (ac) &+& (OH)^{-}(ac) \\
\text{Inicial [M]} & 10^{-8} & & --- & & 10^{-7} \\
\text{Cambio [M]} & -10^{-8} & & +10^{-8} & & +10^{-8}\\ \hline
\text{Final [M]} & --- & & 10^{-8} & & 1.1\times 10^{-7}
\end{array}$$
por tanto ,
$$ pOH = -\log{([(OH)^{-}])}=-\log{(1.1\times 10^{-7})}=6.96$$
$$ pH=14-pOH = 14-6.96=7.04$$
$$\begin{array}{rccccc}
& NaOH (ac) &\rightarrow& Na^{+} (ac) &+& (OH)^{-}(ac) \\
\text{Inicial [M]} & 10^{-8} & & --- & & 10^{-7} \\
\text{Cambio [M]} & -10^{-8} & & +10^{-8} & & +10^{-8}\\ \hline
\text{Final [M]} & --- & & 10^{-8} & & 1.1\times 10^{-7}
\end{array}$$
por tanto ,
$$ pOH = -\log{([(OH)^{-}])}=-\log{(1.1\times 10^{-7})}=6.96$$
$$ pH=14-pOH = 14-6.96=7.04$$
Problema 11.
Decida si los siguientes ácidos o bases son débiles o fuertes, según la información dada:
Decida si los siguientes ácidos o bases son débiles o fuertes, según la información dada:
$$\begin{array}{|r|c|c|c|c|}\hline
Sustancia & Conc. [M] & pH & K_{a} \text{ ó } K_{b} &\text{¿ácido o base?} \\
& & & &\text{¿fuerte o debil?} \\ \hline
H_{2}SO_{4} & 0.05 & 1.00 & 0 & \text{Ácido Fuerte} \\ \hline
HIO & 0.1 & 5.82 & 2.3\times 10^{-11} & \text{Ácido debil} \\ \hline
C_{5}H_{5}N & 0.05 & 9.15 & 3.9\times 10^{-9} & \text{Base debil} \\ \hline
HClO_{4} & 0.01 & 2.00 & \infty & \text{Base Fuerte} \\ \hline
\end{array}$$
Sustancia & Conc. [M] & pH & K_{a} \text{ ó } K_{b} &\text{¿ácido o base?} \\
& & & &\text{¿fuerte o debil?} \\ \hline
H_{2}SO_{4} & 0.05 & 1.00 & 0 & \text{Ácido Fuerte} \\ \hline
HIO & 0.1 & 5.82 & 2.3\times 10^{-11} & \text{Ácido debil} \\ \hline
C_{5}H_{5}N & 0.05 & 9.15 & 3.9\times 10^{-9} & \text{Base debil} \\ \hline
HClO_{4} & 0.01 & 2.00 & \infty & \text{Base Fuerte} \\ \hline
\end{array}$$
Problema 12.
Calcule el pH de las siguientes soluciones a 25°C:
a) 0,50 M de HClO
Planteamos el equilibrio como sigue:
$$\begin{array}{rccccc}
& HClO (ac) &\leftrightarrow& ClO^{-} (ac) &+& H^{+}(ac) \\
\text{Inicial [M]} & 0.5 & & --- & & 10^{-7} \\
\text{Cambio [M]} & -x & & +x & & +x\\ \hline
\text{Eq. [M]} & 0.5-x & & x & & \sim x
\end{array}$$
Calculamos la concentración de oxidrilos ($x$) a parti de la constante de ionización
$$K_{a}=\frac{x^2}{0.5-x}\approx\frac{x^2}{0.5}$$
por tanto podemos despejar a $x$,
$$x=\sqrt{0.5K_{a}}=\sqrt{0.5\cdot 10^{-7.52}}=1.23\times10^-4$$
como ya tenemos la concentración de protones, calculamos el pH
$$pH=-\log{([H^{+}])}=-\log{(1.23\times10^{-4})}=3.91$$
b) 0,050 M de HClO
Planteamos el equilibrio como sigue:
$$\begin{array}{rccccc}
& HClO (ac) &\leftrightarrow& ClO^{-} (ac) &+& H^{+}(ac) \\
\text{Inicial [M]} & 0.05 & & --- & & 10^{-7} \\
\text{Cambio [M]} & -x & & +x & & +x\\ \hline
\text{Eq. [M]} & 0.05-x & & x & & \sim x
\end{array}$$
Calculamos la concentración de oxidrilos ($x$) a parti de la constante de ionización
$$K_{a}=\frac{x^2}{0.05-x}\approx\frac{x^2}{0.5}$$
por tanto podemos despejar a $x$,
$$x=\sqrt{0.5K_{a}}=\sqrt{0.05\cdot 10^{-7.52}}=3.89\times10^-5$$
como ya tenemos la concentración de protones, calculamos el pH
$$pH=-\log{([H^{+}])}=-\log{(3.89\times10^{-5})}=4.41$$
c) 0,50 M de $NH_{3}$
d) 0,050 M de $NH_{3}$
Datos: $pK_{a} (HClO) = 7,52$; $pK_{b} (NH_{3}) = 4,75$ (todas a 25 °C)
Calcule el pH de las siguientes soluciones a 25°C:
a) 0,50 M de HClO
Planteamos el equilibrio como sigue:
$$\begin{array}{rccccc}
& HClO (ac) &\leftrightarrow& ClO^{-} (ac) &+& H^{+}(ac) \\
\text{Inicial [M]} & 0.5 & & --- & & 10^{-7} \\
\text{Cambio [M]} & -x & & +x & & +x\\ \hline
\text{Eq. [M]} & 0.5-x & & x & & \sim x
\end{array}$$
Calculamos la concentración de oxidrilos ($x$) a parti de la constante de ionización
$$K_{a}=\frac{x^2}{0.5-x}\approx\frac{x^2}{0.5}$$
por tanto podemos despejar a $x$,
$$x=\sqrt{0.5K_{a}}=\sqrt{0.5\cdot 10^{-7.52}}=1.23\times10^-4$$
como ya tenemos la concentración de protones, calculamos el pH
$$pH=-\log{([H^{+}])}=-\log{(1.23\times10^{-4})}=3.91$$
b) 0,050 M de HClO
Planteamos el equilibrio como sigue:
$$\begin{array}{rccccc}
& HClO (ac) &\leftrightarrow& ClO^{-} (ac) &+& H^{+}(ac) \\
\text{Inicial [M]} & 0.05 & & --- & & 10^{-7} \\
\text{Cambio [M]} & -x & & +x & & +x\\ \hline
\text{Eq. [M]} & 0.05-x & & x & & \sim x
\end{array}$$
Calculamos la concentración de oxidrilos ($x$) a parti de la constante de ionización
$$K_{a}=\frac{x^2}{0.05-x}\approx\frac{x^2}{0.5}$$
por tanto podemos despejar a $x$,
$$x=\sqrt{0.5K_{a}}=\sqrt{0.05\cdot 10^{-7.52}}=3.89\times10^-5$$
como ya tenemos la concentración de protones, calculamos el pH
$$pH=-\log{([H^{+}])}=-\log{(3.89\times10^{-5})}=4.41$$
c) 0,50 M de $NH_{3}$
d) 0,050 M de $NH_{3}$
Datos: $pK_{a} (HClO) = 7,52$; $pK_{b} (NH_{3}) = 4,75$ (todas a 25 °C)
13. Cuando 150 mg de una base orgánica de masa molar 31,06 g/mol se disolvieron en 50 ml de agua, su pH
resultó ser 10,05. Calcule la Kb de la base y su pKb
14. Se disuelve una base en agua y se mide el pH, registrándose un valor de 9,14 a 25°C. Calcule la
concentración inicial de la base.
Datos: Kb = 1,00×10-9; Kw = 1,00×10-14
15. En una solución acuosa de NH3 se encuentra que un 2,68 % está ionizado. Sabiendo que la Kb = 1,8×10-5
a 25°C, calcule:
a) La concentración molar de la base
b) El pH de la solución.
c) Calcule el α% para la misma base pero 10 veces más diluída. ¿Qué tendencia observa?
16. a) Calcule la constante de basicidad del ion fluoruro a partir del valor de la constante de acidez del ácido
fluorhídrico: Ka (HF) = 6,8×10−4
.
b) Calcule la constante de acidez del ion amonio a partir del valor de la constante de basicidad del
amoníaco: Kb (NH3) = 1,8×10−5
.
c) Cuál de los ácidos es más fuerte? Cuál de las bases es más fuerte?
17. El ácido fórmico es un ácido monoprótico. Una solución 0,2 M de formiato de sodio tiene un pH = 8,53.
Calcule la Ka del ácido fórmico.
18. La piridina (C5H5N) es una base débil cuya Kb = 2×10-9. Una solución de su sal, cloruro de piridonio
(C5H6NCl) tiene un pH = 4,00. Calcule la concentración molar de la sal.
19. a) Escriba las reacciones de obtención de las siguientes sales, a partir de los correspondientes ácidos y
bases:
i) nitrato de potasio
ii) nitrito de potasio
iii) nitrato de amonio
iv) nitrito de amonio
b) Prediga si las soluciones acuosas de las sales dadas serán ácidas, básicas o neutras. Justifique sus
respuestas.
20. Calcule el pH de las siguientes soluciones salinas:
a) 0,1 M de cloruro de amonio
b) 0,1 M de nitrato de estroncio
c) 0,1 M de cianuro de rubidio
Datos: Ka (HCN) = 4,8×10−10; pKb (NH3) = 4,75
21. Escriba la reacción de neutralización correspondiente y (considerando siempre volúmenes aditivos)
calcule el pH de las soluciones acuosas obtenidas cuando se mezclan:
a) 10 cm3
de HCl 0,1 M y 5 cm3
de NaOH 0,1 M
b) 10 cm3
de HCl 0,1 M y 10 cm3
de NaOH 0,1 M
c) 10 cm3
de HCl 0,1 M y 15 cm3
de NaOH 0,1 M
22. En una titulación se neutralizan completamente una solución acida y una solución básica. Se titulan dos
soluciones ácidas con hidróxido de sodio:
a) 10 cm3
de H2SO4 0,1 M
b) 10 cm3
de CH3COOH (ácido acético) 0,1 M
En cada caso: escriba la reacción de neutralización, calcule qué volumen de NaOH 0,1 M se necesita,
cuantos moles de sal se obtienen y cuál es el pH de la solución obtenida. Para qué es importante saber si el
ácido es fuerte o débil?
Dato: Ka (CH3COOH) = 1,8×10-5
23. Se tienen soluciones acuosas 0,1 M de los siguientes solutos:
NaOH / H2SO4 / NaCl / HF / NaF / HCl / NH4Cl / NH3.
Ordénelas de acuerdo a pH creciente, justificando el orden propuesto sin hacer cálculos de pH
Datos: Kb (NH3) = 1,8×10−5
; Ka (HF) = 6,8×10−4
24. Decida si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Justifique todas sus respuestas.
a) Cuando se mezclan un ácido débil y una base débil en cantidades estequiométricas, la solución
resultante será neutra.
b) Una solución 0,2 M del ácido fuerte H2A tiene mayor pH que una solución 0,2 M del ácido fuerte HA.
c) Realizar una dilución cambia el valor del pH de la solución original.
Comentarios
Publicar un comentario